11ª Classe

O PROFESOR: NOÉ ANTÓNIO

Namibe/2020
 Instituto Médio Politécnico do Namibe Nº55

“PASCOAL LUVUALU”

QUÍMICA -11ª Classe

Professor: Noé António

ÍNDICE

Unidade #5- EQUILÍBRIO DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO .............................................. 1

5.1. As reações de oxidação e redução .................................................................. 3

5.2- ELECTROQUÍMICA ................................................................................................ 13

Unidade # 6- ESTADO FÍSICO DAS SUBSTÂNCIAS ................................................ 19

6.1. ESTADOS FÍSICOS ............................................................................................... 20

6.2. MUDANÇAS DE ESTADO FÍSICO .................................................................. 24

6.3. DIAGRAMA DE MUDANÇA DE ESTADO FÍSICO ..................................... 29

Unidade #7- QUÍMICA ORGÂNICA ............................................................................. 29

7.1. INTRODUÇÃO A QUÍMICA ORGÂNICA ..................................................... 32

Hibridação sp3: ................................................................................................................ 37

Hibridação sp2: ................................................................................................................ 38

Hibridação sp: .................................................................................................................. 38

A - ÁLCOOIS PRIMÁRIOS ............................................................................................ 63

B - ÁLCOOIS SECUNDÁRIOS ...................................................................................... 63

C - ÁLCOOIS TERCIÁRIOS ............................................................................................ 64

QUEM SÃO AS BIOMOLÉCULAS? ........................................................................... 73

unidade#8- Polímeros e materiais poliméricos ...................................................... 76

i
Vantagens e desvantagens dos plásticos face a outros materiais .................. 80

APLICAÇÕES DOS POLÍMEROS E POLÍMEROS PARA FINS ESPECÍFICOS ..... 81

Termoplásticos e plásticos termofíxos ....................................................................... 82

POLÍMEROS NATURAIS, ARTIFICIAIS E SINTÉTICOS ............................................. 83

Unidade # 9- Ligas metálicas, materiais cerâmicos e compósitos .................. 84

Tipos e exemplos ............................................................................................................ 89

8.1. Ligas metálicas e suas aplicações ................................................................. 90

8.2. Materiais cerâmicos e compósitos ............................................................... 97

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS .................................................................................. 100

ii
UNIDADE #5- EQUILÍBRIO DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO

Nesta unidade “Equilíbrio de Oxidação-Redução”, pretende abordar as

reacções de oxidação-redução com uma certa profundidade, já que a sua

compreensão é necessária para a interpretação dos fenómenos que nos

mantêm vivos, que ocorrem no quotidiano, na natureza e na indústria.

Objectivos da Aprendizagem de Reacções de oxidação-redução

Perspectiva histórica dos conceitos de oxidação-redução:

 Situar, cronologicamente, a evolução conceptual dos termos oxidação

e redução

Estados de oxidação e Tabela periódica:

 Interpretar uma reacção de oxidação-redução simples (metal+catião

metálico), em termos de transferência de electrões;

 Reconhecer que a oxidação envolve a cedência de electrões e que a

redução envolve o ganho de electrões;

 Atribuir estados de oxidação aos elementos, em substâncias simples

e compostas, a partir do “número de oxidação”;

 Associar o “número de oxidação” de um elemento constituinte de

um ião monoatómico ao valor da carga eléctrica do mesmo;

 Associar “número de oxidação” de um elemento, num dado estado,

à carga que um átomo desse elemento adquiria se os electrões, em

1
 cada ligação covalente, fossem atribuídos, aos átomos mais

electronegativos;

 Associar o número de oxidação 0 (zero) aos elementos quando

constituintes de substâncias elementares e um número diferente de

zero quando constituinte de substâncias compostas;

 Identificar os números de oxidação dos elementos hidrogénio,

oxigénio, metais dos grupos 1 e 2 da Tabela Periódica;

Regras para a determinação dos números de oxidação:

 Aplicar regras na determinação de números de oxidação,

nomeadamente o princípio da electro- neutralidade.

