Química

1. O que é a Química?

1.1. A Química é uma ciência que estuda a matéria, suas propriedades, transformações e a energia envolvida nesses processos. Ela tem um grande impacto na tecnologia e na sociedade, contribuindo para o desenvolvimento de alimentos industrializados, medicamentos, combustíveis alternativos e soluções para problemas ambientais. A Química opera em três níveis: macroscópico (visível), microscópico (átomos e moléculas) e simbólico (representações através de símbolos e fórmulas).

1.1.1. Existia química antes da química? Contribuições dos povos Africanos e ameríndios.

1.1.1.1. Sim, existia química antes da química como a conhecemos hoje. A química como ciência exata, baseada em fatos e comprovações científicas, evoluiu ao longo do tempo a partir de práticas e conhecimentos empíricos desenvolvidos por várias civilizações. Os povos da Mesopotâmia, por exemplo, utilizavam ligas metálicas para melhorar as armas e utensílios domésticos¹. Os egípcios desenvolveram a química para a fabricação de vidro, porcelana, papiro, corantes, medicamentos, perfumes e cerveja. Além disso, eles usavam diversas substâncias químicas no ritual de mumificação para conservar os corpos. Os gregos foram os primeiros a pensar sobre os fenômenos da natureza e descreveram a matéria como sendo divisível até certo ponto, o qual não poderia mais ser dividido, o chamado átomo. Eles também acreditavam que o Universo inteiro era constituído pelos quatro elementos fundamentais: terra, água, fogo e ar. A alquimia, que dominou a química entre os séculos III a.C. e XVI d.C., foi fundamental para o desenvolvimento de técnicas de laboratório que são utilizadas até hoje, como o banho-maria, a destilação e a sublimação. Quanto às contribuições dos povos africanos e ameríndios, há relatos de que a cultura dos escravos africanos que trabalhavam nas plantações de cana-de-açúcar contribuiu para a química envolvida no beneficiamento desta matéria-prima para a obtenção de açúcar e álcool. Além disso, um trabalho de monografia propõe uma sequência didática interdisciplinar que relaciona os saberes tradicionais trazidos pelos africanos na época da diáspora moderna africana com o ensino de química. Portanto, a química tem uma longa história que remonta a tempos pré-históricos e foi influenciada por várias culturas e civilizações ao longo do caminho.

2. De onde vem a enérgia

2.1. A origem da matéria e da energia no universo é um dos maiores mistérios da ciência. A teoria mais aceita atualmente é a do **Big Bang** . Segundo essa teoria, o universo começou a partir de uma "explosão" cósmica há cerca de 13,8 a 14 bilhões de anos. Toda a matéria e energia estavam concentradas em um único ponto de densidade inconcebível, conhecido como **singularidade**. Esta singularidade era extremamente densa e quente. A partir deste ponto, o universo se expandiu num processo conhecido como **inflação**, que durou uma fração infinitesimal de tempo¹². Durante essa expansão, a matéria e a energia se separaram e se espalharam, formando o universo como o conhecemos hoje. No entanto, é importante ressaltar que essas teorias conseguem explicar o que ocorreu a partir dos primeiros instantes da expansão universal, mas não conseguem explicar as condições iniciais, isto é, o que ocorreu antes da própria expansão. A ciência está em constante avanço e essas conclusões estão baseadas no que é possível observar hoje.

2.1.1. Como mesturar máteria e a enérgia?

2.1.1.1. A mistura de matéria e energia ocorre em várias situações. Por exemplo, a energia química que existe nos componentes dentro de uma pilha é transformada em energia elétrica, que, por sua vez, é usada para ligar algum aparelho. Além disso, a energia consegue promover a transformação da matéria, uma função necessária e muito importante para a sobrevivência dos seres humanos. Em termos mais gerais, a matéria e a energia estão intimamente ligadas e podem ser convertidas uma na outra. Isso é evidenciado pela famosa equação de Einstein, E=mc2, que mostra que a energia (E) de um objeto é igual à sua massa (m) vezes a velocidade da luz ao quadrado. Isso significa que a matéria pode ser convertida em energia e vice-versa. No entanto, essas transformações de matéria em energia e energia em matéria geralmente ocorrem em condições extremas, como no interior das estrelas ou em aceleradores de partículas.

