UNIDADE DE MASSA ATÔMICA

Unidade de massa atômica (uma)

A unidade de massa atômica, ou dalton é uma unidade de medida de massa utilizada para expressar a massa de partículas atômicas (massas atômicas de elementos ou compostos). Ela é definida como 1/12 da massa de um átomo de carbono-12 em seu estado fundamental ^[1].
Seu símbolo é u, uma ou Da, e a seguinte equivalência é válida (CODATA, 2007)^[2]:
Não é uma unidade do Sistema Internacional de Unidades, mas é aceita por este.
Obs.: O ¹²C foi escolhido em 1962 e é usado atualmente em todos os países do mundo.

Massa atômica

Massa atômica ou número de massa (representada pela letra A) é a soma do peso dos prótons e neutrons do núcleo de um átomo, peso medido em unidade de massa atómica, representado por u.
 Pela definição de u (unidade de massa atômica), sabe-se que u corresponde a 1/12 da massa do Carbono-12. Como a massa atômica é expressa em u, ela indica quantas vezes a massa de um átomo é maior que 1/12 da massa de Carbono-12.
Por exemplo referir que a massa atômica de um dado isótopo do Flúor é 19 u, indica que o isótopo em questão é 19 vezes "mais pesado" que 1/12 da massa do Carbono-12.
Atualmente o termo peso atômico deve ser evitado, por ser incorreto.

Massa atômica de um elemento químico

O cálculo da massa atómica de um elemento químico, também referida como a massa atômica relativa, é feito matemáticamente tendo em conta a frequência relativa dos isótopos do elemento.
Por exemplo há dois isótopos conhecidos do Cloro, sendo eles o Cloro-35 e o Cloro-37. O primeiro, com massa atômica de 34,9689 u tem uma ocorrência na natureza em torno de 75,77%, enquanto que o outro isótopo, de massa 36,96590 u, tem uma ocorrência de 24,23%. Dito de outra forma, qualquer amostra de átomos de Cloro será constituida por sensivelmente 75,77% de átomos de Cloro-35 e 24,23% de átomos de Cloro-37.

Onde M_a é a massa atômica do elemento químico.
Conforme exposto acima, levando em consideração a ocorrência na natureza, sabe-se que a massa atômica do elemento Cloro é de 35,45 u.

Massa atômica de uma substância

Uma definição semelhante aplica-se às moléculas - sendo então chamada massa molecular de uma substância, expressa em u.
A massa da molécula de uma dada substância é calculada pela soma das massas atômicas de todos os seus átomos constituintes. Esta técnica deixa de lado apenas a energia de ligação química, que geralmente é negligível.
Ex.: A molécula de metano é composta por 1 átomo de carbono e 4 átomos de hidrogênio. Sabendo que a massa atômica do hidrogênio é aproximadamente 1 u e a do carbono aproximadamente 12 u, então a massa atômica da substância metano (massa de uma molécula de metano) é calculada da seguinte forma:

MASSA MOLECULAR

A massa molecular de uma substância é a massa de uma molécula dessa substância relativa à unidade de massa atômica u (igual a 1/12 da massa do isótopo carbono-12, ¹²C). Formalmente deve ser chamada massa molecular relativa devido a esta relação. O termo peso molecular (abreviatura: MW, do inglês molecular weight) é também usado para designar esta propriedade, embora tenda a cair em desuso.

Cálculo da massa molecular

O cálculo teórico da massa molecular faz-se somando as massas atômicas dos átomos que formam a matéria. Por exemplo: a massa atômica do hidrogênio é 1,00784 u e do oxigênio é 15,9994 u; portanto, a massa molecular da água, de fórmula H₂O, é (2 × 1,00784 u) + 15,9994 u = 18,01508 u. Uma molécula de água tem então 18,01508 u.
A massa molecular pode ser obtida experimentalmente através da espectrometria de massa. Nesta técnica, a massa de uma molécula é geralmente descrita como a massa da molécula formada por apenas os isótopos mais comuns dos átomos constituintes. Isto deve-se ao facto de a técnica ser suficientemente sensível às diferenças entre isótopos, mostrando então diversas espécies. As massas encontram-se listadas numa tabela isotópica específica, ligeiramente diferente dos valores de massa atómica encontrados numa tabela periódica normal. Isto não se aplica a moléculas maiores (como proteínas) em que é usada a massa molecular média (ou seja, com a contribuição dos diferentes isótopos) pois a probabilidade de encontrar diferentes isótopos do mesmo átomo aumenta com o maior número de átomos da molécula.

