"Quando um produto é formado é algo
novo, uma nova substância, com propriedades físicas e químicas diferentes. A sua
massa é nem mais nem menos que a dos reagentes que lhe deram origem mas é muito
diferente do que existia previamente.
A escrita da equação química que descreve o fenómeno que ocorreu, reacção química, desempenha o mesmo papel que uma frase feita para descrever um fato ou uma ideia.
A escrita da equação química que descreve o fenómeno que ocorreu, reacção química, desempenha o mesmo papel que uma frase feita para descrever um fato ou uma ideia.
Toda a matéria é constituída com base em cerca de uma centena
de elementos e estes são formados por átomos, partículas
com diâmetro compreendido entre 2 x 10-10 m e 5 x 10-10 m.
Claro que com estas dimensões é impensável observá-los ao microscópio óptico,
que apenas permite observar partículas 100 000 vezes maiores.
O tamanho, massa e propriedades variam de elemento para
elemento, sendo o hidrogénio (H) o elemento que possui os átomos mais pequenos e
de menor massa e o frâncio (Fr), um metal alcalino, o elemento que possui os
maiores átomos, sendo também o elemento mais vincadamente metálico e mais
reactivo.
Moléculas diatómicas
Os átomos podem ligar-se entre si
formando moléculas e estas podem conter um pequeno como uma grande número
de átomos. Moléculas como as de hidrogénio (H2), oxigénio
(O2), cloro (Cl2) e cloreto de hidrogénio (HCl), são
constituídas por dois átomos dizendo-se diatómicas.
Moléculas que contenham três átomos, como as de água
(H2O), dióxido de carbono (CO2), sulfureto de hidrogénio
(H2S) ou ozono (O3), dizem-se triatómicas.
Moléculas triatómicas
Com mais de três átomos, como as moléculas de fósforo
(P4), amoníaco (NH3), metano (CH4) ou glicose
(C6H12O6), podemos simplesmente chamar-lhes
moléculas poliatómicas.
Os gases raros, como o hélio (He), néon (Ne), o árgon
(Ar), o krípton (Kr), o xénon (Xe) e o rádon (Rn), são constituídos por átomos
não ligados entre si e, neste caso, por generalização do termo molécula,
é usual dizer que são constituídos por moléculas monoatómicas, sendo
neste caso equivalentes as designações átomo e
molécula.
Penso que não passa pela cabeça de ninguém exprimir a massa de
um elefante em miligrama (mg) ou o de uma formiga em tonelada (t), assim como é
igualmente não apropriado medir o comprimento de uma régua em anos-luz (al) ou a
distância entre o Sol e a estrela mais próxima, Próxima Centauro, em metro (m).
Temos pois de adequar a unidade de medida a utilizar à extensão das grandezas a
medir.
No microcosmos, isto é, no mundo atómico, a dimensão é muito
diferente da do macrocosmos, o mundo visível. A massa, o comprimento, a carga
eléctrica e a energia são muito pequenas e torna-se necessário usar unidades
apropriadas a essa dimensão.
Em 1961, a União Internacional de Física e a União
Internacional de Química, passaram a adoptar para unidade de massa a unidade
de massa atómica (u), definida como um doze avos da massa do átomo de
carbono-12, isto é, 1 u = 1/12 (massa do átomo de carbono-12).
Para unidade de carga eléctrica foi escolhida como padrão o
módulo da carga do electrão (e), como a menor quantidade de carga
eléctrica que é possível existir numa partícula (ver experiência de Millikan),
expressa em coulomb (C), em que 1 C equivale à carga transportada por uma
corrente estacionária de intensidade igual a 1 A, que passa por um ponto de um
condutor filiforme e homogéneo, por unidade de tempo.
