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Química – Prof. Eurico Dias – Resumão Final ITA

Conceitos e Equações I  – Introdução a Química:

1 – O estudo da química envolve três etapas fundamentais: observação, representação e interpretação. A primeira se refere as medições do mundo macroscópico; a representação implica o uso de símbolos e equações que facilitam a comunicação; a interpretação está baseada em átomos e moléculas, que pertencem ao mundo microscópico. 2  – O método cientifico é um procedimento sistemático na investigação; se inicia ao reunir a informação por meio de observações e medições. No processo se encontram e compreendem hipóteses, leis e teorias. 3  – Os químicos estudam a matéria e as mudanças que esta experimenta. As substancias que compõe a matéria possuem propriedades físicas únicas que se podem observar sem que percam sua identidade; também possuem propriedades químicas únicas que, quando são demonstradas, mudam a identidade das substancias. As misturas, sejam homogêneas ou heterogêneas, podem se separar em seus componentes por meios físicos. 4  – Os elementos são as substancias químicas mais simples. Os compostos se formam pela combinação química de átomos de diferentes elementos em proporções definidas. 5 – Em principio, todas as substancias podem existir em 3 estados: sólido, liquido e gasoso.

II  – Átomos e moléculas:

1  – A química moderna iniciou com a teoria atômica de Dalton, que estabelece que toda a matéria é composta por partículas pequenas e indivisíveis chamadas átomos; que todos os átomos do mesmo elemento são idênticos; que os compostos possuem átomos de diferentes elementos combinados em relação de números inteiros, e que os átomos não se criam nem se destroem durante as reações químicas. 2  – Os átomos dos elementos que constituem um composto em particular sempre se combinam na mesma proporção em massa (lei das proporções definidas). Quando dois elementos se combinam para formar mais de um composto, a massa do elemento que se combina com uma quantidade fixa de massa do outro elemento sempre é uma relação de números inteiros pequenos (lei das proporções múltiplas) 3  – Um átomo está constituído por um núcleo central muito denso, que contem prótons e nêutrons, e por elétrons que se movem ao redor do núcleo a uma distancia relativamente grande. 4  – Os prótons estão carregados positivamente, os nêutrons não possuem carga e os elétrons estão carregados negativamente. Os prótons e nêutrons possuem aproximadamente a mesma massa, que é cerca de 1836 vezes maior que a massa de um elétron. 5  – O número atômico de um elemento é o numero de prótons presentes no núcleo de um átomo desse elemento; determina sua identidade. O numero de massa é a soma do numero de prótons e de nêutrons presentes no núcleo. 6 – Os isótopos são átomos de um mesmo elemento, com o mesmo numero de prótons, mas diferentes números de nêutrons. 7  – Nas formulas químicas se indica os símbolos dos elementos que as formam, utilizando como sub-indices números inteiros para indicar o tipo e numero de átomos c ontidos na unidade menor de um composto. 8  – A fórmula molecular indica o numero e tipo específico de átomos combinados em cada molécula de um composto. A formula empírica mostra a relação mais simples dos átomos que formam uma molécula. 9  – Os compostos químicos podem ser compostos moleculares (em que a unidade menor são moléculas individuais discretas) ou bem compostos iônicos (nos quais os íons positivos e negativos estão unidos por atração eletrostática) Os compostos iônicos estão formados por cátions e anions, que se formam quando os átomos perdem ou ganham elétrons, respectivamente. 10 – Os nomes de muitos compostos inorgânicos se deduzem a partir de algumas regras simples.

Nome Químico Ácido Clorídrico Ácido Nítrico Ácido Sulfúrico Amônia Carbonato de Cálcio

Nome Comum Ácido muriático

Carbonato de Potássio

Potassa

K2CO3

Carbonato de Sódio

Soda

Na2CO3.10H2O

Carbureto de Silício Carbureto de Tungstênio Cianeto de Hidrogênio Cloreto de Amônia Cloreto de Prata Cloreto de Sódio

Carborundum

SiC WC HCN NH4Cl AgCl NaCl

Amoníaco

Cianureto Sal Amoníaco Sal

Fórmula HCl HNO3 H2SO4 NH3 CaCO3

Exemplo de uso Ácido forte Ácido forte Baterias de carro Solvente polar(liquido) Cimento, creme dental Manufatura de vidro e sabão Manufatura de vidro e sabão Abrasivo Abrasivos Veneno Pilha seca Fotografia Sal de Cozinha

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Dióxido de Carbono Dióxido de Nitrogênio Fosfato de Amônia Hidrogenocarbonato de sódio Hidróxido de Cálcio Hidróxido de Magnésio Hidróxido de Potássio Hidróxido de Sódio Hipoclorito de Sódio Monóxido de Carbono Monóxido de Nitrogênio Nitrato de Amônia Nitrato de Potássio Nitrato de Sódio Óxido de Alumínio Óxido de Cálcio Óxido de Chumbo II Óxido de Dinitrogênio Óxido de Enxofre IV Óxido de Hidrogênio Óxido de Manganês IV Óxido de Silício IV Óxido de Titânio IV

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Gás carbônico

CO2 NO2 (NH4)2HPO4

Extintores de incêndio Obtenção do ácido nítrico Fertilizante

Bicarbonato de Sódio Cal extinta

NaHCO3

Pó para bolos

Ca(OH)2 Mg(OH)2 Potassa Cáustica KOH Soda Cáustica NaOH NaOCl CO Óxido Nítrico NO NH4NO3 Salitre KNO3 Salitre do Chile NaNO3 Alumina Al2O3 Cal, cal viva CaO Litargirio PbO Gás hilariante N2O Dióxido de enxofre SO2 Água H2O Dióxido de MgO2 manganês Sílica SiO2 Dióxido de titânio TiO2

Óxido de Zinco

ZnO

Permanganato de Potássio

KMnO4

Peróxido de Hidrogênio Sulfato de Alumínio Sulfato de Amônia Sulfato de Bário Sulfato de Cálcio Sulfato de Cobre II Sulfato de Magnésio Sulfato de Potássioalumínio Sulfato de Sódio Sulfeto de Hidrogênio Tetraborato dossódico Tiossulfato de Sódio III  – Estequiometria:

Argamassa, estuque Medicina (antiácido) Manufatura de sabão Manufatura de Sabão Branqueador Agente redutor Obtenção do ácido nítrico Explosivos, fertilizantes Explosivos Fertilizante Abrasivo Manufatura de vidro Manufatura de vidro Anestésico Conservante Solvente Pilha seca Manufatura de vidro Pigmento branco Pigmento branco, cosméticos Desinfetante Desinfetante branqueador Purificação da água água Fertilizante Chapas de raio X Estuque de Paris Fungicida Medicina (laxante)

Água oxigenada

H2O2

Sal amargo

Al2(SO4)3 (NH4)2SO4 BaSO4 CaSO4 CuSO4 MgSO4

Alúmen

KAl(SO4)2.12H2O Corrosivo

Sal de Glauber Ácido sulfídrico Bórax Fixador

Na2SO4.10H2O H2S Na2B4O7.10H2O Na2S2O3

Detergentes, pigmentos Análise química Esmalte, vidro Fotografia

1  – As massas atômicas se medem em unidades de massa atômica (u), uma unidade relativa que se baseia em um valor de 1/12 da massa do isótopo carbono-12. A massa atômica dada para os átomos de um elemento particular, em geral, é a media ponderada da massa dos isótopos naturais desse elemento, considerando como pesos a distribuição encontrada na natureza. A massa molecular de uma molécula é a soma das massas atômicas dos átomos que a constituem. Tanto a massa atômica como a massa molecular pode ser determinada com precisão no espectrômetro de massas.

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2 – Um mol é o número de Avogadro (6,022 x 10 23) de átomos, moléculas ou outras partículas. A massa molar (em gramas) de um elemento ou de um composto é numericamente igual a sua massa em unidades de massa atômica (u) e contém o numero de Avogadro de átomos, de moléculas ou de unidades de formulas simples (no caso de compostos i ônicos). O químico alemão Loschmidt foi o primeiro cientista a determinar o número de moléculas em uma determinada massa de substância. Em 1865 ele determinou que 1 cm 3 de qualquer gás a 0º e 1 atm de pressão encerra moléculas. Este número é denominado de Número de Loschmidt . Usando essa mesma teoria ele estimou o número de moléculas em um mol de substância gasosa (Avogadro nunca tentou medir a constante) que posteriormente (1909) foi batizada de Constante de Avogadro pelo Nobel de Física Jean Perrin. 3  – A composição porcentual em massa de um composto é a porcentagem em massa de cada elemento presente. Se se conhece a composição porcentual em massa de um composto, é possível deduzir sua formula empírica, e sua formula molecular, se for conhecida sua massa molar aproximada. 4  – As transformações químicas, chamadas reações químicas, são representadas por meio de equações químicas. As substancias que sofrem uma mudança, os reagentes, se escrevem do lado direito e as substancias que se formam, os produtos, aparecem do lado direito da seta. As equações químicas devem estar balanceadas, de acordo com a lei da conversação da massa. O numero de átomos de cada tipo de elemento nos reagentes e produtos deve ser o mesmo. ( e a carga também, se a reação for redox). 5  – A estequiometria é o estudo quantitativo dos produtos e reagentes em uma reação química. Os cálculos estequiométricos se realizam de maneira que expressem tanto as quantidades conhecidas como as desconhecidas, em termo de moles e depois, se necessário, se convertem em outras unidades. Um reagente limitante é o reagente que está presente em menor quantidade estequiométrica; limita a quantidade de produto que se pode formar. A quantidade de produto que se obtem um uma reação (rendimento real) pode ser menor que a máxima quantidade possível (rendimento teorico). A rela ção dos dois se expressa como porcentagem de rendimento.

IV  – Reações em soluções aquosas:

1 – As dissoluções aquosas conduzem a eletricidade se os solutos s ão eletrólitos. Caso contrario, não conduzem. 2  – As três categorias principais de reações químicas que acontecem em solução aquosa são as reações de precipitação, as reações ácido-base e as reações de oxidação  – redução. 3 – A partir de regras gerais de solubilidade de compostos iônicos pode se prever se ocorrerá formação de precipitado em uma reação.

