módulo 01:
Átomos


módulo 02:
Tabela Periódica


módulo 03:
Ligações químicas


módulo 04:
Nomenclatura


módulo 05:
Estruturas da Matéria


módulo 06:
Substâncias do Ambiente


módulo 07:
Reacções Químicas


módulo 08:
Reacções em Equilíbrio


módulo 09:
Reacções ácido-base


módulo 10:
Reacções REDOX


módulo 11:
Reacções orgânicas


módulo 12:
Reacções bioquímicas


módulo 13:
Análise qualitativa


módulo 14:
Análise quantitativa


módulo 15:
A Indústria Química

módulo 16:
Reacções no Ambiente

ESTRUTURAS DA MATERIA

Introdução

Definição:
Uma SUBSTÂNCIA é cada parte da matéria, seja sólida, líquida ou gasosa, com uma composição constante e que possui distintas propriedades.

MATÉRIA é considerado qualquer coisa que tem massa e espaço.

Depois de recolher conhecimento do átomo, do elemento, das ligações químicas e da nomenclatura, é possível tratar a matéria e as substâncias do ponto de vista químico.
Não só tratamos as substâncias duma perspectiva física, mas também a partir das partículas do micromundo: átomos, iões e moléculas.
Assim podemos compreender melhor as propriedades da matéria.

Índice:

1. Carácter corpuscular da matéria

1.1 MOL; massa molar

1.2 Volume de gases

2. Substâncias puras & misturas

2.1 As fases; (s) (l) (g) (e aq)

2.2 Misturas homogéneas e heterogéneas

2.3 Concentração; molaridade

2.4 Percentagem de massa ou volume

3. Propriedades das substâncias puras

3.1 Tipos de redes

3.2 Mudanças de fase

3.3 Solubilidade

3.4 Condutibilidade

3.5 Dureza das substâncias

3.6 Água cristalina, hidratação

4. Métodos de separação

4.1 Extracção de (s)+(s)

4.2 Absorção de (l)+(l) ou (l)+(s) ou (g)+(g)

4.3 Destilação de (l)+(l)

4.4 Filtração de (s)+(l)

4.5 Precipitação de (s)+(l)

4.6 Evaporação de (l)+(s)

4.7 Centrifugação de (s)+(l)

5. A matéria e a energia

5.1 Energia nos nutrientes

5.2 Energia e mudanças de fase

5.3 Combustíveis fosseis

5.4 Combustíveis alternativos

5.5 Baterias/pilhas





1. Carácter corpuscular da matéria


Exercício 1
O ar, será uma substância?
Explique a sua resposta.

Quase toda matéria é constituída por misturas.
Uma mistura pode ser separada nos componentes que são substâncias puras.
Substâncias puras são constituídas por um só tipo de moléculas, ou iões.
Uma substância pura, um composto, podemos decompor, assim finalmente formando os elementos que, cada um, é constituído por um só tipo de átomos.

Exercício 2
A água do mar, será uma substância pura?
Explique a sua resposta.

Cada substância é constituída por partículas.
As partículas podem ser: (macro)moléculas ou iões (simples ou complexos); em casos excepcionais (gases nobres): átomos soltos.
Essas partículas podem mostrar variações em tamanho, massa molecular, carga, o carácter (a)polar e energia cinética (movimento, vibrações).

Exercício 3
Imagine uma substância constituída por partículas relativamente pequenas, com grande mobilidade, pouca massa e pouca atracção para outras partículas.
Esta substância será sólida, líquida ou gasosa?
Explique a sua resposta.
resposta

Aquecer uma substância é semelhante ao fornecer energia de calor.
ou:
o sistema recebe energia cinética.
De facto, isto implica que cada partícula obtém mais energia cinética e o movimento das partículas aumenta.
Não há limites no aquecimento; pode chegar até milhões de graus centígrados.

Arrefecer uma substância é limitado. Neste processo, o movimento das partículas diminui até - finalmente - chegar a falta total de movimento.
Chegámos a uma temperatura mínima: 0 Kelvin. É o mínimo absoluto da temperatura (-273oC). Mais não podemos arrefecer.
Mesmo as partículas mais leves com só muito pouca atracção chegam à situação em que as partículas perdem o seu movimento, ficam juntos formando um sólido à aquela temperatura de 0 Kelvin.

Deve estar claro que temperatura da substância está directamente ligada com o movimento das partículas da substância.
Podemos afirmar que a temperatura duma substância é uma indicação directa do movimento das partículas.


1.1 MOL; massa molar

Primeiro lembramo-nos uns dados do módulo 01, sobre os átomos:

partícula Massa (g) Massa (u.m.a) Carga
Electrão 9,1*10-28 0 -1
Neutrão 1,67495*10-24 1 0
Protão 1,67254*10-24 1 +1


A unidade de qualquer massa do átomo = u.m.a.
Uma unidade de massa atómica podemos considerar a massa média de um nucleão.
Um elemento pode ter diversos isótopos com números de massa diferentes.
A massa média dos isótopos, que normalmente se encontra nas tabelas na literatura, chamamos a massa atómica




Também moléculas têm uma massa que depende da massa dos átomos constituintes. Basta somar as massas atómicas para chegar à massa molecular.
Água é constituído por um átomo de Oxigénio en dois átomos de Hidrogénio, portanto, a massa molecular é: 16,0 + 2x1,0 = 18,0

Agora voltamos para o assunto do parágrafo: Mol e massa molar. Primeiro um exercício:

Exercício 4
A seguinte afirmação é verdadeira ou falsa?
"Sem usar unidades, a massa molar tem igual valor como a massa molecular".

