2. Equações de Estado e Modelo do Gás Ideal

O gás ideal (também chamado gás perfeito) é aquele onde a distância entre as moléculas é tão grande que é possível considerar as interações moleculares desprezíveis. Na pratica podemos observar que esta situação ocorre em condições de baixa pressão, pois, nesta situação as moléculas ficam mais dispersas no espaço.

Quando aquecemos um sólido ou um liquido eles sofrem alteração de volume devido a alteração da organização dos átomos/moléculas, o mesmo não ocorre quando aquecemos um gás, pois, suas moléculas já ocupam todo o espaço do recipiente que o contém. Por esse motivo, o estudo dos gases é realizado através de suas características macroscópicas, tais como: pressão, volume, temperatura e a quantidade de gás expressa em massa ou número de moléculas.

A Lei dos Gases Ideais relaciona as variáveis temperatura, pressão, volume e número de mols do gás em estudo, a maioria dos gases reais apresentam o mesmo comportamento, existem poucas situações que em que esta lei não é obedecida.

A fórmula matemática a seguir:  P.V = n.R.T , para um número de mols constante permite determinarmos uma variável do gás quando as outras três são conhecidas.  Sendo  P a pressão, V o volume, n o número de mols, R a constante dos gases ideais e T a temperatura.

Quando Boyle e Marriotte estudavam o comportamento dos gases comprovaram experimentalmente que num sistema fechado onde a temperatura permanece constante (processo isotérmico = mesma temperatura), observa-se que determinada massa de gás ocupa um volume inversamente proporcional a sua pressão, ou seja, com o aumento da pressão ocorre a diminuição do volume, e vice-versa, conforme demonstra a figura a seguir.

Gay Lussac quando estudava o comportamento dos gases, comprovou experimentalmente, que um gás contido num recipiente que num sistema fechado onde pressão é mantida constante (processo isobárico = mesma pressão), observa-se que o volume é diretamente proporcional a sua temperatura, ou seja, com o aumento da temperatura ocorre o aumento do volume, e vice-versa, conforme demonstra a figura a seguir.

Avogrado quando estudava o comportamento dos gases, observou que  volumes iguais diferentes gases, nas mesmas condições de temperatura e pressão, possuíam a mesma quantidade de mols. Para ilustrar, um recipiente de 22,4 L preenchido com  gás oxigênio possui 6,02_x10²³ moléculas,  o mesmo recipiente preenchido com qualquer outro gás também possui 6,02_x10²³ moléculas. Isto é possível porque o tamanho das moléculas é desprezível em relação ao espaço que existe entre elas. Veja o principio de Avogrado na ilustração dos balões.

A equação de Avogrado adota considera que volume de 22,4 L de qualquer gás tem 6,02_x10²³ moléculas, na pressão de 1atm e 0°C (0º C = 273 K)


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1. Propriedades dos gases

A proximidade dos átomos é o que define o estado da matéria. O estado da matéria pode ser:

• Sólido
• Líquido
• Gasoso

A figura abaixo ilustra como se organizam os átomos nos diferentes estados da matéria. Consideremos que as esferas vermelhas representam os átomos/moléculas/íons.

(A) representa o estado gasoso, pois, nota-se uma maior desorganização e distância entre os átomos.

(B) representa o estado líquido, apesar da maior organização/compactação dos átomos nota-se que há espaço entre eles, portanto, eles estão em movimento e colidem uns com os outros.

(C) representa o estado sólido, isso é evidenciado porque as esferas vermelhas, que representam os átomos/moléculas, estão bastante compactadas e organizadas numa forma bem definida, geralmente, isto ocorre em formas geometricamente perfeitas. As partículas estão tão compactadas que não se movimentam ou se movimentam com velocidades muito baixas, por isso, eles adquirem uma forma sólida.

Em nível macroscópico as propriedades da matéria são estudadas de acordo com características de temperatura, pressão e volume. Já em nível microscópico o sistema é estudado em nível atômico/molecular, o que permite identificar que os parâmetros macroscópicos são estatísticos e estão relacionados a natureza atômica/molecular.

• Propriedades intensivas: são aquelas que não dependem da massa da matéria, exemplos: temperatura e pressão.

• Propriedades extensivas: são aquelas que dependem da massa, exemplos: a própria massa, volume e energia.

A razão de duas propriedade extensivas resulta numa propriedade intensiva, ou seja, a razão de duas propriedades que dependem da massa resultam numa propriedade que independe da massa. Exemplos:

Volume molar  =  V / n

Densidade = m / V

Massa molar = m / n

Se o que define o estado físico da matéria é a organização e o espaçamento dos átomo/moléculas, podemos concluir que a densidade nos diferentes estados físicos são diferentes, pois, o volume ocupado pelas partículas também é diferente, conforme ilustra a figura a seguir.

