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Química Analítica

Química Analítica

Química Analítica

A Química Analítica remonta ao antigo Egito, onde já foram conhecidas entre outras, as técnicas de copelação do couro e da prata, em que o metal impuro era aquecido numa copela (cadinho poroso feito de cinza de osso); essa prática pode, de certo modo, como um método da química analítica. A química de então não podia ser considerada como ciência, isto é, sistemas de conhecimentos ordenados de acordo com certas leis e princípios, mas apenas como conjuntos de conhecimentos empíricos esparsos sem nenhuma interligação. Transmitidas dos egípcios aos gregos e destes aos árabes, essas técnicas empíricas foram desenvolvidas durante toda a Idade Média, constituindo o alicerce da alquimia. Visando a descoberta da panacéia universal e de todos os processos para a obtenção do ouro e da prata através da transmutação dos outros metais, os alquimistas contribuíram decisivamente para o progresso dos conhecimentos químicos. Mas só no século XVII, com Robert Boyle (1627-1691), a química começa a Ter aspecto de verdadeira ciência. Para estabelecer o conceito de que elementos são os corpos mais simples do que os quais os corpos complexos são formados, Boyle usou pela primeira vez um novo método de química, baseado nos princípios de que os conhecimentos vem de uma generalização de dados experimentais e leis observadas na natureza. Esse conceito de elemento químico determinou grande desenvolvimento da química analítica. O próprio Boyle sistematizou as reações químicas até então conhecidas então propôs um número de novos testes, originando a química analítica por via úmida. Foi o primeiro a usar o litmo ou tornassol como indicador para substâncias ácidas e básicas. A química analítica teve importante avanço com os trabalhadores de Lavoisier (1743-1794) – desenvovimento de técnicas de análises de gases – e do químico sueco Torbern Olof Bergman (1735-1784), que separou os metais (catíons) em grupos, dando origem a análise sistemática. O fundador da química analítica quantitativa com base científica foi, porém, o químico russo Mikhail Vasilievich lomonosov (1711-),o primeiro a usar a balança para pesar gentes e produtos numa reação química, e que, em 1756, confirmou experimentalmente a lei da conservação da matéria, geralmente atribuída a Laoisier, que a verificou em 1774.
 
As observações feitas na química analítica quantitativa constituíram preciosos elementos para a química teórica, levando às descobertas das leis ponderais, cuja confirmação experimental permitiu a John Dalton (1766-1844) formular a teoria atômica. Isso, por sua vez estimulou muito a química analítica quantitativa, já que se tornou necessária a determinação das massas atômicas dos elementos de maior rigor, campo ao qual Bezerlius (1779-1848) deu importante contribuição. Após ou durante esse período, Liebig (1803-1873) Gay-Lussac (1778-1850), Bunsen (1811-1899), Kirchhof (1824-1887), Nikolai Aleksandrovitch Menchtchunkin (1842-1907) e outros contribuíram de modo notável para o desenvolvimento da química analítica, qualitativa ou quantitativa, com grandes números de estudos e de descobertas. A química analítica quantitativa nop final do século XIX foi grandemente influenciada pelos excepcionais progressos da química orgânica e da inorgânica, devendo-se destacar principalmente a classificação periódica dos elementos, de Mendeleev (1834-1907). A aplicação da dimetiglioxima como reagente para a determinação qualitativa e quantitativa do níquel, pelo químico russo L. A. Chugaev (1873-1922), significou a introdução do uso intensivo dos reagentes orgânicos nas análises químicas, desde 1905, ano em que aquele químico apresentou seus estudos. Aualmente, conhece-se grande número de reagentes orgânicos que se combinam com os compostos inorgânicos, formando compostos poucos solúveis e na maior parte das vezes, coloridos, no qual o metal não se encontra no estado iônico, mas sim formando compostos de coordenação. Esses compostos geralmente têm elevada massa molecular, de modo que pequena fração do íon fornece quantidade relativamente grande de precipitado. O precipitante org?ânico ideal deve ser específico em caráter, isto é, só deve dar precipitado com um íon determinado. Isso, porém, é bastante difícil, sendo mais comum que o regente orgânico reaja com um grupo de íons; por controle das condições experimentais, é possível precipitar-se apenas um dos íons do grupo. Os químicos analistas já a muito tempo ensaiavam com apenas uma gota de solução. Exemplo familiar é o uso do papel indicador para detectar rapidamente um excesso de íons hidrogênio ou hidroxila. Esse tipo de reação despertou os interesse do químico Fritz Feigl (1891-1959) também desenvolveu estudos nesse campo de atividades científicas. Em conseqüência dos estudos e pesquisas de Feigl, surgiu nova especialidade na química analítica, a análise de toque (ver microanálise), que tem aplicações em minérios e minerais, metais, ligas, produtos farmacêuticos, solos, águas, produtos industriais etc. Os físico-químicos Arrhenius (1859-1927) - com a teoria da dissociação eletrolítica -, W Ostwald (1853-1932) - com a lei da diluição - W. H. Ernst (1864-1941) - com o princípio de produto de solubilidade -, L. Pizarzhevsky - , reconhecendo as reações de oxirredução com um processo envolvendo transferencia de elétrons - e outros deram à química analítica uma sólida base científica.Historicamente, o desenvolvimento dos métodos analíticos foi acompanhado pela introdução de novos instrumentos de medida, como a balança para análises gravimétricas a aparelhagem de vidro para análises volumétricas e gasométricas. Quase toda propriedade física característica de um elemento ou substância pode ser a base de um método para sua análise. Surgiram, então, com o desenvolvimento da físico-química, novos métodos de análise baseado em princípios diversos da química analítica clássica, originado-se análise instrumental, pela qual os constituintes são determinados pela medida de uma propriedade física. Dentre os principais métodos estão os que usam as propriedades envolvendo interação com a energia radiante - raio X, absorsão de radiação, fluorescência, ressonância magnética nuclear -, e os que utilizam propriedades nucleares, como, por exemplo, a radioatividade.Esses métodos em muitos casos apresentam grandes vantagens em relação aos métodos clássicos da química analítica: a rapidez das análises, a possibilidade do uso de método não destrutivo e a utilização de uns poucos miligramas ou, no caso de soluções, de frações de mililitro, sem prejuízo da exatidão da análise.

