A Química Através dos Tempos

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A Química Através dos Tempos

A Química Através dos Tempos
580 a.C. – Tales de Mileto (624-548 a.C.) é o primeiro sábio a ensaiar uma teoria sobre a matéria, ou sobre as substâncias que via. Especula que a origem de todas elas é a água. Ela seria uma espécie de elemento químico primordial, que poderia sofrer transformações. Surgiriam, assim, muitas substâncias comuns.

50 – O médico grego Pedanius Dioscórides (40?-90?) cria um dos mais extensos catálogos de substâncias, que contém mais de mil extratos vegetais e 600 plantas benéficas à saúde em um trabalho de farmacologia com fins práticos. É com base em trabalhos desse tipo que surgem os conhecimentos da química no futuro.

300 – O sábio Zosimus (240-?), no Egito, publica uma síntese sobre tudo o que se sabia à época a respeito de combinação de substâncias. A maior parte era de fórmulas místicas ou mágicas que não funcionavam, como instruções de como fazer um metal virar outro. Porém, essas experiências permitiam aos pesquisadores aprender a manipular substâncias químicas.

750 – O maior dos alquimistas árabes, Jãbir ibn Hayyãn (721?-815?), ao pesquisar um meio de produzir ouro, purifica o vinagre e obtém as primeiras amostras fortes de ácido acético. Bastante concentradas, elas permitem várias experiências químicas. Como os ácidos são poderosos reagentes químicos, Hayyãn torna-se capaz de provocar transformações em mais substâncias que qualquer outro estudioso da época.

1044 – Livros chineses desse período mostram que os sábios do Oriente já fabricavam pólvora de uma mistura de salitre, carvão vegetal e enxofre. A descoberta chega à Europa provavelmente levada por imigrantes orientais, no início do século XIII. O sábio inglês Roger Bacon (1220?-1292?) menciona a pólvora em 1249.

1300 – O ácido sulfúrico é descoberto por um alquimista árabe de nome ignorado, conhecido na Europa no século XIV como Falso Geber. O novo ácido amplia o número de experiências então possíveis. No mesmo período, o alquimista espanhol Arnau de Villanova (1235?-1312?) aprende a fazer álcool de grande pureza utilizando-se de vinho. Pelo mesmo processo, ele descobre como fazer o brandy, uma bebida forte.

1597 – As experiências dos alquimistas começam a se transformar em pesquisa autenticamente científica com o trabalho do alemão Andreas Libau (1540?-1616). Libavius, como era conhecido, retoma os feitos da alquimia conhecidos até então, mas emprega uma linguagem clara e uma visão crítica, separando o que está testado com segurança do que é incerto ou obscuro.

1661 – O físico e químico irlandês Robert Boyle (1627-1691) publica o livro O Químico Cético, com o qual afirma que as substâncias devem ser estudadas por meio de experiências práticas e que só são corretas as teorias comprovadas por experiências. Por isso, Boyle é considerado o fundador da química, encerrando a era da alquimia.

1788 – Os químicos criam grandes catálogos em que destacam as afinidades das substâncias, isto é, as proporções em que duas ou mais delas se combinam nas reações. Exemplo: 1 litro de oxigênio reage com 2 de hidrogênio para dar 1 litro de água.

1789 – Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794), na França, estabelece uma das leis fundamentais da química, a da conservação das massas. De acordo com ele, o peso total das substâncias que participam de uma reação química nunca se altera: 1 kg de oxigênio e 1 kg de hidrogênio dão 2 kg de água.

1799 – Os elementos químicos sempre formam substâncias em quantidades bem definidas. O autor da descoberta, o francês Joseph-Louis Prout (1754-1826), mostra que para fazer um sal chamado carbonato de cobre é preciso juntar 5 g de cobre, 4 g de oxigênio e 1 g de carbono. Essa combinação resulta em 10 g de sal. Mudando a receita para 6 g de cobre, formam-se os mesmos 10 g de sal e sobra 1 g de cobre.

1800 – No mesmo ano, dois químicos utilizam a corrente elétrica da bateria criada por Alessandro Volta para realizar a decomposição da água em seus componentes: hidrogênio e oxigênio, ambos em forma de gás. O primeiro deles é o inglês William Nicholson (1733-1815), o outro, alguns meses mais tarde, é o alemão Johann Wilhelm Ritter (1776-1810). Essa maneira de decompor a água - ou outras substâncias - se chama eletrólise.