Os gases podem ser definidos com um conjunto de moléculas (ou átomos) em movimento permanente e aleatório, com velocidades que aumentam quando a temperatura se eleva. Já o gás ideal (também chamado gás perfeito) é aquele onde a energia de interação entre as moléculas é desprezível.

Assim como os líquidos, os gases são considerados um tipo de fluido, pois, assumem a forma do recipiente que os contem. 

PRESSÃO PARCIAL DOS GASES

Jhon Dalton foi um cientista inglês que ao estudar os gases desenvolveu o cálculo de pressão parcial dos gases. Denominamos pressão parcial a pressão exercida por um gás numa mistura.

Supunhamos uma mistura contendo Nitrogênio (N2), Oxigênio (O2) e Hidrogênio (H2), segundo propôs Dalton, a pressão exercida pelo nitrogênio na mistura é exatamente o mesmo que ele exerceria se estive sozinho em um recipiente, o mesmo ocorre com os outros gases. Com isso, a pressão total de uma mistura gasosa é a soma das pressões parciais de cada um dos gases presentes na mistura. A pressão total deste exemplo pode ser calculada da seguinte maneira:

PTotal = PN2 + PO2 + PH2 

Dalton também comprovou que a relação entre a pressão parcial exercida pelo gás e a pressão total da mistura gasosa seria igual ao número de mols total da mistura.

PA  =  X_A

P_T           

Onde: P_A = pressão do gás A qualquer; P_T = pressão total da mistura gasosa; X_A = fração molar do gás A.

A fração em quantidade de matéria é a relação entre o número de mols do gás e o número total de mols presente na mistura gasosa, e é calculado da seguinte forma: 

X = nA
      n_T

Onde: n_A = número de mols do gás A qualquer; n_T = número de mols total da mistura gasosa; X_A = fração molar do gás A.


O número de mols de cada um dos componentes da mistura é calculado da seguinte forma:

n_A = mA
        M_A

Onde: nA= número de mol de um gás A qualquer; mA = massa de um gás A qualquer fornecida pelo exercício; MA = massa molar de um gás A qualquer.

Apenas para exemplificar, se temos uma mistura gasosa contendo 30% de oxigênio (O2), 20% de nitrogênio (N2) e 50% de hidrogênio (H2). Se a pressão total de mistura for 65 kPa, a pressão parcial dos gases serão calculadas da seguinte maneira:

Como a porcentagem é a fração molar multiplicada por 100: % = X_A.100 , então, X_A = P / 100, assim: 

XO2  = 0,3

XN2 = 0,5

XH2= 0,2

Para calcular a pressão parcial de cada gás, basta utilizarmos a fórmula que envolve as pressões (total e parcial) e a fração em quantidade de matéria, vejamos: 

PO2 = XO2  --->        PO2 = 0,3 = 19,5 kPa
PT                      65

PN2 = XN2  --->        PN2 = 0,5 = 32,5 kPa
PT                     65

PH2 = XH2  --->        PH2 = 0,2 = 13,0 kPa
PT                     65

Note que XO2 + XN2 + XH2 é igual a 1, e que PO2 + PN2 + PH2 = PT 

Assista também a aula da UNIVESP que serviu como base para a criação desta postagem.

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3. Fronteiras da Química Inorgânica, Química de Materiais, Biologia e Catálise

Definição de Materiais: são todos os tipos de substâncias químicas usadas pelo homem para construir dispositivos com função específica. Exemplo de materiais: Polímeros, materiais cerâmicos, vidros, zeólitos, etc.

O vidro é um material curioso, dizemos que ele é amorfo, ou seja, não possui forma. Ele também pode ser definido como cerâmica transparente.

O vidro não pode ser considerado um sólido porque os átomos não estão completamente unidos ao ponto de formar uma estrutura cristalina rígida.

Por esse motivo, no passado costumava-se afirmar que o vidro se encontra no estado líquido, quem afirma que o vidro é um liquido de alta viscosidade, considera que o seu processo de fabricação se dá por meio do resfriamento de um liquido superaquecido (veja a foto), mas hoje o vidro é apenas classificado como amorfo, pois, não possui propriedades que são característica dos líquidos, tais como: compressibilidade, viscosidade intermediária entre o sólidos e o gasoso, tensão superficial e evaporação.

Química Biológica

Nos seres vivos predominam o carbono, o hidrogênio, o oxigênio, 93% do nosso corpo se resume nestes elementos, 6,1% corresponde a quantidade de nitrogênio, cálcio e fósforo, e 0,9% são outros elementos.