2.1.1.1.1. Instrumentos de medida, grandeza e unidadades de importância.

2.1.1.2. Existem várias formas de misturar matéria e energia, muitas das quais ocorrem naturalmente em nosso mundo. Aqui estão alguns exemplos: 1. **Reações Químicas**: Durante uma reação química, a matéria é transformada e a energia é liberada ou absorvida. Por exemplo, quando queimamos madeira (uma forma de matéria), a energia é liberada na forma de calor e luz¹. 2. **Fotossíntese**: Nas plantas, a energia luminosa do sol é convertida em energia química através da fotossíntese. A energia solar é usada para transformar dióxido de carbono e água (matéria) em glicose (um tipo de açúcar) e oxigênio³. 3. **Respiração Celular**: Nos seres vivos, a glicose (matéria) é quebrada na presença de oxigênio para liberar energia, que é usada para realizar várias funções vitais⁴. 4. **Reações Nucleares**: Em reações nucleares, como a fissão nuclear (que ocorre em reatores nucleares) e a fusão nuclear (que ocorre no sol), pequenas quantidades de matéria são convertidas em grandes quantidades de energia¹. 5. **Alimentação**: Nos seres vivos, a ingestão de alimentos (matéria) fornece energia necessária para a sobrevivência e crescimento³. 6. **Misturas Homogêneas e Heterogêneas**: Na química, a matéria pode ser misturada de várias maneiras para formar misturas homogêneas e heterogêneas. Por exemplo, quando o sal é dissolvido em água, forma-se uma mistura homogênea. Por outro lado, a mistura de água e óleo forma uma mistura heterogênea². Esses são apenas alguns exemplos de como a matéria e a energia podem ser misturadas e transformadas em nosso mundo. Cada um desses processos tem suas próprias características únicas e desempenha um papel importante em diferentes campos da ciência.

2.1.1.2.1. Como percebemos a matéria e a energia? Uma conversa entre química, física e biologia

3. A organização espacial de moléculas: a teoria VSPER

3.1. A teoria VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) é uma teoria em química que descreve a organização espacial de moléculas. A teoria VSEPR foi desenvolvida para prever a geometria molecular com base na repulsão entre pares de elétrons na camada de valência de um átomo. Principais conceitos da teoria VSEPR: 1. **Pares de elétrons ao redor do átomo central:** - A teoria VSEPR considera os pares de elétrons na camada de valência do átomo central de uma molécula. - Esses pares de elétrons podem ser compartilhados (ligações covalentes) ou não compartilhados (pares isolados). 2. **Repulsão entre pares de elétrons:** - A repulsão entre os pares de elétrons determina a geometria molecular, uma vez que os elétrons tentam se afastar o máximo possível uns dos outros para minimizar a repulsão. 3. **Classificação das geometrias moleculares:** - Com base na teoria VSEPR, as moléculas são classificadas em diferentes geometrias moleculares, dependendo do número de pares de elétrons ao redor do átomo central. - As geometrias moleculares comuns incluem linear, angular (ou angular), trigonal planar, piramidal, tetraédrica, trigonal biescada (ou T-shaped), octaédrica, entre outras. 4. **Pares isolados vs. Pares de ligação:** - Os pares isolados tendem a ocupar mais espaço do que os pares de ligação devido à maior repulsão. - A presença de pares isolados pode afetar a geometria molecular, levando a variações nas previsões da teoria VSEPR. **Exemplo prático:** Considere a molécula de água (H₂O): - A água tem dois pares de elétrons não compartilhados e dois átomos de hidrogênio. - A teoria VSEPR prevê uma geometria angular (ou em forma de V) devido à repulsão entre os pares de elétrons. - A presença de pares isolados no átomo de oxigênio afeta a ângulo de ligação, tornando-o menor que 120 graus, que seria esperado para uma disposição trigonal planar. Em resumo, a teoria VSEPR é uma ferramenta útil na previsão das geometrias moleculares, proporcionando uma compreensão visual da disposição tridimensional dos átomos em uma molécula com base na repulsão entre pares de elétrons.

4. Onde os elétrons estão? O conceito de polaridade

4.1. O conceito de polaridade em moléculas está relacionado à distribuição dos elétrons ao redor dos átomos constituintes. Ele é crucial para entender as propriedades das substâncias, especialmente em relação à dissolução em solventes polares e à formação de ligações químicas. 1. Posicionamento dos Elétrons: Ligações Covalentes: Em moléculas covalentes, os elétrons são compartilhados entre átomos. Dependendo da eletronegatividade dos átomos envolvidos, a distribuição de elétrons pode ser uniforme (ligação covalente não polar) ou desigual (ligação covalente polar). Elétrons não Compartilhados (Pares Isolados): Alguns átomos podem ter pares de elétrons que não são compartilhados, resultando em regiões com maior densidade de carga negativa. 2. Polaridade em Moléculas: Moléculas Não Polares: Se a molécula tem ligações covalentes não polares ou simetria que cancela os momentos dipolares, ela é não polar. Exemplos incluem a molécula de dinitrogênio (N₂) e o gás metano (CH₄). Moléculas Polares: Se há ligações covalentes polares na molécula ou se a molécula não é simétrica, ela é polar. Um exemplo comum é a molécula de água (H₂O), onde o oxigênio é mais eletronegativo do que o hidrogênio, resultando em uma molécula com uma carga líquida desigualmente distribuída. 3. Momento Dipolar: Em moléculas polares, ocorre um momento dipolar, pois há uma separação de carga positiva e negativa. O momento dipolar é representado por uma seta que aponta da carga positiva para a carga negativa. 4. Importância Prática da Polaridade: Solubilidade: Substâncias polares têm maior solubilidade em solventes polares, e substâncias não polares têm maior solubilidade em solventes não polares. Forças Intermoleculares: Moléculas polares geralmente exibem forças intermoleculares mais fortes, como as forças dipolo-dipolo e pontes de hidrogênio. Propriedades Físicas: A polaridade afeta propriedades como ponto de fusão, ponto de ebulição e condutividade elétrica.