Assim, como 1 u = 1,660531 x 10-27 kg e e =
1,6021917 x 10-19 C, podemos esquematizar através de um quadro as
massas e as cargas das três partículas fundamentais, o protão, o neutrão e o
electrão.
|
Partícula
|
Massa (u)
(1)
|
Massa (kg)
(1)
|
Carga (e)
|
Carga (C)
|
|
Protão
|
1,00727661
|
1,672614 x 10-27
|
+1
|
1,6021917 x 10-19
|
|
Neutrão
|
1,00866520
|
1,674920 x 10-27
|
0
|
0
|
|
Electrão
|
0,000548597
|
9,109558 x 10-31
|
-1
|
-1,6021917 x
10-19
|
(1)
Taylor, Parker e
Langenberg, Rev. Mod. Phys., Julho 1969
A unidade de comprimento para a escala atómica pode ser o
ängstrom (10-10 m), o nanómetro (10-9 m) ou o picómetro
(10-12 m).
Isótopos
Como é constituído o átomo?
Por duas partes distintas: o núcleo, que contém os protões e os
neutrões, chamados nucleões, e a nuvem electrónica, constituída pelos
electrões.
Para caracterizar um átomo precisamos de dois dados: o número
de protões, o chamado número atómico (Z), e o número de massa (A), que é o
número de nucleões, isto é, a soma do número de protões e do número de
electrões, tal que A = Z + N, sendo N o número de neutrões.
Esquematizando, temos para qualquer nuclido:
em que X representa o elemento químico.
Todos os átomos que possuam igual número atómico dizem-se do
mesmo elemento químico. Assim, o que distingue átomos de elementos
químicos diferentes é o diferente número de protões no núcleo.
No entanto, podemos ter átomos do mesmo elemento químico com
diferente número de nucleões, ou seja, diferente número de neutrões, e
consequentemente, diferente número de massa.
Tais átomos dizem-se isótopos desse elemento.
Os isótopos são portanto nuclidos do mesmo elemento que diferem
no número de neutrões.
Tal como o número atómico caracteriza o elemento químico, o
conjunto do número atómico e do número de massa caracteriza o
nuclido.
Exemplos:
Massa isotópica e massa
atômica
Consideremos o isótopo do cloro, o
cloro-35, 
.
.
Como a massa de cada nucleão (protão ou neutrão) é muito
próxima de uma unidade de massa atómica (u), o número de massa vem a ser o
número inteiro mais próximo da massa do átomo, expressa em u.
Ora, 35 é o número inteiro mais próximo da massa deste átomo,
que é de 34,96885 u. Isto é, este átomo tem uma massa cerca de 34,97 vezes maior
do que a unidade de massa atómica. Dizemos então que 34,97 (obviamente expressa
em u) é a massa isotópica deste átomo.
Mas atenção. O elemento cloro, tal como existe na Natureza, não
possui apenas átomos de cloro-35, possui também átomos de cloro-37 e as
proporções desta mistura são, respectivamente, 75,53% e 24,47%.
Qual será então a massa de "um" átomo de cloro?
Uma vez que existem dois nuclidos de cloro temos que achar a
massa média de todos os átomos de cloro, atendendo à abundância de cada um dos
dois tipos de nuclidos presentes.
|
Isótopo
|
Abundância (%)
|
Massa isotópica (u)
|
  |
|
|
75,53
|
34,97
| |
 |
24,47
|
36,97
|
Então,
massa
atómica de um elemento é a massa média dos átomos
desse elemento, atendendo à percentagem natural de isótopos, expressa em
unidades de massa atómica (u).
Assim, numa tabela de massas atómicas relativas para os
elementos conhecidos o que vem expresso são as massas médias dos átomos de
cada um dos elementos, em virtude das respectivas abundâncias de isótopos,
deixando "cair" a unidade (u). É relativa porque é dada relativamente à unidade
de massa atómica.
Massa molecular
Dado que os isótopos dos elementos são
incorporados nos compostos na mesma proporção em que existem na natureza, para
ficarmos a conhecer a massa molecular de um composto só temos que somar
as massas atómicas dos elementos que o constituem, de acordo com o número de
átomos de cada elemento presente nesse composto.