Em 1954, o químico suíço Gerold Karl Schwarzenbach (1904-) publicou trabalhos que tinham sido iniciados dez anos antes sobre a aplicação de ácidos poliaminocarbo-xílicos em química analítica quantitativa, principalmente em análise volumétrica, considerando que os complexos formados com os metais são de alta estabilidade. A introdução desse tipo de reagente resultou numa ampliação extraodinária dos métodos complexométricos, sendo que o ácido etilenodiaminotetracético (EDTA) é o mais importante composto desse grupo. Em uns poucos casos, o ácido nitrilotriacético (NITA) é mais adequado. O estudo desse tipo de copostos continua em desenvolvimento, e a cada dia novas aplicações. Como a química analítica se fundamenta nos princípios e leis gerais da química inorgânica e da físico-química, pode-se esperar que o seu progresso acompanhe o dessas especialidades.

Ligações Intermoleculares

Ligações IntermolecularesLigações Intermoleculares

As moléculas se mantêm unidas devido às forças de atração que existem entre elas. Quanto maior a força de atração, maior será a coesão entre as moléculas. Isso irá se refle­tir em muitas propriedades como, por exemplo, num maior ponto de fusão e ebulição. Essas forças de atração intermoleculares começaram a ser desvendadas em 1873 por Diderik van der Waals, e atualmente se resumem em 3 tipos: forças de van der Waals, forças de dipolo permanente e pontes de hidrogênio.

Forças de van der Waals ou forças de dipolo induzido

As forças de van der Waals ou de dipolo induzido são forças fracas que ocorrem entre moléculas apolares ou entre átomos de gases nobres.

Estas forças são estabelecidas da seguinte maneira: quando duas moléculas apoiares se aproximam, ocorre uma repulsão entre suas nuvens eletrônicas.

Essa repulsão provoca um movimento dos elétrons que vão se acumular numa região da molécula, deixando a região oposta com deficiência de carga negativa. Cria-se assim um dipolo induzido: a molécu­la apolar, onde se formou o dipolo, induz as outras moléculas a também formarem dipolos, dando origem a uma pequena força de atração elétrica entre elas. Essas moléculas, unidas por forças de van der Waals, formam na fase sólida o que se denomina cristais moleculares. Exemplos importantes são os cristais de gelo seco ou gás carbônico, C02, sólido e também os cristais de iodo, I2 sólido, que, por terem suas moléculas fracamente unidas, passam facilmente da fase sólida para a fase gasosa, ou seja, sofrem sublimação.

Forças de dipolo permanente

As forças de dipolo permanente são responsáveis pela atração existente entre moléculas polares.

Estabelecem-se de tal forma que a extremidade negativa do dipolo de uma molécula se aproxime da extremidade positiva do dipolo de outra molécula.

São forças de natureza elétrica, mais for­tes que as forças de van der Waals. A união de moléculas por força de dipolo permanente, na fase sólida, dá origem aos cris­tais dipolares, por exemplo: HCl sólido.

Pontes de hidrogênio

Pontes de hidrogênio são forças de atração de natureza elétrica, do tipo dipolo permanente, porém nem mais intensas. Ocorrem quando a molécula possui hidrogênio ligado a elemento muito eletronegativo: flúor, oxigênio ou nitrogênio. A “ponte” é formada pela atração entre o hidrogênio de uma molécula e o átomo muito eletronegativo (F, O ou N) de outra molécula. Por ser essa uma força de atração bastante forte, as moléculas que fazem pontes de hidrogênio possuem pontos de fusão e ebulição muito altos. Na fase sólida formam cristais dipolares. Um exemplo importante de molécula que faz ponte de hidrogênio é a água.

Considerando-se uma massa fixa de água, o volume ocupado por essa massa será muito maior na fase sólida que na fase líquida. Isso ocorre porque o arranjo do cristal dipolar, através de pontes de hidrogênio, segue uma estrutura rígida que leva um mesmo número de moléculas de água a ocupar na fase sólida um espaço maior do que ocuparia na fase líquida, livres de tal rigidez.
Cristais covalentes ou atômicos
Algumas vezes um número indeterminado de átomos estabelecem entre si ligações covalentes comuns, de modo a formarem estruturas muito grandes, às quais chamamos de macro­moléculas. Essas macromoléculas formam os cristais covalentes ou atômicos, que possuem al­tos pontos de fusão e ebulição.

· Podem ser formadas por um único elemento químico.
Exemplo: diamante, Cn, sendo n um número muito grande e indeterminado.
Outro exemplo importante de cristal molecular é o córidon, (Al2O3)n.

O córidon ocorre na natureza sob a forma de rubi, safira e esmeralda, entre outras. A coloração variável é devida à presença de impurezas. Pode-se preparar rubi sintético fundindo-se, em um cilindro de alumina, o Al2O3, finamente dividido, na presença de óxido crômico, CrO3, formando-se um cristal único.

· Podem ser formadas por elementos quími­cos diferentes.
Exemplo:sílica, (SiO2)n, sendo n um número muito grande e indeterminado.