5. Estabelecendo relações entre o comportamento de substâncias e as interações moleculares

5.1. As interações moleculares desempenham um papel fundamental no comportamento das substâncias. Compreender essas interações é essencial para explicar várias propriedades e comportamentos, tais como o estado físico, ponto de fusão, ponto de ebulição, solubilidade e outras características de substâncias. Vamos estabelecer relações entre o comportamento das substâncias e as interações moleculares: 1. **Estado Físico (Sólido, Líquido, Gasoso):** - **Interações Moleculares:** Substâncias com fortes interações moleculares tendem a existir no estado sólido ou líquido à temperatura ambiente, enquanto substâncias com interações mais fracas são geralmente encontradas no estado gasoso. - **Exemplo:** A água (H₂O) tem fortes interações (pontes de hidrogênio), existindo nos estados sólido e líquido em condições normais. 2. **Ponto de Fusão e Ponto de Ebulição:** - **Interações Moleculares:** Substâncias com interações mais fortes geralmente têm pontos de fusão e ebulição mais altos, enquanto substâncias com interações mais fracas têm pontos de fusão e ebulição mais baixos. - **Exemplo:** Os compostos iônicos geralmente têm pontos de fusão e ebulição mais elevados devido às fortes forças iônicas. 3. **Solubilidade:** - **Interações Moleculares:** Solubilidade em um solvente depende das interações entre as moléculas do soluto e do solvente. Substâncias com interações semelhantes são geralmente mais solúveis entre si. - **Exemplo:** Substâncias polares tendem a ser solúveis em solventes polares. 4. **Tensão Superficial e Capilaridade:** - **Interações Moleculares:** Tensão superficial e capilaridade são influenciadas pela coesão entre as moléculas do líquido. Moléculas com fortes interações tendem a ter uma tensão superficial mais elevada e exibem maior capilaridade. - **Exemplo:** A água, com suas pontes de hidrogênio, tem alta tensão superficial e exibe capilaridade em materiais como papel. 5. **Variação de Volume com a Temperatura:** - **Interações Moleculares:** Em substâncias com interações fortes, a expansão térmica e a variação de volume com a temperatura podem ser limitadas. Substâncias com interações mais fracas podem sofrer maior expansão. - **Exemplo:** Substâncias metálicas têm interações metálicas e geralmente exibem pequenas variações de volume com a temperatura. 6. **Condução de Eletricidade:** - **Interações Moleculares:** Substâncias com íons ou elétrons livres podem conduzir eletricidade. Isto é observado em substâncias iônicas ou metálicas. - **Exemplo:** O sal dissolvido em água conduz eletricidade devido à presença de íons. Entender as interações moleculares permite prever e explicar o comportamento de uma ampla variedade de substâncias em diferentes condições. Essas relações são essenciais em diversas áreas da química, física e ciência dos materiais.

6. Conhecendo as partículas que formam a matéria: Os elementos químicos e a tabela periódica

6.1. A matéria é composta por átomos, que são formados por três partículas fundamentais: prótons, nêutrons e elétrons. - **Prótons**: Partículas com carga positiva (+1) localizadas no núcleo do átomo. O número de prótons de um átomo é conhecido como número atômico e determina a posição do elemento na tabela periódica. - **Nêutrons**: Partículas neutras também localizadas no núcleo do átomo. A massa de um átomo é dada pela soma de prótons e nêutrons em seu núcleo¹². - **Elétrons**: Partículas com carga negativa (-1) que orbitam ao redor do núcleo do átomo. Os elétrons estão envolvidos na formação de ligações químicas. Os elementos químicos são agrupamentos de átomos que possuem a mesma quantidade de prótons, ou seja, o mesmo número atômico⁵. Atualmente, existem 118 elementos químicos, sendo que 92 são naturais (encontrados na natureza) e 26 são artificiais e produzidos de maneira artificial.