 Enumerar alguns elementos que podem apresentar diferentes

estados de oxidação: Fe, Cu, Mn, Cr, Ni,…

Espécie oxidada ou redutor e espécie reduzida ou oxidante:

 Identificar, numa reacção de oxidação – redução, a espécie oxidada

e a espécie reduzida;

 Associar espécie reduzida ou oxidante como aquela que diminui o

seu número de oxidação e espécie oxidada ou redutor como a que

aumenta o seu número de oxidação numa reacção de oxidação-

redução;

Semi-reacção de oxidação e semi-equação de redução:

2
  Identificar, numa equação de oxidação – redução, a semi-equação

de oxidação e a semi-equação de redução;

Escrita e acerto de equações de oxidação-redução:

 Reconhecer que, no acerto de equações de oxidação-redução, o

número total de electrões cedidos na oxidação tem de ser igual ao

número total de electrões aceites na redução;

 Acertar equações de oxidação-redução, em meio ácido e em meio

alcalino pelo “método misto”;

Pares conjugados de oxidação-redução:

 Identificar numa reacção de oxidação-redução os pares

conjugados oxidação-redução;

Reacção de dismutação:

 Associar dismutação a uma reacção de oxidação – redução em que

o mesmo elemento é simultaneamente o oxidante e o redutor;

 Reconhecer que algumas espécies químicas podem comportar-se

como espécie oxidada ou como espécie reduzida consoante a

outra espécie com quem reage;

5.1. AS REAÇÕES DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO

Também chamadas de reações redox, são fenômenos muito frequentes no

nosso cotidiano. Como exemplo, temos:

3
  Um material sofrendo combustão (queima);

 O processo de enferrujamento do ferro;

 A queima (combustão) de combustíveis nos veículos;

 Quando se descolore o cabelo com água oxigenada;

O funcionamento de pilhas e baterias, que movimentam as calculadoras,

carros, brinquedos, rádios, televisões e muitas outras coisas. Como definição

temos:

 Oxidação é a perda de elétrons;

 Redução é o ganho de elétrons.

 Reações de Oxirredução é quando há transferência de elétrons.

Observando a estrutura da matéria, as reações de oxidação e redução

envolvem a transferência de elétrons entre os átomos. Contudo, sabe-se que

a oxidação e a redução ocorrem juntas na mesma reação química. Como

exemplo deste fenômeno temos:

 Magnésio (Mg) sofrendo oxidação (perdendo 2 elétrons)

 Oxigênio (O) sofrendo redução (ganhando 2 elétrons).

4
Outro exemplo é introduzirmos um fio de zinco (Zn) em uma solução aquosa

desulfato de cobre (CuSO4).

Verificamos, após certo tempo, que ocorre a formação de um depósito de

cobre e que a solução aos poucos, vai deixando de ser azul, que é

característica dos íons Cu2+.

2+ 2+
Zn(s)+ Cu (aq)  Zn (aq) + Cu(s)

Podemos representar a reação pela seguinte equação química:

+2 +2
Zn + Cu → Zn + Cu
(s) (aq) (aq) (s)

Assim, temos as seguintes semirreações:

 Semirreação de Oxidação:

+2
Zn → Zn + 2 elétrons
(s) (aq)

 Semirreação de Redução:

+2
Cu + 2 elétrons → Cu
(aq) (s)

Oxidante: é a espécie química que numa reacção química, capta electrões,

reduzindo-se:

Redutor: é a espécie química que numa reacção química, cede electrões.

5.1.1. Conceito de número de oxidação e sua determinação

O número de oxidação ajuda-nos a entender como os electrões estão

distribuídos entre os átomos que participam de um composto iónico ou de

5
uma molécula. Nos compostos iónicos, o Nox corresponde a própria carga

do ião. Ou seja o número de electrões que o átomo perdeu ou ganhou.

Número de Oxidação (Nox): é a carga que um átomo desse elemento

adquiri se os electrões, em cada ligação, fossem atribuídos aos átomos mais

electronegativos. Ex:

No HCℓ (ácido clorídrico)

+1
H : Nox = +1
-1
Cℓ : Nox =-1

Nota: Nos compostos covalentes, não há um átomo que perca e outro que

ganhe elétrons, já que os átomos estão apenas compartilhando elétrons.