4  – Os ácidos de Arrhenius se ionizam em água para formar íons H+; as bases de Arrhenius se ionizam em água para formar íons OH-. Os ácidos de Bronsted doam prótons, as bases de Bronsted aceitam prótons. 5 – A reação entre um ácido e uma base se denomina neutralização. 6 – Nas reações redox, a oxidação e a redução sempre ocorrem de forma simultânea. A oxidação de caracteriza pela perda de elétrons, a redução pelo ganho de elétrons. 7  – Os número de oxidação facilitam a compreensão da distribuição de cargas em uma reação e são atribuídos a todos os átomos presentes em um composto ou íons de acordo com regras especificas. 8  – Muitas reações podem ser classificadas em sub-tipos: de combinação (adição), de decomposição, de deslocamento (simples ou dupla troca) ou de dismutação (reação na qual dois compostos idênticos reagem entre si gerando produtos diferentes). 9  – A concentração de uma dissolução é a quantidade de soluto presente em uma quantidade dada de solução. A molaridade expressa a concentração como o úmero de moles de soluto em 1L de solução. 10  – Quando se adiciona solvente a uma solução, processo conhecido como diluição, diminui a concentração (molaridade) da solução sem que se mude o número total de moles de soluto presente na solução. 11 – A análise gravimétrica é uma técnica que utiliza a medição de massa para determinar a identidade de um composto e/ou a concentração de uma solução. Os experimentos gravimétricos com freqüência implicam reações de precipitação.

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12  – Em uma titulação ácido-base, adiciona-se gradualmente uma dissolução de concentração conhecida (por exemplo, uma base) a uma dissolução de concentração desconhecida (por exemplo, um ácido) com o objetivo de determinar a concentração que não se conhece. O ponto em que a neutralização tenha se completado se denomina ponto de equivalência. 13  – A titulação de oxidação-redução é semelhante a titulação ácido-base. O ponto em que se completa a reação redox se denomina ponto de equivalência.

V  – Gases:

1 – A 25°C e 1 atm, vários elementos e compostos moleculares existem na forma de gases. Os compostos iônicos são sólidos em condições ambientes.

2 – Os gases exercem pressão porque suas moléculas se movem livremente e se chocam contra qualquer s uperfícies com que tenham contato. As unidades de pressão dos gases incluem milímetros de mercúrios (mmHg), torr, pascal e atm. Um atm é igual a 760 mmHg, ou 760 torr. 3  – As relações de pressão e volume dos gases ideais estão governadas pela lei de Boyle: o volume é inversamente proporcional a pressão (a T e n constantes). 4  – As relações de temperatura-volume dos gases ideais se descrevem pela lei de Charles e Gay-Lussac: o volume é diretamente proporcional a temperatura (a P e n constantes). 5 – O zero absoluto (-273,25 ºC) é a menor temperatura teoricamente possível. A escala de temperatura Kelvin toma como 0 K o zero absoluto. Em todos os cálculos das leis dos gases, a temperatura deve ser expressa em kelvins. 6 – As relações de quantidade e volume dos gases ideais se descrevem pela lei de Avogadro: volumes iguais de gases contém o mesmo número de moléculas (na mesma T e P). 7  – A equação de gás ideal, PV = nRT, combina as leis de Boyle, Charles e Avogadro. Esta equação descreve o comportamento do gás ideal. 8  – A lei de Dalton das pressões parciais estabelece que, em uma mistura de gases, cada gás exerce igual pressão como se estivesse só e ocupasse o mesmo volume. 9 – A teoria cinética molecular, uma forma matemática de descrever o comportamento das moléculas dos gases, se baseia nas seguintes suposições: as moléculas dos gases estão separadas por distâncias maiores que suas próprias dimensões, possuem massa mas seu volume é desprezível, estão em constante movimento e com freqüência se chocam entre si. As moléculas não se atraem nem se repelem. 10  – A curva de distribuição de velocidades de Maxwell indica quantas moléculas de um gás se movem em distintas velocidades em uma dada temperatura. Quando a temperatura se eleva, maior número de moléculas se movem em grande velocidade.

A raiz da velocidade média quadrática de um gás (que pode ser interpretada como uma velocidade molecular média) é calculada da seguinte forma:

11 - Livre percurso médio (caminho livre médio): distância que, em média, uma molécula vai percorrer entre duas colisões sucessivas. É menor quanto maior for o diâmetro da molécula do gás, e maior for sua densidade. 12 – A difusão dos gases demonstra o movimento molecular aleatório.

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13  – A equação de van der Waals é uma modificação da equação do gás ideal que leva em conta o comportamento não ideal dos gases reais. Faz correções considerando que as moléculas de um gás real exercem forças entre sim e que possuem volume. As constantes de van der Waals são determinadas experimentalmente para cada gás.

VI  – Termoquímica: Energia e Entalpia.

1  – Energia é a capacidade de realizar um trabalho. Existem muitas formas de energia e se convertem en tre si. A lei da conversação de energia estabelece que é constante a quantidade total de energia do universo. 2 – Um processo que libera calor no meio é exotérmico; um processo que absorve calor do meio é endotérmico. 3  – A mudança de entalpia (∆H, geralmente expresso em kJ) é uma medida do calor de reação (ou de qualquer outro processo) sob pressão constante. 4  – Os calorímetros sob volume e pressão constantes são utilizados para medir as variações de energia que ocorrem nos processos físicos e químicos. 5  – A lei de Hess estabelece que a variação total de entalpia em uma reação é igual a soma das mudanças de entalpia das etapas individuais que conduzem à reação total. 6 – A entalpia padrão de uma reação se calcula a partir das entalpias padrão de formação dos reagentes e produtos. 7 – O calor de dissolução de um composto iônico em água é a soma da energia reticular do composto e do calor de hidratação. A magnitude relativa destas duas quantidades determina se o processo de dissolução é endotérmico ou exotérmico. O calor de diluição é o calor absorvido ou liberado quando se dilui uma solução.

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8  – O estado de um sistema se define por algumas propriedades, como composição, volume, temperatura e pressão. Estas propriedades são chamadas funções de estado. 9  – A variação de uma função de estado para um sistema depende só do estado inicial e final do sistema e não do caminho pelo qual ocorreu o processo. A energia interna é uma função de estado; o trabalho e o calor não são funções de estado. 10  – A energia pode se converter de uma forma em outra, mas não pode ser criada nem destruída (primeira lei da termodinâmica). A química se interessa principalmente na energia térmica, elétrica e mecânica, que em geral estão relacionadas com trabalho pressão-volume. 11  – A entalpia é uma função de estado. Uma variação na entalpia ∆H é igual a ∆E + P∆V, para um processo sob pressão constante.

VII  – Teoria Quântica e Estrutura Eletrônica:

1  – A teoria quântica desenvolvida por Planck explica plenamente a emissão de radiação pelos sólidos aque cidos. A teoria quântica estabelece que os átomos e moléculas emitem energia radiante em quantidades discretas (quanta) e não em forma contínua. Este comportamento está governado pela relação E = h.f, onde E é a energia da radiação, h é a constante de Planck e f é a freqüência da radiação. A energia se emite sempre em múltiplos inteiros de hf (1.h.f, 2.hf., 3 hf, ...). 2 – Com a teoria quântica, Einstein resolveu outro mistério da física: o efeito fotoelétrico. Einstein propôs que a luz se comporta como uma corrente de partículas (fótons). 3 – O espectro de linhas do hidrogênio, que era um mistério para os físicos do século XIX, também era explicado com a teoria quântica. O modelo que Bohr desenvolveu para o átomo de hidrogênio fazia a suposição que a energia de seu único elétron era quantizada, assim, era limitada a certos valores definidos de energia por um inteiro, o numero quântico principal. 4  – O estado de energia mais estável de um elétron é o estado fundamental. Se diz que um elétron que se encontra em um nível de energia superior ao de seu estado mais estável está em um estado excitado. No modelo de Bohr, um elétron emite um fóton quando passa de um estado de maior energia (um estado excitado) a outro de menor energia (o estado fundamental ou outro estado menos excitado). A liberação de quantidades específicas de energia na forma de fótons explica as linhas do espectro de emissão do hidrogênio. 5  – De Broglie ampliou a descrição de Einstein do comportamento onda-partícula da luz a toda matéria em movimento. A longitude da onda de uma partícula em movimento, de massa m e velocidade u, se expressa com a equação  = h/m.u elaborada por De Broglie. 6  – A equação de Schrodinger descreve os movimentos e energias de partículas subatômicas. Esta equação revolucionou a mecânica quântica e iniciou uma nova era para a física. 7  – A equação de Schrodinger expressa os possíveis estados de energia do elétron de um átomo de hidrogênio e a probabilidade de localizá-lo em certa região ao redor do núcleo. Estes resultados são aplicáveis com uma exatidão razoável aos átomos polieletrônicos. 8  – Um orbital atômico é uma função ( ) que define a distribuição de densidade eletrônica ( ²) no espaço. Os orbitais se representam com diagramas de densidade eletrônica ou diagramas de contorno de superfície. 9  – Cada elétron presente no átomo se define por quatro numero quânticos: o numero quântico principal n, que identifica a camada ou nível de energia principal do orbital, o número quântico do momento angular l  , que determina a forma do orbital; o número quântico magnético m l , que especifica a orientação do orbital no espaço; e o número quântico de spin eletrônico s, que indica a direção do spin do elétron em seu próprio eixo. 10  – O orbital individual s de cada nível de energia é esférico e está centrado ao redor do núcleo. Cada um dos três orbitais p presentes no nível n = 2 e superiores possuem dois lóbulos; os pares de lóbulos formam ângulos retos entre si. A partir de n = 3, há cinco orbitais d, de formas e orientações complexas. 11  – A energia do elétron do átomo de hidrogênio está determinada apenas pelo seu número quântico principal. Nos átomos polieletrônicos, o número quântico principal e o secundário determinam a energia de um elétron. 12 – Dois elétrons de um mesmo átomo não podem ter os mesmos quatro números quânticos (princípio de exclusão de Pauli). 13 – A distribuição eletrônica mais estável em um subnível é a que tem o maior número de spins paralelos (regra de Hund). Os átomos que tem um ou mais spins desemparelhados são paramagnéticos. Os átomos que possuem todos os elétrons emparelhados são diamagnéticos. 14  – O princípio de Aufbau (princípio de construção) é o guia para a determinação correta das configurações eletrônicas dos elementos. É o preenchimento dos orbitais de um átomo levando em conta o princípio de Pauli e a regra de Hund, onde cada

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elétron distribuído assume condições energéticas mais estáveis em relação ao núcleo e aos elétrons anteriormente distribuídos. Exceções clássicas: cobre e cromo.