A massa da substância encontra-se nos protões e neutrões, enquanto que a massa dos electrões é desprezável, não vale a pena. Assim, a massa (molecular) duma partícula depende directamente da massa dos núcleos, ou seja, do número de nucleões.
Portanto, quando uma partícula (uma molécula por exemplo) contém 100 nucleões, a massa molecular desta partícula será 100 u.m.a.
A molécula de água contém 2 átomos de hidrogénio e 1 átomo de oxigénio.
  • Cada átomo de hidrogénio contém 1 protão no núcleo;
  • Cada átomo de oxigénio contém 8 protões e 8 neutrões no núcleo;
  • Uma molécula de água contém 2 + 16 = 18 nucleões, portanto, a massa é 18 u.m.a.
Para chegar a 1 grama de qualquer massa, são necessários 6 x 1023 nucleões (é o número de Avogadro).
Este quantidade é chamada: 1 MOL (é uma unidade de quantidade, tal como um par (2), uma dúzia (12) uma grosa (144)).
Pode ter 1 MOL de moléculas, 1 MOL de iões, 1 MOL de electrões, 1 MOL de protões etc. Sempre contém: 6 x 1023 partículas do próprio tipo.

Exercício 5
O número de homens em todo o mundo chega a 1 MOL? Explique com um cálculo estimativo.
resposta

Controle bem:
Uma partícula (molécula) de água contém 18 nucleões; (1 molécula de água tem uma massa de 18 u.m.a.)
Uma MOL de água contém 6 x 1023 moléculas;
1 MOL de água contém 6 x 1023 x 18 nucleões
6 x 1023 nucleões têm uma massa de 1 grama 1 MOL de água tem uma massa de 18 gramas

Portanto:
  1. A massa de 1 molécula de água é: 18 u.m.a. (massa molecular)
  2. A massa de 1 MOL de água é: 18 g (massa molar)


Número de massa e massa atómica

Aqui mais uma lembrança do módulo 01, cencernente a massa atómica:

Uma complicação nestes cálculos é a existência de isótopos.

Do elemento Cloro existem na natureza dois tipos (dois isótopos): aqueles átomos com 18 neutrões e outros com 20 neutrões.
1 MOL de 35Cl tem uma massa de 35 g [número de massa é 35]
1 MOL de 37Cl tem uma massa de 37 g [número de massa é 37]
Na natureza encontra-se uma mistura dos dois tipos, na proporção de ± 3:1 o que significa que o elemento Cloro tem uma massa atómica média de ± 35,5.  De modo geral, a massa atómica é a média dos números de massa dos isótopos.

Exercício 6
  1. Calcule a massa molecular do sal da cozinha.
  2. Sal da cozinha é constituído por iões; qual é a consequência para a massa?
  3. De facto, podemos falar de moléculas do sal da cozinha? Explique.

Exercício 7
As moléculas podem variar muito em tamanho. Água tem moléculas pequenas, proteínas e polisacarídeos têm macromoléculas.
Amilose é um poliglicose, constituído por muitas moléculas de glicose. Supondo uma molécula de amilose com 800 monómeros, fórmula: (C6H10O5)n, calcule a massa molecular deste polímero.

É difícil imaginar-se o tamanho (tão pequeno) das partículas duma substância. Moléculas de açúcar, dissolvidas na água, não podemos observar; formam uma solução transparente, tal como a maior parte das moléculas numa solução.
Mas existem grande diferenças entre as partículas: as macromoléculas do amido, por exemplo, são muito grandes e criam uma certa turvação na sua solução aquosa.
Uma vez que na prática podemos ver a substância sólida a olho nu, mesmo se for constituída por moléculas pequenas, a conclusão deve ser: as moléculas existem em quantidades enormes. Juntos formam uma rede de partículas. Nos podemos observar o resultado total.

Exercício 8
Um só cristalinho de açúcar pode conter mais de 100.000.000.000.000.000 moléculas C12H22O11.
É verdadeira esta afirmação ou não?

O diagrama em baixo mostra umas relações entre as unidades no micro-nível (átomos etc.) e no mácro-nível (gramas etc.) com a unidade MOL no centro:



Exemplo 1:
Da substância CuSO4.5H2O temos 4 gramas. (são cristais hidratados)
São quantas MOLes? consulte o livro de tabelas

resposta:
De grama para MOL deve-se usar a massa molecular, neste caso: Cu + S + 4O + 10H + 5O = 63,5 + 32,1 + 64 + 10 + 80= 249,6

249,6 gramas da substância CuSO4.5H2O = 1 MOL CuSO4.5H2O.

1 grama = 1/249,6 MOL

4 gramas = 4 x 1/249,6 MOL = 0,016 MOL

4 gramas de CuSO4.5H2O encontram-se em 0,016 MOL CuSO4.5H2O

ou seja:

0,016 MOL CuSO4.5H2O têm uma massa de 4 gramas
ou:
4 gramas de CuSO4.5H2O são 0,016 MOL CuSO4.5H2O

Exemplo 2:
Imagine que num copo (pequeno) de cerveja (100 mls) se encontram 5 mls de álcool (C2H5OH. Isto é: a VOL% é 5); a densidade de álcool=0,8g/ml), quantas gramas de álcool encontram-se num litro de cerveja?

resposta:
A resposta deve indicar gramas e conhecemos o álcool em mls
5 mls de álcool por 100ml de cerveja 50 mls de álcool por 1000 ml de cerveja (1 litro)
Não queremos mls de álcool, mas gramas. Portanto, é necessário usar a densidade d:
d = 0,8 1 mililitro de álcool tem uma massa de 0,8 gramas 50 mls têm uma massa de 50 x 0,8 gramas (= 40 gramas).
1 litro de cerveja (=1000 mls) contém 40 gramas de álcool.
[quem toma um copo de cerveja (= 100 mls de cerveja) consume 5 mls = 4 gramas de álcool. Um copo grande dá 8 gramas de álcool]

Exercício 9
Explique aos seus colegas o significado de cada seta no esquema.