Isótopos - Química Ambiental

Isótopos

Isótopos - Química Ambiental

As bombas atômicas, cujo princípio se baseia nas gigantescas quantidades de energia desprendidas durante as reações de fissão nuclear, utilizam como matéria-prima o isótopo 235 do urânio. Isótopos são átomos de um mesmo elemento que diferem entre si quanto ao número de massa (quantidade de prótons e nêutrons no núcleo), motivo pelo qual apresentam propriedades físicas diferentes, mas comportamentos químicos semelhantes. Considerações gerais. De acordo com a teoria atômica proposta por John Dalton, no século XIX, e desenvolvida, ao longo do século XX, com o auxílio da mecânica quântica, os átomos possuem duas regiões com propriedades bem diferenciadas. A primeira delas é formada de um núcleo pequeno se comparado ao volume atômico, com elevada densidade eletrônica e constituída de partículas denominadas prótons (carregadas positivamente) e nêutrons (eletricamente neutros). A constituição do núcleo atômico confere a um elemento suas propriedades físicas específicas. O núcleo é envolvido por elétrons, partículas elementares de carga negativa, distribuídos em orbitais com níveis energéticos distintos. A configuração eletrônica confere ao elemento suas propriedades químicas particulares.

Um elemento é primeiramente identificado pelo número de prótons existentes em seu núcleo (número atômico), mas nem todos os átomos de um mesmo elemento apresentam o mesmo número de nêutrons. Essa variação é, precisamente, o que distingue os isótopos. História. A primeira evidência de que duas substâncias com as mesmas propriedades químicas não apresentam, obrigatoriamente, características físicas idênticas resultaram do estudo da radioatividade dos elementos pesados. Em 1906 e 1907, vários pesquisadores mostraram que a mistura de iônio e tório não podia ser separada por nenhum processo químico. Pelo critério da indistinguibilidade química, comprovou-se que a mistura era na verdade composta de duas espécies radioativas do mesmo elemento: tório 230 (iônio) e tório 232.

O termo isótopo foi criado em 1913 pelo químico inglês Frederick Soddy para designar as diferentes espécies do mesmo elemento. Pouco tempo depois, surgiram indicações de que a isotopia poderia existir também no grupo dos elementos estáveis. Em 1919, Francis Aston provou que o neônio consistia, principalmente, de duas espécies atômicas. Seguiu-se a descoberta de que o cloro tinha dois isótopos, e logo ficou claro que a maioria dos elementos consiste de uma mistura de isótopos. A invenção das pilhas atômicas para reações nucleares e dos aceleradores de partículas abriu a possibilidade de obter isótopos de quase todos os elementos químicos conhecidos. Na maioria dos casos, esses isótopos são artificiais e se desintegram espontaneamente, por processos radioativos, para dar origem a isótopos estáveis do mesmo elemento. Abundância isotópica. Na natureza, quase todos os elementos químicos presentes em substâncias minerais e na atmosfera são compostos de vários isótopos. O hidrogênio, por exemplo, o átomo mais simples do ponto de vista estrutural, apresenta-se com três isótopos distintos: o hidrogênio propriamente dito, de massa 1 uma (unidade de massa atômica), com abundância superior a 99%; o deutério, com 2 uma, constituinte da água pesada, empregada na refrigeração de reatores nucleares; e o trítio, com 3 uma, instável e radioativo. Entre os halogênios, o bromo é uma combinação praticamente eqüitativa de seus isótopos 79 e 81, enquanto o flúor apresenta uma única variedade isotópica. Os isótopos de urânio desempenham um papel fundamental em todos os processos nucleares e radioativos. De modo geral, para cada elemento, a proporção de isótopos é fixa, independentemente de seu estado físico.

Aplicações. Os isótopos têm inúmeras aplicações na medicina, na indústria e na pesquisa científica. O isótopos radioativos são comprovadamente eficazes como traçadores em alguns métodos de diagnósticos. Por serem quimicamente idênticos aos isótopos estáveis, tomam seu lugar nos processos fisiológicos e podem ser detectados com equipamentos como o espectrômetro de raios gama.

O iodo 131 se emprega para avaliar, por exemplo, a atividade da glândula tireóide, onde o isótopo se acumula. Usa-se o fósforo 32 para identificar tumores malignos, porque as células cancerosas tendem a acumular fosfatos em quantidade maior do que as células normais. Isótopos radioativos como o cobalto 60 e o césio 137 são usados no tratamento do câncer, para minimizar os prejuízos causados a células vizinhas aos tumores. Entre as aplicações industriais dos radioisótopos, a mais importante é a geração de energia a partir da fissão nuclear do urânio, nos reatores nucleares. Os isótopos radioativos também podem ser usados para medir a espessura de lâminas plásticas e metálicas e para induzir mutações genéticas em plantas, com a finalidade de obter espécies vegetais mais resistentes. A pesquisa geológica e arqueológica fez sensíveis progressos com a utilização de técnicas de datação radiométrica, principalmente com o carbono 14, que ajudou a reconstituir a seqüência de eventos pré-históricos e históricos e a determinar a idade de fósseis e restos arqueológicos.

Estados energéticos dos elétrons

Estados energéticos dos elétrons

Estados energéticos dos elétrons

Devido às dificuldades expostas no item anterior, os cientistas preferem, atualmente, identi­ficar os elétrons mais por seu conteúdo de energia do que por sua posição na eletrosfera. Por meio de cálculos matemáticos, chegou-se à conclusão de que os elétrons se dispõem ao redor do núcleo atômico, de acordo com o DIAGRAMA ENERGÉTICO.

Níveis energéticos

São as sete “escadas” que aparecem no diagrama e onde os elétrons têm um conteúdo de energia crescente. Esses níveis correspondem as sete camadas (K, L, M, N, O, P, Q) do modelo de Rutherford-Bohr. Atualmente, esses níveis são identificados pelo chamado NÚMERO QUAN­TICO PRINCIPAL (n), que é um número inteiro, variando de 1 a 7.

Subníveis energéticos

São os “degraus” de cada escada existente no diagrama anterior. De cada degrau para o se­guinte há, também, aumento no conteúdo de energia dos elétrons. Esses subníveis são identificados amado NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO ou AZIMUTAL, que assume os valores e 0, 1, 2 e 3, mas que é habitualmente designado pelas letras "s", "p", "d", "f", respectivamente. Note que, no diagrama anterior, nós já escrevemos um "endereço" sobre cada degrau. Assim, por exemplo, se for mencionada a posição 3p, devemos saber que se trata do segundo degrau da terceira escada, no tocante ao nível de energia.

