As
ciências naturais incluem disciplinas que mostram um estudo sistemático da
natureza. Entre elas podemos citar, entre outras, a física, a biologia, a
astronomia e a química.
A química estuda a natureza, as propriedades, a composição das
substâncias, as maneiras pelas quais suas propriedades se relacionam com as
suas composições e a interação destas substâncias, umas com as outras, para a
produção de novos materiais. Do ponto de vista prático, a química é útil no
discernimento dos problemas da sociedade, com aspectos técnicos e científicos,
e usada com frequência em engenharia, agricultura, oceanografia, metalurgia,
física, biologia, medicina, nutrição, tecnologia de recursos ambientais e em
muitos outros campos.
Definições importantes
Um elemento é uma substância simples, fundamental
e elementar. São elementos: o sódio, o cloro, o oxigênio, o carbono, entre
outros; sendo que atualmente são conhecidos 109 elementos, dos quais 90 ocorrem
naturalmente na Terra (os demais são sintetizados em laboratório). Um elemento
não pode ser separado ou decomposto em substâncias mais simples. Os elementos
podem ser representados por uma abreviação designada por símbolo químico. A
primeira letra do símbolo é sempre maiúscula e as letras subsequentes são
minúsculas.
Os elementos se combinam para formar os compostos. É importante lembrar
que elementos e compostos são as duas espécies de substâncias puras. Um
composto caracteriza-se por ter seus elementos constituintes presentes nas
mesmas proporções em uma relação definida. O cloreto de sódio (sal de cozinha)
é um composto formado pelos elementos sódio e cloro, sendo que é sempre
constituído por 39,34% de sódio e 60,66% de cloro (porcentagens de massa).
As misturas diferem dos elementos e dos compostos
por possuírem composição variável. Uma solução de cloreto de sódio em água é
uma mistura de duas substâncias. Se dissolvermos quantidades variadas de sal em
água obteremos soluções de composições diferenciadas. A maioria dos materiais
que são encontrados na natureza ou produzidos em laboratório não são puros, mas
sim misturas.
O
átomo
O verdadeiro pai da Química moderna poderia ser considerado o
inglês John Dalton (1766-1844),
propondo sua teoria atômica da matéria por volta de 1803. No entanto, o
conceito de átomo (do grego, átomos significa indivisível) foi sugerido por
filósofos gregos entre 400 e 500 a.C., a partir da ideia de que a matéria não
poderia ser indefinidamente dividida em partes cada vez menores e que, ao final
do processo, seriam encontradas partículas indivisíveis. Mas tal teoria não
estava baseada em resultados experimentais. No caso de Dalton, foram utilizadas
as leis de conservação da massa e das proporções definidas, leis estas
derivadas de muitas observações diretas. A teoria de Dalton pode ser expressa
pelos seguintes postulados (BRADY e HUMISTON, 1986):
1 - Toda matéria é composta de partículas indivisíveis chamadas
átomos.
2 - Todos os átomos de um dado elemento têm as mesmas
propriedades (por exemplo, tamanho, forma e massa), as quais diferem das
propriedades de todos os outros elementos.
3 - Uma reação química consiste, simplesmente, num rearranjo dos
átomos de um conjunto de combinações para outro. Entretanto, os átomos
individuais permanecem intactos.
Assim, entende-se que átomos são partículas submicroscópicas de
que toda matéria é composta. Mesmo sendo formado por partículas menores, o
átomo é considerado a unidade fundamental de um elemento.
No modelo atômico atual, o átomo é formado por duas regiões: o
núcleo (minúsculo, mas responsável por praticamente toda a massa do átomo) e a
região extranuclear (espaço vazio em volta do núcleo onde ficam distribuídos os
elétrons). Por sua vez, o núcleo é composto por duas partículas: o próton e o
nêutron. O próton possui massa praticamente igual à do átomo de hidrogênio (H),
que é o átomo mais leve, e carga igual a +1. Já o nêutron é uma partícula sem
carga e com massa igual à do próton. O número de massa tanto para o próton
quanto para o nêutron tem o valor de 1.