1806 – O francês Louis-Nicholas Vauquelin (1763-1829) descobre o primeiro aminoácido: a asparagina, extraída do aspargo. A importância desse achado é que quase tudo no organismo é feito de proteínas, fabricadas sob as ordens dos genes dentro das células, a partir dos aminoácidos. As proteínas essenciais a todos os seres vivos compreendem uma variedade pequena de aminoácidos.

1827 – O primeiro a fazer uma classificação dos alimentos de acordo com os conceitos da química foi o inglês William Prout (1785-1850). Ele constata que os alimentos podem ser agrupados em três tipos de substâncias, hoje chamadas de carboidratos, gorduras e proteínas.

1852 – Por meio de um estudo sistemático das combinações químicas conhecidas até então, o inglês Edward Frankland (1825-1899) cria o mais completo catálogo de sua época sobre a valência dos elementos químicos. Valência, para ele, é a capacidade de um elemento de combinar-se com outros. Exemplo: o oxigênio tem valência 2 porque se combina com dois hidrogênios para formar água. O catálogo de Frankland abre caminho para importantes descobertas nos anos seguintes.

1856 – O alemão Friedrich August Kekule von Stradonitz (1829-1896) aprofunda o conceito de ligações químicas entre os elementos. Explica que a capacidade de um elemento químico de se ligar a outros se relaciona à força que cada elemento possui de "agarrar" um ou mais elementos iguais ou diferentes dele. Assim, o oxigênio, que tem força para prender dois hidrogênios e formar a água, teria valência 2, e o hidrogênio, 1. Com essa definição de valência, Kekule pôde decifrar as ligações químicas de muitos compostos que ficavam sem explicação até sua época.

1865 – Descoberta da fórmula química do benzeno, uma das mais importantes substâncias orgânicas. O alemão Friedrich Kekule já sabia que o benzeno contém seis átomos de carbono e seis de hidrogênio. Mas, graças a seus estudos sobre as ligações químicas, consegue verificar que os carbonos estão presos uns aos outros na forma de um anel. É a peça que faltava ao quebra-cabeça.

1869 – Os elementos químicos são organizados de acordo com suas propriedades fundamentais, como o peso, a densidade ou a capacidade que cada um tem de se ligar a outros elementos. O resultado é a tabela periódica, montada pelo russo Dmitri Ivanovitch Mendeleev (1834-1907). As vagas existentes na tabela levam Mendeleev a suspeitar da existência de vários elementos ainda desconhecidos que são descobertos nos anos seguintes.

1874 – O físico-químico holandês Jacobus Hendricus Van't Hoff (1852-1911) apresenta moléculas com volume. As primeiras identificadas são formadas por átomos de carbono. Ele aprimora a idéia de que muitas moléculas podem ser tridimensionais. Até então, todas as ligações entre os átomos de uma molécula são apresentadas em duas dimensões.

1877 – O botânico alemão Wilhelm Friedrich Philipp Pfeffer (1845-1920) mostra que as moléculas das substâncias orgânicas, isto é, aquelas encontradas nos organismos vivos, são imensas, constituídas de centenas e até milhares de átomos. Elas são muito maiores que as moléculas inorgânicas, formadas por processos geológicos, meteorológicos, sem ligação com a química da vida. As moléculas inorgânicas geralmente não contêm mais que algumas dezenas de átomos.

Rochas que imitam a vida – A viagem da nave americana Viking, preparada para investigar a existência de algum tipo de vida em Marte, acaba gerando, em 1976, uma descoberta química curiosa. São encontrados no solo marciano resíduos de substâncias que poderiam ter sido criadas pela transformação de oxigênio em gás carbônico. Esse processo é similar ao que ocorre durante a respiração, essencialmente biológico. Surge, então, a esperança de que há, ou houve algum dia, seres no planeta vizinho. Logo em seguida, os químicos da Nasa, a agência espacial americana, percebem que as próprias rochas marcianas passam por reações químicas capazes de transformar oxigênio do solo em gás carbônico. Ou seja, elas imitam o processo da respiração.