VIII  – Tabela Periódica:

1  – Os químicos do século XIX desenvolveram a tabela periódica organizando os elementos em ordem cre scente de suas massas atômicas. Foram resolvidas algumas discrepâncias das primeiras versões da tabela periódica organizando os elementos em ordem crescente de seus números atômicos. 2 – A configuração eletrônica determina as propriedades dos elementos. A tabela periódica moderna classifica os elementos de acordo com seus números atômicos e também segundo sua configuração eletrônica. A configuração dos elétrons de valência afeta de maneira direta as propriedades dos átomos dos elementos representativos. 3  – Existem algumas propriedades físicas cujos valores só aumentam ou só diminuem com o número atômico e que são chamadas de Propriedades Aperiódicas. Dentre elas podemos citar a massa atômica (sempre aumenta com o aumento do número atômico) e o calor específico (sempre diminui com o aumento do número atômico). 4 – As variações periódicas de propriedades físicas dos elementos são um reflexo da diferença na estrutura atômica. O caráter metálico dos elementos diminui ao longo de um período, inicia com os metais, continua com os metalóides e termina com os ametais, além de aumentar acima abaixo dentro de um grupo específico de elementos representativos. 5  – O raio atômico varia periodicamente com a posição dos elementos na tabela periódica. Diminui da esquerda a direita e aumenta de cima para baixo. 6  – A energia de ionização é uma medida da tendência de um átomo neutro evitar a perda de um elétron. Quanto maior a energia de ionização, maior é a força de atração do núcleo sobre o elétron. A afinidade eletrônica é uma medida da tendência de um átomo neutro ganhar um elétron. Quanto mais positivo é o valor da afinidade eletrônica, maior é a tendência do átomo ganhar um elétron. Em geral, os metais possuem baixa energia de ionização e os ametais, alta afinidade eletrônica. 7 – Os gases nobres são muitos estáveis devido aos seus subníveis externos ns e np estarem completamente preenchidos. Os metais dos elementos representativos (1A, 2A e 3A) tendem a perder elétrons até que seus cátions se tornem isoeletrônicos do gás nobre que os precede na tabela periódica. Os não metais dos grupos 5A, 6A e 7A tendem a aceitar elétrons até que seus ânions se tornem isoeletrônicos do gás nobre que os sucede na tabela periódica.

IX  – Ligação Química 01 (conceitos básicos):

1  – Os símbolos de pontos nas fórmulas de Lewis representam o número de elétrons de valência que possuem um átomo de um elemento dado. Estes símbolos se usam principalmente para os elementos representativos. 2  – Os elementos que tendem a formar compostos iônicos possuem valores baixos de energias de ionização (como os metais alcalinos e alcalino-terrosos, que formam cátions) ou afinidades eletrônicas elevadas (como os halogênios e o oxigênio, que formam ânions). 3 – Uma ligação química é o produto das forças eletrostáticas de atração entre íons positivos e negativos. Um composto iônico é formado por uma grande rede de íons onde estão balanceadas as cargas negativas e as positivas. Na estrutura de um composto iônico sólido é máxima a força de atração total dos íons. 4  – A energia reticular é uma medida da estabilidade do sólido iônico. É calculada por meio do ciclo de Born-Haber, que se baseia na lei de Hess. 5  – Em uma ligação covalente, dois átomos compartilham dois elétrons (um par). Nas ligações covalentes múltiplas, dois átomos compartilham dois ou três pares de elétrons. Alguns átomos unidos por ligações covalentes também possuem pares livres, ou seja, pares de elétrons de valência que não participam nas ligações. A distribuição dos elétrons ligantes e os pares livres ao redor dos átomos é representada por meio da estrutura de Lewis. 6  – A regra do octeto prediz que os átomos formam ligações covalentes suficientes para rodear-se de oito eletros cada um. Existem exceções para a regra do octeto, em particular para os compostos covalentes de berílio, para os elementos do grupo 3A e para os elementos do terceiro período e subseqüentes da tabela periódica. 7 – A eletronegatividade é uma medida da capacidade de um átomo de atrair elétrons em uma ligação química. 8  – Para algumas moléculas ou íons poliatômicos existem duas ou mais estruturas de Lewis com a mesma estrutura básica que satisfaz a regra do octeto e são quimicamente aceitáveis. O conjunto de todas essas estruturas de ressonância representam com mais exatidão a molécula ou íon que somente uma estrutura de Lewis.

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9 – A força de uma ligação covalente se mede em função de sua energia de ligação. A entalpia das reações se calcula com as energias de ligação.

X  – Ligação Química 02 (Hibridação e Geometria Molecular):

1  – O Modelo de RPECV (Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência) que prevê a geometria molecular se baseia na suposição de que os pares de elétrons da camada de valência se repelem e tendem a permanecerem o mais separado possível. 2  – De acordo com o modelo de RPECV, a geometria molecular pode ser prevista a partir do número de pares de elétrons ligantes e não-ligantes. Os pares livres repelem os outros pares com mais força dos que os pares ligantes, o que provoca uma distorção dos ângulos de ligação do que seria a geometria ideal. 3  – O momento dipolar é uma medida da separação da carga em moléculas que contém átomo s de diferentes eletronegatividades. O momento dipolar de uma molécula é a resultante de todos os momentos das ligações presentes nela. A partir das medições do momento dipolar se obtém informação sobre a geometria molecular. 4 – Existem duas explicações da mecânica quântica para a formação da ligação covalente: a teoria da ligação de valência e do orbital molecular. Na teoria da ligação de valência se formam orbitais híbridos mediante a combinação e rearrranjo dos orbitais de um mesmo átomo. Todos os orbitais híbridos possuem a mesma energia e densidade eletrônica, e o número de orbitais híbridos é igual ao número de orbitais atômicos puros que se combinam. 5 – A expansão da camada de valência se pode explicar supondo a hibridação dos orbitais s, p e d. 6  – Na hibridação sp, os dois orbitais híbridos estão sobre uma linha reta; na hibridação sp 2, os três orbitais híbridos estão dirigidos para os vértices de um triângulo; na hibridação sp 3, os quatro orbitais híbridos estão apontando par os vértices de um tetraedro; na hibridação sp 3d, os cinco orbitais híbridos se dirigem aos vértices de uma bipirâmide trigonal; na hibridação sp 3d2, os seis orbitais híbridos apontam os vértices de um octaedro. 7  – Em um átomo com hibridação sp 2 (por exemplo, o carbono), o orbital p que não participou da hibridação pode formar uma ligação pi com outro orbital p. Uma ligação dupla carbono-carbono é formada por uma ligação sigma e uma ligação pi. Em um átomo de carbono com hibridação sp, os dois orbitais p que não participam da hibridação podem formar duas ligações pi, com dois orbitais p de outro átomo (ou de outros átomos). Uma ligação tripla C C é formada por uma ligação sigma e duas ligações pi. 8 – A teoria do orbital molecular descreve as ligações em termos da combinação e rearranjo dos orbitais atômicos para formar orbitais moleculares que se associam com a molécula como um todo. 9  – Os orbitais moleculares ligantes aumentam a densidade eletrônica entre os núcleos e possuem menor energia que os orbitais atômicos individuais. Os orbitais moleculares antiligantes apresentam uma região de densidade eletrônica zero entre os núcleos e possuem um nível de energia maior que os orbitais atômicos individuais. 10  – O número de orbitais moleculares sempre é igual ao número de orbitais atômicos que se combinam. O princípio de exclusão de Pauli e a regra de Hun d regem o preenchimento dos orbitais moleculares. 11  – As moléculas são estáveis se o número de elétrons nos orbitais moleculares ligantes é maior que o número de elétrons nos orbitais moleculares antiligantes. 12  – Os orbitais moleculares deslocalizados, nos quais os elétrons possuem liberdade para se moverem ao redor de uma molécula ou grupo de átomos, são formados por elétrons de orbitais p de átomos adjacentes. Os orbitais moleculares deslocalizados proporcionam uma alternativa às estruturas ressonantes para explicar as propriedades moleculares observadas.

XI  – Forças intermoleculares / Líquidos e Sólidos:

1  – Todas as substâncias existem em um dos três estados: gasoso, líquido ou sólido. A principal diferença entre o estado condensado e o gasoso é a distância que separa as moléculas. 2 – As forças intermoleculares atuam entre as moléculas ou entre moléculas e íons. Estas forças de atração quase sempre são muito mais débeis que as forças de ligação. 3  – As forças dipolo-dipolo e as forças íon-dipolo atraem moléculas com momentos dipolares até outras moléculas polares ou íons. 4  – As forças de dispersão se devem aos momentos dipolares temporários induzidos em moléculas apolares. O grau de polarização de uma molécula é uma medida da facilid ade para induzir um momento dipolar. Com o termo “forças de van der  Waals” se faz referência ao efeito total das interações dipolo-dipolo, dipolo-dipolo induzido e forças de dispersão. 5  – A ponte de hidrogênio é uma interação dipolo-dipolo relativamente forte entre uma ligação polar que contém um átomo de hidrogênio e um átomo eletronegativo de O, N ou F. As pontes de hidrogênio são muito fortes, em especial entre as moléculas de água.