Os agregados de dois ou mais átomos são denominados moléculas. No interior de uma
molécula, os átomos permanecem juntos por forças chamadas ligações químicas.
Número atômico e número de
massa
O número
atômico equivale ao número de
prótons existente em um átomo. Todos os átomos de um determinado elemento
possuem o mesmo número de prótons. Logo, cada elemento químico possui um valor
fixo para seu número atômico, o qual pode ser encontrado na tabela periódica.
O número de
massa corresponde ao total do
número de prótons somado ao número de nêutrons existentes no núcleo do átomo.
Os valores dos números de massa de cada elemento químico também podem ser
encontrados na tabela periódica.
A seguir está apresentada a forma como são expressos os valores
dos números atômicos e de massa para cada elemento:
Átomos de um dado elemento podem ter
diferentes números de massa. Sabendo que não há variação no número atômico, ou
seja, a quantidade de prótons é sempre a mesma, as diferenças ocorrem devido a
diferentes números de nêutrons contidos no núcleo. Tais átomos são chamados isótopos. A existência de
isótopos é um fenômeno comum, e a maioria dos elementos ocorre, naturalmente,
como mistura de isótopos. Como exemplo, consideremos os três isótopos de
oxigênio:
cada
um destes átomos tem 8 prótons no seu núcleo e isto é o que indica que se trata
de um átomo de oxigênio. Em outras palavras, o número atômico de um átomo
identifica que elemento ele é.
Devemos ainda observar a distinção entre o número de massa de um
isótopo e a sua massa real. O número de massa é simplesmente a contagem total
do número de prótons mais o de nêutrons, e não é exatamente igual à massa do
átomo.
Massa atômica
e massa molecular
Tabela Periódica Online:
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Fórmula
molecular a partir da fórmula mínima
A
fórmula mínima ou empírica é formada pela menor razão de números inteiros
relativos aos átomos dos diferentes elementos em um composto. Já a fórmula
molecular é formada pelo número real de átomos dos diferentes elementos em um
composto.
Em
alguns casos a fórmula molecular e a fórmula mínima são iguais, como para a
água: H2O. A razão 2:1 é a mínima possível. Neste caso dizemos que o
múltiplo para a obtenção da fórmula molecular a partir da mínima é 1.
Já
no caso do peróxido de hidrogênio, a fórmula molecular é H2O2,
enquanto a fórmula é HO. Perceba que a razão entre os diferentes elementos na
fórmula molecular é 2:2. Se dividirmos tudo por 2 chegamos a razão 1:1, que é a
mínima possível. Assim, neste caso dizemos que o múltiplo entre a fórmula
molecular e a mínima é 2.
Então
sabemos que a fórmula molecular é um múltiplo de números inteiros da fórmula
mínima, sendo que este múltiplo pode ser 1, como no H2O; 2, como em
H2O2; ou 3, como em C3H6.
A
massa molar é a informação que precisamos conhecer para descobrir qual é este
múltiplo. O exemplo a seguir esclarece como determinamos a fórmula molecular a
partir da fórmula mínima e da massa molar.
Exemplo
retirado de MASTERTON, SLOWINSKI e STANITSKI, 1990 (p. 50):
A
fórmula mínima da vitamina C é C3H4O3. A massa
molar é cerca de 180 g/mol. Qual é a fórmula molecular da vitamina C?
Solução:
A soma das massas atômicas de C3H4O3 é:
3(12,0)
+ 4(1,0) + 3(16,0) = 88,0
Portanto,
a massa molar de C3H4O3 deve ser 88 g/mol. A
massa molar aproximada é 180 g/mol, e cerca de o dobro de 88 (180/88 = 2,0).
Portanto, a fórmula mínima multiplicada por 2 dará a fórmula molecular:
Fórmula
molecular da vitamina C = 2 × C3H4O3 = C6H8O6
Referência Bibliográfica:
MASTERTON,
W. L., SLOWINSKI, E. J., STANITSKI, C. L. Princípios de Química. Trad. Jossyl
de Souza Peixoto. 6.ed. Rio de Janeiro: LTC, 1990.
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