Orbitais

Completando o modelo atual da eletrosfera, devemos acrescentar que cada subnível comporta um número variável de orbitais, de acordo com o diagrama energético mais completo. Nesse diagrama, cada orbital é representado simbolicamente por um quadradinho. Vemos que os subníveis (degraus) "s", "p", "d", "f", contém sucessivamente 1, 3, 5, 7 (seqüência de números ímpares) orbitais. Os orbitais são identificados pelo chamado NUMERO QUÁNTICO MAGNÉTICO (m). Num dado subnível, o orbital central tem o número quântico magnético igual a zero; os orbitais da direita têm m = + 1, + 2, + 3; os da esquerda têm m = - 1, - 2, - 3.

Os elétrons

Finalmente, cálculos matemáticos provaram que um orbital comporta no máximo dois elétrons. No entanto, surge uma dúvida: se os elétrons são negativos, por que não se repelem e se afastam? A explicação é a seguinte: os elétrons podem girar no mesmo sentido ou em sentidos opostos (ou sentidos paralelo e antiparalelo), criando campos magnéticos que os repelem ou os atraem. Essa rotação é conhecida como SPIN (do inglês, to spin = girar).

Um orbital comporta no máximo dois elétrons, com spins contrários (princípio) da Exclusão de Pauli). O spin é identificado pelo chamado NÚMERO QUÂNTICO DE SPIN (Ms ou s), cujos valores são – ½ e + ½. Normalmente, a representação dos elétrons nos orbitais é feita por meio de uma seta.

Formas Geométricas dos Orbitais

Formas Geométricas dos Orbitais

Formas Geométricas dos Orbitais

Os orbitais têm formas geométricas bastante variadas, que podem ser calculadas com o auxílio de equações matemáticas. Para nosso estudo, basta saber conhecer os orbitais “s” e “p”.

Orbitais “s”

Todas as camadas eletrônicas possuem os chamados orbitais “s”, que são esferas concêntricas ao núcleo e com diâmetros crescentes. Cada orbital “s” pode conter um ou, no máximo, dois elétrons.

Orbitais “p”

A partir da segunda camada eletrônica (camada L), além de um orbital esférico do tipo s (com um ou dois elétrons), poderão surgir até três orbitais alongados, e denominados orbitais p (também contendo um ou dois elétrons); Os três orbitais p estão orientados segundo três eixos (x, y, z) perpendiculares entre si.

Titulação Química

Titulação Química

Titulação Química

É o método pelo qual se determina uma quantidade desconhecida de uma substância particular, mediante a adição de um reativo-padrão que reage com ela em proporção definida e conhecida. A adição de um reativo-padrão (um reativo de concentração conhecida e freqüentemente designado como reativo-titulado) se regula e se mede de alguma maneira, requerendo-se um método de indicaçào para saber quando a quantidade do reativo normal juntado é precisamente a suficiente para reagir quantitativamente com a substância que se determina. Por conseguinte, conhecendo a proporção em que reagem as substâncias e tendo determinado a quantidade de uma substância (o reativo titulado) necessária para reagir nesta proporção, pode-se calcular facilmente a quantidade desconhecida de substância presente no frasco da reação .

Em uma titulação, o ponto em que a quantidade de reativo titulado adicionado é exatamente a suficiente para que se combine em uma proporção estequiométrica, ou empiricamente reproduzível com a substância que se determina , chama-se ‘ponto de equivalência’. O ponto final de uma titulação deve coincidir com o ponto de equivalência ou estar muito próximo dele. A diferença entre os pontos de equivalência e final se chama intervalo do indicador.

As titulações se realizam quase sempre com soluções ou dissoluções, porém também é fácil realizá-las com substâncias nos estados gasoso, sólido e de fusão, se se dispõe de um equipamento adequado.

Exemplo: Vejamos como é feita a titulação da solução de ac. Sulfúrico de concentração X mol/L por meio de uma solução de hidróxido de sódio de concentraçao 0,10 mol/L.

1.Por meio de uma pipeta ou de uma buretamedimos o volume de 25,00mL da soluçao de ac. Sulfúrico e transferimos essa solução para um erlenmeyer, adicionando algumas gotas de solução alcoólicas de fenolftaleína, que ira atuar como indicador. A solução no erlenmeyer ficará incolor, pois a fenolftaleína em meio ácido permanece incolor.

2.Colocamos a solução de hidróxido de sódio de concentração 0.10 mol/L no interior de uma bureta e fazemos o nível dessa solução coincidir com o zero da bureta. Agora, iniciamos a titulação propriamente dita. Gotejamos a solução de hidróxido de sódio no interior do erlenmeyer, sob agitação continua. À medida que a solução de hidróxido de sódio vai sendo introduzida no frasco, a quantidade de ac. Sulfúrico no seu interior vai diminuindo, porque há neutralização do ácido pela base.

3.Enquanto houver ac. Sulfúrico no erlenmeyer, a solução no seu interior permanecerá incolor. Num dado instante, ao cair uma gota de hidróxido de sódio no erlenmeyer , a solução ficará avermelhada. Nesse instante fecha-se a torneira da bureta e esta terminada a titulação.
A última gota de NaOH que caiu contem excesso de NaOH, pois apareceu a coloração avermelhada, porém esse excesso é desprezível. Qiando a solução passa de incolor a avermelhada , significa que o ac. sulfúrico reagiu completamente com o NaOH (fim da titulação)

Volume de NaOH gasto na titulação: 22,50 mL. Portanto, 25,00 mL de sol. De ac. Sulfúrico de concentração X mol/L exigiram na titulação 22,50 mL de NaOH de concentração 0.10 mol/L.

