Elementos Químicos

Veja a tabela abaixo com todos os elementos químicos existentes em nosso planeta, assim como os seus símbolos, massa e número atômico.

Elemento	Símbolo	Número atômico	Massa atômica (aproximadamente)
Actínio	Ac	89	227
Alumínio	Al	13	27
Américio	Am	95	243
Antimônio	Sb	51	122
Argônio	Ar	18	40
Arsênio	As	33	75
Astato	At	85	210
Bário	Ba	56	137
Berílio	Be	4	9
Berquério	Bk	97	247
Bismuto	Bi	83	209
Boro	B	5	11
Bromo	Br	35	80
Cádmio	Cd	48	112
Cálcio	Ca	20	40
Califórmio	Cf	98	251
Carbono	C	6	10
Cério	Ce	58	140
Césio	Cs	55	133
Chumbo	Pb	82	207
Cloro	Cl	17	35,5
Cobalto	Co	27	59
Cobre	Cu	29	63,5
Criptônio	Kr	36	84
Cromo	Cr	24	52
Cúrio	Cm	96	247
Disprósio	Dy	66	162
Einstêinio	Es	99	255
Enxofre	S	16	32
Érbio	Er	68	167
Escândio	Sc	21	45
Estanho	Sn	50	119
Estrôncio	Sr	38	87,6
Európio	Eu	63	152
Férmio	Fm	100	257
Ferro	Fe	26	56
Flúor	F	9	19
Fósforo	P	15	31
Frâncio	Fr	87	223
Gadolínio	Gd	64	157
Gálio	Ga	31	69,7
Germânio	Ge	32	72,6
Háfnio	Hf	72	179
Hélio	He	2	4
Hidrogênio	H	1	1
Hólmio	Ho	67	165
Índio	In	49	115
Iodo	I	53	127
Irídio	Ir	77	192
Itérbio	Yb	70	173
Ítrio	Y	39	89
Lantânio	La	57	139
Laurêncio	Lr	103	257
Lítio	Li	3	7
Lutério	Lu	71	175
Magnésio	Mg	12	24,3
Manganês	Mn	25	54,9
Mendelévio	Md	101	256
Mercúrio	Hg	80	200
Molibidênio	Mo	42	96
Neodímio	Nd	60	144
Neônio	Ne	10	20
Neptúnio	Np	93	237
Nióbio	Nb	41	93
Níquel	Ni	28	58,7
Nitogênio	N	7	14
Nobélio	No	102	255
Ósmio	Os	76	190
Ouro	Au	79	197
Oxigênio	O	8	16
Paládio	Pd	46	107
Platina	Pt	78	195
Plutônio	Pu	94	242
Polônio	Po	84	210
Potássio	K	19	39
Prasiodímio	Pr	59	141
Prata	Ag	47	108
Promécio	Pm	61	147
Protactínio	Pa	91	231
Rádio	Ra	88	226
Radônio	Rn	86	222
Rênio	Re	75	186
Ródio	Rh	45	103
Rubídio	Rb	37	85,5
Rutênio	Ru	44	101
Selênio	Se	34	79
Silício	Si	14	28
Sódio	Na	11	23
Tálio	Tl	81	204
Tantálio	Ta	73	181
Tecnécio	Tc	43	99
Telúrio	Te	52	128
Térbio	Tb	65	159
Titânio	Ti	22	48
Tório	Th	90	232
Túlio	Tm	69	169
Turgstênio	W	74	184
Unnilennium	Une	109	266
Unnilhexium	Unh	106	263
Unniloctium	Uno	108	265
Unnilpentium	Unp	105	261
Unnilquadium	Unq	104	260
Unnilseptium	Uns	107	262
Urânio	U	92	238
Vanádio	V	23	51
Xenônio	Xe	54	131
Zinco	Zn	30	65,4
Zircônio	Zr	40	91

A dissociação da água

Produto iônico da água (K_w):

A água pura apresenta uma condutividade elétrica definida, ainda que muito baixa, como consequência da sua habilidade de sofrer uma autodissociação, que pode ser escrita como:

H₂O_(l) + H₂O_(l) H₃O⁺_(aq) + OH^-_(aq)

A condição do equilíbrio é dada por [H₃O⁺][OH^-] / [H₂O]². No entanto, como a concentração de moléculas de água é essencialmente constante, podemos simplificar a expressão, escrevendo apenas [H⁺][OH^-], que é conhecida como K_w (constante de dissociação da água ou produto iônico da água). O valor dessa expressão é constante, e pode ser calculado experimentalmente. À temperatura de 25 ^oC, independentemente de a água ser destilada ou suja e lamacenta, o produto das concentrações de do íon H⁺ e do íon OH^- é sempre constante e vale 1,0 x 10^-14. A soma [H⁺] + [OH^-], portanto, deve sempre resultar 1,0 x 10^-14 mol/L.

Kw = [H+][OH-] = 1,0 x 10-14

pH e pOH:

Como [H₃O⁺][OH^-] é uma constante, podemos dizer que estas duas concentrações são "balanceadas" uma em relação à outra, isto é, quando uma aumenta a outra diminui e vice-versa. Isso nos permite calcular a concentração de uma a partir da outra, já que sabemos o valor do produto: 1,0 x 10^-14 mol/L. Por exemplo, numa solução 0,02 M de HCl, quais seriam as concentrações dos dois íons? Veja:

O HCl é um ácido forte e por isso está totalmente dissociado. Como a estequiometria da reação de ionização do ácido (HCl H⁺ + Cl^-) é 1:1:1, se a concentração de HCl é 0,02 M, a concentração de H⁺ na solução é também 0,02 M. Agora, de posse do valor de [H⁺], encontramos facilmente a concentração de OH^-:

[H⁺][OH^-] = 1,0 x 10^-14 [0,02][OH^-] = 1,0 x 10^-14
[OH^-] = (1,0 x 10^-14) / (2,0 x 10^-2) [OH^-] = 5,0 x 10^-13 mol/L

A concentração hidrogeniônica [H⁺] em uma solução pode variar de mais de 10 mol/L a menos de 1 x 10^-15 mol/L. Porém, não faz muito sentido considerar medidas concentrações altíssimas ou baixíssimas de íons H₃O⁺. Assim, foi convencionada uma faixa de concentrações [H⁺], de acordo com o produto iônico da água, entre 1,0 mol/L e 1,0 x 10^-14 mol/L. Soluções com [H⁺] acima de 1 mol/L já são ácidas demais para terem sua força ácida medida, isto é, a quantidade de espécies H⁺ em solução é mais do que suficiente para que a solução seja considerada fortemente ácida. Por outro lado, concentrações de H⁺ abaixo de 1,0 x 10^-14 mol/L são pequenas demais para serem consideradas, ou seja, são desprezíveis.

Usualmente, para se medir a força ácido-básica de uma solução, utiliza-se uma escala de pH, que varia de 0 a 14. O pH é definido como o logaritmo negativo da concentração hidrogeniônica [H⁺]. Assim, os valores 0 e 14 significam, respectivamente, concentrações 1,0 mol/L e 1,0 x 10^-14 mol/L, já que -log (1,0) = 0 e -log (1,0 x 10^-14) = 14. Com o conceito de pH podemos introduzir outro: o pOH que, por analogia, é definido como o logaritmo negativo da concentração hidroxiliônica [OH^-]. A soma de pH + pOH sempre resultará 14. Por isso, se o pH de uma solução é 3,2 seu pOH é 10,8 e vice-versa.

Podemos então classificar as soluções em três tipos, em relação à sua força ácido-básica:

• Soluções ácidas - A concentração de íons H₃O⁺ é superior a de íons OH^- (pH <>
• Soluções básicas - A concentração de íons H₃O⁺ é inferior a de íons OH^- (pH = 7)
• Soluções neutras - A concentração de íons H₃O⁺ é igual a de íons OH^- (pH > 7)

Nos cálculos de problemas envolvendo pH, geralmente usa-se a seguinte sequência: É fornecida a concentração hidrogeniônica da solução, como, por exemplo, 3,2 x 10^-4 mol/L. Pela propriedade dos logaritmos tem-se que: -log (3,2 x 10^-4) = - (log 3,2 + log 10^-4). Lembre-se que log_bb^c = c; assim: log 10^-x = -x. Pode-se ainda fornecer a concentração hidroxiliônica da solução para, a partir dela, calcular-se o pH.