Entretanto, podemos estender o conceito de número de oxidação também

para os compostos covalentes

Por exemplo: No ácido clorídrico (HCℓ), o cloro é mais eletronegativo que o

hidrogênio e, em consequência, atrai o par eletrônico covalente para o seu

lado. Se os eletrões da ligação fossem atribuídos aos átomos mais

electronegativos viria:

6
5.1.2. Regras para a determinar o número de oxidação (Nox) dos
elementos

1ª O número de oxidação de um elemento no estado livre é sempre zero,

qualquer que seja o forma em que se apresenta:O2, O3, P4, S8, Cgraf, Cdiam

2ª Nos compostos mais vulgares, alguns elementos têm o Nox característico(

apontam-se algumas excepções:

O Nox do elemento hidrogênio (H), nas substâncias compostas, é

geralmente +1.

HBr H2SO4 C6H12O6

Nox: +1 +1 +1

Quando o hidrogênio estiver ligado a metal, formando hidretos metálicos,

seu Nox é -1 .

NaH CaH2

Nox: –1 –1

O Nox do elemento oxigênio (O), na maioria dos seus compostos, é-2.

CO H2O H2SO4 C6H12O6

Nox: –2 –2 –2 –2

7
No composto fluoreto de oxigênio (OF2), como o flúor é mais eletronegativo,

o Nox do oxigênio é + 2:

OF2

Nox: +2

Nos peróxidos (O2)2–, o Nox do oxigênio é -1.

-O Nox dos metais alcalinos é igual a +1 e

dos metais alcalinos terrosos é +2

3ª A soma algébrica dos números de oxidação de todos os átomos numa

molécula neutra é igual a zero.( Regra da neutralidade).

E se se tratar de um ião, essa soma é igual a carga do ião:

Ex:Determinação do Nox do fósforo (P) no H3PO4:

H3 P O4
H →Nox = +1
3.( + 1 ) + X + 4.( - 2 ) = 0
P →Nox = X X=+5

O →Nox = -2

8
Num ião composto, o somatório dos Nox é igual à carga do ião

Ex: Determinação do Nox do fósforo (P) no P2O7- 4 :

P →Nox = x P2 O7
4-

2.X + 7.( - 2 ) = - 4
O →Nox = - 2 X = + 5 (Nox do P).

Exercícios de aplicação

1- Determina o número de oxidação dos elementos sublinhados nos

seguintes compostos ou iões:

a) H3PO4

b) Na2CO3

c) H2P2O72-

2- Indique os oxidantes e os redutores nas seguintes equeções e escreve

separadamente as equações de elétrodo:

a) Zn + 2H+ Zn2+ + H2

b) Cl2 + Cu Cu2++ Cl-

c) Fe + Cu2+ Fe2++ Cu

5.1.3. Acerto de equações de oxidação-redução

Uma equação de oxidação-redução, como qualquer outra equação química,

deve estar certa quanto as massas e quanto as cargas. São vulgarmente

citados dois métodos clássicos de acerto de equação redox. Que são:

a) Método de ião-electrão

9
 b) Método da variação do Nox

Porém, ambos métodos são deficientes, necessitando de um acerto no

número de tentativas para acerto das massas, pelo que seguiremos um

método que é uma mistura dos dois métodos clássicos citados,

denominados métodos mistos.

O acerto afectua-se seguindo os passos:

1º Passo: Verificar quais os elementos cujos números de oxidação sofrem

variação, isto é, qual sofre oxidação e qual sofre redução.

2ºPasso: Escrever separadamente as semi - equações que traduzem a

redução do oxidante e a oxidação do redutor, isto é, as equações de

elétrodo.

3ºPasso: Acertar as massas dos elementos que sofrem oxidação ou redução

nas respectivas equações de elétrodo.

4ºPasso: Fazer o balanço de electrões, baseado na variação dos números de

oxidação.

5ºPasso: Conforme o meio, ácido ou básico, acertam-se as equações de

elétrodo quanto a carga por adição do número adequado de partículas de

H+ ou HO- respectivamente, ao membro conveniente:

HO- no membro oposto ao que contém os eletrões, para contrabalançar a

carga negativa; H+ no outro membro, pela mesma razão.