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6  – Os líquidos tendem a adotar uma geometria que minimize sua área superficial. A tensão superficial é a energia necessária para expandir a área superficial de um líquido; as forças intermoleculares maiores conduzem a uma maior tensão superficial. 7 – A viscosidade é uma medida da resistência de um líquido a fluir; esta propriedade diminui com o aumento de temperatura. 8  – As moléculas de água no estado sólido formam uma rede tridimensional em que cada átomos de oxigênio está unido por ligações covalentes a dois átomos de hidrogênio, assim como a outros dois átomos de hidrogênio por ligações ou pontes de hidrogênio. Esta estrutura única explica porque o gelo é menos denso que a água líquida, propriedade que permite a sobrevivência dos seres vivos abaixo do gelo em tanques e lagos sob climas frios. 9  – A água é também uma substância muito importante do ponto de vista ecológico graças a seu alto calor específico, outra propriedade devida às fortes pontes de hidrogênio. Os grandes depósitos de água possuem a capacidade de moderar o clima do planeta ao absorver e gerar quantidades s ubstanciais de claro com apenas pequenas mudanças em sua temperatura. 10  – Todos os sólidos são cristalinos (com uma estrutura regular de átomos, íons ou moléculas) ou amorfos (sem uma estrutura regular). O vidro é um exemplo de sólido amorfo. 11  – A unidade estrutural básica de um sólido cristalino é a célula unitária, a qual se repete para formar um retículo cristalino tridimensional. A difração de raios-X fornece informação suficiente para se conhecer as estruturas dos cristais. 12  – Os quatro tipos de cristais e das forças que mantém unidas suas partículas são: cristais iônicos, unidos por ligações iônicas; cristais covalentes unidos por ligações covalentes; cristais moleculares, unidos por forças de van der Waals e/ou pontes de hidrogênio, e cristais metálicos, unidos por ligações metálicas. 13  – Um líquido contido em um recipiente fechado estabelece um equilíbrio dinâmico entre a evaporação e a condensação. Nestas condições a pressão de vapor sobre o líquido é a pressão de vapor de equilíbrio, conhecida simplesmente como “pressão de vapor”. 14  – No ponto de ebulição,

a pressão de vapor de um líquido é igual a pressão externa. O calor molar de vap orização de um líquido, isto é, a energia necessária para evaporar um mol de líquido, pode ser determinado ao se medir a pressão de vapor de um líquido em função da temperatura e com a equação de Clausius-Clapeyron. O calor molar de fusão de um sólido é a energia necessária para fundir um mol de sólido. 15  – Para cada substância há uma temperatura, denominada temperatura crítica, acima da qual não é possível liquefazer sua fase gasosa. 16  – As relações entre as fases de uma só substância se representam por meio de um diagrama de fases, onde cada região representa uma fase pura e os limites das regiões mostram as temperaturas e pressões nas quais duas fases estão em equilíbrio. No ponto triplo, as três fases estão em equilíbrio.

ÁGUA

CO2

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XII  – Propriedades físicas das dissoluções:

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1 – As soluções são misturas homogêneas de duas ou mais substancias, que podem ser sólidas, líquidas o u gasosas. 2  – A facilidade de dissolução de um soluto em um solvente depende das forças intermoleculares. A energia e desordem que resulta quando se misturam as moléculas do soluto e solvente para formar uma solução são as forças que impulsionam o processo de dissolução. 3  – A concentração de uma solução pode ser expressa em porcentagem em massa, fração molar, molaridade e molalidade. A escolha da unidade de concentração dependerá das circunstâncias. 4  – Em geral, o aumento de temperatura aumenta a solubilidade de substancias sólidas e liquidas e diminui a solubilidade dos gases em água. 5 – De acordo com a lei de Henry, a solubilidade de um gás em um líquido é diretamente proporcional a pressão parcial do gás sobre a solução. 6  – A lei de Raoult estabelece que a pressão parcial de uma substancia A sobre uma solução é igual a fração molar de A (X A) multiplicada pela pressão parcial de A pura (Pº A). Uma solução ideal obedece a lei de Raoult em qualquer intervalo de concentrações. Na prática, poucas soluções apresentam comportamento ideal. 7  – A diminuição da pressão de vapor, a elevação do ponto de ebulição, a diminuição do ponto de congelamento e a pressão osmótica são propriedades coligativas das soluções, ou seja, dependem somente do número de partículas de soluto que estão presentes e não de sua natureza. 8  – Nas dissoluções de eletrólitos, as interações entre os íons conduzem à formação de pares iônicos. O fator de van´t Hoff proporciona uma medida do grau de dissociação dos eletrólitos em solução. 9  – Um colóide é uma dispersão de partículas (aproximadamente de 10³ pm a 10 6 pm) de uma susbtância em outra. Um colóide se diferencia de uma solução também pelo efeito Tyndall, que é a dispersão da luz visível pelas partículas coloidais. Os colóides em água se classificam como colóides hidrofílicos e colóides hidrofóbicos.

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XIII  – Cinética Química: 1 – A velocidade de uma reação química se manifesta na variação de concentração dos reagentes ou produ tos com relação ao tempo. A velocidade não é constante, e varia continuamente à medida que muda a concentração. 2  – A lei de velocidade é uma expressão que relaciona a velocidade de uma reação com a constante de velocidade e as concentrações dos reagentes, elevadas às potências apropriadas. A constante de velocidade k para uma determinada reação varia somente com a temperatura (ou adição de catalisador). 3  – A ordem de uma reação em relação a um determinado reagente é o expoente a qual está elevada a concentração do dito reagente na lei de velocidade. A ordem global de uma reação é a soma dos expoentes em que estão elevadas as concentrações dos reagentes na lei de velocidade. A lei de velocidade e a ordem de reação não podem ser determinadas a partir da estequiometria da equação global da reação: devem ser determinadas experimentalmente. Para uma reação de ordem zero, a velocidade de reação é igual a constante de velocidade. 4  – A meia vida de uma reação (o tempo que se leva para que a concentração de um reagente diminua à metade) pode ser utilizada para se determinar a constante de velocidade de uma reação de primeira ordem. 5  – De acordo com a teoria das colisões, uma reação ocorre quando as moléculas se chocam com energia suficiente, denominada energia de ativação, e orientação adequada, para assim romper as ligações e iniciar a reação. A constante de velocidade e a energia de ativação se relacionam por meio da equação de Arrhenius. 6  – A equação global balanceada para uma reação deve ser a soma de uma série de reações simples, chamada de etapas elementares. A série completa de etapas elementares para uma reação é o mecanismo de reação. 7 – Se uma etapa de um mecanismo de reação é muito mais lenta que o restante, é a etapa determinante da velocidade. 8 – Em geral, um catalisador acelera uma reação ao diminuir o valor de E a. Um catalisador pode ser recuperado sem variação ao final de uma reação. 9  – Na catálise heterogênea, que é de grande importância industrial, o catalisador é um sólido e os reagentes são gases ou líquidos. Na catálise homogênea, o catalisador e os reagentes estão na mesma fase. As enzimas são os catalisadores dos sistemas vivos.

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XIX  – Equilíbrio Químico: 1  – O equilíbrio dinâmico entre fases se denomina equilíbrio físico. O equilíbrio químico é um processo reve rsível em que as velocidades das reações direta e inversa são iguais, e as concentrações dos reagentes e produtos não variam com o tempo. 2  – Para a reação química geral aA + bB  cC + dD, as concentrações de reagentes e produtos no equilíbrio se relacionam por meio da expressão da constante de equilíbrio. 3 – A constante de equilíbrio para os gases, Kp, expressa a relação das pressões parciais de equilíbrio (em atm). 4  – Um processo de equilíbrio químico é homogêneo quando todos os reagentes e produtos estão na mesma fase. As concentrações dos sólidos puros, líquidos puros e solventes são constantes e não aparecem na expressão da constante de equilíbrio de uma reação. 5  – Se uma reação pode ser expressa como a soma de duas ou mais reações, a constante de equilíbrio da reação global é dada pelo produto das constantes de equilíbrio das reações individuais. 6  – O valor de K depende da forma em que está balanceada a equação química, e a constante de equilíbrio para a reação inversa de uma reação em particular é o inverso da constante de equilíbrio da reação correspondente. 7 – A constante de equilíbrio é a relação entre as constantes de velocidades das reações direta e inversa. 8  – O quociente reacional Q tem a mesma forma que a constante de equilíbrio, mas se aplica a uma reação que pode não estar em equilíbrio. Se Q > K, a reação ocorrerá da direita para esquerda para que se alcance o equilíbrio. Se Q < K, a reação ocorrerá da esquerda para direita, até que Q = K. 9 – O principio de Le Chatelier estabelece que se se aplica uma tensão externa a um sistema em equilíbrio químico, o sistema se ajustará para compensar e eliminar tal tensão. 10  – Só a mudança de temperatura modifica o valor da constante de equilíbrio de uma reação em particular. As mudanças de concentrações, pressão ou volume podem alterar as concentrações de equilíbrio de reagentes e produtos. A adição de um catalisador acelera o momento em que se alcança o equilíbrio mas não modifica as concentrações de reagentes e produtos em equilíbrio.

XV  – Ácidos e Bases: 1  – A acidez de um solução aquosa se expressa como seu pH, que de define como o logaritmo negativo da concentração de íons hidrogênio (em mol/L) 2 – A 25ºC, uma solução ácida possui pH < 7, uma solução básica possui pH > 7, e uma solução neutra possui pH = 7. 3 – Os seguintes ácidos se classificam como ácidos fortes em solução aquosa: HClO4, HI, HBr, HCl, H2SO4 (primeira etapa de ionização) e HNO3. As bases fortes em solução aquosa incluem os hidróxidos de metais alcalinos e alcalino-terrosos (exceto o berílio). 4  – A constante de ionização ácida Ka aumenta quanto maior for a força do ácido. De forma semelhante, Kb expressa a força das bases. 5  – A porcentagem (grau) de ionização é outra forma de medir a força dos ácidos. Quanto mais diluída é uma solução de um ácido fraco, maior será sua porcentagem de ionização.

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6 – O produto da constante de ionização de um ácido e a constante de ionização de sua base conjugada é igual a constante do produto iônico da água. 7 – As forças relativas dos ácidos se explicam quali tativamente em termos de sua estrutura molecular. 8  – A maioria dos sais são eletrólitos fortes que se dissociam por completo em seus íons quando se dissolvem. A reação destes íons com a água, denominada hidrólise do sal, pode produzir soluções ácidas ou básicas. 9 – Os íons metálicos com cargas elevadas, como o Al +3 e o Fe+3, se hidrolisam para formar soluções ácidas. 10 – A maioria dos óxidos pode ser classificada como ácidos, básicos ou anfóteros. Os hidróxidos metálicos podem ser básicos ou anfóteros. 11  – Os ácidos de Lewis aceitam pares de elétrons e as bases de Lewis doam pares de elétrons. A expressão “ácido de lewis” em geral se utiliza para substancias que estão em possibilidade de aceitar pares de elétrons mas não contém átomos de hidrogênio ionizáveis.

