Gênios da Química #36: Henry Moseley

Henry Gwyn Jeffreys Moseley (Weymouth, 23 de novembro de 1887 — Gallipoli, 10 de agosto de 1915) foi um físico inglês.

Foi assistente de Ernest Rutherford. Descobriu, em 1913, uma relação entre o espectro de raios X de um elemento químico e seu número atômico. Foi o primeiro a conseguir determinar os números atômicos dos elementos com precisão. Mostrou que, quando os átomos eram bombardeados pelos raios catódicos, eles emitiam raios X, e, já que cada um tinha sua propriedade, determinava os valores dos números atômicos, e ainda previu lugares na tabela periódica para outros elementos, que foram descobertos anos mais tarde. Desta forma, a disposição dos elementos na tabela periódica ficou com um parâmetro mais adequado, que persiste até hoje. Cientistas posteriores foram determinando os números de prótons de outros elementos a partir desta técnica.

Ainda em 1913 enunciou a lei de Moseley, que estabelece a relação entre a frequência de um raio röntgen, emitido por um átomo, e os níveis de energia entre os quais um elétron salta. Moseley planejou continuar sua pesquisa sobre física em Oxford, assim renunciou a Manchester. Mas seus planos não seguiram em frente, pois, quando a Primeira Guerra Mundial estourou, ele decidiu se alistar no exército britânico. Morreu em combate em 1915, durante a Campanha de Galípoli, na Turquia.

Graças ao seus estudos a tabela periódica adquiriu sua forma definitiva.

Fonte:http://pt.wikipedia.org/wiki/Henry_Moseley

Vídeo Aula #190: Radioatividade - Datação Carbono 14

Vídeo Aula #189: Radioatividade - Meia Vida

Vídeo Aula #188: Radioatividade - Exercícios e Características das Radiações

Gênios da Química #30: Thomas Martin Lowry

Thomas Martin Lowry (Bradford (West Yorkshire), Inglaterra, 26 de Outubro de 1874 - 2 de Novembro de 1936) foi um físico-químico britânico que se notabilizou principalmente por haver formulado independente, porém simultaneamente, com o colega físico-químico dinamarquês Johannes Nicolaus Brønsted uma nova teoria ácido-base com fundamento em doação/recepção protônica, teoria que veio a receber o nome conjugado de Teoria ácido-base de Brønsted-Lowry.

Estudou Química sob a direção de Henry Armstrong, tendo-se tornado seu assistente em 1896. Embora os interesses científicos de Armstrong fossem primariamente química orgânica, o então discípulo foi também iniciado no estudo da natureza dos íons em soluções aquosas.

Dois anos mais tarde, descobriu a mutarrotação (de fato, criou esse termo para descrever o fenômeno), ao verificar atividade ótica na molécula da substância nitro-d-cânfora. Ministrou aulas em Westminster Training College de 1906 a 1912, mudando-se depois para a Guy's Hospital Medical School. Tornou-se professor de Química e presidente do Departamento de Química em 1913, tendo sido o primeiro professor em Química numa escola médica londrina. Juntou-se como membro da Royal Society no ano seguinte, e foi, em 1920, o primeiro professor em Físico-química da Universidade de Cambridge.

Ele estudou as variações de rotação ótica causadas por reações catalizadas por ácidos e/ou por bases que envolviam derívados de cânfora. Isso veio a possibilitar-lhe a formulação do modelo protônico para caracterização de ácidos e bases em 1923 — trabalho que foi independente, porém simultaneamente desenvolvido também pelo colega físico-químico dinamarquês Johannes Nicolaus Brønsted. O novo conceito, pois, o novo modelo e a nova teoria ácido-base com fundamento em doação/recepção protônica, veio a receber o nome conjugado de Teoria ácido-base de Brønsted-Lowry. Lowry prosseguiu trabalhando em Cambridge até o fim dos seus dias.