1884 – A primeira proposta de que as ligações químicas são feitas por meio de forças elétricas é do então estudante de química sueco Svante August Arrhenius (1859-1927). Ele sugere que o cloro e o sódio, dos quais é feita a molécula do sal de cozinha, o chamado cloreto de sódio, têm cargas elétricas opostas. Os dois elementos se prendem para formar o sal, mas podem ser separados se o sal for dissolvido em água. A idéia só é reconhecida 19 anos depois, quando Arrhenius recebe o Prêmio Nobel.

1916 – Descobre-se de que forma os elétrons são capazes de prender os átomos entre si para dar origem a estruturas maiores, que são as moléculas. Para o químico norte-americano Gilbert Newton Lewis (1875-1946), as ligações entre os dois átomos ocupam, em conjunto, oito elétrons. Um dos átomos pode empenhar apenas um elétron na ligação, mas o outro, então, terá de usar sete elétrons. Se um deles empregar seis, o outro entra com dois, e assim por diante. Com essa descoberta, desvenda-se, nos anos seguintes, um número imenso de estruturas moleculares.

1923 – O químico dinamarquês Johannes Nicolaus Bronsted (1879-1947) cria um conceito claro para diferenciar as substâncias ácidas e básicas. Para ele, ácido é toda substância capaz de liberar um átomo de hidrogênio com carga elétrica positiva; bases, em contraposição, são boas receptoras de hidrogênios positivos. Dessa forma, fica mais claro o conceito de ácido e de base, duas categorias fundamentais de substâncias químicas.

1933 – O bioquímico norte-americano Charles Glen King (1896-1988) determina a primeira estrutura molecular de uma vitamina, a vitamina C. Ele mostra como os átomos se organizam para formar a molécula dessa substância, abrindo caminho para que ela seja sintetizada em laboratório. Nos anos seguintes, muitas outras vitaminas são decifradas.

1940 – Os físicos norte-americanos Edwin Mattison McMillan (1907-) e Phillip Hauge Abelson (1913-) criam o primeiro elemento químico artificial da história, o plutônio. O núcleo desse átomo tem 93 prótons, um a mais que os 92 prótons do núcleo do urânio, o maior que existe. Os prótons são as partículas usadas na construção dos núcleos atômicos. Pela criação do plutônio e de outros átomos artificiais, nos anos seguintes, Abelson ganhou o Prêmio Nobel de Química, junto com outro fabricante de elementos químicos, o norte-americano Glen Theodore Seaborg (1912-).

1944 – Os químicos norte-americanos Robert Burns Woodward (1917-1979) e William von Eggers Doering (1917-) sintetizam, pela primeira vez, a molécula de quinino, um poderoso remédio contra a malária. Woodward torna-se um dos maiores especialistas na montagem de moléculas difíceis. Por esse trabalho recebe o Prêmio Nobel de 1965.

1952 – O bioquímico inglês Frederick Sanger (1918-) demonstra que a molécula da insulina é feita de 50 moléculas menores, chamadas aminoácidos, cada um deles contendo algumas dezenas de átomos. Os aminoácidos, revela Sanger, agrupam-se em duas longas seqüências, e essas, por sua vez, grudam uma na outra para formar a molécula de insulina.

1972 – O químico norte-americano Robert Burns Woodward (1917-1979) sintetiza a vitamina B-12, a de estrutura mais complexa, cuja molécula não é um polímero. Os polímeros são relativamente simples porque, apesar de grandes, eles são feitos de moléculas menores, todas iguais ou parecidas entre si. Então, basta sintetizar essas moléculas e juntar tudo, em seguida, para ter o polímero que se deseja. A vitamina B-12, além de ser grande, não tem partes menores que possam simplesmente unir-se umas às outras. Daí porque Woodward pesquisou mais de dez anos antes de conseguir fabricá-la em laboratório.

1975 – Descobre-se que o sistema nervoso humano (e dos animais em geral) fabrica moléculas que controlam a dor. Mais tarde essas substâncias recebem o nome de endorfina. Elas têm ação muito semelhante à de compostos encontrados na papoula, flor usada na produção da morfina, um poderoso analgésico.

1996 – O físico norte-americano Glen Theodore Seaborg (1912-1999) supera uma barreira que parecia intransponível: descobre a regra de formação dos átomos superpesados, com 114 prótons ou mais. Os prótons são uma das partículas das quais são feitos os núcleos atômicos. Com base em sua experiência, na qual sintetiza um átomo com 114 prótons, torna-se possível a construção de qualquer átomo superpesado.