Atentemos na molécula de sulfato de hidrogénio
(H2SO4), que em solução aquosa é o ácido sulfúrico. Então,
1 molécula de sulfato de hidrogénio tem:
Apresentando o resultado com 4 algarismos significativos, temos
que a massa molecular relativa do sulfato de hidrogénio é de 98,07, porque é
dada relativamente à unidade de massa atómica.
Esta massa molecular representa a massa média das moléculas de
sulfato de hidrogénio, pois há moléculas que apresentam massa diferente em
virtude dos isótopos de H, S e O presentes.
Assim, a
massa
molecular de um composto é a massa média das
moléculas desse composto, tal como é obtido a partir dos elementos naturais,
expressa em unidades de massa atómica (u).
Para se estabelecer a fórmula química de um composto é preciso
conhecer a composição qualitativa e quantitativa do composto, assim como a sua
massa molecular.
Que informações extraímos da fórmula química da
água?
A composição qualitativa revela Hidrogénio + Oxigénio.
A composição quantitativa diz-nos que:
Massa molecular relativa = 18,016
Massa molar = 18,016 g mol-1
Esta fórmula química diz-nos também que na reacção de formação
da água 1 mol de oxigénio se combina com 2 mol de hidrogénio originando 2 mol de
água, tal que:
De modo análogo, quando a água é decomposta em oxigénio e
hidrogénio, a quantidade de hidrogénio formada é dupla da quantidade de
oxigénio. Como todas as substâncias estão no estado gasoso, nas mesmas condições
de pressão e temperatura, podemos dizer que o volume de hidrogénio obtido é
duplo do volume de oxigénio, tal que:
Assim, a partir de 1 mol de água, de massa 18,016 g,
formar-se-iam 22,4 dm3 de hidrogénio e 11,2 dm3 de
oxigénio, em condições PTN.
Chama-se volume molar, o volume ocupado por uma mole de
um gás, à temperatura de 0ºC e à pressão de 1 atmosfera, as chamadas condições
de pressão e temperatura normais.
Prova-se que, qualquer que seja o gás considerado, nas
condições PTN, uma mole ocupa o volume de 22,4 dm3.
Assim, o volume molar é dado como sendo de 22,4 dm3
mol-1 (22,4 dm3/mol).
Como é que podemos calcular o volume molar de um
gás?
A massa volúmica, ou densidade, do gás é o quociente entre a
massa de gás e o volume que ocupa. Considerando que temos uma mole de gás, a
massa em causa é a massa de uma mole do gás.
Assim o volume molar, volume ocupado por uma mole, é o
quociente entre a massa, de uma mole de gás, e a massa volúmica do mesmo, tal
que:
No quadro abaixo estão indicados, para alguns gases, em
condições PTN, a respectiva massa volúmica, massa correspondentes a uma mole,
bem como o volume molar.
|
Gás
|
Massa volúmica (g dm-3)
|
Massa de uma mole (g)
|
Volume molar (dm3)
|
|
Ar
|
1,785
|
39,94
|
22,39
|
|
H2
|
0,08988
|
2,016
|
22,43
|
|
N2
|
1,251
|
28,01
|
22,39
|
|
O2
|
1,429
|
32,00
|
22,39
|
|
CO2
|
1,977
|
44,00
|
22,26
|
|
NH3
|
0,759
|
17,00
|
22,38
|
O volume molar, como mostra este quadro, de uma série de gases
é praticamente constante. O valor 22,4 dm3 é tomado como o volume
aproximado para uma mole de gás nas condições PTN.
Concluindo, uma mole de qualquer gás ocupa aproximadamente o
mesmo volume, nas mesmas condições de pressão e temperatura.
Como uma mole corresponde ao número de Avogadro de partículas,
inferirmos que volumes iguais de gases contêm, nas mesmas condições de
pressão e temperatura, o mesmo número de partículas.
Que informações extraímos da fórmula química do
amoníaco?
A composição qualitativa revela Azoto + Hidrogénio.