Fonte:  http://pt.wikipedia.org/wiki/Thomas_Martin_Lowry

Vídeo Aula #122: Equilíbrio Químico - Deslocamento de Equilíbrio (Parte 3)

Vídeo Aula #121: Equilíbrio Químico - Deslocamento de Equilíbrio (Parte 2)

Vídeo Aula #120: Equilíbrio Químico - Deslocamento de Equilíbrio (Parte 1)

Vídeo Aula #119: Equilíbrio Químico - Conceito e Características (Parte 2)

Experimentos de Química: O Segredo das Cores das Canetinhas (Cromatografia)

Vídeo Aula #118: Equilíbrio Químico - Conceito e Características (Parte 1)

Espectrofotometria

A espectrofotometria pode ser definida como toda técnica analítica que usa a luz para medir as concentrações das soluções, através da interação da luz com a matéria.

A palavra espectro de origem grega foi empregada para nomear raios luminosos em virtude de na antiguidade as pessoas sepultarem seus mortos em covas rasas, e o simples fato de alguém desavisado pisar em cima, de uma dessas sepulturas fazia com que o gás metano fosse expelido, visto que corpos em decomposição liberam diversos gases, entre eles o metano, que apresenta uma propriedade de auto inflamar-se apresentando um aspecto luminoso intenso. Quando alguém era surpreendido por uma bola gasosa dessa ficava assustado e dizia estar sendo assustado por um fantasma que em grego é espectro.

Fundamento da espectrofotometria

A luz de uma maneira geral é mais bem descrita como sendo uma radiação eletromagnética em virtude de sua natureza dualística. Ou seja, ela existe e tem um comportamento de campos elétricos e magnéticos oscilantes como a figura abaixo representa:

Onde:

O comprimento de onda (λ) é distancia em metros, de um pico ao outro da onda;

A frequência (v) é o grau de oscilação das ondas, em função da velocidade da luz no vácuo que é representada pela constante c (c=2, 998×10⁸m. s^-1). De modo que:

λ . v = c

Espectro eletromagnético representando os comprimentos de onda correspondente a cada radiação

A técnica espectroscópica é baseada na no aumento de energia em função do aumento da frequência da radiação incidida. Quando uma espécie química absorve energia na forma de fótons, seus elétrons ficam excitados e ocorre uma transição de um orbital de mais baixa energia para outro de maior energia. Um exemplo disso são compostos químicos que apresentam duplas ligações C=C no benzeno e C=O, a carbonila, por exemplo.

Benzeno

As cetonas da ligação peptídica

O aumento de energia é representado pela condição de frequência de Bohr:

E = hv

Onde:

E é a energia que aumenta em função da frequência, e h é a constante de Planck h=6,626×10^-34J.s.

A transição eletrônica de duplas ligações, ocorre em virtude de uma ligação dupla ser formada por um orbital sigma (σ) e um orbital (π), de modo que o elétron que está no orbital pi ligante vai para o orbital pi antiligante que tem maior energia. A transição nas C=C é na C=O é representada na figura abaixo, essa espécies químicas são denominadas cromóforos ou substâncias que trazem a cor:

Para C=C : π-π*

Para C=O : (orbital não-ligante) n-π*

Aminoácidos como a Fenilalanina, Tirosina e Triptofano são os principais responsáveis pela absorção de luz das proteínas em virtude de possuírem o anel benzênico em sua estrutura química, além da ligação peptídica listada acima. A luz é absorvida na faixa de 280nm.

Lei de Lambert-Beer

A “força vital” da espectrofotometria está fundamentada na lei de Lambert-Beer, que estabelece:

“A absorbância é diretamente proporcional a concentração da solução de amostra.”

Ou:
Log(I/I₀)=εcl
A= εcl

Onde :
A é a absorbância,
ε é o coeficinte de extinção molar e
l é o comprimento da cubeta.

Os componentes principais de um espectrofotômetro são apresentados e suas respectivas funções:

Fonte de Luz: é composta por uma lâmpada de deutério e uma lâmpada de tungstênio (semelhante à lâmpada de carro). A lâmpada de deutério emite radiação UV e a de tungstênio emite luz visível.