Relação entre massa molecular e massa molar

A massa molar corresponde à massa de uma mole (mol no Brasil) de entidades elementares (átomos, moléculas, íons, grupos específicos, partículas, etc). Assim sendo, a massa molar calcula-se como o produto entre massa molecular e a constante de Avogadro. Como a constante de Avogadro corresponde ao número de partículas (neste caso moléculas) existentes em uma mole, na prática, o cálculo da massa molar de uma substância é feita da mesma forma que o cálculo da massa molecular. Assim sendo, o valor numérico é o mesmo, mas a unidade passa a ser gramas por mole (gramas/mol no Brasil) (g/mol). Tomando novamente o exemplo da água:
M(H₂O) = (2 × 1,00784 g/mol) + 15,9994 g/mol = 18,01508 g/mol.
Uma mole de água pesa então 18,01508 gramas (ou mais formalmente tem 18,01508 g de massa).

QUIMICA ORGANICA

A Química Orgânica é uma divisão da Química que foi proposta em 1777 pelo químico sueco Torbern Olof Bergman. A química orgânica era definida como um ramo químico que estuda os compostos extraídos dos organismos vivos. Em 1807, foi formulada a Teoria da Força Vital por Jöns Jacob Berzelius. Ela baseava-se na ideia de que os compostos orgânicos precisavam de uma força maior (a vida) para serem sintetizados.
Em 1828, Friedrich Wöhler , discípulo de Berzelius, a partir do cianato de amônio, produziu a ureia; começando, assim, a queda da teoria da força vital. Essa obtenção ficou conhecida como síntese de Wöhler. Após, Pierre Eugene Marcellin Berthelot realizou toda uma série de experiências a partir de 1854 e em 1862 sintetizou o acetileno. Em 1866, Berthelot obteve, por aquecimento, a polimerização do acetileno em benzeno e, assim, é derrubada a Teoria da Força Vital.
Percebe-se que a definição de Bergman para a química orgânica não era adequada, então, o químico alemão Friedrich August Kekulé propôs a nova definição aceita atualmente: “Química Orgânica é o ramo da Química que estuda os compostos do carbono”. Essa afirmação está correta, contudo, nem todo composto que contém carbono é orgânico, por exemplo o dióxido de carbono, o ácido carbônico, a Grafite, etc, mas todos os compostos orgânicos contém carbono.
Essa parte da química, além de estudar a estrutura, propriedades, composição, reações e síntese de compostos orgânicos que, por definição, contenham carbono, pode também conter outros elementos como o oxigênio e o hidrogênio. Muitos deles contêm nitrogênio, halogênios e, mais raramente, fósforo e enxofre.

Características

Dentro da química orgânica existem as funções orgânicas (compostos ôrganicos de características químicas e físicas semelhantes). Existem muitas funções, sendo as mais comuns:

• Hidrocarbonetos (Alcanos, Alcenos, Alcinos, Alcadienos, Alcadiinos, Alceninos, Cicloalcanos, Cicloalcenos)

• Haletos

• Álcool

• Enol

• Fenol

• Éter

• Éster

• Aldeído

• Cetona

• Ácido carboxílico

• Aminas

• Amida

• Nitrocompostos

• Nitrilas

• Isonitrilas

• Compostos de Grignard

As razões para que haja muitos compostos orgânicos são:

• A capacidade do carbono de formar ligações covalentes com ele mesmo. São solventes dos compostos orgânicos: o éter e o álcool, por exemplo.
• O raio atômico relativamente pequeno do Carbono em relação aos outros elementos da família 4A.