10
6ºPasso: Acertar as equações de elétrodo, quanto as massas (átomos de

oxigénio e hidrogénio) por adição de moléculas de água.

Nota: H2O é adicionada ao membro oposto a H+ e o HO- no caso das

reacções em meio alcalino.

7ºPasso: Acertar as duas equações de elétrodo, multiplicam-se por factores

de modo a igualar o número de electrões em jogo em cada equação,

seguidamente, somam-se as duas semi- equações membro a membro e

reduzem-se os termos semelhantes:

Ex: Acerta as seguintes equações de oxidação-redução

a) H2O2 + I- H2O + I2 (meio ácido)

b) Br2 𝐵𝑟𝑂3− + 𝐵𝑟 − (meio alcalino)

Resolução

a) H2O2 + 𝐼− H2O + I2 (meio ácido)

-1 Oxidação
0
-
Redução 0
-1 -2

- 1

11
 Equação do oxidante: H2O2 + 2e- 2H2O

Equação do Redutor:2𝐼 − 𝐼2 + 2𝑒 −

𝐻2 𝑂2 + 2𝑒 − +2𝐻 + 2𝐻2 𝑂

2𝐼 − 𝐼2 + 2𝑒 −

𝐻2 𝑂2 +2𝐼 − + 2𝐻 + 2𝐻2 𝑂 + 𝐼2

Verificação:

1ºMembro 2ºMembro
Carga:-2+2=0 Carga:0
Hidrogénio: 4 Hidrogénio: 4
Oxigénio: 2 Oxigénio: 2
Iodo: 2 Iodo: 2

a) Br2𝐵𝑟𝑂3− + 𝐵𝑟 − ( meio alcalino)

0 +5 -1

Eq. Redutora:Br2 2𝐵𝑟𝑂3− + 10𝑒 −

Eq. Oxidante:𝐵𝑟2 + 2𝑒 − 𝐵𝑟 −

(x1 )
𝐵𝑟2 + 12𝐻𝑂− 2𝐵𝑟𝑂3− + 6𝐻2 𝑂 + 10𝑒 −

(x5) 𝐵𝑟2 + 2𝑒 − 2𝐵𝑟 −

𝐵𝑟2 + 12𝐻𝑂− 2𝐵𝑟𝑂3− + 6𝐻2 𝑂 + 10𝑒 −

5𝐵𝑟2 + 10𝑒 − 10𝐵𝑟 −

6𝐵𝑟2 + 12𝐻𝑂 − 2𝐵𝑟𝑂3− + 10𝐵𝑟 − + 6𝐻2 𝑂

12
Simplificando a equação

3𝐵𝑟2 + 6𝐻𝑂− 2𝐵𝑟𝑂3− + 5𝐵𝑟 − + 3𝐻2 𝑂

Verificação

1ºMembro 2ºMembro
Carga:-6 Carga: -1-5 = -6
Bromo: 3 x 2 = 6 1+5= 6
Hidrogénio: 3x2=2
Oxigénio: 2 3 +3= 2

EXERCÍCIOS DE APLICAÇÃO

1- Acerte as seguintes equações de oxidação-redução

a) 𝐶𝑢 + 𝑁𝑂3− 𝐶𝑢2+ + 𝑁𝑂2 (𝑚𝑒𝑖𝑜 á𝑐𝑖𝑑𝑜)

b) 𝐶4 𝐻8 + 𝑀𝑛𝑂4− 𝐶𝐻3 − 𝐶𝑂𝑂𝐻 + 𝑀𝑛2+ ( 𝑚𝑒𝑖𝑜 á𝑐𝑖𝑑𝑜)

c) 𝑀𝑛𝑂42− 𝑀𝑛𝑂2 + 𝑀𝑛𝑂4− ( 𝑚𝑒𝑖𝑜 𝑎𝑙𝑐𝑎𝑙𝑖𝑛𝑜)

5.2- ELECTROQUÍMICA

Através do tema organizador desta extensão, “Electroquímica”, pretende-

se a abordagem da aplicação das reacções de oxidação-redução em duas

vertentes: a produção de corrente eléctrica em células voltaicas e nas

modernas células recarregáveis e de combustível. Ainda, numa outra

vertente, pretende-se interpretar a electrólise como uma reacção de

oxidação provocada, bem como os processos industriais/naturais em que

ocorre uma electrólise.