Veja alguns exemplos de problemas envolvendo pH e pOH (use, se for preciso, uma calculadora científica para os cálculos de logaritmos):

• 1) Calcule o pH de uma solução cuja concentração hidrogeniônica é 1,0 x 10^-3 mol/L.

pH = -log (1,0 x 10^-3) = - (log 1 + log 10^-3) = - (0 - 3,0) = 3,0

• 2) Calcule o pH de uma solução de HCl cuja concentração hidrogeniônica é 4,6 x 10^-3 mol/L.

pH = -log (4,6 x 10^-3) = - (log 4,6 + log 10^-3) = - (0,66 - 3,0)= 2,34

• 3) Calcule o pH de uma solução de NaOH de concentração 2,0 x 10^-2 mol/L.

A concentração que foi dada é de espécies NaOH e não de íons H₃O⁺. Sabemos que o NaOH é uma base forte e, por isso, encontra-se completamente ionizada em solução. A equação que descreve esse processo é NaOH Na⁺ + OH^-. Assim, pela proporção 1:1:1, a concentração de íons OH^-será igual à concentração de espécies NaOH dada no problema. Logo, temos que [OH^-] = 2,0 x 10^-2 mol/L. Agora, fazemos a seguinte operação:

[H⁺][OH^-] = 1,0 x 10^-14 [H⁺][2,0 x 10^-2] = 1,0 x 10^-14
[H⁺] = (1,0 x 10^-14) / (2,0 x 10^-2) [H⁺] = 5,0 x 10^-13 mol/L

Com o valor de [H⁺] calculamos o pH da solução:

pH = -log (5,0 x 10^-13) = - (log 5 + log 10^-13) = - (0,7 - 13,0) = 12,3

• 4) Calcule o pH de uma solução de H₂SO₄ de concentração 2,5 x 10^-3 mol/L.

A concentração que foi dada é de espécies H₂SO₄ e não de íons H₃O⁺. Sabemos que o H₂SO₄ é um ácido forte e, por isso, encontra-se completamente ionizada em solução. A equação que descreve esse processo é H₂SO₄ 2 H⁺ + SO₄^2-. Assim, pela proporção 1:2:1, a concentração de íons H⁺ será duas vezes a concentração de espécies H₂SO₄ dada no problema. Logo, temos que [H⁺] = 5,0 x 10^-3 mol/L. Com o valor de [H⁺] calculamos o pH da solução:

pH = -log (5,0 x 10^-3) = - (log 5 + log 10^-3) = - (0,7 - 3,0) = 2,3

• 5) Qual a concentração hidrogeniônica de uma solução cujo pH é 11,68 ?

Desta vez temos que fazer a operação inversa:

[H⁺] = antilog (-pH) = 10^-pH antilog (-11,68) = 10^-11,68 = 2,1 x 10^-12 mol/L

A definição de pH como sendo -log [H⁺] foi estendida para outros casos. Desse modo, podemos falar em pK_a, pK_b etc. É muito comum encontrarmos valores de pK_a para ácidos e pK_b para bases. O pK_a de um ácido HA é -log K_a, ou seja, -log ([A^-][H⁺] / [HA]). Para uma base MOH, o pK_b é -log K_b, ou seja, -log ([M⁺][OH^-] / [MOH]).

O EQUILÍBRIO QUÍMICO

Definição geral de equilíbrio químico

Uma das razões pelas quais as propriedades de um sistema em equilíbrio são muito importantes é que todas as reações tendem a alcançar um equilíbrio. De fato, se permitirmos, todas as reações químicas atingem um estado de equilíbrio, embora isso nem sempre seja evidente. Às vezes dizemos que uma reação química foi "completada", mas rigorosamente falando, não existem reações que consumam 100% dos reagentes. Todos os sistemas que reagem alcançam um estado de equilíbrio, no qual permanecem pequenas quantidades de reagentes que estão sendo consumidos, até que seja quase impossível de se medir.