Características do Carbono

• Efetua 4 ligações sigma (Tetravalente).
• Ligações múltiplas.
• O caráter da ligação é anfótero (não importa se é metal ou não-metal).
• Formar cadeias carbônicas (aminoácidos, proteínas, ácidos nucléicos, diesel, etc).
• O Carbono é equivalente
• O Carbono pode se movimentar.
• O carbono nao muda sua estrutura molecular.

Nomenclatura dos compostos orgânicos

Na química orgânica, compostos orgânicos são nomeados de acordo com:
Hidrocarbonetos [apresentam somente carbono e hidrogênio em sua fórmula molecular]:

Prefixo

Nomenclatura dos Alcanos Lineares: nº de Carbonos Nome:

1.  : Met
2.  : Et
3.  : Prop
4.  : But
5.  : Pent
6.  : Hex
7.  : Hept
8.  : Oct
9.  : Non
10.  : Dec
11.  : Undec
12.  : Dodec

Intermediário

É indicado pela classificação da cadeia quanto à saturação:
Saturada (an): Aquelas que possuem apenas ligações simples entre carbonos.
Insaturada: aquelas que possuem ligações duplas ou triplas entre carbonos.

1. ligação dupla ---> EN
2. ligações duplas ---> DIEN
3. ligações duplas ---> TRIEN
4. ligação tripla ---> IN
5. ligações triplas---> DIIN
6. ligações triplas---> TRIIN
7. ligação dupla e uma ligação tripla -> ENIN

Sufixo

HIDROCARBONETOS ---> O
ÁC. CARBOXÍLICOS --> ácido ÓICO
CETONA ------------> ONA
ALDEIDO -----------> AL
ÁLCOOL ------------> OL
ÉSTER -------------> hidrocarboneto+ATO de ILA
ÉTER --------------> Prefixo do hidrocarboneto menor+oxi+nome do hidrocarboneto maior ex:metoxietano

PROPRIEDADES COLIGATIVAS

Propriedades coligativas das soluções são propriedades que surgem pela presença de um soluto e dependem única e exclusivamente do número de partículas que estão dispersas na solução, não dependendo da natureza do soluto. Isso significa dizer que a quantidade, e não a qualidade (e.g. tamanho, estrutura molecular ou massa), das partículas que estão dispersas na solução é que irá influenciar na intensidade das propriedades (ou efeitos) coligativas.^[1]

• Tonoscopia: abaixamento da pressão máxima de vapor.
• Ebulioscopia: elevação da temperatura de ebulição.
• Crioscopia: abaixamento da temperatura de fusão.
• Osmoscopia: pressão osmótica.

Os três primeiros foram estudados por Raoult, enquanto que o último foi estudado por Van't Hoff.
Todas as propriedades coligativas surgem da redução do potencial químico do líquido solvente como resultado da presença do soluto. A redução do potencial químico do solvente implica aumento da temperatura em que ocorrerá o equilíbrio líquido-vapor (o ponto de ebulição é aumentado) e diminui a temperatura em que ocorre o equilíbrio sólido-líquido (o ponto de fusão é diminuído).
A origem molecular da diminuição do potencial químico não está na energia de interação entre o soluto e as partículas do solvente, porque a diminuição também ocorre em soluções ideais (as quais tem entalpia de mistura igual a zero).
A entropia do líquido reflete a desordem de suas moléculas e a pressão de vapor reflete a tendência da solução em aumentar sua entropia, o que pode ser conseguido se o líquido vaporizar para formar um gás mais desordenado. Quando o soluto está presente, ele contribui para aumentar a entropia da solução e a tendência dela em formar gás é diminuída. Assim o ponto de ebulição é aumentado.
Da mesma forma, o aumento da desordem da solução pela adição do soluto contribui para que ela permaneça em seu estado sólido e não funda, diminuindo o ponto de fusão.