Exercício 10
verdadeira ou falsa? explique!
  1. 12 g de Carbono contêm 1 mol de átomos
  2. 28 g de Nitrogénio contêm 1 mol de moléculas
Resposta:
resposta

1.2 Volume de gases

Qualquer gás, à temperatura de 0oC e uma pressão de 1 atm. tem um volume de 22,4 litros por MOL (= volume molar dos gases). O volume dos gases não depende do tamanho das moléculas, mas sim da distância entre as moléculas.
N.B. cada gás tem o mesmo volume molar, mas não a mesma massa molar!! As moléculas de Hidrogénio são muitíssimo mais leve do que as moléculas de butano.
Não importe qual seja o gás, mas o volume que ocupa é igual em todos os casos a definida temperatura e pressão. Ou, por outras palavras:


A temperatura T é dada em Kelvin!
A pressão em Nm2    
O volume em m3
A constante cn x Rn é o número de moles e R = 0,0821 J x mol-1 x K-1


Exercício 11
Calcule o volume de 10 gramas do gás hidrogénio, 10 gramas do gás Hélio e 10 gramas do gás butano, todos medidos a 0oC e 1atm.

Exercício 12
No exercício anterior surge um problema prático: a 0oC e 1atm., o gás butano já não é gasoso; mas tornou-se um líquido.
  1. o que diz isso acerca do ponto de ebulição de butano?
  2. qual a implicação para o volume calculado?

Exercício 13
Calcule o volume de gás a uma temperatura de 25oC e 76mmHg.



2 Substâncias puras & misturas

Exercício 14
Mencione umas substâncias que se encontram num estado puro (não misturado):
  1. nas lojas ou em casa
  2. na natureza


2.1 As fases; (s) (l) (g)       (e (aq))

Exercício 15
Falando das fases ou estados físicos das substâncias, oficialmente, o (aq) não pertence às fases. Explique.

No livro de tabelas, tabela VII, podemos encontrar um esquema que mostra modelos de cada fase, em termos de partículas.

No estado sólido, as partículas encontram-se em posições rígidas, não têm liberdade de movimento, têm falta de mobilidade. Vibrações sim são possíveis, dependente da temperatura. O movimento aumenta com a temperatura.
As partículas, normalmente, formam padrões regulares (redes) e a substância tem uma estrutura cristalina.
As partículas imóveis causam uma forma definida do sólido.Certos sólidos não são cristalinos, mas amorfos (sem forma), por exemplo: vidro, plástico e gel.

No estado líquido, as partículas têm uma certa mobilidade que depende do carácter das partículas e da temperatura.
Não formam estruturas rígidas, mas, tal como nos sólidos, ficam juntas por razões de atracção. Com certeza, todas partículas no líquido sofrem vibrações.
A mobilidade das partículas dá ao líquido um carácter de fluidez.

No estado gasoso, as partículas ficam todas separadas, cada uma com toda liberdade de se mover. Há relativamente muito espaço entre as partículas, assim criando a possibilidade de comprimir a substância gasosa.
As partículas exercem (choques com outras superfícies) uma pressão dependente da energia e do número das partículas que constituem o gás.

N.B.
Existe um mau conceito, em particular acerca dos líquidos:

As partículas num líquido – tal como num sólido – ficam muito perto uns com os outros. A diferença com o sólido é de que as partículas podem mover, não têm uma posição fixa, podem deslocar-se. As partículas dos líquidos contêm energia cinética demais para ficar na sua posição, mas falta energia para afastar-se umas das outras.

Portanto: um líquido não é coisa entre gás e sólido, mas tem uma densidade tal como um sólido e também não pode ser comprimido.

(aq) usa-se muitíssimo na química, mas não apresenta um estado; sim uma mistura: sempre trata-se aqui duma solução duma substância em água.
NaCl(aq) quer dizer: um solução do sal da cozinha.

Exercício 16
Os processos seguintes são processos reais?
Explique a sua resposta por descrever o acontecimento:
  1. H2O(l)  H2O(g) 
  2. CuSO4(aq) CuSO4(s)
  3. Na2CO3.10H2O Na2CO3(l)



2.2  Misturas homogéneas e heterogéneas

Em princípio - teoricamente - podemos distinguir dezoito tipos de misturas com dois componentes, partindo dos três estados físicos dos possíveis componentes (9 opções na tabela). Tabém teoricamente existe, para cada mistura, a possibilidade homogéneo e heterogénea (cada opção na tabela duas vezes.

(s)
(l)
(g)
(s)
(s) + (s) (s) + (l) (s) + (g)
(l)
(l) + (s) (l) + (l) (l) + (g)
(g)
(g) + (s) (g) + (l) (g) + (g)


Todavia, a realidade é um pouco diferente:
  1. (l) + (s)     e     (s) + (l) são iguais.
  2. (g) + (g) é uma mistura sempre homogénea; não tem forma heterogénea.
  3. (g) + (s) só existe em misturas heterogéneas.
  4. .................................
  5. .................................