6.1.1. A Química usa modelos para compreender as partículas: Análise do núcleo pelo modelo de Rutherford

6.1.1.1. O modelo atômico de Rutherford, também conhecido como modelo planetário, foi proposto pelo cientista neozelandês Ernest Rutherford em 1911. Este modelo foi uma revolução na teoria atômica e é baseado em um experimento que Rutherford realizou para estudar a trajetória das partículas e a interação entre a radiação alfa e os materiais. No experimento de Rutherford, uma amostra de polônio (emissor de radiação alfa) foi colocada em um bloco de chumbo. A radiação alfa emitida pelo polônio passava por um pequeno orifício no bloco de chumbo e atingia uma lâmina fina de ouro. Atrás da lâmina de ouro, havia uma placa metálica recoberta com material fluorescente (sulfeto de zinco), que permitia a visualização da radiação alfa após atravessar a lâmina de ouro. Rutherford observou que a maioria das partículas alfa atravessava a lâmina de ouro sem desvio significativo, indicando que os átomos possuem grandes espaços vazios. No entanto, algumas partículas foram desviadas em ângulos grandes e algumas até rebatidas, indicando a presença de uma região pequena e densa com carga positiva no átomo. Com base nesses resultados, Rutherford propôs seu modelo atômico, no qual os átomos consistem em um núcleo central pequeno e denso com carga positiva, onde se encontram os prótons e nêutrons, e uma região externa maior, chamada eletrosfera, onde os elétrons orbitam o núcleo¹²³⁴⁵. Este modelo é frequentemente comparado a um sistema solar em miniatura, onde o núcleo seria o Sol e os elétrons seriam os planetas. No entanto, o modelo de Rutherford tinha uma falha: de acordo com a teoria do eletromagnetismo, os elétrons em movimento acelerado deveriam emitir radiação eletromagnética e perder energia, fazendo com que eles espiralassem para dentro e colidissem com o núcleo, o que não é observado na realidade. Esta falha foi resolvida posteriormente com o desenvolvimento do modelo atômico de Bohr.

6.1.1.1.1. A Química usa modelos para compreender as partículas: Análise da eletrosfera pelo modelo de Bohr

6.2. A Tabela Periódica é um modelo que agrupa todos os elementos químicos conhecidos e suas propriedades. Ela foi organizada para facilitar o estudo dos elementos, obedecendo à lei periódica que diz: "As propriedades físicas e químicas dos elementos são funções periódicas de seus números atômicos". Os elementos estão organizados em ordem crescente de número atômico (número de prótons no átomo). No total, a Tabela Periódica possui 118 elementos químicos, sendo 92 naturais e 26 artificiais. A tabela é dividida em períodos (linhas horizontais) e grupos (colunas verticais): - **Períodos**: São as linhas horizontais da tabela. Ao todo são sete períodos. - **Grupos**: Correspondem às colunas verticais, onde os elementos possuem o mesmo número de elétrons na camada mais externa, ou seja, na camada de valência. Ao todo, 18 grupos formam a Tabela Periódica. Além disso, a tabela também é subdividida de acordo com a natureza do elemento em metal, semimetal, ametal, gás nobre. Os dois períodos separados da Tabela compreendem os elementos de Transição interna: série dos Lantanídeos (número atômico 57 a 71) e Actinídeos (número atômico 89 a 103). Espero que isso ajude a entender a Tabela Periódica! Se você tiver mais perguntas, fique à vontade para perguntar.

6.2.1. Uma síntese maravilhosa do universo: Quais classificações a tabela periódica nos traz?

6.2.1.1. A Tabela Periódica classifica os elementos químicos em cinco grandes grupos¹²³⁴⁵: 1. **Metais**: Constituem a maior parte dos elementos conhecidos (87 ao todo). São densos, maleáveis, dúcteis e bons condutores de eletricidade e calor. Alguns subgrupos de metais incluem: - Metais alcalinos (grupo 1): lítio, sódio, potássio, rubídio, césio e frâncio. - Metais alcalinoterrosos (grupo 2): berílio, magnésio, cálcio, estrôncio, bário e rádio. - Metais de transição externa: ocupam a parte central da Tabela Periódica. - Metais de transição interna: elementos que fazem parte do grupo 3 e correspondem às séries dos lantanídeos e actinídeos. 2. **Ametais ou Não metais**: São apenas 11 na tabela periódica e são os elementos mais abundantes na natureza. Apresentam baixos pontos de ebulição e fusão, sendo normalmente encontrados na natureza no estado gasoso. 3. **Semimetais ou Metaloides**: Grupo que abrange sete elementos ao todo: boro (B), silício (Si), germânio (Ge), arsênio (As), antimônio (Sb), telúrio (Te) e polônio (Po). Esses elementos apresentam propriedades intermediárias entre metais e não metais. 4. **Gases Nobres**: São elementos químicos do grupo 18 da tabela periódica. São conhecidos por sua baixa reatividade química. 5. **Hidrogênio**: O hidrogênio é um caso à parte. Ele está posicionado acima do grupo 1 por causa da sua distribuição eletrônica, mas não apresenta características em comum com a família de metais. Além disso, a tabela também é subdividida em períodos (linhas horizontais) e grupos (colunas verticais). As linhas verticais são os 18 grupos da tabela e reúnem os elementos com propriedades químicas semelhantes. As linhas horizontais correspondem aos 7 períodos e apresentam os elementos com mesmo número de camadas eletrônicas.