XVI  – Equilíbrios ácido-base e Equilíbrios de solubilidade: 1  – O efeito do íon comum tende a suprimir a ionização de um ácido fraco ou de uma base fraca. Este efeito se explica por meio do princípio de Le Chatelier. 2  – Uma solução tampão é uma combinação de um ácido fraco e sua base conjugada fraca (adicionada na fo rma de sal) ou uma base fraca e seu ácido conjugado fraco (adicionado na forma de sal). A solução reage com pequenas quantidades de ácido ou de base adicionados, de tal forma que o pH da solução permaneça quase constante. Os sistemas tamponados possuem função importante na manutenção do pH dos fluidos corporais. 3  – O pH no ponto de equivalência de uma titulação ácido-base depende da hidrólise do sal formado na reação de neutralização. Nas titulações ácido forte - base forte, o pH do ponto de equivalência é 7; nas titulações ácido fraco - base forte, o pH do ponto de equivalência é maior que 7; nas titulações ácido forte  – base fraca, o pH do ponto de equivalência é menor que 7. 4  – Os indicadores ácido-base são ácidos ou bases orgânicas fracas que mudam de cor na proximidade do ponto de equivalência de uma reação de neutralização entre um ácido e uma base. 5  – O produto de solubilidade Kps expressa o equilíbrio entre um sólido e seus íons em solução. A solubilidade pode ser calculada a partir do Kps e vice-versa. 6 – A presença de um íon comum diminui a solubilidade de um sal ligeiramente solúvel. 7  – A solubilidade dos sais ligeiramente solúveis que possuem ânions básicos aumenta com a elevação da concentração de íons hidrogênio. A solubilidade de sais que possuem ânions derivados de ácidos fortes não se modifica com o pH. 8 – A análise qualitativa é a separação e identificação de cátions e ânions em solução.

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DIAGRAMA DE SEPARAÇÃO DE CÁTIONS METÁLICOS

XVII  – Química Ambiental: 1 – A atmosfera da Terra está formada principalmente de nitrogênio e oxigênio, mais uma quantidade mínim a de outros gases. Nos processos químicos que ocorrem na atmosfera, também influem a radiação solar, as erupções vulcânicas e a atividade humana. 2  – O bombardeio de moléculas e átomos pelas partículas solares produz as auroras nas regiões externas da atmosfera. O resplendor (emissão intensa de luz) de satélites artificiais é causado pela excitação de moléculas adsorvidas (NO 2 gasoso) na superfície do satélite. 3  – O ozônio da estratosfera absorve a radiação nociva UV (200 a 300 nm) e desta forma protege a vida na Terra. Durante muitos anos, os compostos de CFC tem destruído a camada de ozônio. 4 – As erupções vulcânicas podem contaminar o ar, diminuir o ozônio da estratosfera e alterar o clima. 5  – O dióxido de carbono tem a capacidade de absorver a radiação infravermelha, o que permite aprisionar parte do calor que emana da Terra e aquece sua superfície. Outros gases como o CFC e metano também contribuem com o aquecimento do planeta (efeito estufa). 6  – O dióxido de enxofre e, em menor grau, os óxidos de nitrogênio qu esse geram pela queima de combustíveis fosseis e os processos de queimas de sulfetos metálicos, ocasionam a chuva ácida. 7  – Smog fotoquímico é produzido pela reação fotoquímica dos gases que emanam de veículos na presença da luz do Sol. Esta é uma reação complexa em que participam os óxidos de nitrogênio, ozônio e os hidrocarbonetos. Cria uma nuvem poluente sobre os centros urbanos. 8  – A contaminação do ar dos interiores domésticos (ou contaminação doméstica) é causada pelo radônio, um gás radioativo que se forma pela desintegração de urânio; o monóxido e o dióxido de carbono, que são produtos de combustão; e o formaldeído, uma substãncia orgânica volátil que se libera das resinas utilizadas nos materiais de construção. XVIII  – Entropia, Energia Livre e Equilíbrio: 1  – A entropia é uma medida da desordem de um sistema. Qualquer processo espontâneo deve conduzir a um aumento total na entropia do universo (segunda lei da termodinâmica). 2 – A entropia padrão de uma reação química se calcular a partir das entropias absolutas dos reagentes e produtos.

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3 – A terceira lei da termodinâmica estabelece que a entropia de uma substancia cristalina perfeita é zero a ok. Esta lei permite a medição das entropias absolutas das substancias. 4  – Em condições de temperatura e pressão constantes, a mudança de energia livre ∆G é menor que zero para um processo espontâneo e maior que zero para um processo não espontâneo, Para um processo em equilíbrio, ∆G = 0. 5  – Para um processo químico ou físico sob temperatura e pressão constante, ∆G = ∆H - T∆S. Esta equação se utiliza par a

prever a espontaneidade de um processo. 6  – A mudança de energia livre de uma reação é obtida a partir das energias livres padrões de formação dos reagentes e produtos. 7  – A constante de equilíbrio de uma reação e a variação de energia livre padrão da reação se relacionam por meio da equação ∆Gº= -R.T ln K. 8 – A maioria das reações biológicas não são espontâneas. Ocorrem pela hidrolise da ATP, para qual o ∆Gº é negativo.

XIX  – Eletroquímica: 1  – As reações redox implicam a transferência de elétrons. As equações que representam os pro cessos redox são balanceadas com o método do íon-elétron. 2 – Todas as reações eletroquímicas implicam a transferência de elétrons e, por tanto, são reações redox. 3  – Em uma célula eletroquímica se produz eletricidade por uma reação química espontânea. A oxidação e a redução acontecem no ânodo e cátodo, respectivamente, e os elétrons fluem através de um circuito externo. 4 – As duas partes de uma célula eletroquímica são as semi-células. Uma ponte salina permite o fluxo de íons entre elas. 5  – A força eletromotriz (fem) de uma célula é a diferença de voltagem entre dois eletrodos. No circuito externo, os elétrons fluem do ânodo até o cátodo em uma célula eletroquímica. Em solução, os ânions se movem até o ânodo e os cátions até o cátodo. 6 – O faraday é a quantidade de eletricidade que transporta um mol de elétrons, e é igual a 96500 C. 7  – Os potenciais padrão de redução indicam a probabilidade relativa de que ocorram as semi-reações de redução. Também se utilizam para prever os produtos, a direção e a espontaneidade das reações redox entre várias substâncias. 8  – A diminuição de energia livre de um sistema em uma reação redox espontânea é igual ao trabalho elétrico realizado pelo sistema sobre o meio, ou ∆G = -nFE. 9 – A constante de equilíbrio de uma reação redox pode ser conhecida a partir da força eletromotriz padrão de uma célula. 10  – A equação de Nernst proporciona a relação entre a fem da célula e as concentrações dos reagentes e produtos em condições de estado não padrões. 11  – As baterias, que são formadas por uma ou mais células eletroquímicas, se utilizam amplamente como fontes de energia autônomas. As mais conhecidas são a pilha seca, tal como a célula de Leclanché, a bateria de mercúrio e a bateria ou acumulador de chumbo dos automóveis. As células de combustíveis produzem energia elétrica a partir de uma alimentação continua de reagentes. 12 – A corrosão de metais, como a oxidação de ferro, é um fenômeno eletroquímico. 13  – Para induzir uma reação química que não é espontânea em uma célula eletroquímica se emprega corrente elétrica de uma fonte externa. A quantidade de produto formado ou de reagente consumido dependerá da quantidade de eletricidade transferida ao eletrodo.