Considere a seguinte reação: CO_{2 (g)} + H_{2 (g)} CO_(g) + H₂O_(g)

Suponha que certa quantidade de CO₂ e H₂ estão contidas em um recipiente hermeticamente fechado e que disponhamos de um instrumento que nos permita acompanhar o desenvolvimento da reação. Após o início da reação, percebemos que as concentrações dos reagentes (CO₂ e H₂) diminuem e que as dos produtos (CO e H₂O) aumentam. (Todas essas concentrações aumentam e diminuem na mesma proporção, já que a relação estequiométrica de todas as substâncias envolvidas, em razão mol por mol, é de 1:1). Veja abaixo o gráfico que representaria esse equilíbrio químico:

Considerando que a reação se inicia no instante t₀, as concentrações dos reagentes diminuíram e as dos produtos aumentaram. Veja, pelo gráfico, que as variações de concentração vão se tornando menos acentuadas desde o início da reação até o instante t₃, em que o equilíbrio foi atingido. Isso significa que as velocidades de troca se tornam menores com o passar do tempo. No tempo t₀ somente pode ocorrer a reação no sentido da formação dos produtos: A + B C + D (reação direta). Entretanto, após certo tempo, quando significativa quantidade de produto já foi formada, pode se iniciar a reação no sentido contrário, ou seja, de se regenerar os reagentes: C + D A + B (reação inversa). A velocidade da reação direta diminui com o tempo, devido ao decréscimo de reagentes (menor número de choques efetivos). Ao mesmo tempo, a velocidade da reação inversa aumenta, por causa do aumento da concentração dos produtos.

Finalmente, em t₃, a velocidade da reação direta diminui e a da reação inversa aumenta, a ponto de se igualarem. A partir daí não há mais variação das concentrações de reagentes e produtos, uma vez que estes são formados e consumidos em velocidades iguais:

CO_{2 (g)} + H_{2 (g)} CO_(g) + H₂O_(g)

A constante de equilíbrio

Considere a seguinte reação genérica: aA + bB cC + dD. Chamaremos as velocidades das reações direta e inversa de V₁ e V₂, respectivamente. As equações que representam essas velocidades são:

V₁ = K₁ [A]^a [B]^b
V₂ = K₂ [C]^c [D]^d

K₁ e K₂ são as constantes de velocidade, também chamadas constantes cinéticas, das reações direta e inversa, respectivamente. No equilíbrio dinâmico, temos que V₁ = V₂, ou seja: K₁ [A]^a [B]^b = K₂ [C]^c [D]^d. Desta relação, resulta que:

K_e é a constante de equilíbrio, e seu valor só é constante a uma temperatura determinada. Variando-se a temperatura, o valor da constante se altera. A partir do valor de K_e, pode-se ter uma idéia do rendimento de uma reação: um valor grande de K_e indica um alto rendimento, já que, pela definição, K_e é a relação entre as concentrações dos produtos e as concentrações dos reagentes; logo, quanto maior o valor de K_e maior deverá ser o valor do numerador (produtos) em relação ao denominador (reagentes). Isto signififca que a quantidade dos produtos formada no final da reação (equilíbrio) é superior à de reagentes remanescentes.

Equilíbrios ácido-base

A dissociação de ácidos fracos:

Sabemos que os ácidos fortes são aqueles que, em solução aquosa, têm praticamente 100% de suas moléculas dissociadas em íons. A porcentagem de moléculas não dissociadas é desprezível. Já os ácidos fracos não se dissociam totalmente. Assim, para estes últimos é possível calcular uma constante que irá relacionar a quantidade de moléculas dissociadas e a quantidade de moléculas não-dissociadas, quando o sistema atinge o equilíbrio. Essa constante de equilíbrio é chamada de constante de dissociação (K_d), e, como estamos tratando de ácidos, a chamaremos de K_a. No caso de ácidos fortes, não faz sentido esse tipo de relação, já que praticamente 100% de suas moléculas estão dissociadas.