Monocromador: alguns espectrofotômetros ainda possuem um prisma como monocromador, porém os mais modernos possuem dispositivos eletrônicos que transformam a luz incidida em vários comprimentos de onda, em um só comprimento, ou seja, a luz monocromática.

Cubetas utilizadas em espectrofotometria. Geralmente usa-se cubeta de 1 cm, a fim de facilitar os cálculos da Lei de Lambert-Beer.

Cubeta: é o recipiente propício para conter a amostra que será utilizada na análise, as cubetas podem ser de quartzo, vidro e acrílico, porém recomenda-se que seja usada uma cubeta de quartzo por que o vidro e o plástico absorvem UV e causa a reflexão da luz visível.

Detector: o detector é um dispositivo que detecta a fração de luz que passou pela amostra e transfere para o visor e para o computador acoplado ao aparelho.

Análise espectrofotométrica

Passo 1: a amostra deve ser preparada com a quebra da amostra por métodos mecânicos, químicos ou físicos;

Passo 2:  a amostra é solubilizada no solvente escolhido em um balão volumétrico limpo e seco;

IMPORTANTE:  o solvente na maioria das vezes é água, porém, quando tratar-se de amostras apolares que precisam ser diluídas em solvente orgânico nunca utilize alcenos, alcinos, cetonas ou qualquer outro que tenha ligações C=C ou C=O ou triplas.

Passo 3: em uma cubeta é colocado o solvente puro e lido no comprimento de onda o mesmo que será lida a amostra, esse procedimento é chamado leitura em branco, e tem como finalidade minimizar os erros causados, pela absorção luz ocasionados pelo vidro e pela água;

Passo 4: a amostra é filtrada em uma membrana de 0,2 μm, por que a solução deve estar totalmente límpida a fim de diminuir ao máximo o erro causado por partículas em suspensão, a cubeta contendo o branco e retirado do equipamento e sua absorção anotada. Após esse processo a solução de interesse é lida, e dessa absorbância é subtraído a leitura do branco.

Cuidados em espectrofotometria

• É imprescindível que o equipamento seja calibrado e manuseado de acordo com as instruções do fabricante, por ele já traz a margem de erro que o aparelho tem;
• Evitar erros de leitura certificar-se de que o equipamento esteja fechado. Antes da leitura a luz do ambiente pode interferir no resultado;
• Manter sempre limpo e fechado a fim de evitar o acumulo de partículas de poeira que interferem na análise. Em hipótese alguma toque a cubeta com as mãos sem luvas, a nossa mão contém gorduras e interferem na leitura.
• Só podem ser analisados por espectrofotometria de absorção compostos que absorvem luz.
• Em caso de soluções fortemente coloridas como permangantos, complexos altamente coloridos, dicromatos, cromatos e outros compostos com cores altamente acentuadas deverão ser feitas no mínimo 5 diluições de concentração conhecida e lidas no espectrofotômetro e uma curva analítica deverá ser traçada afim de determinar o coeficiente de extinção molar. Soluções muito concentradas tendem provocar erros de leitura por que existem muitas moléculas próximas umas das outras.

Fonte: http://www.infoescola.com/quimica/espectrofotometria/

Molalidade

O termo concentração de uma solução é muito comum no estudo da química, particularmente para a físico-química. Ao se expressar a concentração de uma solução, está se falando da proporção entre soluto e solvente, ou seja, ao número de partículas de soluto solubilizadas proporcionalmente ao número de partículas de solvente.

As principais concentrações trabalhadas para essa finalidade são: a concentração molar ou molaridade, a concentração normal ou normalidade, a concentração comum e o título ou percentual de soluto. A molaridade apresenta a unidade de resposta mol/L, a normalidade Eq.g/L, a concentração comum g/L e o título é uma grandeza adimensional, ou seja, é caracterizada apenas por seu valor matemático.