6.2.1.1.1. Obtenção, usos e toxicologia: Um olhar descritivo para os grupos e periodos da tabela periódica

7. Como cada classe se comporta em água? Entendendo o conceito de pH

7.1. O comportamento de diferentes classes de substâncias em água está diretamente relacionado às propriedades ácidas, básicas ou neutras dessas substâncias, que são expressas pelo conceito de pH. Vamos analisar como cada classe se comporta em água e como isso afeta o pH: 1. Ácidos: - **Comportamento em Água:** Ácidos liberam íons de hidrogênio (H⁺) em solução aquosa. Esses íons de hidrogênio reagem com a água para formar íons hidrônio (H₃O⁺). - **Exemplo:** O ácido clorídrico (HCl) em água forma H⁺ e Cl⁻, aumentando a concentração de íons hidrônio na solução. - **Efeito no pH:** Aumenta a concentração de íons H₃O⁺, diminuindo o pH da solução. Ácidos têm um pH inferior a 7. 2. Bases (Hidróxidos): - **Comportamento em Água:** Bases liberam íons hidroxila (OH⁻) em solução aquosa ou aceitam íons de hidrogênio da água. - **Exemplo:** O hidróxido de sódio (NaOH) em água forma Na⁺ e OH⁻, aumentando a concentração de íons hidroxila na solução. - **Efeito no pH:** Aumenta a concentração de íons OH⁻, aumentando o pH da solução. Bases têm um pH superior a 7. 3. Neutro (Água Pura): - **Comportamento em Água:** A água pura não libera íons H⁺ ou OH⁻ em grandes quantidades. - **Exemplo:** H₂O em água mantém uma concentração equilibrada de H⁺ e OH⁻. - **Efeito no pH:** O pH da água pura é 7, considerado neutro, indicando um equilíbrio entre íons H⁺ e OH⁻. 4. Sais: - **Comportamento em Água:** Sais dissolvidos em água se dissociam em íons. A natureza ácida, básica ou neutra da solução dependerá dos íons presentes. - **Exemplo:** O cloreto de sódio (NaCl) em água forma Na⁺ e Cl⁻, sem afetar significativamente a concentração de íons H⁺ ou OH⁻. - **Efeito no pH:** Geralmente, sais não alteram significativamente o pH, a menos que originem íons que reajam com a água. O **conceito de pH** é uma medida da acidez ou basicidade de uma solução e varia de 0 a 14. Valores abaixo de 7 indicam acidez, 7 é neutro e valores acima de 7 indicam basicidade. O pH é uma escala logarítmica, ou seja, um pH 6 é dez vezes mais ácido que um pH 7. Compreender como diferentes classes de substâncias afetam o pH é essencial para diversas aplicações, desde o controle de qualidade em processos industriais até a compreensão das condições ideais para processos biológicos.

7.1.1. Como cada classe se comporta em água? Entendendo os conceitos de dissociação, ionização e condutividade elétrica

7.1.1.1. O comportamento de diferentes classes de substâncias em água está relacionado aos processos de dissociação, ionização e à condutividade elétrica da solução resultante. Vamos abordar como cada classe se comporta e entender os conceitos envolvidos: 1. Ácidos: - **Dissociação/Ionização em Água:** Ácidos sofrem dissociação ou ionização ao liberar íons de hidrogênio (H⁺) em solução aquosa. - **Exemplo:** O ácido clorídrico (HCl) se dissocia em H⁺ e Cl⁻ na água: \(HCl \rightarrow H^+ + Cl^-\). - **Condutividade Elétrica:** Ácidos, quando ionizados, aumentam a condutividade elétrica da solução, pois os íons carregados (H⁺ e Cl⁻) podem conduzir a corrente elétrica. 2. Bases (Hidróxidos): - **Dissociação/Ionização em Água:** Bases liberam íons hidroxila (OH⁻) em solução aquosa ou aceitam íons de hidrogênio da água. - **Exemplo:** O hidróxido de sódio (NaOH) se dissocia em Na⁺ e OH⁻ na água: \(NaOH \rightarrow Na^+ + OH^-\). - **Condutividade Elétrica:** Bases, quando ionizadas, também aumentam a condutividade elétrica da solução devido à presença de íons (Na⁺ e OH⁻). 3. Neutro (Água Pura): - **Dissociação/Ionização em Água:** A água pura sofre auto-ionização, formando íons hidrônio (H₃O⁺) e hidroxila (OH⁻). - **Exemplo:** \(2H₂O \rightleftharpoons H₃O^+ + OH^-\). - **Condutividade Elétrica:** A condutividade da água pura é relativamente baixa devido à baixa concentração de íons H⁺ e OH⁻ resultantes da auto-ionização. 4. Sais: - **Dissociação/Ionização em Água:** Sais dissolvidos em água se dissociam em íons. - **Exemplo:** O cloreto de sódio (NaCl) se dissocia em Na⁺ e Cl⁻: \(NaCl \rightarrow Na^+ + Cl^-\). - **Condutividade Elétrica:** Sais aumentam a condutividade elétrica da solução, pois os íons carregados provenientes da dissociação podem conduzir eletricidade. 5. Compostos Covalentes (Não-Iônicos): - **Dissociação/Ionização em Água:** Muitos compostos covalentes não se dissociam em íons quando dissolvidos em água. - **Exemplo:** O açúcar (sacarose) não forma íons ao ser dissolvido em água. - **Condutividade Elétrica:** Soluções de compostos covalentes não iônicos geralmente têm baixa condutividade elétrica, pois não contêm íons móveis. Entender esses conceitos é crucial para a compreensão dos processos químicos e físicos que ocorrem quando substâncias diferentes são dissolvidas em água. O grau de dissociação e a condutividade elétrica dependem da natureza das substâncias envolvidas e das interações moleculares.