Tipos de Titulação

· ácido-base (acidimetria-alcalimetria):
Se uma solução de ácido é titulada com uma solução alcalina (ou seja na acidimetria) as hidroxilas da solução alcalina combinam-se com os hidrogênios ionizáveis do ácido, aumentando o pH da solução; em determinado pH o ponto de equivalência é atingido e a reação terminada. O mesmo raciocínio se aplica as soluções alcalinas tituladas por ácidos (isto é, a alcalimetria): o pH no ponto de equivalência depende da natureza e da concentração dos reagentes.

· oxidação-redução (redox):
Baseiam-se nos processos em que há transferência de elétrons (isto é, nas reações de oxirredução. Os agentes oxidantes ou redutores apresentam diferentes atividades quimicas. Oxidantes fortes têm pronunciada tendência para ganhar elétrons, que são capazes de remover de grande número de redutores. O mesmo acontece na perda de elétrons em relação aos redutores. Sendo a intensidade da ação oxidante ou redutora de um sistema determinada pelo seu potencial de de oxidação.

· precipitação:
Uma reação com formação de precipitado pode ser utilizada para titulação, desde que processe com velocidade adequada, que seja quantitativa e que haja um modo de determinar o momento em que o ponto de equivalência foi alcançado. Na prática essas condições limitam seriamente o número de reações de precipitação utilizáveis. Muitas reações de precipitação precisam de tempo relativamente longo para serem consideradas quantitativas.

· formação de complexos:
As titulações complexométricas baseiam-se na formação de um complexo solúvel. São reações extremamente comuns, mas poucas satisfazem as condições para serem usadas em química analítica: na sua maioria, os complexos não são estáveis bastante para permitir uma titulação. Os complexos que podem ser usados são quase sempre agentes quelatantes, sendo o reagente mais comum o sal dissódico do ácido etilenodiaminotetracético (EDTA). Quase todos os metais podem ser titulados pelo EDTA ou reagentes semelhantes, e essas titulações representam um dos maiores desenvolvimentos da química analítica clássica nos últimos anos.

· Titulação sem indicador:
O ponto de equivalência é indicado pelo aparecimento de uma turbidez. Esse é um dos métodos mais precisos de análise volumétrica para a determinação da prata. A determinação é feita pela adição de uma solução-titulada de NaCl ou NaBr, e a suspensão é agitada até que haja coagulação do AgBr ou AgCl formado. A velocidade de coagulação é uma indicação da proximidade do ponto de equivalência, pois quanto menor a concentração de íons prata na solução, menor a carga positiva nas partículas do precipitado. O precipitado é deixado em repouso para depositar e, então, um pequeno volume da solução-titulada, diluida dez vezes, é adicionada à solução, cuja fase líquida estará perfeitamente límpida.

Qualquer resto de íon prata na solução dará turbidez. Se essa turbidez for forte, a solução será novamente agitada para coagulação, e o processo repetido até que se tenha fraca ou nenhuma turbidez. Como essa titulação requer habilidade e é muito trabalhosa, na prática em geral usam-se métodos com indicador.

Líquido Penetrante em Química


Líquido Penetrante em Química

Líquido PenetranteÉ um método de ensaio não destrutivo (END) para a detecção de descontinuidades abertas na superfície de materiais sólidos e não porosos. Este método emprega um líquido penetrante, o qual é aplicado na superfície, penetrando nas descontinuidades. Após um determinado tempo de penetração, o excesso é removido, aplica-se um revelador e é feita a observação das descontinuidades através da observação do vazamento do líquido penetrante. Líquido Penetrante pode ser usado em qualquer material. É essencial que o material seja cuidadosamente limpo, de outra maneira será impossível que o líquido penetre no defeito.

Um bom líquido penetrante

O líquido penetrante é formado pela mistura de vários líquidos, e deve apresentar uma série de características, indispensáveis ao bom resultado do ensaio.
Vejamos quais são essas características:
a) ter capacidade de penetrar em pequenas aberturas;
b) ser capaz de manter-se em aberturas relativamente grandes;
c) ser removível da superfície onde está aplicado;
d) ter capacidade de espalhar-se em um filme fino sobre a superfície de ensaio;
e) apresentar grande brilho;
f) ser estável quando estocado ou em uso;
g) ter baixo custo;
h) não deve perder a cor ou a fluorescência quando exposto ao calor, luz branca
ou luz negra;
i) não deve reagir com o material em ensaio, e nem com a sua embalagem;
j) não pode ser inflamável;
l) não deve ser tóxico;
m) não deve evaporar ou secar rapidamente;
n) em contato com o revelador, deve sair em pouco tempo da cavidade onde
tiver penetrado.
É bom saber que nenhuma dessas características, por si só, determina a qualidade do
líquido penetrante: a qualidade depende da combinação destas características.
Tipos de líquidos penetrantes
Os líquidos penetrantes são classificados quanto à visibilidade e quanto ao tipo de remoção de excesso.

Quanto à visibilidade podem ser:

· Fluorescentes (método A)
Constituídos por substâncias naturalmente fluorescentes, são ativados e processados para apresentarem alta fluorescência quando excitados por raios ultravioleta (luz negra).

· Visíveis coloridos (método B)
Esses penetrantes são geralmente de cor vermelha, para que as indicações produzam um bom contraste com o fundo branco do revelador.
Quanto ao tipo de remoção do excesso, podem ser:

· Laváveis em água
Os líquidos penetrantes deste tipo são elaborados de tal maneira que permitem a remoção do excesso com água; esta operação deve ser cuidadosa; se for demorada ou se for empregado jato de água, o líquido pode ser removido do interior das descontinuidades.

· Pós-emulsificáveis
Neste caso, os líquidos penetrantes são fabricados de maneira a serem insóluveis em água. A remoção do excesso é facilitada pela adição de um emulsificador, aplicado em separado. Este combina-se com o excesso de penetrante, formando uma mistura lavável com água.

· Removíveis por solventes
Estes tipos de líquidos penetrantes são fabricados de forma a permitir que o excesso seja removido com pano seco, papel-toalha ou qualquer outro material absorvente que não solte fiapo, até que reste uma pequena quantidade de líquido na superfície de ensaio; esta deve ser então removida com um solvente removedor apropriado.