A composição quantitativa diz-nos que:
Massa molecular relativa = 17,031
Massa molar = 17,031 g mol-1
Para a formação de 2 mol de amoníaco intervêm 1 mol de azoto e
3 mol de hidrogénio, tal que:
Á escala do microcosmos, uma molécula de azoto, reage com três
moléculas de hidrogénio dando origem a duas moléculas de
amoníaco.
Reações químicas
Combustão do hidrogénio no seio do oxigénio para formação de água
Combustão do butano no seio do oxigénio com formação de dióxido de carbono e água
Esquema da vaporização da água
Equações químicas
Bibliografia: Corrêa, Carlos e Nunes, Adriana; Química, 11º ano de escolaridade; Porto Editora; 2ª edição; 1980
As reações químicas são o resultado da
ruptura e da formação de ligações químicas, caracterizando-se por alterações no
modo de ligação dos átomos ao nível molecular.
Combustão do hidrogénio no seio do oxigénio para formação de água
Combustão do butano no seio do oxigénio com formação de dióxido de carbono e água
 |
Ao observarmos os esquemas anteriores verificamos
que o número de átomos de cada um dos elementos químicos presentes na reacção
não sofre alteração, isto é, conserva-se.
Ora, se há conservação do número de átomos de cada
elemento químico presente na reacção, há certamente conservação da massa do
sistema, isto se a reacção química se der em sistema fechado.
A massa total dos reagentes é igual à massa total
dos produtos de reacção.
|
Assim:
Massa dos reagentes: 2 x 2,016 g + 32,000 g = 36,032 g
Massa dos produtos: 2 x 18,016 g = 36,032 g
Massa dos reagentes: 58,14 g + 208,00 g = 266,14 g
Massa dos produtos: 176,04 g + 90,10 g = 266,14 g
Por oposição com as transformações químicas, as
transformações físicas s-ao acompanhadas de ruptura de ligações
intermoleculares, ligações muito mais fracas que as ligações
intramoleculares.
Esquema da vaporização da água
Durante uma transformação física conserva-se a individualidade
de cada molécula
Uma equação química serve para
representar uma reacção química, indicando não só as fórmulas dos reagentes e
produtos da reacção, mas também a proporção molar em que se combinam os
reagentes e se formam os produtos da reacção.
Os números que precedem as fórmulas de cada um dos reagentes e
produtos indicam os números relativos de moles (ou de moléculas, à escala
molecular) que participam na reacção. Designam-se por coeficientes
estequiométricos.
Os coeficientes estequiométricos destinam-se ao acerto da
equação química, a fim de verificar a Lei de Lavoisier.
Estes coeficientes estequiométricos, como os coeficientes
numéricos nas equações matemáticas, colocam-se na mesma linha dos símbolos dos
elementos, e não como índices.
Os números colocados à direita do símbolo de cada elemento,
como índices inferiores, indicam o número de átomos, ou grupos de átomos,
da mesma espécie na molécula.
As equações químicas podem ser escritas sob uma forma
molecular ou sob uma forma iónica.
As equações (1) e (2) são equações moleculares e as equações
(3) e (4) são equações iónicas.
Quando se escrevem equações iónicas é necessário não só
acertar a massa mas também a carga eléctrica; ambas têm de se
conservar.
Por exemplo, a equação, que representa uma reacção que ocorre
em sistema fechado,
está acertada no que diz respeito à massa do sistema mas não o
está no que diz respeito à carga do sistema, que também tem de se conservar.
A equação estará acertada, tanto relativamente à massa como
relativamente à carga, se colocarmos os seguintes coeficientes
estequiométricos:
Assim, a carga total dos reagentes será +6+2 = +8 e a carga
total dos produtos será +4+4 = +8, o que está correcto.
Será sempre necessário indicar o estado físico, a fase, dos
reagentes e produtos de reacção, pois o estado físico tem influência na reacção
química.
Bibliografia: Corrêa, Carlos e Nunes, Adriana; Química, 11º ano de escolaridade; Porto Editora; 2ª edição; 1980
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