Pelo teor elevado de elementos fundamentais da Química Orgânica, por muito tempo acreditou-se que somente compostos orgânicos e as reações que os envolviam eram indispensáveis para a vida, e que os elementos inorgânicos não desempenhavam funções importantes, exceto o ferro presente no sangue, o cálcio presente nos ossos e o fósforo em processos metabólicos.

Um elemento é considerando essencial para o organismo quando sua deficiência provocam algum tipo de desordem fisiológica, e que quando os níveis voltam ao normal a ordem é restabelecida.

Atualmente a medicina reconhece 30 elemento como essenciais ao seres vivos, de acordo com a quantidade em que estão presentes no organismo são classificados como majoritários (de 5 a 62% da massa corporal), traços (de 0,001% a 0,006% da massa corporal) e ultramicro-traços (menores que 0,001% em quantidade indefinidas).

A Química Bioinorgânica é uma nova área interdiciplinar da química que se dedica a estudar os elementos traços e ultramicro-traços nos sistemas biológicos.

Outro ramo em é crescente o uso da química inorgânica em sistemas biológicos é o farmacêutico, compostos inorgânicos como Antimoniato de N-metilglucamina o tem sido empregados desde o tratamento de parasitas como a Leishmaniose, a Cisplatina e os derivados da platina tem sido empregados no tratamento de diversos tipos de câncer. Outro exemplo são os antiácidos usados para controlar a "queimação estomacal".

CATALISE 

Denomina-se catalise o processo na qual reação que ocorre na presença de um catalisador. O catalisador é uma espécie química que tem a capacidade de fazer com que moléculas regentes reajam numa velocidade maior do que reagiriam se não houvesse na presença do catalisador.

Assista a aula da UNIVESP que serviu de base para esta postagem.

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

BARAN, Enrique J. Suplementação de elementos traços.  Cadernos Temáticos de Química Nova na Escola - Nº 6. Julho de 2005.

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2. O Hidrogênio e as suas aplicações

O hidrogênio é o elemento mais abundante na Terra, representa cerca de 75% da massa do nosso planeta, mas por ser um gás e leve, raramente o encontramos na sua forma livre, porém, podemos encontrá-lo de forma combinada em diversos compostos, como por exemplo, a água e os hidrocarbonetos.

Embora o Hidrogênio não se encaixe em nenhum dos grupos da tabela periódica, ele que possui um único elétron na camada de valência pode formar tanto um cátion (H⁺) quanto um ânion (H^-), por este motivo ele pode ser posicionado tanto na família 1A dos metais alcalinos quanto na família 7A dos halogênios.

Ao que tudo indica no século 16 Paracelso utilizava hidrogênio com fins medicinais, mas a descoberta do elemento foi mesmo registrada somente no ano de 1766 por Henry Cavendish. Coube Lavoisier batizar o elemento, ao qual atribuiu um nome que significa "formador de água", do grego  hydro (água) / genes (formador). 

O hidrogênio é encontrado em três isótopos, são eles: prótio que possui apenas um próton, o deutério (hidrogênio pesado) que possui um próton e um nêutron e o trítio (radioativo) que possui um próton e dois nêutrons. 

As características físico-químicas do hidrogênio são: incolor, inodoro, insolúvel em água. 

Trata-se de um elemento extremamente versátil, se combina combina com facilidade com quase todos os elementos químicos presentes na tabela periódica e é utilizado em diversas aplicações industriais conforme veremos a seguir.

APLICAÇÕES DO HIDROGÊNIO

Os hidretos aniônicos são utilizados em reações em que é necessário remover água de solventes e  gases inertes. Um aplicação prática são botes infláveis contendo hidreto de lítio, que ao serem colocados na água produzem o hidrogênio que infla o bote.

Os hidretos moleculares possuem papel importante na agricultura na industria, a amônia (NH₃) por exemplo é largamente utilizada na produção de fertilizantes, plásticos, produtos de limpeza, explosivos, etc. A fosfina (PH₃), outro composto produzido com hidrogênio, é bastante utilizado por agricultores no controle de pragas em armazéns.

Os hidretos metálicos  possuem potencial de serem utilizados como alternativa aos combustíveis fósseis, porém, ainda existe uma limitação de segurança na estocagem do hidrogênio. Uma forma segura de se armazenar  hidrogênio a baixa pressão é utilizar o paládio, que possui a capacidade de absorver 900 vezes o seu próprio volume.

O hidrogênio é utilizado para diversas aplicações, entre elas, reagentes em industrias químicas e petroquímicas para produção de fertilizantes, tratamento do petróleo bruto, processo de hidrogenação (ex.: margarina, chocolate, etc), combustíveis para foguetes, refrigeração de geradores de eletricidade e até mesmo produção de água.