A combinação destas cinco características gera seis opções diferentes para
sua utilização. Veja o quadro abaixo.

REMOÇÃO DE PENETRANTES


TIPO DE REMOÇÃO

METODO
Água
Pós-emulsificável
Solventes
"A"
A1
A2
A3
fluorescentes



"B"
B1
B2
B3
visíveis coloridos



Quais deles devemos escolher?

Diante de tantos tipos de penetrantes, como saber qual o mais adequado?

Aí vão algumas dicas:

· Penetrante fluorescente lavável com água
Esse método é bom para detectar quase todos os tipos de defeitos, menos arranhaduras ou defeitos rasos. Pode ser utilizado em peças não uniformes e que tenham superfície rugosa; confere boa visibilidade. É um método simples e econômico.

· Penetrante fluorescente pós-emulsificável
É mais brilhante que os demais, tem grande sensibilidade para detectar defeitos muitos pequenos e/ou muito abertos e rasos. É um método muito produtivo, pois requer pouco tempo de penetração e é facilmente lavável, mas é mais caro que os outros.

· Penetrante visível (lavável por solvente, em água ou pós-emulsificável)
Estes métodos são práticos e portáteis, dispensam o uso de luz negra, mas têm menos sensibilidade para detectar defeitos muito finos; a visualização das indicações é limitada. As características dos penetrantes sem dúvida nos ajudarão a escolher o método mais adequado para um determinado ensaio, porém o fator mais importante a ser considerado são os requisitos de qualidade que devem constar na especificação do produto. É com base nestes requisitos que devemos escolher o método. Não se pode simplesmente estabelecer que todas as descontinuidades devem ser detectadas, pois poderíamos escolher um método mais caro que o necessário. Precisamos estar conscientes de que a peça deve estar livre de defeitos que interfiram na utilização do produto, ocasionando descontinuidades reprováveis. Com base nesses aspectos, um método mais simples e barato pode ser também eficiente para realizar o ensaio.

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Química Biológica

Química Biológica

Química Biológica

Química biológica ou, melhor, bioquímica, é a parte da química dedicada ao estudo da composição dos seres vivos e das transformações químicas que neles se passam. A descoberta do oxigênio, em 1772, logo seguida do conhecimento de sua utilização pelos seres vivos, do papel da luz na sua produção pelos vegetais, e da medida, feita por Lavoisier (1743-1794) , do seu consumo pelos animais, marcam o início da investigação dos seres animados. Muitas descobertas se situam no período de 1773 a 1830, tais como a uréia, isolada da urina, por Guillaume François Rouelle (1703-1770), a aspagarina, identificada por L.N. Vauquelin (1763-1829) e P.J Roubiquet (1780-1840), e fermentação alcoólica, explicada por Gay-Lussac, em 1810, e cuja natureza catalítica foi, em 1837, indicada por Berzelius (1779-1848). Pasteur (1822-1895) demonstrou, mais tarde, que a fermentação alcoólica é produzida por microrganismos e Eduard Buchner (1860-1917) completou a descoberta monstrando que os extratos de levedura produzem a fermentação na ausência de células vivas. Importantes conquistas de fisiologia se relacionaram com o conhecimento de processos químicos: o glicogêneo, isolado por Claude Bernad (1813-1878) , em 1850; a hemoglobina, cristalizada por Hoppe-Seyler (1825-1895), em 1884; os ácidos nucléicos (desoxirrinucléico), isolados por J.F. Mescher (1811-1887), em 1869; e a histo-hematina, descoberta por MicMum e, mais tarde, em 1923, redescoberta e estudada por David Keilin (1887-), que introduziu o termo ‘citocromo’ e mostrou o papel dessa substância n respiração celular. Wilhelm Kühne (1837-190) lança, em 1877, o termo ‘enzima’ e Hans Ficher (1881-1945), em 1893, o conceito enzima-substrato. Seguiram-se, nas primeiras décadas do séc. XX, notáveis avanços no domínio da fermentação alcoólica, com a descoberta do papel dos fosfatos e o isolamento, por Sir Arthur Harden (1865-1940) e Sydney Young (1857-1937), da cozimase, e, no terreno da respiração celular, com a descoberta do fermento respiratório e do papel do ferro, por Otto heinrich Warburg (1883-1970), em 1912; com a revelação do efeito catalíticodos ácidos carboxílicos, por Albert Szent-Györgyi (1893-), e, depois, com a descrição do ciclo dos ácidos tricarboxílicos, feita por Sir Adolf Krebs (1900-), em 1937. O termo ‘coenzima’ foi proposto por Gabriel bertrand (1851-1917), em 1897. A compreenção do mecanismoíntimo das reações que se passam nos organismos vivos alargou-se com a descvoberta, por Wargburg, em 1937, do ATP (ou TAP) e do papel que ele desempenha na oxidação fosforilativa, bem como com os conhecimentos das reações de transaminação, dado por Aleksander Evsairyrvith Braunstein (1902-) e Kirtizman, em 1938. Foram, a seguir, desvendadas as via de degradação da glicose (glicólise), por Gustav Embden (1834-1933) e Otto Meyerhof (1884-1951), e reconhecidas as semelhanças delas com os processos químicos que se passam na contração muscular.