Pressão de vapor

A relação entre o abaixamento da pressão de vapor e concentração é dada pela lei de Raoult, a qual estabelece que:

A pressão de vapor de uma solução ideal é dependente da pressão de vapor de cada componente química e a fração molar do componente presenta na solução. (Para detalhes, ver o artigo sobre lei de Raoult.)

Ponto de ebulição e ponto de fusão

Tanto a elevação do ponto de ebulição e o abaixamento do ponto de fusão são proporcionais ao abaixamento da pressão de vapor em uma solução diluida

Elevação do ponto de ebulição

Ponto de ebulição_total = Ponto de ebulição_solvente + ΔT_b

onde

ΔT_b = molalidade * K_b * i, (K_b = constante ebulioscópica, a qual é 0,51°C kg/mol para o ponto de ebulição da água; i = fator de Van't Hoff)

Desde que o ponto de ebulição é alcançar no estabelecimento de equilíbrio entre fases líquida e gasosa, isto é, o número de moléculas entrando de um sistema iguala-se ao número de moléculas de vapor deixando o sistema, então uma adição de soluto iria causar obstáculo à algumas das moléculas deixando o sistema porque recobririam a superfície. Para compensar isto e re-obter o equilíbrio, o ponto de ebulição é alcançado em temeperatura mais alta. Alternativamente, medições para solutos inonizados podem levar a uma estimativa da porcentagem de ionização ocorrendo.estando o ponto colelado .

Abaixamento do ponto de fusão

Ponto de fusão_solução = Ponto de fusão_solvente - ΔT_f
onde :ΔT_f = molalidade * K_f * i, (K_f = constante crioscópica, a qual é -1,86°C kg/mol para o ponto de fusão da água, este é muito preciso; i = fator de Van't Hoff)

 Pressão osmótica

Duas leis governam a pressão osmótica de soluções diluidas e foram descobertas pelo botânico alemão W. F. P. Pfeffer e pelo químico neerlandês J. H. van’t Hoff:

1. A pressão osmótica de uma solução diluida a temperatura constante é diretamente proporcional a sua concentração.
2. A pressão osmótica de uma solução é diretamente proporcional a sua temperatura absoluta.

Estas são análogas à lei de Boyle e lei de Charles para gases. Similarmente, a lei dos gases ideais combinada, PV = nRT, tem uma análoga para soluções ideais:

πV = nRTi

onde: π = pressão osmótica; V é o volume; T é a temperatura absoluta; n é o número de moles de soluto; R = 8,3145 J K-1 mol-1, a constante dos gases molar; i = fator de Van't Hoff.

ESTUDO DOS GASES

Teoria cinética dos gases

Características de uma substância no estado gasoso - Não tem forma e nem volume próprios. Um gás tem a forma do recipiente onde está contido e ocupa todo o espaço limitado pelas paredes do recipiente. O volume de um gás é o volume do recipiente onde está contido.
Modelo do estado gasoso (teoria cinética dos gases) - Um gás é constituído por moléculas isoladas, separadas umas das outras por grandes espaços vazios em relação ao seu tamanho e em contínuo movimento de translação, rotação e vibração.

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Gás ideal

Gás ideal ou gás perfeito - É um modelo teórico. É um gás que obedece às equações p·V/T = k e p·V = n·R·T, com exatidão matemática.
Na prática, temos gases reais. Um gás real tende para o gás ideal quando a pressão tende a zero e a temperatura se eleva.

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Lei de Boyle e lei de Charles e Gay-Lussac

Lei de Boyle - A temperatura constante, o volume ocupado por uma quantidade fixa de um gás é inversamente proporcional à sua pressão.

P·V = k = constante

Lei de Charles e Gay-Lussac - A volume constante, a pressão de uma massa fixa de um gás varia linearmente com a temperatura do gás em graus Celsius.
A pressão constante, o volume de uma massa fixa de um gás varia linearmente com a temperatura do gás em graus Celsius.
Com a introdução da escala absoluta, as leis de Charles e Gay-Lussac foram assim enunciadas:

• A volume constante, a pressão de uma massa fixa de gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta do gás.
• A pressão constante, o volume de uma massa fixa de gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta do gás.