A equação proposta por Arrhenius para a dissociação de um ácido HA é: HA_(aq) H⁺_(aq) + A^-_(aq)

Já a equação proposta por Brönsted-Lowry enfatiza o fato do ácido transferir um próton para a água:

HA_(aq) + H₂O_(l) H₃O⁺_(aq) + A^-_(aq)

A condição desse equilíbrio é escrita como [H₃O⁺][A^-] / [HA][H₂O]. No entanto, como a concentração de moléculas de água permanece constante, ou seja, não influi nos cálculos da equação HA H⁺ + A^-, o equilíbrio pode ser escrito como [H⁺][A^-] / [HA]. Isto seria o mesmo que considerar o íon H₃O⁺ apenas como H⁺ (que é a espécie que realmente importa), mas como não existe o próton na sua forma livre, devemos saber que H⁺ está sob a forma de H₃O⁺. Portanto, a constante de dissociação (K_a) para um ácido fraco HA pode ser definida como:

Ka = [H+][A-] / [HA]

A força de um ácido, isto é, seu grau de ionização em solução, é indicada pela magnitude de sua constante de dissociação (K_a). Quanto mais fraco o ácido, menor será o valor de K_a. No caso de ácidos polipróticos, ou seja, ácidos que possuem mais de um hidrogênio ionizável, irão existir mais de uma constante de dissociação. Isto porque a ionização de um ácido poliprótico ocorre em etapas, e cada etapa terá um valor para K_a. Veja como exemplo o ácido sulfuroso:

H₂SO_3(aq) + H₂O_(l) H₃O⁺_(aq) + HSO₃^-_(aq) K_a1 = 1,3 x10^-2
HSO₃^-_(aq) + H₂O_(l) H₃O⁺_(aq) + SO₃^2-_(aq) K_a2 = 6,3 x 10^-8

Podemos generalizar que a saída de um próton de um ácido poliprótico torna-se cada vez mais difícil, ou seja, o primeiro próton é liberado com mais facilidade em relação ao segundo e assim, sucessivamente (perceba que o valor de K_a diminui). Isto ocorre porque, com a saída do primeiro próton, a base conjugada tende a recapturar o próton cedido, simultaneamente à saída do segundo.

A dissociação de bases fracas:

A dissociação de uma base fraca em solução aquosa é semelhante à de um ácido fraco, exceto pelo fato de que a atenção é focalizada para a produção de íons OH^-. Se considerarmos uma base fraca BOH qualquer, pela definição de Arrhenius a sua dissociação será escrita como: BOH_(aq) B⁺_(aq) + OH^-_(aq)

Já a equação proposta por Brönsted-Lowry enfatiza o fato da base agir como receptora de um próton da água:

BOH_(aq) + H₂O_(l) BH⁺_(aq) + OH^-_(aq)

A condição do equilíbrio é escrita como [BH⁺][OH^-] / [BOH]. Portanto, a constante de dissociação para uma base fraca BOH (chamamos de K_b) pode ser definida como:

Kb = [BH+][OH-] / [BOH]

Podemos abordar um caso interessante, envolvendo a substância amônia (NH₃). À temperatura e pressão ambientes a amônia é um gás muito solúvel em água, com a qual forma uma solução básica. Acreditava-se, no passado, que a amônia reagia com a água formando uma base fraca de Arrhenius, de fórmula NH₄OH (hidróxido de amônio). Apesar de hoje em dia ainda se considerar uma solução aquosa de amônia como hidróxido de amônio, sabe-se que moléculas NH₄OH não existem, pois elas não só não podem ser isoladas como substância pura, como também pode ser demonstrado que estas moléculas não existem nem em solução. Por isso, a amônia é tratada como uma base de Brönsted-Lowry:

NH_3(aq) + H₂O_(l) NH₄⁺_(aq) + OH^-_(aq)

Para essa reação a condição do equilíbrio (K_b) é: [NH₄⁺][OH^-] / [NH₃]