Entretanto, geralmente quando se trata de altas massas ou volumes de solução, a concentração molal ou molalidade é também frequentemente utilizada. Por definição, pode-se dizer que a concentração molal expressa o número de mols do soluto existente por quilogramas de solvente, sendo a resposta denominada de molal. Apresenta por simbologia a letra W maiúscula, conforme a equação abaixo:

Na equação, W significa a concentração molal, m₁ é a massa de soluto, m₂ é a massa de solvente e M₁ é a massa molar do soluto. Dessa forma, o cancelamento de unidades resulta apenas na denominação de molal, onde o valor expressa a massa de soluto (em gramas) por quilo (1000g) de solvente.

A medida da molalidade pode ser vantajosa de utilizar quando a temperatura do sistema que se estuda varia, pois o volume das soluções mudam de acordo com a temperatura, mas a molalidade não utiliza o volume em sua fórmula. No estudo de propriedades coligativas, a molalidade também é utilizada.

Por exemplo, consideremos uma solução na qual 10g de hidróxido de sódio (NaOH) foi solubilizada em 500g de água, constituindo uma solução aquosa. Sabendo-se que a massa molar do soluto é 40g, qual será a molalidade para esta solução?

Com base no problema exposto, tem-se:

• W = ?
• m1 = 10g
• m2 = 500g
• M1 = 40g

Ao se aplicar os valores na equação acima, tem-se:

• W = 1000 . 10 / 500 . 40
• W = 10000 / 20000
• W = 0,5 molal

O que significa que existem 0,5 mols de soluto a cada 1000g de solvente.

Fonte:  http://www.infoescola.com/quimica/molalidade/

Energia de Ativação e Complexo Ativado

Para que uma reação ocorra é necessário que os reagentes recebam certa quantidade de energia, que é denominada energia de ativação. Assim, temos:

Por exemplo, na atmosfera existem os gases oxigênio (O₂) e nitrogênio (N₂). Há um grande número de choques entre suas moléculas, porém, a reação só ocorre quando recebe alguma forma de energia externa, que, no caso, costuma ser fornecida pelas descargas elétricas dos relâmpagos.

Assim, quanto maior a energia de ativação, mais difícil será para que a reação ocorra e, consequentemente, ela se dará de forma mais lenta. O contrário também é verdadeiro, reações com uma menor energia de ativação ocorrem com maior velocidade. Isso significa que a energia de ativação é na verdade uma barreira energética a ser ultrapassada para que ocorra a reação química.

Quando a energia de ativação é atingida, forma-se primeiro o complexo ativado, que é uma estrutura intermediária e instável entre os reagentes e os produtos.

Abaixo temos uma reação genérica que demonstra a formação do complexo ativado:

Portanto, a energia de ativação é a menor energia necessária que se deve fornecer aos reagentes para a formação do complexo ativado, resultando na ocorrência da reação.

Isso pode ser representado graficamente, conforme mostrado a seguir:

Observe abaixo como escrever os digramas tanto para reações endotérmicas como exotérmicas:

Um exemplo que pode ser citado é a reação que ocorre entre o monóxido de carbono (CO) e o dióxido de nitrogênio (NO₂) para a formação do gás carbônico (dióxido de carbono - CO₂) e o óxido de nitrogênio (NO):

CO_(g)  + NO_2(g)  → CO_2(g)  + NO_(g)

Com o estado intermediário (complexo ativado), temos:

CO+ NO₂ → COONO → CO₂ + NO  

A representação gráfica dessa reação, com o seu complexo ativado e sua energia de ativação, é descrita abaixo:

 

Fonte:  http://www.mundoeducacao.com/quimica/energia-ativacao-complexo-ativado.htm

Relações Entre Tipos de Concentração das Soluções

Existem vários tipos de concentração das soluções químicas, entre eles, temos:

·Concentração Comum

·Concentração em mol/L

·Densidade

·Título ou Porcentagem em massa de uma solução

As fórmulas usadas para calcular cada uma dessas concentrações são:

É importante lembrar que o índice 1 indica que a grandeza se refere ao soluto, índice 2 se refere ao solvente e quando não há índice, trata-se da solução. Por exemplo:

m₁ = massa do soluto;
m₂ = massa do solvente;
m = massa da solução (m₁ + m₂).

