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Simplesmente Química

Prof. Luiz Ferraz Netto [Léo]
luizferraz.netto@gmail.com
leobarretos@uol.com.br

Química 2 - A ´estenografia´ química
Para começar, existem, presentemente, 103 elementos químicos diferentes conhecidos. Isto significa que há 103 variedades diferentes de átomos, e cada qual, em aglomerados, forma uma substância de propriedades distintas e características. Para as finalidades do "simplesmente química", não é necessário conhecer todos os 103 elementos (e, nem mesmo os transférmicos!); aproximadamente uma dúzia dos mais importantes serão suficientes.

Cada elemento, naturalmente, possui o seu próprio nome, que pode ser simples como “ouro" ou complicado como “praseodímio”. Além do nome, porém, os químicos de todo o mundo concordaram em atribuir, a cada elemento, um símbolo. Este símbolo consiste de uma letra (inicial do nome latino, que geralmente, porém não sempre, é muito parecido ao nome português) ou de duas (a inicial e mais uma letra do corpo deste nome latino).

Além disto, já muito cedo certas pesquisas revelaram, sobre a natureza dos átomos, que eles diferem principalmente pela sua massa. Exemplifiquemos: o átomo de carbono, considerado individualmente, é doze vezes mais pesado do que o átomo individual de hidrogênio, enquanto o átomo individual de magnésio é duas vezes mais pesado do que o átomo individual de carbono, e assim por diante. Portanto, os átomos dos vários elementos receberam certos números representativos de suas massas relativas. A massa do átomo de oxigênio foi fixada, arbitràriamente, como sendo igual a 16,0000, sendo que todos os outros átomos receberam seus “pesos atômicos” na proporção devida.

Na tabela 1, abaixo, estão alguns dos elementos com os quais nos ocuparemos neste trabalho, juntamente com os seus símbolos e pesos atômicos.

TABELA 1
Nomes, símbolos e pesos atômicos
Elemento Símbolo Peso
atômico
Hidrogênio H 1,0080
Carbono C 12,011
Nitrogênio N 14,008
Oxigênio O 16,0000
Sódio Na 22,991
Magnésio Mg 24,320
Fósforo P 30,975
Enxofre S 32,066
Cloro Cl 35,457
Potássio K 39,100
Ferro Fe 55,850
Iodo I 126,91

Como você pode ver, os únicos símbolos, dentre estes elementos, que não são perfeitamente óbvios, são aqueles do sódio, do potássio e do enxofre. Nestes casos, os nomes latinos são diferentes dos nomes em português, sendo, respectivamente, natrium, kalium e sulfur. É desagradável ter de memorizar abreviações que, aparentemente, não têm nada a ver com o nome propriamente dito, mas não é impossível. Isto pode até ficar uma coisa automática, como no caso da abreviação “km” para “quilômetro”, onde o “km” na realidade corresponde à palavra original, latina e grega, “kilo-meter”.

Os pesos atômicos citados na tabela são os mais precisos de que se dispõe hoje em dia. No entanto, não é preciso memorizar todas as casas decimais. Muitos valores aproximam-se bastante de números inteiros; geralmente, é suficiente considerar o peso atômico do hidrogênio como sendo igual a 1, aquele do carbono igual a 12, o do sódio igual a 23, aquele do enxofre igual a 32, e assim por diante. Os únicos casos em que a parte fracionária convém ser memorizada seriam os seguintes: o caso do cloro, com peso atômico 35,5 e aquele do magnésio, com peso atômico 24,32.

Há uma grande economia de tempo e esforço, quando se escreve C ao invés de “carbono”, ou H ao invés de “hidrogênio”, principalmente para os químicos, para os quais a maior parte dos textos escritos consiste dos nomes dos elementos. Esta economia torna-se gigantesca quando se escreve os nomes de moléculas constituídas de combinações de átomos. Aqui, o uso de símbolos não é apenas um caso de economia de tempo, mas de um vasto aumento na clareza do assunto. Este fato ainda se tornará bem claro para você no decorrer da leitura do presente trabalho.