8. Reação química: como equacionar esse tipo de fenômeno?

8.1. Equacionar uma reação química significa expressar a transformação de substâncias químicas em outras, indicando os reagentes e produtos de maneira balanceada. Isso é feito através de uma equação química. Vou guiá-lo pelo processo passo a passo: Passo 1: Identificar Reagentes e Produtos 1. **Reagentes:** São as substâncias químicas iniciais que participam da reação. 2. **Produtos:** São as substâncias formadas como resultado da reação. Passo 2: Escrever a Equação Não Balanceada 1. **Reagente(s) + Reagente(s) → Produto(s) + Produto(s)** Passo 3: Balancear os Átomos 1. **Contar Átomos:** Para cada elemento, conte quantos átomos há nos reagentes e nos produtos. 2. **Adicionar Coeficientes:** Adicione coeficientes nas moléculas para equilibrar o número de átomos de cada elemento dos dois lados da equação. 3. **Não Alterar Subscritos:** Não altere os subscritos nas fórmulas, pois isso mudaria a identidade das substâncias. Exemplo Prático: Combustão do Metano (CH₄) em Oxigênio (O₂) para Formar Dióxido de Carbono (CO₂) e Água (H₂O) 1. **Equação Não Balanceada:** \(CH₄ + O₂ → CO₂ + H₂O\) 2. **Contar Átomos:** - **Carbono (C):** 1 átomo à esquerda, 1 átomo à direita. - **Hidrogênio (H):** 4 átomos à esquerda, 2 átomos à direita. - **Oxigênio (O):** 2 átomos à esquerda, 3 átomos à direita. 3. **Balancear a Equação:** \(CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O\) 4. **Verificar Contagem de Átomos:** - **Carbono (C):** 1 átomo à esquerda, 1 átomo à direita. - **Hidrogênio (H):** 4 átomos à esquerda, 4 átomos à direita. - **Oxigênio (O):** 4 átomos à esquerda, 4 átomos à direita. A equação agora está balanceada, mantendo a conservação dos átomos de cada elemento nos reagentes e produtos. O coeficiente "2" no O₂ garante que haja oxigênio suficiente para reagir com os átomos de hidrogênio no CH₄.

8.1.1. Identificando evidências da ocorrência de reações químicas

8.1.1.1. Identificar evidências da ocorrência de reações químicas é fundamental para reconhecer quando as substâncias passam por transformações químicas. Aqui estão algumas evidências comuns de que uma reação química está acontecendo: 1. **Mudança de Cor:** - **Evidência:** A mudança de cor é muitas vezes uma indicação clara de uma reação química. A formação de produtos diferentes dos reagentes pode resultar em uma cor nova. - **Exemplo:** A oxidação de uma maçã exposta ao ar, formando tons de marrom. 2. **Formação de Precipitado:** - **Evidência:** Quando duas soluções aquosas são misturadas e um sólido insolúvel (precipitado) é formado, isso indica uma reação química. - **Exemplo:** Misturar cloreto de sódio (NaCl) com nitrato de prata (AgNO₃) forma um precipitado de cloreto de prata (AgCl). 3. **Liberação ou Absorção de Gases:** - **Evidência:** A formação de bolhas, liberação de gás ou aumento da efervescência pode indicar uma reação química. - **Exemplo:** A reação entre bicarbonato de sódio (NaHCO₃) e vinagre (ácido acético) produz dióxido de carbono, evidenciado pela efervescência. 4. **Mudança de Temperatura:** - **Evidência:** A variação de temperatura durante uma reação química pode indicar que a energia está sendo absorvida ou liberada. - **Exemplo:** A reação entre ácido clorídrico (HCl) e hidróxido de sódio (NaOH) é exotérmica, liberando calor. 5. **Mudança de Estado Físico:** - **Evidência:** Uma substância mudando de sólido para líquido, líquido para gasoso, ou vice-versa, pode ser indicativo de uma reação química. - **Exemplo:** A fusão ou solidificação de uma substância, como água, pode envolver reações químicas. 6. **Mudança na Condutividade Elétrica:** - **Evidência:** Se uma substância muda sua capacidade de conduzir eletricidade, isso pode indicar a ocorrência de uma reação química. - **Exemplo:** A ionização de um eletrólito, como sal (NaCl), em água. 7. **Produção de Luz:** - **Evidência:** Algumas reações químicas produzem luz, um fenômeno conhecido como quimiluminescência. - **Exemplo:** A reação entre peróxido de hidrogênio e luminol em um sistema adequado. 8. **Mudança na Acidez ou Basicidade (pH):** - **Evidência:** Se a solução se torna ácida ou básica durante a reação, isso pode indicar a ocorrência de uma reação química. - **Exemplo:** A adição de ácido clorídrico (HCl) a uma solução básica. Observar essas evidências ajuda a reconhecer e compreender as transformações que ocorrem durante as reações químicas. Vale ressaltar que nem todas as evidências podem estar presentes em todas as reações, e uma combinação desses fatores pode ser observada em diferentes contextos.