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Equação geral dos gases perfeitos

p·V —— T = k ou p1·V1 —— T1 = p2·V2 —— T2

(número de mols constante)

ISOBÁRICA (p1 = p2)	V1 —— T1 = V2 —— T2	lei de Charles e Gay-Lussac
ISOCÓRICA (V1 = V2)	p1 —— T1 = p2 —— T2	lei de Charles e Gay-Lussac
ISOTÉRMICA (T1 = T2)	p1·V1 = p2·V2	lei de Boyle

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Volume molar de um gás

Volume molar é o volume de um mol de substância.
O volume molar de um gás é constante para todos os gases a uma mesma pressão e temperatura.
Nas CNTP, o volume molar é igual a 22,4 L/mol.

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Densidade de um gás

Densidade de um gás nas CNTP:

dCNTP = M —— 22,4 g/L

Densidade de um gás a uma pressão p e temperatura T:

d =	p·M —— R·T

Densidade de um gás A em relação a um gás B:

dA,B =

MA —— MB

Densidade de um gás A em relação ao ar:

dA,ar =

MA —— Mar

=

MA —— 28,8

Equação de Clapeyron

A equação de Clapeyron tem este nome em homenagem ao Físico Francês Benoit Paul Émile Clapeyron que viveu entre os anos de 1799 e 1864. Clapeyron foi um dos criadores da Termodinâmica. Relacionando as leis de Charles, Boyle e Mariotte e Gay-Lussac, Clapeyron estabeleceu uma equação que relaciona as três variáveis consideradas no estudo dos gases (pressão, volume e temperatura) e o número de mols.

P.V = n.R.T

Onde:

P = pressão do gás

V= volume do gás

R = a constante universal dos gases, cujo valor pode ser escrito das seguintes formas:
R = 8,31 Joule/ (mol.K)
R = 0,082 atm . l / (mol . K)

n = número de mol do gás, cujo valor pode ser determinado a partir da razão entre a massa do gás e a massa molar do mesmo: n = m/M

T = temperatura do gás, que deve ser medida em uma escala termométrica absoluta (Kelvin).

Se você ainda não leu o nosso último texto, lei dos gases. Leia para saber um pouco mais sobre a equação de Clapeyron. Agora vamos resolver um exercício para melhor entender a equação.

MOL

O mol  ou a mole  é o nome da unidade de base do Sistema Internacional de Unidades (SI) para a grandeza quantidade de matéria ou quantidade de substância  (símbolo: mol). É uma das sete unidades de base do SI muito utilizada na Química.
Seu uso é comum para simplificar representações de proporções químicas e no cálculo de concentração de substâncias.
A unidade mol é muitas vezes comparada à "dúzia", pois ambas são adimensionais (sem unidades) e são utilizadas para descrever quantidades. Porém, o uso do mol mostra-se adequado somente para descrever quantidades de entidades elementares (átomos, moléculas, íons, elétrons, outras partículas, ou grupos específicos de tais partículas).

Mol e a constante de Avogadro

O conceito de mol está intimamente ligado à constante de Avogadro (antigamente chamada de número de Avogadro), onde 1 mol tem aproximadamente 6,022 × 10²³ entidades. Este é um número extremamente grande, pois se trata de uma medida da ordem de sextilhões. Exemplos:

• 1 mol de moléculas de um gás possui aproximadamente 6,022 × 10²³ moléculas deste gás, ou seja, seiscentos e dois sextilhões de moléculas;
• 1 mol de íons equivale a aproximadamente 6,022 × 10²³ íons, ou seja, seiscentos e dois sextilhões de íons;
• 1 mol de grãos de areia equivale a aproximadamente 6,022 × 10²³ grãos de areia, ou seja, seiscentos e dois sextilhões de grãos de areia.