Exercício 17
Tente preencher as linhas abertas.

Alguns exemplos:
  • Uma mistura de cristais de sal e açúcar é: (s) + (s) heterogéneo
  • Uma mistura de CO2 em água (água com gás) é homogénea, mas torna-se heterogénea ao momento de abrir a garrafa.
  • O ar é uma mistura de gases (homogénea)


Exercício 18
Quais as misturas que se indicam com (aq)?

Exercício 19
Quantas misturas diferentes podemos distinguir afinal?

(a)18       (b)12      (c)11       (d)10       (e)9       (f)6      
Justifique a sua escolha.

Exercício 20
Considerando a cerveja uma mistura de água e álcool, de que tipo é esta mistura?
resposta

Exercício 21
Que tipo de mistura é o bronze?

Exercício 22
Sal da cozinha, sem impurezas, é constituído por iões de sódio e iões cloreto.
Será que o sal da cozinha é uma substância pura?


2.3 Concentração & Molaridade

A mistura muito usada na química é:  (s) + (l) homogénea
O (s) é qualquer substância sólida que dissolve em (l). Muitas vezes (l) é água.

A palavra "solução aquosa" implica uma mistura de (l) = água = solvente com um soluto que pode ser (s), (l) ou (g). Na química usamos aqui a palavra "concentração", o que quer dizer: a quantidade de moles do soluto por litro de solução.

Exercício 23
1 litro 1,0 M NaCl [pronúncia: um molar NaCl] contém 1 mol NaCl.
Quantas moles dos iões Cl- e Na+ contêm 0,2 moles de NaCl?


2.4 Percentagem de massa ou volume

Exercício 24
Imagene uma garafa de cerveja de 1 litro. A cerveja tem uma percentagem de volume (Vol%) de 6. A densidade de álcool é 0,8.
Quantas moléculas de álcool existem na garafa?


resposta















Exercício 25
Dizem que a qualidade de Carvão nas minas de Tete (Moçambique) é muito boa, contendo Enxofre em quantidades iguais a ou menos de 1% da MASSA.
Queimando uma tonelada de Carvão de Tete, quantos quilos de Enxofre queimamos pelo máximo?



3 Propriedades das substâncias puras

Uma substância pura é caracterizada por ser constituída por um só tipo de partículas.
Assim, o açúcar, sem impurezas, é constituído por moléculas de sacarose (C12H22O11) só.

A tendência dos átomos para atrair partículas negativas (normalmente electrões) é chamada: ELECTRONEGATIVIDADE (veja módulo 3).
A electronegatividade (dos átomos neutros) tem uma abreviatura: a letra E.
A força com que esta atracção é executada, quer dizer a atracção do átomo às partículas negativas (em geral electrões) depende, entre outros:
  1. da carga nuclear
  2. do raio do átomo
Quanto maior a carga nuclear, mais forte é a atracção às partículas negativas;
Quanto maior a distância do núcleo para a zona exterior, mais fraca a força de atracção pelas partículas negativas.



Exercício 26
Explique porque é que um átomo de cloro quer captar electrões com mais força do que um átomo de iodo.

Na tabela periódica, a carga do núcleo aumenta de esquerda para direita, enquanto o número de camadas principais fica igual. Quanto mais camadas, tanto maoior o tamanho de átomo.
A consequência é: a atracção entre o núcleo e os electrões (partículas negativas) aumenta, ou seja, a electronegatividade E aumenta dentro de um período de esquerda para direita.

Exercício 27
Na tabela periódica, no terceiro período,
  • anote o valor de E de cada elemento; (veja tabelas)
  • também anote o raio atómico de cada elemento.
Explique porquê que este raio cada vez torna se mais pequeno.

O raio atómico num grupo vertical da TP, de cima para baixo, aumento cada vez porque cada vez junta se uma camada principal. Portanto, partículas negativas (electrões) serão atraídos pelos átomos cada vez menos fort (de cima para baixo) porque cada vez ficam mais longe do núcleo.

Exercício 28
Procure na TP o grupo principal VII e note de cima para baixo ambos o raio atómico e o valor de E. Depois explique a regularidade.

Lembrança duma certa tabela periódica:



3.1 Tipos de redes

No caso de ter uma substância sólida, na maioria dos casos trata-se duma rede, constituída por um só tipo de partículas (ou, no caso de iões, por vários tipos de iões numa proporção fixa). As redes mantêm-se graças a certas forças interparticulares, que podem ser fortes ou fracas.


A rede metálica

A maior parte dos metais têm atracção forte entre os iões positivos e os electrões livres na rede metálica (veja módulo 03). Os electrões (livres) podem ser considerados uma cola entre os iões positivos metálicos.

A rede iónica

Nos sais há atracção forte entre iões positivos e negativos nas redes iónicas. (veja módulo 3).
As forças interiónicas definem a força da rede e, consequentemente, seu ponto de fusão e dependem de vários factores como: as cargas e a distância interiónica.

A rede molecular

A maior parte dos sólidos e líquidos das substâncias moleculares têm os três tipos da atracção VanderWaals (apolar, polar, pontes de hidrogénio), que são sempre forças intermoleculares.
De modo geral, não são tão fortes como as redes metálicas ou iónicas e têm pontos de fusão baixos.
Aqui encontramos também as substâncias que, a temperatura normal, são líquidos ou gases.


3.2 Mudanças de fase

Um estado de agregação pode mudar noutro: gelo (s) pode fundir e formar água (l)
água líquida e gasolina podem evaporar: ((l) (g)),
vapor de água pode condensar: ((g) (l))
Chumbo pode fundir Pb(s) Pb(l),
etc.
Para controlar os nomes dos processos, veja o livro de tabelas.