9. Professor:emanuel

10. Curso: Eletrotécnica

11. Série: 1°

12. Classes de substâncias inorgânicas: Identificação e usos

12.1. As substâncias inorgânicas compreendem uma ampla variedade de compostos que não contêm ligações carbono-hidrogênio. Aqui estão algumas classes de substâncias inorgânicas com suas identificações e usos: 1. **Ácidos:** - **Identificação:** Compostos que liberam íons de hidrogênio (H⁺) em solução aquosa. - **Exemplos:** Ácido clorídrico (HCl), ácido sulfúrico (H₂SO₄). - **Usos:** Utilizados em processos industriais, fabricação de produtos químicos, tratamento de água, entre outros. 2. **Bases (Hidróxidos):** - **Identificação:** Substâncias que liberam íons hidroxila (OH⁻) em solução aquosa. - **Exemplos:** Hidróxido de sódio (NaOH), hidróxido de cálcio (Ca(OH)₂). - **Usos:** Na fabricação de produtos de limpeza, tratamento de água, produção de papel, entre outros. 3. **Sais:** - **Identificação:** Compostos formados pela reação de um ácido com uma base. - **Exemplos:** Cloreto de sódio (NaCl), sulfato de cálcio (CaSO₄). - **Usos:** Amplamente utilizados em alimentos, indústria química, produção de fertilizantes, entre outros. 4. **Óxidos:** - **Identificação:** Compostos formados pela combinação de oxigênio com outros elementos. - **Exemplos:** Dióxido de carbono (CO₂), monóxido de carbono (CO). - **Usos:** Presentes na atmosfera, utilizados na produção de aço, na produção de concreto, entre outros. 5. **Compostos de Coordenação:** - **Identificação:** Complexos nos quais íons ou moléculas chamadas ligantes estão coordenadas a um íon metálico central. - **Exemplos:** [Fe(CN)₆]³⁻, [Cu(NH₃)₄]²⁺. - **Usos:** Amplamente utilizados como catalisadores, corantes, em aplicações médicas e em pesquisas. 6. **Compostos de Enxofre:** - **Identificação:** Incluem sulfetos, sulfatos, sulfitos e outros compostos contendo enxofre. - **Exemplos:** Sulfeto de hidrogênio (H₂S), sulfato de magnésio (MgSO₄). - **Usos:** Presentes em processos biológicos, na indústria de papel, em fertilizantes, entre outros. 7. **Compostos de Amônia:** - **Identificação:** Incluem amônia (NH₃) e seus derivados, como nitratos e nitritos. - **Exemplos:** Nitrato de amônio (NH₄NO₃), amônia líquida (NH₃). - **Usos:** Utilizados em fertilizantes, explosivos, refrigeração, entre outros. Essas classes de substâncias inorgânicas têm aplicações diversas em áreas como a indústria química, agricultura, tratamento de água, medicina, entre outras. Identificar essas substâncias e compreender seus usos é crucial para diversas aplicações práticas e industriais.

12.1.1. Entendendo os nomes das substâncias: Nomenclatura química

12.1.1.1. A nomenclatura química é um sistema padronizado de nomenclatura utilizado para nomear e identificar substâncias químicas de maneira clara e precisa. Existem regras específicas para nomear diferentes tipos de substâncias, incluindo compostos iônicos, covalentes, ácidos, bases e sais. Aqui estão alguns aspectos essenciais da nomenclatura química: 1. **Compostos Iônicos:** - **Nomeação:** O nome do cátion (íon positivo) vem primeiro, seguido do ânion (íon negativo). - **Exemplo:** NaCl é chamado de cloreto de sódio, onde Na⁺ é o cátion e Cl⁻ é o ânion. 2. **Compostos Covalentes (Moleculares):** - **Prefixos:** Utiliza-se prefixos para indicar o número de átomos de cada elemento. - **Exemplo:** CO₂ é chamado de dióxido de carbono, onde di- indica dois átomos de oxigênio. 3. **Ácidos:** - **Prefixo Ácido:** O nome começa com "ácido" seguido do nome do não metal terminado em "írico" ou "oso". - **Exemplo:** HCl é chamado de ácido clorídrico. 4. **Bases (Hidróxidos):** - **Nomeação:** O nome do metal é seguido pela palavra "hidróxido". - **Exemplo:** NaOH é chamado de hidróxido de sódio. 5. **Sais:** - **Nomeação:** O nome do cátion vem primeiro, seguido do nome do ânion. - **Exemplo:** NaCl é chamado de cloreto de sódio. 6. **Compostos Orgânicos:** - **Cadeia Principal:** Identifica-se a cadeia principal de carbono e adicionam-se prefixos e sufixos para indicar a presença de grupos funcionais. - **Exemplo:** CH₃CH₂OH é chamado de etanol. 7. **Compostos de Coordenação:** - **Nomeação:** O nome do complexo inclui o nome do íon metálico central, seguido pelos nomes dos ligantes. - **Exemplo:** [Co(NH₃)₆]³⁺ é chamado de hexamino-cobalto(III). 8. **Óxidos:** - **Nomeação:** Utiliza-se o sufixo "óxido" seguido do nome do elemento ligado ao oxigênio. - **Exemplo:** CO é chamado de monóxido de carbono. É importante seguir as regras específicas de nomenclatura para cada tipo de composto, garantindo que o nome forneça informações precisas sobre a composição química da substância. As regras de nomenclatura química ajudam a padronizar a comunicação na comunidade científica e tornam a identificação de compostos mais eficiente e clara.