Mol e massa molar

A massa molar é a massa em grama de 1 mol de entidades elementares. A massa atômica e a massa molar de uma mesma substância são numericamente iguais. Por exemplo:

• Massa atômica do sódio = 22,99 u;
• Massa molar do sódio = 22,99 g/mol;

• Massa atômica do cálcio = 40,078 u;
• Massa molar do cálcio = 40,078 g/mol.

Deve-se ainda saber que 1 mol de diferentes substâncias, possui sempre o mesmo número de partículas. No entanto, a massa contida em 1 mol varia consideravelmente entre as substâncias.

Mol e volume molar

Volume molar é a razão entre o volume e a quantidade de matéria. Equivale ao volume ocupado por 1 mol de entidades elementares, podendo estar no estado gasoso ou sólido. Nas CNTP e nas CPTP o volume molar de um gás ideal é de aproximadamente 22,4 e 22,7 litros, respectivamente. Para o silício sólido, o volume molar é de aproximadamente 12,06 litros.
Em um dos experimentos realizados por Avogadro, foi observado que o volume de um gás é diretamente proporcional ao número de suas partículas. Isto significa que, quanto maior a quantidade de entidades elementares de um gás, maior será o volume ocupado.

OXIRREDUÇÃO

Em Química a oxidação consiste no aumento algébrico da carga formal ou do número de oxidação. Forçosamente, isto se dá através da transferência de elétrons para outra espécie química.

Definição antiga ou clássica

Antigamente, o termo oxidação significava combinar-se com o oxigênio.
Quando adquiriu-se o conhecimento da estrutura dos átomos verificou-se que, quando um elemento ou uma substância combinava-se com o oxigênio, esta espécie química perdia elétrons.

Definição atual

Modernamente o termo oxidação significa perder elétrons, não necessariamente em presença de oxigênio (quando um elemento perde elétrons o seu estado de oxidação aumenta.
Exemplo: Al⁰ → Al⁺³ + 3 e^-}.

Estado de oxidação

Estado de oxidação ou Número de Oxidação (Nox) indica o número de elétrons que um átomo ou íon perde ou ganha para adquirir estabilidade química. Quando o átomo ou o íon perde elétrons, seu nox aumenta, quando ganha elétrons, seu Nox diminui.
A soma dos Nox de todos os átomos de uma molécula é sempre igual a zero.
Substâncias simples apresentam NOX igual a 0;
Íons simples apresentam NOX igual a sua carga;
A soma dos NOX de um íon composto ou complexo é igual a sua carga.

Elementos com Nox definido

Alguns elementos possuem um Nox fixo quando encontrados isoladamente na natureza. São eles:

• Metais alcalinos [Grupo 1A] e prata: +1 (nos hidretos metálicos o estado de oxidação do H é -1).
• Metais alcalino-terrosos [Grupo 2A] e Zinco: +2
• Alumínio: +3
• Oxigênio: -2 (exceto nos peróxidos, nos quais é -1, e nos superóxidos, nos quais é -½)
• Hidrogênio (em ligações covalentes): +1
• Calcogênios ([Grupo 6A] somente na extremidade direita da fórmula) = -2
• Halogênios ([Grupo 7A] somente na extremidade direita da fórmula e não covalentes) = -1

Oxidação e redução

Não confundir Nox com Valência (química), que é a quantidade de elétrons que um átomo necessita ganhar ou perder para alcançar a estabilidade, segundo a "Regra do octeto". As vezes o Nox é numericamente igual à valência do elemento.
Oxidar significa perder elétrons. O Nox aumenta.
Reduzir significa ganhar elétrons. O Nox diminui.

AGENTE OXIDANTE E REDUTOR

O agente redutor é que provoca a redução, perdendo elétrons.
Entretanto, perder elétrons significa se oxidar, podemos dizer então que:
O agente redutor se oxida ( ou sofre oxidação)
O agente oxidante provoca a oxidação, recebendo elétrons.
O agente oxidante se reduz ( ou sofre redução)