Pontos de fusão e ebulição

Pontos de fusão dependem dos seguintes factores, na ordem de importância:
1. A REDE

Quais as forças dentro da rede do sólido?
Fundir implica a destruição da rede e uma rede forte funda dificilmente.

A força duma rede iónica depende em grande parte das cargas e dos raios iónicos.
Uma rede de CaO (com cargas 2+ e 2-) vai fundir mais dificilmente do que a rede de NaCl (cargas 1+ e 1-).
Iões pequenos (distância interiónica é menor) criam redes mais fortes.
Normalmente, os sais têm pontos de fusão altos.

As redes metálicas também dependem das cargas (quantos electrões livres, carga dos iões) e da distância entre as partículas.
Existem grande diferenças entre os metais: Em geral, os metais têm redes fortes e, consequentemente, pontos de fusão altos.
Alguns excepções são: Mercúrio (l), Chumbo, Estanho, Lítio, Sódio, Potássio não têm redes muito fortes.
Extremamente fortes são as redes de Cromo, Wolfrámo e Vanádio (veja a tabela V)

2. AS FORÇAS VANDERWAALS

Nas redes molecularesexistem forças VanderWaals que dependem de:
  1. a contribuição de pontes de Hidrogénio
  2. a contribuição de átomos polares (com δ- ou δ+)
  3. as massas moleculares. (Moléculas grandes criam pontos de fusão mais altos do que moléculas pequenas).
Substâncias com redes moleculares não têm pontos de fusão altos.

Exercício 29
Pôr em ordem crescente dos pontos de fusão as seguintes substâncias:

Sal da cozinha, cloreto de potássio, bromo, água e cal viva.
Justifique a sua resposta.
resposta

Os pontos de ebulição dependem, em ordem de importância, dos seguintes factores:
  1. Forças polares (iões, dípolos); pontes de hidrogénio; moléculas com caracter polar têm atracção bastante e não se afastam tão facilmente umas das outras.
  2. Forças apolares (ou de indução), ou seja: forças ligadas com a massa molecular. As moléculas mais pesadas evaporam e fervem mais dificilmente.
  3. A forma espacial das moléculas. Partículas esféricas escapam mais facilmente das outras, do que partículas de forma linear.
Exercício 30
Pôr em ordem crescente dos pontos de ebulição as seguintes substâncias:
Água, nitrogénio, hexano, 2,3-dimetilbutano, glicerol.
resposta


Substâncias gasosas à temperatura ambiental, de modo geral, não têm – ou somente pouco - atracção polar, nem pontes de hidrogénio.

Exercício 31
Explique as características do gráfico:


N.B.-1 Mudanças de fase, de modo geral, não são consideradas reacções químicas; mas cuidado, nem sempre é possível distinguir tão bem entre fenómenos químicos e físicos.

N.B.-2 Também existem substâncias que não chegam a um ponto de fusão ou de ebulição. Antes de atingir o ponto de ebulição, começam já a decompor.


Exercício 32
Dá, com palávras, as equações das 'reacções':
  1. "fundir e ferver" açúcar
  2. decomposição de açúcar

Evaporação

Exercício 33
afirmação: Durante a evaporação do sólido I2 formam-se átomos de iodo.
É verdadeira ou falsa? Explique

Quando as partículas dum líquido recebem energia, ou mesmo as partículas numa rede dum sólido, por exemplo por aquecimento, aumentam movimento e vibrações das mesmas. A um certo ponto,as partículas ficam com tanto movimento que as forças de atracção já não conseguem ligar as partículas. As forças intermoleculars já não chegam para manter as partículas juntas. Separam-se umas das outros, afastam-se completamente, assim formando o estado gasoso.
Naquele estado gasoso as partículas encontram-se de vez em quando, chocam também com as paredes do recipiente (se houver), mas não consequem ficar juntas.
No caso de perder energia (arrefecer) ou sob influência de grande pressão, as partículas podem voltar para o estado líquido ou sólido.


3.3 Solubilidade

Exercício 34
Escolhe a resposta certa e explique a sua escolha:
A água não dissolve aspirina, porque:
  1. aspirina é um sólido e água é um líquido
  2. moléculas de aspirina não têm carácter polar
  3. a água não contém o ácido do estômago
  4. a aspirina tem Ponto de Fusão alto demais

composto iónico que dissolve em água: Cloreto de Sódio

Na+ Cl- Na+ Cl- Na+
Cl- Na+ Cl- Na+ Cl-
Na+ Cl- Na+ Cl- Na+
Cl- Na+ Cl- Na+ Cl-
Na+ Cl- Na+ Cl- Na+
Cl- Na+ Cl- Na+ Cl-


Caso um tal cristal entra na água, aqueles iões Na+ e Cl- que escapam da rede iónica, logo são arredondados por moléculas de água (forças de atracção polar).

A atracção entre os iões Na+ e Cl- não chega para eles voltarem para dentro da rede.

Trata-se aqui dum sal solúvel em água.

Outros iões, mais pequenos ou com mais carga, podem ter atracção suficiente para voltar, assim apresentando um sal insolúvel em água.



mistura heterogénea: (um exemplo: óleo + água.

As moléculas polares da água atraem-se fortemente enquanto que as moléculas apolares do óleo não conseguem misturar com aquelas moléculas polares.
Também as apolares têm sua atracção entre si próprio.