A hierarquia dos átomos – Os átomos que os cientistas criam no laboratório são artificiais e transitórios. Eles duram frações de segundo e se desintegram. Ou seja, perdem parte de sua massa, e o que resta são átomos comuns. O motivo é que, como seus núcleos são pesados demais, se tornam instáveis. É como se desmoronassem por não conseguir manter juntos todos os seus componentes, os prótons. Assim, não existem átomos com mais de 92 prótons na natureza, que dão origem a 92 elementos químicos: o mais simples é o de hidrogênio, que só tem um próton. O mais complexo, com 92 prótons, é o de urânio.

1999 – Faz-se a primeira imagem da órbita dos elétrons em torno de um núcleo atômico. Seu autor, o físico J.M. Zuo, da Universidade do Arizona, nos Estados Unidos, usa uma técnica, a difração de raios X, e obtém uma radiografia dos elétrons em torno de núcleos do cobre. Como o movimento dessas partículas determina a ligação dos átomos uns aos outros nas moléculas e nos cristais, o feito de Zuo ajuda a resolver umas das questões mais fundamentais da química. É extremamente difícil observar os elétrons porque eles são mais de 1 milhão de vezes menores que 1 mm e giram nos átomos a cerca de 10 milhões km/h.

2001 – A equipe do físico Dmitri Kovalev, da Universidade Técnica de Munique, na Alemanha, descobre o mais poderoso explosivo depois das armas nucleares. Ele libera sete vezes mais energia que o TNT, numa fração de tempo um milhão de vezes mais curta. A base química do explosivo é o elemento silício, encontrado em grãos de areia e usado como matéria-prima dos chips de computador. O silício empregado na experiência tem uma estrutura atômica rara, diferente da que se vê na areia ou nos micros.


Propriedades Funcionais de Ácidos e Bases

Objetivo: Constatar experimentalmente as propriedades funcionais dos ácidos e bases. Utilizar corretamente os indicadores ácido - base mais comuns.

Introdução Teórica:

Propriedades Funcionais dos Ácidos

1) Possuem sabor azedo (sabor ácido)
2) Mantêm incolor uma solução de Fenolftaleína
3) Descoram uma solução básica corada por Fenolftaleína
4) Colorem de vermelho uma solução de metilorange (também chamado de alaranjado de metila.)
5) Tornam amarelo o azul de bromotimol
6) Tornam vermelho o papel de tornassol azul e também o indicador universal
7) Não alteram a cor do papel de tornassol vermelho
8) Ao reagirem com bases, sempre se formam sal e água
Propriedades Funcionais das Bases
1) Colorem uma solução de Fenolftaleína
2) Mantém alaranjada uma solução de Metilorange
3) Mantém azul o azul de bromotimol
4) Tornam azul o papel de tornassol e vermelho e também o papel de indicador universal
5) Mantém azul o papel de tornassol azul
6) Ao reagirem com ácidos, sempre há a formação de sal e água.
A reação entre ácido e base é chamada de “reação de neutralização” ou de “reação de salificação”.
Ácido + Base
®
Sal + H2O
HR + MOH
®
MR + HOH
onde R é o ânion do ácido e M é o cátion da base.
Indicadores Ácido - Base
Indicadores Ácido - base são substâncias cujas cores podem sofrer determinadas alterações quando colocadas em meio ácido ou em meio alcalino (“básico”). Os indicadores ácido base mais importantes são: Fenolftaleína, Metilorange, Azul de Bromotimol, Papel de tornassol azul, Papel de tornassol vermelho e Papel indicador universal.


Ácido
Definição. Os critérios inicialmente usados para caracterizar os ácidos baseavam-se nas propriedades de suas soluções aquosas. Dizia-se que ácidos eram substâncias que apresentavam sabor azedo ou ácido e produziam mudança de cor dos indicadores. Evidentemente, essas propriedades não são completas nem específicas, pois outras substâncias podem também apresentá-las. Com o passar do tempo, foram estabelecidos conceitos mais definidos para a caracterização dos ácidos, tais como o de Arrhenius, o de Brönsted-Lowry e o de Lewis.