Assista as aulas da UNIVESP que deram origem a esta postagem.

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1. Classificação dos elementos químicos na tabela periódica

Até o final do século 16 apenas 14 elementos químicos eram conhecidos, no século 17 esse número subiu para 33, no século 19 subiu para 83, no século 19 subiu para 112, atualmente são 118 elementos, sendo que 4 deles foram inseridos na tabela agora em 2016.

Os novos elementos Nihonium (símbolo Nh e elemento 113), Moscovium (símbolo Mc e elemento 115), Tennessine (símbolo Ts e elemento 117) e Oganesson (símbolo Og e elemento 118) já tinham a existência prevista pelos cientistas, embora nunca encontrados na natureza, tanto é que tinham espaços reservados na tabela periódica, porém, sua inclusão só ocorreu ano passado depois que cientistas japoneses, americanos e russos conseguiram sintetizar estes 4 elementos em laboratório.

Isso nos chama a atenção para uma constante da ciência, a ciência não é definitiva, a sintetização dos novos elementos, embora artificial e de vida curta, possibilita descobrir outros elementos químicos não previstos,  bem como, avançar no estudos da estabilidade eletrônica de elementos químicos de elevados raios e números atômicos, o que pode representar avanços imprevisíveis na química, física, biologia e medicina.

Conforme o número de elementos químicos foram aumentando e se tornaram muitos, os cientistas sentiram a necessidade de organizá-los de um modo que facilitasse os estudos dos elementos químicos, identificação de propriedades e até prever seu comportamento.

A tabela periódica tal como conhecemos hoje, foi criada no ano de 1869 por Dmitri Ivanovich Mendeleev, o químico e também físico russo da foto ao lado, nesta tabela ele organizou os elementos em ordem crescente de massa atômica. Nesta época eram conhecidos apenas 63 elementos.

Anos mais tarde o físico inglês Henry Moseley descobriu os números atômicos, comprovando experimentalmente que as propriedades que diferenciavam um elemento do outro dependia do número atômico. Então, a partir do século 19, cientistas começaram a notar semelhanças entre os elementos, e os agruparam de acordo com elas. 

Os elementos químicos estão organizados na tabela periódica em grupos/famílias no sentido da esquerda para a direita, cada coluna representa um grupo/família, e uma unidade de massa atômica aumenta a cada coluna que avançamos, ao todo são 18 famílias conforme demonstra a figura a seguir.

Embora o Hidrogênio esteja na família 1A, é importante destacar que ele não se encaixa na classificação de nenhum dos grupos, e ele só ocupa esta posição apenas porque em sua última camada de valência existe apenas 1 elétron.

A tabela também possui uma organização em linhas verticais, cada linha recebe o nome de período, portanto, existem 7 períodos, e cada período indica quantas camadas eletrônicas o elemento possui, essas camadas podem ser melhor visualizadas utilizando o diagrama de Linus Pauling.

GRUPOS QUÍMICOS

• METAIS: sólidos (exceto Hg) tipicamente lustrosos, maleáveis, dúcteis (capazes de formar fios), condutores elétricos à temperatura ambiente e formam ligas.

• NÃO-METAIS: frequentemente gases, líquidos ou sólidos que não conduzem eletricidade apreciavelmente.

• SEMIMETAIS: propriedades que tornam difícil de classificá-los como metais ou não-metais. Estes formam uma linha diagonal do boro ao polônio.

A seguir são apresentadas as propriedades atômicas dos elementos:

• RAIO ATÔMICO: aumenta à medida que descemos em um grupo e, dentro dos blocos s e p, diminui da esquerda para a direita ao longo do período, veja a figura:

• ENERGIA DE IONIZAÇÃO: é a quantidade de energia necessária para remover o elétron mais fracamente ligado de um átomo gasoso isolado. Diminui à medida em que descemos em um grupo e aumenta da esquerda para a direita ao longo do período, veja a figura a seguir:

• AFINIDADE ELETRÔNICA: é a energia liberada quando um elétron é adicionado a um átomo gasoso neutro. A magnitude da afinidade eletrônica depende do tamanho do átomo e da carga nuclear efetiva, veja a figura a seguir:

• ELETRONEGATIVIDADE: é a capacidade que um átomo de um elemento tem de atrair elétrons quando é parte de um composto. Há uma tendência geral de aumento da eletronegatividade ao longo de um período e uma tendência geral de diminuição ao descermos em um grupo, veja a figura a seguir.

·  Assista a seguir a vídeo-aula da UNIVESP que serviu como referência para a criação desta postagem. 

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Como fazer perfumes

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Como fabricar essências?

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Qual a diferença entre essência e óleo essencial?

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