Regra geral:
  1. substâncias polares atraem substâncias polares (P.e., açúcar dissolve em água)
  2. substâncias não-polares atraem substâncias não-polares (por exemplo, gordura em gasolina)
  3. substâncias polares não misturam com substâncias não-polares (por exemplo, água e óleo)


Exercício 35
Compare os dois gráficos e tire suas conclusões (S = solubilidade)
A esquerda, um sólido é dissolvido num líquido
A direita, um gás é dissolvido nom líquido


3.4 Condutibilidade

A matéria, seja uma substância pura ou uma mistura, pode conduzir corrente eléctrica quando existem partículas carregadas com mobilidade suficiente. As cargas devem ter uma liberdade de mover.

Exercício 36
Explique porque é que as seguintes substâncias conduzem corrente eléctrica:
  1. Todos os metais
  2. Grafite
  3. Soluções com iões
  4. Sais fundidos
Nem todas as substâncias e misturas conduzem de igual maneira. A condutibilidade depende não só do número das partículas carregadas presentes, mas também da mobilidade deles.
    a condutibilidade depende de:
  • quantas partículas carregadas estão presentes
  • a mobilidade das partículas carregadas

Assim, uma solução concentrada conduz melhor do que uma solução muito diluída. E iões grandes têm menos mobilidade do que iões pequenos, portanto, os pequenos conduzem melhor.
n.b.: Há outras influências; por exemplo, um ião pode ser hidratado que pode diminuir a sua mobilidade.

Soluções com pH baixo (contendo iões H3O+) conduzem muito melhor do que é de esperar pela presença destes iões. Aqui existe um mecanismo especial em que o protão (H+) rapidamente é transferido de uma molécula para a outra molécula de água.

Exercício 37
As seguintes substâncias conduzem? Explique a sua resposta.

Cloreto de cálcio (s); chumbo(l); água(l); gelo(s); sal da cozinha(aq); diamante; óleo.
resposta


3.5 Dureza das substâncias

Os sólidos têm uma dureza que pode variar de pouca até grande dureza, dependente da sua estrutura tridimensional e as forças que se responsabilizam por esta estrutura.
Quanto mais carácter iónica, mais dura a estrutura. Redes iónicas não têm a opção para as partículas de mover internamente.
Redes metálicas têm movimento dos electrões de valência (electões livres); mas os iões dos metais ficam, de modo geral, no seu lugar, mais ou menos vibrando. Existem metais mais ou menos duros.
A substância mais dura é diamante que tem uma rede atómica: todos os átomos de Carbono ficam ligados a 4 outros átomos de C, assim criando uma situação em que um diamante, de facto, pode ser considerada uma molécula gigante com apenas ligações covalentes polares.

Substâncias polímeras são constituídas por macromoléculas que podem ser interligadas entre si.
No caso de criar uma certa rede tridimensional, o polímero terá mais um carácter duro e é chamado um termofixo; os outros sem interligações ficam com flexibilidade e são chamadas termoplastos.


3.6 Água cristalina, hidratação

Substâncias higroscópicas absorvem facilmente água da atmosfera e são utilizadas como agentes de secagem (dessecantes). A maior parte das substâncias higroscópicas são sais que podem incluir moléculas de água dentro das suas redes ionicas. Mesmo depois de absorver água, ficam sólidos.

Exemplos são: sulfato de cobre(II), cloreto de cálcio, carbonato de sódio, e muitos outros. Além dos sais, conhecemos o pentóxido de difósforo (P2O5).

Exercício 38
Sulfato de cobre(II) desidrato usamos para provar a presença de pequenas quantidades de água em qualquer mistura.
Explique as observações que podem ser feitas.

gesso, cimento, tijolos

O gesso tem a fórmula (CaSO4)2.H2O e pode captar mais água cristalina ao misturar o gesso com água(l):

(CaSO4)2.H2O(s) +  3H2O(l) 2CaSO4.2H2O(s)

A matéria prima do cimento é uma mistura de carbonato de cálcio + óxidos de alumínio e silício; a mistura é bem aquecida e o carbonato torna se óxido de cálcio, CaO.
A temperaturas de 1500oC decorrem reacções entre todos os óxidos formando sais como silicates e aluminates de cálcio, muitas vezes na presença de ferro.
A matéria resultando é moída assim formando Portland Cement.
O cimento é muito higroscópico, formando com água(l) uma mistura (massa) que dentro de umas horas torna-se extremamente dura.

Água é o composto que encontramos a mais na nossa terra.
Depois da água, é a areia que existe em grande abundância, com o componente mais importante de SiO2.
Os outros componentes são, por exemplo, compostos com ferro (fazendo a cor específica da areia) e compostos de Alumínio. Além do óxido de silício existem muitos silicates no solo.

Matope (barro) contém aluminiosilicates, i.é, compostos de silicates nos quais uma parte dos átomos de silício são substituídos por átomos de alumínio.
Matope tem uma estrutura folhada: as folhas, formadas por macromoléculas, têm uma estrutura bidimensional, e, na presença de água, podem mover facilmente umas por cima das outras.
Só que, no caso de aquecimento forte, todas moléculas de água desaparecem, as folhas aproximam-se e ficam muito pertos e formam ligações tridimensionais; forma-se uma massa muito dura: a cerâmica em várias qualidades.



4 Métodos de separação

O método a escolher para separar uma mistura de substâncias depende do carácter da mistura. Assim, filtrar uma mistura homogénea de dois líquidos não tem sentido.
Para escolher o melhor método deve-se conhecer o tipo da mistura.