Aos poucos se foi conhecendo o mecanismo de processos metabólicos, mediante a identificação de suas reações com as que se produzem em laboratório. Já Friedrich Wöhler (1800-1882) havia, em 1828, conseguido realizar a síntese da uréia a partir do cianato de chumbo e amônio, mostrando, com isso, que a síntese dos compostos orgânicos não é, como até então se supunha, propriedade exclusiva dos seres vivos. No campo da nutrição descobriram-se, no começo do século XX, novas substâncias nutricionais - as vitaminas - cujo mecanismo de ação pareceu, inicialmente, misterioso. Aos poucos foram elas estudadas, o mecanismo de ação elucidado, a constituição química estabelecida e a síntese realizada. A vitamina A foi logo descoberta, por Elmer Werner McCollum (1879-1969); o papel do caroteno, por Hans August Simon Euler-Chelpin (1873-1964); o das flavoproteínas por Warburg; a vitamina B1 (tiamina), por Jansen. Em outro sentido, não foram menos sensacionais a cristalização de uma enzima, a ureze, por James Batcheller Sumner ( 1887-1955 ), e a de um vírus, o do mosaico do tabaco por Wendell Meredith Stanley ( 1904-1971 ) a genética, valendo-se da bioquímica, pôde desvendar a natureza química do gene, e conhecendo-o como um composto ácido desoxiribonucleico, e James Dewey Watson (1923- ?) e Francis Harry Compton Crick (1916-?), em 1953, acertaram-lhe a intricada estrutura molecular. Esse gênero de estudos tornou tal vulto que hoje se constitui em ramo individualizado da genética, a genética bioquímica. Não menos fundamentais foram as aplicações práticas decorrentes dos avanços dos conhecimentos no domínio da bioquímica dos seres vivos. Basta mencionar a descoberta da penicilina por Sir Alexander Fleming (1881-1955), seguido de numerosos antibióticos. Da mesma forma, a preparação de extratos ativos de glândulas endócrinas abriu vasto campo de pesquisas que permitiu o isolamento e asíntese de hormônios com largo emprego de medicina. Por diversas fases passou a bioquímica no seu relacionamento com outras ciências biológicas no final do século XIX, a química biológica era, ainda, apenas um capítulo da fisiologia. A partir de 1903, quando se adotou a denominação bioquímica, então proposta por Carl Neuberg (1977-1956), ela se constituiu em ciência autônoma e progressivamente alarga o seu domínio de ação. Além da genética bioquímica, já referida à há citoquímica ou bioquímica celular, que é a bioquímica em nível celular; a bioquímica vegetal, dedicada aos vegetais; a bioquímica animal, consagrada aos animais; e a bioquímica dos microorganismos, aplicada aos seres unicelulares ( algas, bactérias e protozoários ).

Modelo atômico de Rutherford-Bohr

Modelo atômico de Rutherford-Bohr

Modelo atômico de Rutherford-Bohr

Em 1911, o cientista Rutherford fez uma experiência muito importante, que veio alterar e melhorar profundamente a visão do modelo atômico. Resumidamente, a experiência consistiu no seguinte: Um pedaço do metal polônio emite um feixe de partículas alfa, que atravessa uma lâmina finíssima de ouro. Rutherford observou então que a maior parte das partículas alfa atravessa a lâmina de ouro como se fosse uma peneira; apenas algumas partículas desviavam ou até mesmo retrocediam. Rutherford viu-se obrigado a admitir que a lâmina de ouro não era constituída de átomos maciços e justapostos, como pensaram Dalon e Thomson. Pelo contrário, a lâmina seria formada por NÚCLEOS pequenos, densos e eletricamente positivos, dispersos em grandes espaços vazios. Os grande espaços vazios explicam por que a grande maioria das partículas alfa não sofre desvios. Entretanto, lembrando que as partículas alfa são positivas, é facil entender que, no caso de uma partícula alfa passar próximo de um núcleo (também positivo), ela será fortemente desviada; e no caso extremo de uma partícula alfa “topar à frente” um núcleo, ela será repelida para trás. Surge, porém, uma pergunta: se o ouro apresenta núcleos positivos, como explicar o fatos de a lâmina de ouro ser eletricamente neutra?

Rutherford imaginou então que ao redor do núcleo positivo estariam girando partículas muito menores (que não atrapalham a passagem das partículas alfa), possuidoras de carga elétrica negativa (para contrabalançar a carga positiva do núcleo), e que foram denominadas ELÉTRONS. Em resumo, o átomo seria semelhante ao Sistema Solar: o núcleo representaria o Sol e os elétrons seriam os planetas, girando em órbitas circulares e formando a chamada eletrosfera.

Hoje, sabemos que o tamanho do átomo é de 10.000 a 100.000 vezes maio que o seu núcleo. Para efeito de comparação, podemos imaginar o núcleo atômico como sendo uma formiga no centro de um estádio como o Maracanã. Em 1913, o cientista Bohr reuniu algumas observações, experiências e teorias já existentes para aprimorar a explicação do modelo atômico. Por que a luz comum forma o arco-íris ao passar por urna nuvem ou por um prisma? Por que certos elementos químicos, quando convenientemente aquecidos, emitem luz de urna só cor, como acontece com as “lâmpadas de sódio” (luz amarela) existentes em nossas estradas?

Para explicar esses fatos, Bohr propôs o seguinte:

a) enquanto o elétron estiver girando na mesma órbita, ele não emite nem absorve energia;

b) ao saltar de uma órbita para outra, o elétron emite ou absorve urna quantidade bem definida de energia (denominada quantum de energia, ou, no plural, quanta de energia).

Recebendo energia (térmica, elétrica ou luminosa) do exterior, o elétron salta de urna órbita mais interna para outra mais externa; a quantidade de energia recebi­da é, porém, bem definida (um quantum de energia). Pelo contrário, ao voltar de urna órbita mais externa para outra mais interna, o elétron emite um quantum de energia, na forma de luz de cor bem definida ou ou­tra radiação eletromagnética, como ultra­violeta ou raios X (da o nome f6ton, que é dado para esse quantum de energia). Mais urna vez notamos o entrelaçamento entre matéria e energia: a energia luminosa (luzes de todas as cores) é o resultado do “salto” dos elétrons entre as várias órbitas eletrônicas possíveis ao redor de um dado núcleo. Assim, ao “átomo de Rutherford” complementado pelas ponderações de Bohr foi dado o nome de MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD-BOHR. Mais tarde, constatou-se que as órbitas eletrónicas de todos os átomos conhecidos se agru­pam em sete camadas eletrônicas, que foram denominadas K, L, M, N, O, P, Q. Em cada camada, os elétrons possuem urna quantidade fixa de energia; por esse motivo, as camadas são também denominadas estados estacionários ou níveis de energia. Além disso, cada camada comporta um número máximo de elétrons. O preenchimento dessas camadas, porém, não é tão simples como aparece no esquema anterior. A figura a seguir indica, de forma mais completa, a maneira pela qual os sucessivos elétrons “vão entrando” nas várias camadas: Note que o preenchimento de elétrons começa pela camada K, que comporta no máximo dou elétrons, e prossegue na seqüência das flechas indicadas na figura acima, até atingirmos, no máximo, o número que está escrito (existem apenas algumas exceções).