Como um pequeno exemplo, consideremos, agora mesmo, o caso do oxigênio. Ele ocorre, em condições normais, na forma de um gás constituído de moléculas, cada qual, por sua vez, consiste de um par de átomos de oxigênio. Conseqüentemente, quando dizemos, simplesmente, “oxigênio”, não fica claro se queremos nos referir à molécula ou ao átomo de oxigênio. Poderíamos fazer a distinção, dizendo oxigênio atômico ou “oxigênio molecular”, mas isto não somente complica mais os nomes, mas também nada diz de definido sobre a constituição da molécula de oxigênio. Existe uma forma de molécula constituída de oxigênio (geralmente conhecida como "ozônio”), que contém não dois, mas três átomos de oxigênio.

Para simplificar este assunto, basta usarmos pequenos numerais combinados com os símbolos dos elementos, e obtemos uma “fórmula química” que nos conta como é constituída a molécula. Assim, o símbolo O vale para oxigênio atômico. (Poderíamos escrever 01, especificando que as partículas individuais que constituem a substância são átomos simples de oxigênio; mas o numeral “1” sempre fica subentendido quando se escreve apenas o símbolo de um elemento.)

Por outro lado, o oxigênio comum do tipo molecular, é escrito como 02, enquanto a fórmula do ozônio é O3. Analogamente, no caso do nitrogênio, do hidrogênio e do cloro, todos constituídos, também, de pares de átomos, escrevemos, respectivamente, N2, H2 e Cl2, quando nos referimos aos gases comuns.

[Às vezes uma substância não é constituída de moléculas bem definidas. Por exemplo, um aglomerado de carbono, como existe na forma de um pedaço de carvão, contém um vasto número de átomos de carbono, ligados entre si, quimicamente, de uma forma bastante complicada. Pode-se mesmo encarar todo o pedaço de carvão como uma única molécula gigantesca. No entanto, para simplificar o assunto, os elementos no estado sólido geralmente são simbolizados simplesmente como átomos, ignorando-se as relações existentes entre estes átomos. Portanto, o carbono, no seu estado sólido. elementar, é simbolizado simplesmente como C.]

Este sistema de símbolos e números pode ser também empregado quando se quer representar moléculas constituídas de mais de um tipo de átomo. (Substâncias com moléculas constituídas de átomos de mais de um elemento são chamadas de “compostos”). Assim, o composto cloreto de hidrogênio é um gás constituído de moléculas que são compostas, cada uma, de dois átomos, sendo um de hidrogênio e um de cloro. A fórmula é HCl.

No caso da água, que possui moléculas constituídas de dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio, a fórmula é H2O (aliás, uma fórmula familiar mesmo a todos aqueles que não são químicos); a fórmula do dióxido de carbono, que possui um átomo de carbono e dois de oxigênio, é CO2.

Cada molécula possui um “peso molecular”, que é simplesmente a soma dos pesos atômicos dos átomos constituintes. A molécula de oxigênio, 02, tem um peso molecular equivalente a 16 mais 16, ou seja 32. O peso molecular do dióxido de carbono, CO2, é 12 mais 16 mais 16, ou 44, e assim por diante.

peso molecular = soma dos pesos atômicos dos átomos constituintes da molécula

As fórmulas conseguem exprimir as reações químicas de maneira bem mais sucinta e clara do que as palavras. O carvão, por exemplo, que é quase carbono puro, quando queima, combina-se com oxigênio do ar, formando dióxido de carbono. Esta reação química é escrita assim:

C + O2 CO2

o que pode ser lido: “carbono mais oxigênio dá dióxido de carbono”; isto é um exemplo de uma “equação química”.