4.1 Extracção de (s) + (s)

Na extracção tiramos um componente (s) duma mistura (s) + (s), dos quais um componente é solúvel no soluto usado. A maior parte destas misturas é heterogénea, mas nem sempre.

Água quente pode extrair certas componentes das folhas de chá. Assim separam-se uns componentes dos outros. Aqueles insolúveis ficam nas folhas e deitamos fora..

Uma mistura de iodo(s) e permanganato de potássio (são duas substâncias sólidas cristalinas da mesma cor) podemos separar com álcool que dissolve sim o iodo, mas não o sal.

Exercício 39
Esboce uma imagem que mostra a extracção de certos pigmentos nas folhas de flores.
Supondo que estes pigmentos dissolvem em álcool, este líquido passa o filtro com as moléculas do corante. A maior parte das folhas, que não dissolve, fica resíduo no filtro.

Umas "extracções" especiais são as seguintes:
  • Ao aquecer uma mistura (s) + (s) (iodo + permanganato), o iodo evapora da cápsula, mas logo a seguir sublima nas paredes de vidro dum funil que se encontra por cima. Assim podemos separar todo iodo do sal (aplicando a 'sublimação').
  • Outra ‘extracção’ é o uso do magnete para separar pó de ferro do pó de enxofre.
        


4.2 Absorção de (l)+(l) ou (l)+(s) ou (g)+(g)

Aplicamos muitas vezes a absorção na cromatografia: uma mistura de várias partículas passa uma camada duma substância sólida (papel, gel de óxido de alumínio, outros sólidos porosos).
Os componentes da mistura dissolvida são absorvidos mais ou menos fortes (depende por exemplo das condições polares).



Um pedaço de papel de filtro recebe uma mancha de tinta preta, que é uma mistura de corantes.
Escolhamos um líquido que passa o papel por acção capilar, de baixo para cima, assim levando consigo os corantes. Os corantes melhor solúveis andam com maior velocidade para cima. Os outros, que não dissolvem bem, ficam atrás.

Exercício 40
Será possível realizar uma separação cromatográfica com papel duma mistura (g) + (g)? Justifique a sua resposta.
resposta

Electroforese e cromatografia


Molhamos papel de filtro com um líquido aquoso ácido, básico ou neutro.
No meio colocamos uma mistura de proteínas.
As proteínas carregadas no meio ácido ou básico movem no campo eléctrico, de acordo com a sua carga eléctrica.
Esta carga podemos influenciar com o líquido.
  1. Proteínas no meio básico (presença de OH-) têm carga negativa.
  2. Proteínas no meio ácido (presença de H+) têm carga positiva.
  3. Proteínas no seu ponto iso-eléctrico são neutras.
O resultado acima apresentado indica o uso dum líquido acidulado.

Exercício 41
Explique o funcionamento do aparelho em detalhas

Vários tipos de Cromatografia:
  1. Cromatografia de papel
  2. Cromatografia de coluna
  3. Cromatografia com gás


Um tipo de cromatografia é a cromatografia de coluna.
A coluna fica cheia com um sólido especial (areia, óxido de alumínio, certos geles, outros). Colocamos uma mistura de substâncias em cima do sólido e agora entra um líquido de cima para baixo no qual as substâncias bem ou mal dissolvem. As substâncias passam assim o gele, uma com mais rapidez do que a outra, dependente da sua solubilidade e a absorção no gele.

Ao fim encontramos pequenas quantidades nos tubos de ensaio, que passam a boca da coluna e recolhamos a mistura que sai.
Investigação de cada tubo (ou um detector) mostra a presença de certas substâncias.

Exercício 42
Explique o aparelho, seu funcionamento em detalhas.










Cromatografia a gás é um método que aplica a absorção de substâncias a um sólido ‘carregador’. O tubo curvado contém um sólido poroso e, continuamente, passa um gás (da botija; a pressão pode ser regulada; o gás pode ser, por exemplo, Hélio).
O gás passa o espaço da injecção onde entra uma mistura de gases a ser separada durante a passagem na coluna (curvada) por causa de diferenças na absorção.
A micro-chama detecta (por medição de raios electromagnéticos) a saída de cada componente. Um sensor regista os raios, envia a informação para o computador que analisa os raios e o que pode enviar um sinal para a impressora.

Exercício 43
Explique o funcionamento do aparelho em detalhas

Exercício 44
Um dos mecanismos de separação das partículas nas referidas colunas está baseado no tamanho das partículas.
Quais as partículas que saem primeiro, os grandes ou os pequenos? Justifique a sua resposta.


4.3 Destilação de (l) + (l)


Destilação é uma separação a base de diferença nos pontos de ebulição.
Ao aquecer a mistura, aquele componente líquido com p.d.e. mais baixa ferve o primeiro e escapa (evapora) dos outros componentes, entra nu tubo de condensador, (ao arrefecer) torna-se líquido de novo e é recolhido num recipiente.
Os outros componentes ainda ficam no balão até chegar a temperaturas ainda mais altas.
Exemplo é a destilação de vinho (água + álcool).

Exercício 45
A que temperatura temos que realizar a destilação do vinho para recolher o álcool?













4.4 Filtração de (s) + (l)

Filtração é somente possível no caso de ter uma mistura heterogénea.
As partículas do sólido devem ter um tamanho suficiente para não passar o filtro.

Existem muitos tipos de filtros, de fino até grosso.



4.5 Precipitação de (s)+(l)

De modo geral usamos este método de precipitação nas situações onde se formam precipitados a partir de soluções.
O precipitado precipita, i.é, cai para o fundo. Por meio de decantar podemos deitar a parte líquida; sobra a parte sólida.