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XX  – Química Nuclear: 1  – Para os núcleos estáveis de baixo número atômico, a relação nêutron-próton é aproximadamente igual a um. Para os núcleos estáveis mais pesados, a relação é maior que um. Todos os núcleos com 84 ou mais prótons são instáveis e radiativos. Os núcleos com número atômicos pares tendem a ter mais isótopos estáveis que os que po ssuem números atômicos impares. 2  – A energia de união nuclear (energia necessária para romper um núcleo em seus prótons e nêutrons) é uma medida quantitativa de estabilidade nuclear. É possível calcular esta energia se for conhecido o defeito de massa do núcleo (diferença de massa entre o átomo e massa total de seus prótons, elétrons e nêutrons após um processo nuclear) e for utilizada a relação de equivalência massa-energia de Einstein. 3  – Os núcleos radioativos emitem partículas α, partículas β, pósitrons ou raios γ. A equação de uma reação nuclear inclui as partículas emitidas, e deve se balancear tantos os números de massa quanto os números atômicos. 4  – O Urânio-238 é o progenitor de uma série de desintegração radioativa natural que se utiliza para determinar a idade de rochas na Terra e de objetos vindos do espaço, dado sua meia vida ser grande. 5  – Os elementos radioativos artificiais se geram ao bombardear outros elementos com partículas α, nêutrons ou prótons acelerados. 6  – A fissão nuclear é a divisão de um núcleo grande em dois núcleos pequenos e um ou mais nêutrons. Quando os nêutrons livres se capturam de modo eficiente por outros núcleos, ocorre uma reação em cadeia. 7  – Os reatores nucleares utilizam o calor de uma reação de fissão controlada para produzir energia. Os três tipos de reatores mais importantes são os reatores de água leve, os reatores de água pesada e os reatores de cria. - LWR - Light Water Reactors: Utilizam como refrigerante e moderador a água e como combustível o urânio enriquecido. Os mais utilizados são os BWR (Boiling Water Reactor ou Reator de água em ebulição ) e os PWR (Pressure Water Reactor ou Reatores de água a pressão), estes últimos considerados atualmente como padrão.. - CANDU - Canada Deuterium Uranium: Utilizam como moderador água pesada (cuja molécula é composta por dois átomos de deutério e um átomo de oxigênio) e como refrigerante água comum. Como combustível usam urânio comum. - FBR - Fast Breeder Reactors: Utilizam nêutrons rápidos no lugar de térmicos para o processo da fissão. Como combustível utilizam plutônio e como refrigerante sódio líquido. Este reator não necessita de moderador. 8  – A fusão nuclear, que o tipo de reação que se produz no Sol, é a combinação de núcleos leves para formar um mais pesado; a fusão só ocorre em temperaturas muito altas, motivo pelo qual a fusão nuclear controlada em grande escala não acontece ainda. 9  – Os isótopos radiativos se detectam com facilidade e por isso são usados, basicamente, de duas maneiras: como marcadores ou como fontes de energia. Isto é, pode-se colocar isótopos radioativos no lugar de outros elementos nãoradioativos, sem alterar as propriedades químicas do material de modo que torne-se possível obter informações sobre o material onde o isótopo se localiza, bem como pode-se fazer uso das propriedades de ionização da radiação para matar células, destruir tecidos de crescimento anormal, alterar o código genético dos seres vivos ou para fazer mapeamento do interior de materiais (detecção de falhas). 10 – A radiação de alta energia causa danos aos sistemas biológicos pel a ionização e formação de radicais livres. Radicais livres: são moléculas instáveis e que apresentam um elétron que tende a se associar de maneira rápida a outras moléculas de carga positiva com as quais pode reagir ou oxidar. No nosso organismo, os radicais livres são produzidos pelas células, durante o processo de queima do oxigênio, utilizado para converter os nutrientes dos alimentos absorvidos em energia. Os radicais livres podem danificar células sadias do nosso corpo, entretanto, nosso organismo possui enzimas protetoras que reparam 99% dos danos causados pela oxidação, ou seja, nosso organismo consegue controlar o nível desses radicais produzidos através do nosso metabolismo. XXI  – Metalurgia e Química dos Metais: 1 – Dependendo de suas reatividades, os metais existem na natureza em estado livre ou em forma combinada. 2  – A obtenção de um metal a partir da sua mina é um processo em três etapas. Primeiro deve se preparar a mina. Depois se separa o metal, quase sempre por meio de um processo de redução, e por último, se purifica. 3 – Os métodos comuns utilizados na purificação dos metais são destilação, eletrólise e refinação. 4  – A ligação metálica pode ser visualizada como a força entre íons positivos imersos em um mar de elétrons. Em termos de teoria das bandas, os orbitais atômicos se fundem para formar bandas de energia. Uma substancia é um condutor quando seus elétrons podem ser promovidos com facilidade até a banda de condução, onde possuem liberdade para mover-se através da substancia. 5  – Nos isolantes, o espaço energético entre a banda de valência e a banda de condução é tão grande que os elétrons não podem se promover até esta última. Nos semicondutores, os elétrons podem atravessar o espaço energético em maiores

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temperaturas e, assim, a condutividade aumenta a medida que aumenta a temperatura, já que mais elétrons são capazes de chegar à banda de condução. 6  – Os semicondutores tipo-n contém impurezas doadoras e elétrons extras. Os semicondutores tipo-p contém impurezas receptoras e lacunas positivas. 7  – Os metais alcalinos são os mais reativos de todos os elementos metálicos. Possuem nox +1 em seus compostos. Em condições especiais alguns deles podem formar ânions com carga negativa (através de sais complexos em soluções metalamônia). 8  – Os metais alcalino-terrosos são um pouco menos reativos que os metais alcalinos. Quase sempre possuem Nox +2 em seus compostos. As propriedades dos elementos 2A se fazem mais me tálicas ao descer em seu grupo periódico. 9 – Alumínio não reage com água devido a formação de um óxido protetor; seu hidróxido é anfótero.

XXII  – Elementos não-metálicos e seus compostos: 1 – Os átomos de hidrogênio contêm um próton e um elétron. É o elemento mais simples. O hidrogênio se combina com muitos metais e ametais para formar hidretos; alguns hidretos são iônicos e outros são covalentes. (Há os hidretos intersticiais: nestes compostos, as moléculas de hidrogênio dissociam e os átomos de hidrogênio preenchem as lacunas do retículo cristalino do metal, sítios intersticiais. Os hidretos intersticiais geralmente não são estequiométricos, ao contrário dos hidretos iônicos e covalentes. Os átomos de hidrogênio, que estão dentro do retículo, podem migrar internamente, reagindo com impurezas ou alterando as propriedades do material. Estes compostos são condutores.) 2 – Há três isótopos de hidrogênio: 11H, 21H (deutério) e 31H (trítio). A água pesada contém deutério. 3  – Os compostos inorgânicos importantes do carbono são os carbetos, os cianetos, a maioria dos quais são extremamente tóxicos; o monóxido de carbono, também tóxico; os carbonatos e bicarbonatos e o dióxido de carbono, um p roduto final do metabolismo e um componente do ciclo do carbono. 4  – O gás nitrogênio, N 2, possui uma tripla ligação e é muito estável. Os compostos nos quais o nitrogênio possui nox de -3 a +5 se formam entre átomos de nitrogênio e hidrogênio ou átomos de oxigênio. A amônia, NH3, se utiliza muito como fertilizante. 5  – O fósforo branco, P 4, é tóxico, muito reativo e inflamável; o fósforo vermelho polimérico, (P 4)n, é mais estável. O fósforo forma óxidos e haletos, com nox de +3 a +5; também forma vários oxiácidos. Os fosfatos são compostos mais importantes do fósforo. 6  – O gás oxigênio, O 2, é paramagnético e possui dois elétrons desemparelhados. O oxigênio forma ozônio, óxidos, peróxidos e superóxidos. O oxigênio é o elemento mais abundante na crosta terrestre e é essencial para a vida na Terra. 7 – O enxofre se extrai da crosta mediante o processo Frasch ( consiste basicamente em injetar vapor de água superaquecido para fundir o enxofre, que posteriormente é bombeado para o exterior utilizando-se ar comprimido), como um líquido fundido. 8  – O ácido sulfúrico é a base da industria química. Se produz a partir do enxofre (obtido da pirita, por exemplo) e transformação em SO 2 e SO3, por meio do processo de contato. 9  – Os halogênios são elementos tóxicos e reativos que se encontram apenas em compostos com outros elementos. O flúor e o cloro são agentes oxidantes fortes e se p reparam por eletrólise de HF(l) e NaCl fundido, respectivamente.. 10  – A reatividade, toxicidade e capacidade oxidante dos halogênios diminui do flúor até o iodo. Todos os halogênios formam ácidos binários (HX) e um conjunto de oxiácidos.

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HISTÓRIA DA QUÍMICA Cronologia do desenvolvimento da Química no século 19 1800 1800 1801 1801 1801 1801

Alessandro Volta William Herschel John Dalton Humphrey Davy Humphrey Davis A.F. Fourcroy

Produção de corrente elétrica por meios químicos Descoberta da radiação infra vermelho Lei das pressões parciais na mistura de gases Desenvolvimento do arco elétrico Uso de células voltaicas na decomposição de compostos Métodos gerais de análise orgânica (qualitativa)

1801

J.W. Ritter e W.H. Wollaston

1803 1803 1804 1807

John Dalton Jon Berzelius John Dalton Humphrey Davis

Descoberta da ação da luz ultravioleta erió cristais de cloreto de prata Tábua dos pesos atômicos relativos Decomposição eletrolítica de sais. Teorias atômica nas reações químicas Obtenção de sódio e potássio por eletrólise

1808

Gay-Lussac

1808

Humphrey Davis

1811

Amadeo Avogadro

1812 1813 1815

Jon Berzelius Humphrey Davys William Prout

1815

Jon Berzelius

1819 Eilhardt Mitscherlich 1823 Michael Faraday Michel Eugéne 1823 Chevreul Michel Eugéne 1824 Chevreul 1826 Jean Baptiste Dumas 1828 1829 1832 1833 1833 1834 1844

Friederich Whöler J.W. Döbereiner Justus von Liebig e F. Whöler Michael Faraday Thomas Graham David Brewster Adolf Wilhelm Hermann Kolbe

Lei dos volumes de combinação dos gases Obtenção de magnésio, cálcio, estrôncio e bário por eletrólise Hipótese de Avogadro erió número de partículas em volumes iguais de gases nas mesmas condições Teoria dualística Contrata Michael Faraday como assistente Hipótese de que os elementos er compostos de hidrogênio Calcula fórmulas de compostos orgânicos a partir de dados analíticos experimentais Lei do isomorfismo na cristalização de compostos Liquefação do cloro e outros gases Corpos graxos de origem animal Análise orgânica e suas aplicações Método de medida da densidade de vapor para determinar peso atômico Síntese da Urea e fim do Vitalismo Introduz tríades de elementos e prediz pesos atômicos Descoberta do radical benzoila Estabelece a terminologia da eletroquímica Classificação dos ácidos fosfóricos Análise química por absorção de radiação Síntese de compostos orgânicos partindo de inorgânicos

1855

Edward Frankland

Introduz o conceito de valência na combinação de fragmentos orgânicos com metais

1853

Robert Bunsen

Inicia odesenvolvimento da análise química inorgânica instrumental com a invenção do espectroscopio

1858

Friedrich August Kelulé

Introduz o conceito de carbono tetravalente e a habilidade de átomos de carbono ligarem-se uns aos outros Aplica a hipótese de Avogadro na determinação dos pesos 1858 Stanislao Cannizaro atômicos e moleculares

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Gustav Robert Kirchhoff 1860 Robert Bunsen e G.R. Kirchhoff

1859

1861 Robert Bunsen e G.R. Kirchhoff 1861 William Crookes A.E. Béguyer de 1862 Chancourttois Reich e 1863 Ferdinand H.T. Richter 1864

Lothar Meyer

1865 1869

Alexander Reina Newlands Dmitrii Ivanovich Mendeleev

1870

Lothar Meyer

Estabelece as leis da espectroscopia Descoberta do césio por via espectroscopica Descoberta do rubídio por via espectroscópica Descoberta do tálio por via espectroscópica Introduz a hélice telúrica para classificar os elementos segundo os pesos atômicos Descoberta do índio por via espectroscópica Publica uma tabela incompleta precursora da tabela eriódica dos elementos Tabela dos elementos segundo oitavas e descoberta da periodicidade Classificação periódica dos elementos Propriedades periódicas duplas dos elementos