Desde os tempos dos alquimistas, observou-se que certas substâncias apresentavam comportamentos peculiares quando dissolvidos na água. Entre tais propriedades destacavam-se o sabor, semelhante ao do vinagre; a facilidade de atacar os metais, dando origem a um gás inflamável; e o fato de produzirem espuma quando em contato com calcários. Essas substâncias foram denominadas ácidos.

Na segunda metade do século XIX, Arrhenius definiu ácido como um composto que, dissolvido em água, libera íons hidrogênio. Essa definição, no entanto, tem sua aplicação limitada às soluções aquosas. Para superar essa restrição, o químico dinamarquês Johannes M. Nicolaus Brönsted e o inglês Thomas Lowry elaboraram a teoria protônica, segundo a qual ácido seria toda substância íon ou molécula capaz de doar prótons, partícula subatômica de carga positiva. Essa teoria pode aplicar-se a qualquer tipo de solvente, e não somente à água, como no caso do critério de Arrhenius.

Baseando-se em critérios distintos, o americano Gilbert Lewis definiu ácido como uma substância que pode aceitar um par de elétrons, partículas subatômicas de carga negativa, que giram em torno do núcleo atômico.

Alguns átomos apresentam maior tendência a ceder elétrons e se convertem em íons positivos ou cátions, enquanto outros tendem a aceitar pares de elétrons, e se convertem em íons negativos ou ânions. Em toda reação química ocorre esse processo simultâneo de doação e recebimento de elétrons, no qual Lewis se baseou para formular sua teoria.

Propriedades. Os ácidos possuem sabor azedo ou cáustico, facilmente identificado em frutas cítricas, como limão, laranja e maçã. Têm a capacidade de alterar a cor de certas substâncias orgânicas, denominadas indicadores. Assim, em presença de solução aquosa ácida, o papel azul de tornassol passa para vermelho; o papel vermelho-do-congo passa para azul e uma solução básica de fenolftaleína passa de vermelho para incolor. Em soluções aquosas diluídas, os ácidos são bons condutores de eletricidade.

Os ácidos apresentam, em solução aquosa, diferentes graus de ionização, isto é, uma relação variável entre o número de moléculas ionizadas e o de moléculas dissolvidas. Dessa forma, por meio do valor da constante de ionização, pode-se medir a força de um ácido. Quanto mais elevado for o valor dessa constante, maior será a força do ácido e maior a concentração de íons hidrogênio.

Outro artifício utilizado para avaliar o poder dos ácidos é o conceito de pH. Definido como o logaritmo negativo da concentração de íons hidrogênio em solução aquosa, o pH varia entre zero e 14. Todos os ácidos apresentam pH entre zero e 7, sendo que, quanto menor esse valor, mais elevada é a força do ácido.

Além disso, os ácidos reagem com os metais colocados acima do hidrogênio na série de atividade dos metais ou na tabela de potenciais de oxidação, liberando hidrogênio e formando o sal correspondente.
Por outro lado, os ácidos oxidantes, isto é, aqueles cujos íons negativos têm capacidade de realizar reações de oxidação, não libertam hidrogênio e reagem até com os metais abaixo do hidrogênio na tabela de potenciais.

Os ácidos reagem com os óxidos (exceto os neutros e os anidridos) formando sais e água, e com os carbonatos e bicarbonatos desprendendo CO2. Os ácidos reagem com as bases, formando sais e água. Daí dizer-se que a reação de ácidos com bases é de salificação (devido à formação de sal) ou de neutralização (devido à anulação do caráter básico da solução), tornando o meio neutro.

Nomenclatura. A denominação dos ácidos obedece aos seguintes princípios: nos hidrácidos, à palavra "ácido" segue-se o nome do elemento ou radical eletronegativo, com o sufixo "ídrico": HCL, ácido clorídrico; HCN, ácido cianídrico; H2S, ácido sulfídrico etc. Nos oxiácidos, à palavra "ácido" segue-se o nome do radical eletronegativo com a terminação "ico": H2CO3, ácido carbônico; HCNO, ácido ciânico etc.