4.6 Evaporação de (l)+(s)

Normalmente tratamos assim misturas homogéneas. Aquecemos cuidadosamente; o líquido evapora e o sólido sobra.
Claro que aqui, o sólido não pode sofrer decomposição pelo aquecimento. Portanto: cuidado.

Trata-se duma mistura homogéneo de (l)+(s)
A imagem mostra um método para evaporar um líquido cuidadosamente, i.é, com água fervente por baixo. A cápsula torna-se mais quente (100oC) e o líquido vai evaporando. A substância (s), que estava dissolvida, fica na cápsula sem solvente.

Exercício 46
Explique porquê a produção de sal da água do mar aplica a evaporação.


4.7 Centrifugação de (s)+(l)

Na centrifucação sempre aplicamos uma mistura heterogénea. É um método que pode substituir a filtração e é mais rápido.
As partículas com massa maior vão para o fundo sob influência das forças centrifugais.
De modo geral, usamos este método no caso de suspensões (misturas heterogéneas, com partículas sólidas finas, que não precipitam bem).
Macromoléculas são tão grandes que chegam ao tamanho de partículas sólidas, que formam suspensões. É possível aplicar a ultracentrifuga para precipitá-las (nos laboratórios clínicos e bioquímicos).



5 A matéria e a energia

Substâncias contêm energia.Pode ser muito, pode ser pouco, mas sempre há energia química na matéria de modo latente ou potencial. Esta energia interna pode manifestar-se em certas circunstâncias, sempre quando a substância sofre qualquer reacção química.
Os vários tipos de energia que existem são: radiação, cinética, eléctrica, química, potencial.

Exercício 47
Explique como é que os explosivos são substâncias com muita energia química.

Exercício 48
Estimando as energias internas, ponha as seguintes substâncias numa ordem crescente de energia química: gasolina, água, T.N.T., hidrogénio, dióxido de carbono, cloreto de sódio, enxofre, madeira, açúcar.


5.1 Energia nos nutrientes

O corpo humano precisa de comida, em parte para recolher todas as substâncias necessárias, mas também para obter energia. Os nutrientes específicos que fornecem energia são os carbohidratos, i.é, os sacarídeos (mono-, di- e polisacarídeos).

Exercício 49
Quais os nutrientes mais consumidos pelo homem na vida quotidiana para obter energia?
Dá exemplos concretos.

Exercício 50
No corpo humano, esses nutrientes são modificados em produtos.
São reacções exotérmicas ou endotérmicas?
Justifique a sua resposta.
resposta


5.2 Energia e mudanças de fase

Fornecendo energia a uma substância, normalmente, implica que a substância obtém um aumento de temperatura (as partículas obtêm mais movimento).
Só que no caso de mudança de fase, as partículas precisam de energia extra para realizar trabalho extra: deslocam-se, afastam-se, etc. Naqueles momentos, toda a energia fornecida é usada para tal, e a temperatura da substância em mudança não aumenta.


Exercício 51
Quais as extrapolações do gráfico? Ou seja: a que mínimo vai a temperatura e a que máximo?


5.3 Combustíveis fosseis: carvão, petróleo, gás natural

As substâncias / elementos mais importantes na combustão são: hidrogénio e carbono, com produtos de combustão: água e dióxido de carbono.
O carvão contém muito carbono, o gás natural contém mais hidrogénio. Em geral, os combustíveis mais importantes são os hidrocarbonetos que se encontram e são derivados de petróleo.
Na reacção com oxigénio, primeiro o hidrogénio reage com oxigénio: ( H2O) e depois reage o carbono ( CO2). No caso de ter pouco oxigénio, podemos formar CO ou mesmo ficamos com o próprio carbono,
exemplo: negro de fumo. Isto acontece quando o motor dum carro não funciona bem (não entra oxigénio suficiente).

Aquecer o carvão na ausência de oxigénio dá coques que é composto por mais de 90% de grafite, é um bom combustível.
A formação de CO2, hoje em dia, acontece em quantidades enormes. A consequência é que a percentagem mundial de CO2 está aumentando e cria o aumento da temperatura mundial. Assim muda o clima mundial.

Exercício 52
De que maneira é que o seu País contribui ao aumento do teor de CO2 na atmosfera?


5.4 Combustíveis alternativos: metanol/etanol, biogás, hidrogénio

Etanol pode ser produzido em quantidades grandes, por exemplo crescendo açúcar (cana doce) com posterior fermentação.

O biogás é a mistura de gases (com muito metano) formado na fermentação bacterial de água preta.
Hidrogénio pode ser feito de água num processo de electrólise. Só que, donde vem a energia para executar a electrólise?
Deve estar claro que o homem vai precisar de fontes de energia alternativa (vento, solar, mais)

Exercício 53
O combustível mais desejado seria o hidrogénio. Porquê?

Existem fontes de energia alternativa, não químicas: energia nuclear, turbinas ligadas às barragens, a força do vento a ventoinhas e energia solar.


5.5 Baterias/pilhas

A função das baterias e pilhas é o fornecimento de energia eléctrica. A pilha e a bateria devem conter energia na forma química; são certas substâncias ricas com energia. No módulo sobre reacções redox explicamos como as substâncias (oxidantes e redutores) dentro da pilha/bateria transferem electrões.
Esta transferência cria a corrente eléctrica.

Uma pilha morta implica que acabaram as substâncias energéticas. No caso de pilhas recarregáveis e baterias, é possível recuperar as mesmas substâncias originais, através de reacções químicas reversíveis.