De maneira semelhante, o hidrogênio se combinará com o oxigênio do ar, dando água. Um modo de exprimir isto poderia ser:

H2 + O2 H2O

Mas esta representação não satisfaz aos químicos. Vamos explicar porque.

Balanço das equações
 
Na primeira reação, mais acima, aquela que envolvia a combinação de carbono e oxigênio, você pode verificar que não sobram átomos, quando se passa de um membro da equação para o outro. Parte-se de um átomo de carbono (que representa o carvão, no caso) e de dois átomos de oxigênio (contidos na molécula de oxigênio), e obtém-se, no fim, uma molécula de dióxido de carbono, que contém justamente um átomo de carbono e dois de oxigênio. Isto é uma “equação química balanceada".

A segunda equação, que envolve a combinação de hidrogênio e oxigênio, não está na mesma situação. Ali, nós partimos de dois átomos de hidrogênio (contidos na molécula de hidrogênio) e de dois átomos de oxigênio (contidos na molécula de oxigênio), e obtivemos, no fim, uma molécula de água, que de fato contém ambos os átomos de hidrogênio de partida, mas apenas um átomo de oxigênio. Isto é uma "equação química não balanceada”, que pode conduzir a enganos, pois subentende que um átomo de oxigênio tenha desaparecido, o que na realidade não pode acontecer. Além do mais, apenas as equações balanceadas podem ser empregadas como guias dignos de confiança, quando se usa as equações químicas para certos cálculos numéricos (ilustramos isso tudo ai abaixo).

Para balancear uma equação poderá ser necessário indicar quantidades diferentes dos materiais de partida. Assim, uma equação balanceada para a combinação de hidrogênio e oxigênio seria a seguinte:

2H2 + 02 2H20 [= 2(H2O) = 2H2+2O = 6 átomos]

Neste caso, parte-se de um total de quatro átomos de hidrogênio e de dois átomos de oxigênio. Verifique o balanceamento!

Você também poderia escrever o seguinte, baseado simplesmente nas relações matemáticas:

4H2 + 202 4H20 [= 4(H2O)]

ou ainda:

12H2 + 602 12H2O  [= 12(H2O)]

Nestes dois casos, haverá o balanceamento. Mas costuma-se (por motivos de simplicidade, se não houver outras razões) usar os menores números inteiros de moléculas que conduzam a um resultado satisfatório.

Ao menos, é a regra geral usar-se somente números inteiros; mas esta regra não é invariável. Quando se considera a energia desenvolvida numa reação química (que é justamente o que se faz, algumas vezes), costuma-se, muitas vezes, escrever “½ 02, para indicar um átomo isolado. Isto não é recomendável, em circunstância normais, pois subentende a existência de “meias moléculas”, nestas condições, o que não é verdade. Apesar disto, esta maneira de representação constitui um recurso útil quando se faz cálculos envolvendo a energia química, e então a equação para a combinação de hidrogênio e oxigênio pode ser escrita assim:

H2 + ½O2 H2O

Esta equação, como você pode ver, parte de dois átomos de hidrogênio e um átomo de oxigênio (meia molécula), dando, no fim, novamente dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio; está balanceada.

Como exemplos de equações onde não entra oxigênio, temos a união de hidrogênio e cloro para formar cloreto de hidrogênio, e de sódio e cloro, dando cloreto de sódio (que é o sal de cozinha comum). As equações correspondentes são as seguintes:

H2 + Cl2 2HCl

2Na + Cl2 2NaCl

Você mesmo pode verificar que esta é a maneira mais simples (empregando só números inteiros) de escrever estas equações na forma balanceada.

Depois que o decurso das equações químicas foi tornado claro e simples, através do emprego de símbolos em equações balanceadas, fica possível, conforme já dissemos antes, usar estas equações em cálculos vários. Esse é nosso tema a seguir: cálculos na Química.

Segue: Química 3 - Cálculos (e leis) na Química

 


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