Historia da Química Orgânica Os eventos importantes da história da química orgânica não podem ser completamente avaliados, a me nos que antes se conheça um pouco da química orgânica, de modo a poder-se entender porque certas descobertas foram importantes. Embora os processos químicos tradicionais tais como a fabricação de sabões, o uso de corantes, a fermentação e refinação de açúcar fossem conhecidos e usados em larga escala há muitos séculos, poucos compostos orgânicos em estado puro eram conhecidos no começo do século XIX. A obtenção de álcool etílico razoavelmente puro era conhecida no século XI, e a produção de éter sulfúrico a partir de álcool e ácido sulfúrico foi descoberta no século XVI. Os ácidos carboxílicos conhecidos há mais tempo são o ácido fórmico, obtido da destilação de formigas a seco, e o ácido acético, da destilação de vinagre. O ácido benzóico era sublimado a partir de uma goma natural, e o ácido succínico produzido da sublimação de âmbar. A maior parte da literatura da química orgânica há 200 anos era descritiva, com ênfase em fontes vegetais ou animais e no valor medicinal das várias preparações. A associação da química orgânica e dos compostos orgânicos com produtos animais, tais como sangue, urina, saliva e pele, e com produtos vegetais, como açúcares e resinas, levou os químicos a imaginarem que estes materiais eram produzidos por uma força vital associada aos sistemas vivos e que esta força seria destruída fora destes sistemas. Entretanto, em 1828, Wöhler, acidentalmente, sintetizou uréia a partir de cianato de prata e cloreto de amônio, reconhecendo que o produto era idêntico ao obtido de procedência animal. Na verdade, já em 1811, o irmão de Humphry Davy, John, havia efetuado a mesma síntese, porém não havia identificado o produto. Assim, 1828 ficou sendo considerado o ano em que a teoria da força vital começou a desmoronar. A descoberta de compostos orgânicos puros através da manipulação química ou física de substâncias naturais foi processo lento e penoso. Scheele foi um dos pioneiros geniais neste campo. Ele isolou muitos ácidos carboxílicos diretamente de suas fontes naturais por formação do sal, seguida de acidulação com ácido sulfúrico. Isolou, também, muitos ácidos por degradação de produtos naturais, principalmente por oxidação. O metano (chamado, então, gás dos pântanos ) e o etileno (chamado gás  olefiante ) já eram conhecidos em 1800. Joseph Louis Proust, que formulou a lei das proporções definidas, abriu o campo da química de carboidratos, quando isolou e identificou a glicose, a frutose, a sacarose e o manitol. A morfina, em estado cristalino, foi isolada em 1805, mas os alcalóides só foram reconhecidos como um grupo de substâncias em 1820, quando se isolou a estricnina, a brucina e a quinina. Durante os quinze anos que se seguiram, mais 25 outros alcalóides foram isolados. Chevreul foi o químico orgânico pioneiro no isolamento de substâncias relativamente puras a partir de gorduras. Ele descobriu que o processo de produção de sabão fornecia glicerol e um material identificado como um sal de ácido graxo. Até então, pensava-se que o mate rial saponáceo era simplesmente o ácido graxo. Como muitas vezes acontece, esta descoberta de interesse meramente acadêmico adquiriu rapidamente muita importância industrial. A fabricação de sabões envolvia os sais de ácidos graxos, e a fabricação de velas, os ácidos graxos propriamente. A fabricação de velas e seu uso era um problema porque as velas queimavam com uma chama fumacenta e de odor desagradável. Além disto, com o calor da chama elas amoleciam e se desfaziam. Somente após as descobertas de Chevreul pôde a indústria desenvolver as reações necessárias para contornar o problema, passando a usar o ácido esteárico que funde a temperaturas mais altas como matéria-prima.

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Foi Chevreul que introduziu o uso de pontos de fusão como critério de pureza e reconheceu que um composto só é puro quando, após muitas cristalizações, o ponto de fusão não mais se altera. Foi mais ou menos nesta época que Berzelius introduziu o conceito de isomeria , para distinguir compostos de mesma composição elementar. Berzelius aplicava o termo polimeria àqueles compostos contendo elementos nas mesmas proporções, mas nos quais os pesos moleculares eram múltiplos entre si. Embora tivesse sido Lavoisier o primeiro a realizar análises quantitativas de compostos orgânicos, e seus processos fossem seguidos pela grande maioria dos químicos de seu tempo, foi Liebig quem desenvolveu um método de precisão satisfatória. Seu processo, com ligeiras modificações é usado ainda hoje. Após muitas tentativas infrutíferas de determinar na mesma aparelhagem o conteúdo de carbono, hidrogênio e nitrogênio, Liebig chegou à conclusão de que as determinações de nitrogênio deveriam ser feitas por outro processo. A determinação quantitativa de nitrogênio foi desenvolvida por Dumas. O rápido aumento do conhecimento da química orgânica experimental levou à síntese de compostos puros em quantidade crescente. A síntese de Wöhler serviu de estímulo à pesquisa em química orgânica, mostrando que não havia uma separação total entre esta e a química mineral. A etapa que acelerou, entretanto, a pesquisa sistemática na química orgânica, foi o desenvolvimento da idéia de radicais como os equivalentes orgânicos dos átomos. A pesquisa mais importante neste assunto foi a de Liebig e Wöhler no radical benzoila, que encorajou outros químicos à descoberta de novos radicais pe la transformação sistemática de substâncias orgânicas. Este esforço de síntese de compostos, aliado ao isolamento de novas substâncias orgânicas de fontes naturais, levou a um período de completa confusão. Como os pesos atômicos não podiam ser determinados com precisão e as diferenças entre pesos atômicos e equivalentes químicos não eram bem compreendidas, o tamanho das moléculas permanecia um mistério. A tabela abaixo mostra a diferença da formulação proposta para o álcool e para o éter por três dos mais eminentes químicos de seu tempo: Berzelius

Liebig

Dumas

Álcool

C2H5O· H

C2H3O· 3H

C4H4· H2O

Éter

C4H10· H2O

C4H6O· 6H

2C2H4· H2O

Estas diferenças provêm, em parte, das diferenças nos pesos atômicos de uso comum na época, como se vê na tabela: Berzelius

Liebig

Dumas

C

12

1

1

H

1

1

1

O

16

8

16

O trabalho de Hofmann com aminas, Williamson com éteres e Wurtz com hidrocarbonetos resultou no isolamento de novos compostos orgânicos, levando ao estabelecimento do conceito de valência. Hofmann foi capaz de preparar e isolar aminas alifáticas primárias, secundárias e terciárias a partir de iodetos de alquila e amoníaco. Williamson preparou éteres usando os mesmos iodetos de alquila e alcoolatos, e Wurtz obteve hidrocarbonetos a partir dos halogenetos de alquila e sódio. As formulações escritas por estes três cientistas para descrever os novos compostos eram muito parecidas com nossos modelos moleculares atuais e permitiram a Franklin e Kolbe o desenvolvimento do conceito de valência para cada átomo dos compostos orgânicos. Logo a seguir, Kekulé e Couper reconheceram que o átomo de carbono era tetravalente (1857) e que os átomos de carbono tinham a capacidade de ligar-se uns aos outros (1858). Ainda assim, a química orgânica vivia em um estado de completa confusão porque a interpretação dos resultados experimentais publicados exigia o conhecimento específico dos detalhes de formulação de cada químico e de sua escola. Uma situação semelhante ainda hoje no campo dos íons "não clássicos", em que a interpretação da literatura exige o conhecimento da formulação de escolas ou grupos particulares. A confusão chegou a tal ponto que um congresso reuniu-se em Karlsruhe, em 1860, com a presença dos 140 melhores químicos da época. A idéia era encontrar respostas às questões que envolviam átomos, moléculas, radicais e equivalentes. O químico italiano Cannizzaro propôs, então, que uma explicação unificada poderia ser obtida para as questões levantadas, desde que, baseando-se no uso da hipótese de Avogrado (formulada 50 anos antes), fosse determinado experimentalmente o tamanho das moléculas a partir do peso do vapor. Cannizzaro não conseguiu convencer seus colegas durante a convenção, porém a fria lógica e a utilidade de sua proposta rapidamente ficaram aparentes quando, a reunião desfeita, voltaram os cientistas a seus laboratórios.

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Embora Kekulé tivesse introduzido o conceito de ligação química, ele não a representava por traços ou linhas. Foi Couper, em 1858, quem o fez pela primeira vez, e foi Hofmann, em 1865, quem primeiro construiu modelos moleculares (usando bastões e bolas de madeira) para representar os compostos orgânicos. O problema da formulação do benzeno e das estruturas aromáticas era particularmente difícil, e foi Kekulé, em 1865, quem propôs a melhor solução, através do uso de estruturas de ligações carbono-carbono alternadamente simples e duplas. O texto abaixo foi extraído de uma Conferência em Memória de Kekulé , feita por R. Japp: De acordo com sua própria versão, a idéia lhe veio durante o sono: "Eu estava sentado, escrevendo meu livro-texto; porém o trabalho não progredia, pois meus pensamentos estavam em outra parte. Voltei minha cadeira para a lareira e dormitei. Novamente os átomos estavam dançando em minha frente. Desta vez os grupos menores haviam ficado modestamente no fundo. Meu olho mental, habituado a estas visões, podia agora distinguir estruturas maiores de muitas conformações: cadeias longas, às vezes mais próximas umas das outras, todas girando e torcendo-se como cobras. Mas, de repente, vi que uma das cobras havia abocanhado sua própria cauda e a forma assim obtida dançava zombeteiramente diante de mim. Então, acordei rapidamente e passei o resto da noite trabalhando nas conseqüências desta hipótese". "Aprendemos, senhores, a sonhar", adicionou Kekulé, "e então talvez possamos encontrar a verdade... mas evitemos publicálos antes de colocar os sonhos à prova do mundo real". Ladenburg observou que a fórmula de Kekulé para o benzeno predizia a existência de dois isômeros orto (existe apenas um) e Kekulé propôs então que os átomos na molécula de benzeno deviam estar oscilando em torno de uma posição média. Embora muitos químicos tivessem interpretado esta sugestão como indicando uma alte rnação rápida entre ligações duplas e simples, o conceito original era mais complicado. Uma das descobertas mais importantes da química orgânica foi feita por Pasteur em 1848, durante sua investigação da quiralidade e atividade ótica de sais de ácido tartárico (ácido 2,3-di-hidroxi-succínico), um constituinte das uvas. A forma normal do ácido tartárico era dextrorrotatória, porém tinha sido descoberta uma nova variedade chamada ácido racêmico . Embora Biot tivesse mostrado que o ácido racêmico e seus sais não desviavam o plano da luz polarizada, Pasteur descobriu que, quando o tartarato de sódio e amônio era cristalizado abaixo de 28ºC, cristalizava-se em tetra-hidrato, no qual metade dos cristais tinha as faces hemiédricas orientadas para a direita, e a outra metade, orientadas para a esquerda. Pasteur separou cristais com a ajuda de pinças e lentes, mostrando que um dos tipos correspondia à forma dextrógira já conhecida e que o outro correspondia a um ácido levorrotatório até então desconhecido. A natureza fortuita da descoberta fica evidenciada pelo fato de que cristais assimétricos suficientemente grandes para serem vistos com lentes de aumento e separados com pinças são muito raros, tendo sido encontrados, desde aquela época, apenas uma dezena de casos. Embora a descoberta de Pasteur exigisse claramente assimetria na estrutura molecular destas substâncias, ele podia apenas especular sobre a possibilidade das moléculas serem hélices diretas ou inversas. Somente em 1874 puderam van’t Hoff e Le