13. Alunos:Apollo Pedreira Leite Gonçalves e André Falcão Oliveira.

14. É possìvel esgotar as reservas de certos elementos químicos no planeta Terra? Uma reflexão ambiental crítica sobre consumismo e os ciclos biogeoquímicos

14.1. Sim, é possível esgotar as reservas de certos elementos químicos na Terra. Muitos dos 118 elementos apresentados na tabela periódica estão ameaçados de desaparecer. Alguns podem se esgotar em menos de 100 anos¹. As reservas mundiais de lítio, por exemplo, parecem enormes - 14 milhões de toneladas, que dão para mais de 100 anos, no ritmo atual de consumo. No entanto, se todos os carros fossem elétricos, as reservas mundiais de lítio seriam consumidas em apenas 12 anos. Essa situação é resultado do consumismo, que é o ato de comprar algo que você de fato não precisa somente para mostrar status ou por influência de comerciais⁶. Esse consumo exagerado traz sérios problemas para o meio ambiente, porque quanto mais se consome, mais se produz e essa produção é feita a partir dos recursos naturais. Os ciclos biogeoquímicos são fundamentais, pois permitem o reaproveitamento dos elementos químicos. A circulação destes é imprescindível para garantir o funcionamento correto de um dado ecossistema. No entanto, o consumismo interrompe esses ciclos ao esgotar os recursos naturais mais rapidamente do que eles podem ser repostos. Portanto, é crucial que adotemos práticas de consumo mais sustentáveis. Isso inclui reduzir nosso consumo, reciclar sempre que possível e buscar alternativas aos recursos naturais que estão em risco de esgotamento. Além disso, é importante investir em tecnologias que possam sintetizar esses elementos ou encontrar alternativas viáveis. Essa é uma questão complexa que envolve muitos aspectos, incluindo economia, política, tecnologia e comportamento humano. É um desafio que precisamos enfrentar juntos para garantir um futuro sustentável para nosso planeta.

14.1.1. Quais minerais existem Brasil? Relações entre química, economia e meio ambiente

14.1.1.1. O Brasil possui uma grande diversidade de minerais, sendo um país rico em recursos minerais. Alguns dos minerais mais importantes e abundantes no território brasileiro incluem: 1. **Ferro:** O Brasil é um dos maiores produtores mundiais de minério de ferro, com grandes depósitos localizados principalmente na região de Carajás, no estado do Pará. 2. **Bauxita:** O Brasil possui grandes reservas de bauxita, um minério usado na produção de alumínio. A região de Poços de Caldas, em Minas Gerais, é uma das áreas de exploração. 3. **Ouro:** O Brasil é historicamente conhecido por sua produção de ouro. Minas Gerais, Goiás e Pará são estados com importantes depósitos auríferos. 4. **Manganês:** O manganês é extraído principalmente nos estados do Amapá, Minas Gerais e Pará. 5. **Nióbio:** O Brasil é o maior produtor mundial de nióbio, com reservas significativas em Araxá, Minas Gerais, e Catalão, Goiás. 6. **Cobre:** O Brasil possui depósitos de cobre em diversos estados, como Bahia, Goiás e Minas Gerais. 7. **Sal-gema:** É explorado para a produção de sal e possui depósitos em várias regiões costeiras. 8. **Potássio:** Reservas de potássio são encontradas no estado do Amazonas. As relações entre a química, economia e meio ambiente são evidentes na exploração e processamento desses minerais: - **Economia:** A extração e processamento de minerais têm um impacto significativo na economia do Brasil. A exportação desses recursos contribui para a balança comercial e o crescimento econômico. - **Meio Ambiente:** A exploração mineral pode causar impactos ambientais, como desmatamento, contaminação de águas e solo, além de alterações nos ecossistemas. Práticas de mineração sustentável e tecnologias ambientalmente amigáveis são essenciais para mitigar esses impactos. - **Química:** A química desempenha um papel crucial no processamento e beneficiamento de minerais. Tecnologias químicas são usadas para extrair, separar e purificar os minerais, contribuindo para a eficiência e sustentabilidade da indústria mineral. É fundamental buscar um equilíbrio entre a exploração de recursos minerais, o desenvolvimento econômico e a preservação ambiental, promovendo práticas sustentáveis e responsáveis. O setor mineral no Brasil continua a evoluir, incorporando cada vez mais abordagens e tecnologias que consideram os aspectos econômicos, ambientais e sociais.