Quando um mesmo elemento forma dois oxiácidos, usa-se o sufixo "oso" para o menos oxigenado: HNO2, ácido nitroso; HNO3, ácido nítrico. Numa série de oxiácidos de um mesmo elemento, usa-se o prefixo "hipo" e o sufixo "oso" para o ácido menos oxigenado, e o prefixo "per" e a desinência "ico" para o mais oxigenado: HClO, ácido hipocloroso, HClO3, ácido clórico; HClO4, ácido perclórico.

A nomenclatura oficial UIQPA (União Internacional de Química Pura e Aplicada) consiste em substituir o "o" do hidrocarboneto correspondente pelo sufixo "óico". Nos ácidos ramificados, a cadeia principal é a mais longa que contenha o grupamento funcional (-COOH), ponto a partir do qual a cadeia é numerada. Os átomos  de carbono da cadeia principal podem também ser designados por letras: o carbono de carboxila é ômega, e os seguintes, alfa, beta, gama etc.

Tipos de ácidos. Os ácidos se dividem fundamentalmente em orgânicos e inorgânicos ou minerais. Os ácidos orgânicos são compostos  que contêm em sua estrutura o grupamento carboxila, composto por um átomo de carbono ligado a um átomo de oxigênio por ligação dupla e a um grupo de hidroxila, por ligação simples. Entre os milhares de ácidos orgânicos conhecidos, alguns são de enorme importância para o homem.

O ácido fórmico, primitivamente obtido de certa espécie de formiga, é atualmente produzido a partir da reação do monóxido de carbono com hidróxido de sódio sob pressão (sete atmosferas), na temperatura de 120 a 150o C, obtendo-se formiato de sódio, que, tratado por ácidos minerais, libera o ácido fórmico. É usado em corantes de tecidos, para formar a solução ácida, sendo que, no final do processo, o ácido que fica na fazenda se evapora. Preferido para a coagulação do látex de borracha, é também usado na neutralização da cal, que é empregada no processamento do couro.

O ácido acético, o mais importante dos ácidos carboxílicos, forma-se a partir de soluções diluídas de etanol por ação de microrganismos, sendo esse o processo de preparação de vinagre de vinho; é utilizado em grandes quantidades como solvente e como meio não aquoso, em reações. Tem também uso importante na neutralização ou acidulação, quando não são aplicáveis ácidos minerais (por exemplo, no processamento de filmes e papéis fotográficos).

Os ácidos graxos, presentes nas gorduras animais e vegetais, ocorrem, normalmente, combinados com glicerina ou glicerol, sob a forma de triésteres chamados glicerídeos, dos quais são obtidos por saponificação. São utilizados na produção industrial de ceras, cosméticos e pinturas.

Os ácidos inorgânicos são de origem mineral e dividem-se em hidrácidos, quando não apresentam oxigênio em sua combinação, e oxiácidos, quando esse átomo faz parte de sua estrutura. Entre eles, os mais utilizados industrialmente são o ácido clorídrico, o nítrico, o fosfórico e o sulfúrico. O ácido clorídrico ou cloreto de hidrogênio é um gás incolor, de odor irritante e tóxico. Tem ponto de fusão -112o C e de ebulição -83,7o C. É muito solúvel em água, solução chamada de ácido clorídrico. Ácido forte é quase totalmente ionizado, e emprega-se na síntese de diversos compostos orgânicos de interesse.

O ácido nítrico é um líquido incolor, de cheiro irritante e tóxico; tem ponto de ebulição 86o C e ponto de fusão -41,3o C. É miscível com a água em todas as proporções. Suas soluções aquosas são incolores, mas se decompõem com o tempo, sob a ação da luz. É utilizado como matéria-prima na indústria de plásticos, fertilizantes, explosivos e corantes.

O ácido ortofosfórico é um sólido incolor, muito higroscópico e muito solúvel em água. Aplica-se na indústria de fertilizantes, nos processos de estamparia nas indústrias têxteis e na síntese de inúmeros compostos de interesse.

O ácido sulfúrico é um líquido oleoso, com densidade de 1,84g/cm3. Tem ponto de fusão de 10o C e de ebulição de 338o C. Embora muito estável quando aquecido, sua solução diluída perde água, gradualmente, com o aquecimento. Durante o aquecimento, o ácido puro perde SO3. É utilizado como matéria-prima na produção do sulfato de amônio, intermediário da elaboração de fertilizantes, de detergentes, explosivos, pigmentos e corantes, entre outros produtos.

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