Bel, independentemente, sugerir a existência de átomos de carbono assimétricos. A publicação deste conceito levou o famoso químico alemão Kolbe a protestar violentamente; em 1877 ele publicou em um dos famosos jornais de química da época o seguinte:

Em um trabalho recentemente publicado com o mesmo título ( Sinal dos Tempos ), insisti no fato de que uma das causas do retrocesso atual da pesquisa química na Alemanha é a falta de conhecimento químico geral e, ao mesmo tempo, fundamental. Muitos de nossos professores de química estão nesta situação e causam muito mal à ciência. Uma conseqüência imediata disto é que se está espalhando uma teia de aparente escolaridade e conhecimento, que não passa da filosofia natural, superficial e estúpida, desmascarada há cinqüenta anos pela ciência natural exata, e que, agora, ataca novamente, ajudada por pseudocientistas que tratam de disfarçá-la e apresentá-la como ciência, assim como se tentassem introduzir uma prostituta bem vestida e empoada na boa sociedade, à qual não pode pertencer. Qualquer um que possa pensar que os conceitos acima são exagerados poderá ler, se conseguir, o livro dos senhores van’t Hoff e Hermann sobre A Disposição dos Átomos no Espaço, recentemente publicado, e que está cheio de tolices e fantasias. Eu teria ignorado mais este livro se um químico de reputação não o tivesse recomendado calorosamente como uma realização de alto nível. O tal Dr. J. H. van’t Hoff, da Escola de Veterinária de Utrecht, aparentemente não tem tendência alguma à investigação

química exata. Ele prefere montar Pégaso (aparentemente emprestado pela Escola de Veterinária) e proclamar em sua La  chimie dans l’espace como lhe parecem estar os átomos dispostos no espaço, vistos do Monte Parnasso químico a que ele chegou voando. Outros importantes químicos da época critic aram as propostas de van’t Hoff, mas suas idéias ganharam aceitação pouco a pouco. Em 1874, van’t Hoff investigou a isomeria geométrica e mostrou que as ligações duplas impediam a rotação livre,

levando ao tipo de isomeria apresentada pelos ácidos maleico e fumárico. Em 1896, as formas ceto e enol de ceto-ésteres foram isoladas, confirmando a existência do tipo de isomeria chamada tautomeria , conhecida desde 1885.

Estava tudo preparado para que o progresso fosse rápido. Wurtz e Fittig haviam introduzido novos métodos de preparação de hidrocarbonetos alifáticos e aromáticos. A reação de Friedel-Crafts usando cloreto de alumínio anidro era conhecida desde 1877. Claisen e Perkin haviam desenvolvido reações de condensação e, em 1901, Grignard defendeu sua tese doutoral em um

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assunto sugerido por seu professor Barbier - a química dos halogenetos orgânicos de magnésio. Após a tese, ele continuou a trabalhar nesta área e desenvolveu um método de sínteses extremamente versátil e importante. Hofmann publicou sua reação de degradação de amidas a aminas em 1882, e Curtius, Beckmann e Gabriel desenvolviam, na mesma época, a química dos compostos orgânicos de nitrogênio. Em 1893, Paul Walden descobriu a seqüência de reações conhecida atualmente como a inversão de Walden , capaz de converter uma substância oticamente ativa a seu enanciômero. Os métodos até então disponíveis envolviam racemização e posterior separação da mistura. Em 1875, Emil Fischer descobriu o reagente fenil-hidrazina e usou-o na química de carboidratos. Após muito trabalho, em 1891, Fischer pôde demonstrar a configuração da glicose e alguns outros açúcares. Além de seu importante trabalho na química dos açúcares, Emil Fischer investigou a química de purinas e proteínas. Seu estudo das purinas começou em 1881 e estendeu-se até 1914. Na área de proteínas, Fischer investigou a ligação dos aminoácidos e concentrou-se na preparação de peptídeos. Em 1907, ele e seus colaboradores sintetizaram um polipeptídeo contendo 18 amino-ácidos. Ele mostrou ainda que estes polipeptídeos comportavam-se de maneira semelhante aos resíduos da hidrólise parcial de proteínas naturais. Alfred Nobel era um químico industrial muito influente do século XIX. Ele nasceu em 1833, na Suécia, e durante sua juventude era muito doente e não podia ir com regularidade à escola. Na idade de nove anos deixou a Suécia, e em 1855 estava trabalhando com Zinin, na Universidade de São Petersburgo, na Rússia. Algum tempo antes, um jovem químico italiano, Ancanio Sobrero, tinha descoberto a nitro-glicerina, um líquido oleoso muito explosivo que ele havia considerado muito perigoso para uso comercial. Zinin sugeriu que Nobel experimentasse usar a nitro-glicerina como explosivo. Em 1863, Nobel registrou sua primeira patente sueca. A nitro-glicerina era um explosivo muito mais potente do que qualquer outro então conhecido, mas tinha o inconveniente de explodir de forma imprevisível. Uma explosão em 1864 destruiu completamente sua fábrica e matou um de seus irmãos. Alguns projetos de engenharia, tais como a abertura do canal de Suez, a construção de ferrovias na América e o desenvolvimento da indústria de mineração e extração de óleo criaram um mercado favorável para a nitro-glicerina. No entanto, após muitas e graves explosões inexplicáveis em todo mundo, muitas fábricas de nitro-glicerina fecharam e muitos governos proibiram seu uso. Foi então que Nobel descobriu que a nitro-glicerina absorvida em serragem ou terra diatomácea só explodia quando detonada. Ele chamou o novo produto de dinamite, patenteou-a em muitos países e acabou milionário. Embora a nitro-glicerina tivesse um uso militar considerável, Nobel considerava-se um humanista e achava ter contribuído para o progresso da humanidade com suas investigações na área de explosivos. Foi para ele um grande choque quando um jornal, após a morte de seu irmão, imprimiu por engano seu próprio obituário classificando-o como o "Mercador da Morte". Em seus últimos anos de vida Nobel devotou grande parte de seu tempo e energia às causas públicas envolvendo ciência, medicina e, em particular, desarmamento e paz. Ele declarou após um dos Congressos de Paz que costumava patrocinar, e que tinha sido particularmente improdutivo, que "talvez minhas fábricas de dinamite acabem com as guerras mais cedo do que os seus Congressos. No dia em que dois exércitos puderem acabar um com o outro em segundos, as nações civilizadas provavelmente pensarão e dissolverão seus exércitos..." Em 1895, ele decidiu deixar sua fortuna para uma fundação que desse um prêmio anual que distinguisse os líderes em ciência e literatura e também para aqueles que mais tivessem contribuído para a causa da paz mundial. Os prêmios foram estabelecidos nas áreas de física, química, medicina e literatura e concedidos no território sueco. O prêmio Nobel da Paz foi estabelecido e concedido na Noruega, nos termos do testamento. Alfred Nobel era uma personalidade complexa. Era um pacifista, mas inventou o explosivo mais poderoso de seu tempo. Era um milionário, mas favorecia o socialismo. Era ateu, mas dava dinheiro às igrejas. Recebeu uma educação química formal e não era formado em química, porém dirigia pessoalmente 15 laboratórios de pesquisa em química e, em sua velhice, suas residências eram equipadas com bons laboratórios químicos. No início do século XX a química era dominada pelos alemães, e esta situação perdurou até o fim da I Guerra Mundial. Durante a guerra, muitos países ficaram privados do fornecimento de corantes, drogas, solventes e muitos outros produtos químicos. Foi então que estes países começaram a encorajar suas próprias indústrias químicas a desenvolver-se, adotando técnicas protecionistas. Assim, a liderança passou para a Suíça, Inglaterra e, finalmente, para os Estados Unidos. A fonte principal de compostos orgânicos era inicialmente o carvão, sendo a química dos compostos aromáticos a área mais desenvolvida. Com o advento dos motores à combustão, o petróleo começou a ganhar importância como fonte de produtos químicos e, associado ao gás natural e aos produtos de fermentação, permitiu o desenvolvimento da química dos compostos alifáticos. Começaram a ter grande interesse, então, os estudos sobre o mecanismo das reações químicas, primeiramente realizados por Lapworth e desenvolvidos por Ingold. Sir Robert Robinson e Sir Christopher Ingold desenvolveram a idéia da importância da teoria eletrônica na compreensão dos fenômenos de mecanismos de reação, e Linus Pauling contribuiu fortemente para estabelecer a mecânica quântica como ferramenta usual do químico orgânico.

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O químico inglês de carboidratos, Haworth, introduziu o termo conformação e D. H. R. Barton contribuiu para o conhecimento da química estrutural com suas análises e predições de propriedades químicas e reações, com base em conformações. Com o desenvolvimento dos instrumentos e técnicas de microquímica, pôde-se fazer sínteses em muitas etapas, desde a síntese total da equilenina por Bachman, Cole e Wilds, em 1940, à síntese total da enzima ativa RNAse, em 1969, por R. B. Merrifield.