Modelo Atômico de Orbitais Nos últimos 50 anos, as teorias sobre a estrutura atômica evoluíram bastante, principalmente no que diz respeito à eletrosfera. O Modelo de Órbitas Eletrônicas Circulares de Rutherford-Bohr foi substituído pelo MODELO DE ORBITAIS. Esta mudança decorreu de novas observações, experiências e cálculos feitos pelos cientistas, que levaram a conclusões importantíssimas como:

A todo elétron cm movimento está associada uma onda característica (princípio da Dualidade ou de De Broglie).

Este princípio nos obriga a visualizar o elétron não mais como uma “bolinha” em movimento rápido, mas sim como sendo um misto de partícula-onda, isto é, algo que, às vezes, pode se comportar como partícula e, outras vezes, como onda (semelhante às ondas elétricas, magnéticas, etc.). Não é possível calcular a posição e a velocidade de um e1étron, num mesmo instante (Prin­cípio da Incerteza ou de Heisenberg).

Devido à dificuldade de calcular a posição exata de um elétron na eletrosfera, o cientista Schódinger foi levado a calcular a região onda haveria maior probabilidade de encontrar o elétron. Esta região do espaço foi denominada ORBITAL. Orbital é a região do espaço onde é máxima a probabilidade de se encontrar um determinado elétron.

Estrutura Atômica e Estrutura da Matéria

Estrutura Atômica e Estrutura da Matéria

Estrutura Atômica e Estrutura da Matéria

Tentar-se neste trabalho desenvolver de maneira seqüencial informações manipuladas para o desenvolvimento, das teorias sobre a estrutura da matéria e sobre a estrutura atômica, organizando as teorias, e as formas desenvolvidas por cientistas e datas. Mostrar-se-á uma breve explicação sobre a formação da matéria, de forma simples falando sobre o átomo e suas partículas também sobre exclusivamente o átomo, sobre toda sua formação, estrutura, energia, etc.

Os primeiros modelos atômicos

Alguns filósofos da Grécia Antiga já admitiam que toda e qualquer matéria seria formadas por minúsculas partículas indivisíveis, que foram denominadas ÁTOMOS (a palavra átomo, em grego, significa indivisível). No entanto, foi somente em 1803 que o cientista inglês John Dalton, com base em inúmeras experiências, conseguiu provar cientificamente a idéia de ÁTOMO. Surgiu então a TEORIA ATÔMICA CLÁSSICA da matéria. Segundo essa teoria, quando olhamos por exemplo, para um grãozinho de ferro, devemos imaginá-lo como sendo formado por um aglomerado de um número enorme de átomos de ferro. Com o assar dos anos, entretanto, novas observações e experiências levaram os cientistas que a matéria poderia conter partículas carregadas eletricamente. Podemos citar algumas dessas descobertas:

a) Notou-se que atritando um bastão de vidro com um pedaço de seda, o vidro se eletriza (hoje dizemos “com cargas positivas”; atritando um bastão de ebonite com um pedaço de lã, a ebonite também se eletriza (hoje, contudo, dizemos “com cargas negativas”). Como explicar que um material (no caso, o vidro ou a ebonite), inicialmente neutro, possa ficar carregado eletricamente? Uma explicação plausível é a de que toda matéria, no estado normal, é formada por partículas elétricas que se neutralizam.

b) Verificou-se que algumas soluções deixam passar corrente elétrica, enquanto outras não. Como exemplo, podemos citar, no primeiro caso, as soluções de sal comum em água; no segundo caso as soluções de açúcar em água. Para explicar esse fato, o cientista Arrhenius imaginou o seguinte: quando a corrente elétrica não passa, é porque a solução é formada apenas por moléculas eletricamente neutras; caso contrário algumas moléculas estão divididas em partículas menores, chamadas íons, alguns com carga elétrica positiva (cátions), outros com negativa (ânions), e que são responsáveis pelo “transporte’ da corrente elétrica.

c) Descobriu-se que, em ampolas de vidro contendo gases muito rarefeitos (em pressões baixíssimas), quando estes são submetidos a potenciais elétricos elevadíssimos, aparecem emissões denominadas RAIOS CATÓDICOS. Hoje sabemos que esses raios são feixes de elétrons(e usamos esse fenômeno nos tubos dos televisores).

d) Descobriu-se também o fenômeno da RADIOATIVIDADE, que é a propriedade que alguns elementos químicos possuem de emitir partículas e radiações. Assim, por exemplo, o elemento polônio emite partículas de carga elétrica positiva, que foram denominadas partículas alfa. Refletindo sobre este fenômeno, você pode concluir o seguinte: se a matéria é eletricamente neutra, seus átomos são obrigatoriamente neutros, e a saída de partículas elétricas só será possível se esses átomos estiverem sofrendo alguma divisão. Logo, o átomo é divisível, ou seja, deve ser formado por partículas ainda menores e possuidoras de cargas elétricas. Tentando explicar esses fenômenos, o cientista Thomson propôs, em 1904, um novo modelo de átomo, formado por uma “pasta” positiva “recheada” pelos elétrons de carga negativa, o que garantia neutralidade elétrica do modelo atômico. Com isso, começava-se a admitir a “divisibilidade do á tomo” e a reconhecer a “natureza elétrica da matéria”.