Podemos relacionar esses tipos de concentração das soluções e, dessa forma, chegar a novas fórmulas que podem ser usadas quando conveniente. Veja algumas dessas relações:

• Relação da concentração comum com o título:

C = m₁ → m₁ = C . V
        V                                 
T = m₁ → m₁ = T . m
       m

C . V = T . m
C = T . m  (I)
             V

Da fórmula da densidade, temos:

d = m
       V  

Então, podemos fazer a seguinte substituição em (I):

C = T . d

É importante lembrar que a concentração comum (C) e a densidade devem estar nas mesmas unidades. Não pode acontecer, por exemplo, de a densidade estar em g/L e a concentração em g/cm³.

Agora temos uma nova fórmula que relaciona concentração comum, título e densidade.  Veja um exemplo de exercício em que podemos usar essa relação:

Exemplo:

“Numa estação de tratamento de água, adicionou-se cloro até 0,4% de massa. A densidade da solução final era de 1,0 g/mL. Qual será a concentração de cloro nessa solução em g/L?”

Resolução:

Dados:

d = 1,0 g/mL
T = 0,4 %= 0,004
C = ? g/L

A primeira coisa que temos que fazer é igualar as unidades, passando a densidade de g/mL para g/L:

1000 mL = 1 L

1,0 g ---------- 1 mL
x -------------- 1000 mL
x = 1000 g → d = 1000 g/L

Agora usamos a fórmula que encontramos para descobrir a concentração comum:

C = T . d
C = 0,004 . 1000 g/L C = 4 g/L

• Relação entre concentração comum e concentração em mol/L:

C = m₁ → m₁ = C . V
        V                                 
M = n₁ → M = ___m₁___ → m₁ = MM₁ . V . M
        V               MM₁ . V

C . V = MM₁ . V . M

C = MM₁ . V . M
   V C = MM₁ . M

Em que:

C = Concentração comum;
MM₁= massa molar do soluto;
M = concentração em mol/L (molaridade).

Exemplo:

“Determine a concentração em mol/L e em g/L de 30g de ácido acético presente em cada 5L de vinagre (H₃CCOOH). (Massa molar do H₃CCOOH = 60 g/mol).”

Resolução:

Dados:

m₁ = 30g
V = 5 L
MM₁ = 60 g/mol
C = ? g/L
M = ? mol/L

Podemos encontrar o valor da concentração comum pela sua fórmula básica:

C = m₁
        V
C = 30g
        5L C = 6 g/L

Agora podemos usar a relação abaixo para encontrar o valor da concentração em mol/L:

C = MM₁ . M
M = __C__
         MM₁

M = __6 g/L __
         60 g/mol M = 0,1 mol/L

Podemos estabelecer o seguinte também:

C = MM₁ . M
C = T . d

MM₁ . M = T . d

Vamos usar essa relação para resolver mais um exercício:

Exemplo:

“O ácido sulfúrico (H₂SO₄) é um reagente muito importante para trabalhos desenvolvidos em laboratório. Observe o frasco abaixo e indique qual é a concentração em mol/L desse ácido sulfúrico. (Massa molar do H₂SO₄= 98 g/mol).”

Resolução:

Dados:

d = 1,84 g/cm³
T = 95% = 0,95
MM₁ = 98 g/mol
M = ? mol/L

Primeiro temos que passar a densidade para g/L. Se 1 cm³ = 1 mL e 1000 mL = 1 L, então:  1000 cm³ = 1 L:

1,84 g---------- 1 cm³
x -------------- 1000 cm³
x = 1840 g → d = 1840 g/L

Agora usamos a relação encontrada para descobrir o valor da concentração em mol/L:

MM₁ . M = T . d
M = T . d
        MM₁
M = 0,95 . 1840 g/L
             98 g/mol
M = 1748 g/L
        98 g/mol M = 17,8 mol/L

Fonte: http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/relacoes-entre-tipos-concentracao-das-solucoes.htm