5.2.1 Células electroquímicas

13
1.1. Perspectiva histórica

 Situar, cronologicamente, a construção das primeiras “pilhas”: de

Volta, de Galvani e de Daniell

 Associar Electroquímica ao ramo da Química que investiga reacções

espontâneas de oxidação-redução com a finalidade de produzir uma

corrente eléctrica e o uso de corrente eléctrica para provocar reacções

não espontâneas de oxidação-redução

1.2. Constituição de um elemento de pilha

 Identificar os principais componentes de uma célula

electroquímica: eléctrodos, soluções de electrólitos, e ponte salina

1.3. Reacções de eléctrodo e representação esquemática do elemento de

pilha

 Reconhecer que numa célula electroquímica ocorre uma reacção

de oxidação-redução, mas com os reagentes separados

 Identificar o cátodo como o eléctrodo onde ocorre a semi-reacção

de redução e o ânodo como o eléctrodo onde ocorre a semi-

reacção de oxidação

 Descrever o sentido do fluxo de electrões no circuito que liga os

dois eléctrodos e o sentido do fluxo dos iões nos electrólitos e na

ponte salina

14
  Interpretar que numa célula electroquímica se produz uma

corrente eléctrica, ou seja, que há produção de energia eléctrica à

custa de reacções de oxidação-redução

 Associar o sentido da corrente eléctrica ao sentido contrário ao dos

electrões no circuito que liga os dois eléctrodos

 Identificar os componentes de uma célula electroquímica a partir

da sua representação esquemática.

ELECTROQUÍMICA: A electroquímica é a parte da Química que estuda não

só os fenómenos envolvidos na produção da corrente eléctrica a partir da

transferência de electrões ocorrida em reacções de oxidação-redução, mas

também a utilização de corrente eléctrica na produção dessas reações.

Pilhas e baterias: são dispositivos nos quais uma reação espontânea de

oxidação-redução produz corrente eléctrica.

Os primeiros estudos de electroquímica foram realizados cerca de 1780 por

Luigi Galvani e Alessandro Volta (1745-1827). A primeira pilha eléctrica foi

criada em 1800 pelo cientista italiano Alessandro Volta, em que chapas de

Zinco e Cobre foram intercaladamente empilhadas em série, sendo

separadas entre si por algodão (papel) embebido em ácido sulfúrico

(Electrólito). Por este motivo, este tipo de dispositivo também é designado

como pilha galvânica ou voltaica. As duas placas, de zinco e cobre, chamadas

15
eléctrodos (do grego, percurso eléctrico) e por algodão embebido em

solução eletrolítica, ou seja, que conduz corrente eléctrica, conclui-se que

cada conjunto de placas e algodão formam uma célula ou cela electrolítica.

Nessa cela, os electrões fluem da lâmina de zinco (Zn) para as de cobre (Cu),

mantendo a lâmpada acesa durante um pequeno intervalo de tempo.

Célula Electroquímica: É um dispositivo utilizado nas reacções de oxidação-

redução para produzir a interconversão de energia química e eléctrica.

Células Electroquímicas

Células Galvânicas Células Electrolíticas

A energia química é
A energia eléctrica é convertida em
convertida em energia
energia química
eléctrica

16
Célula galvânica: As células galvânicas ou voltaicas são dispositivos em que

se produz electricidade a partir de uma reacção redox espontânea,

ocorrendo o fluxo de electrões por um circuito exterior.

Essa descoberta foi aperfeiçoada em 1836 pelo químico e

meteorologista inglês John Frederick Daniell (1790-1845), que dividiu a cela

electrolítica sua pilha em duas partes(duas semi-celas).

Na pilha de Daniell, os dois eléctrodos metálicos eram unidos

externamente por u fio condutor e as duas semi-celas eram unidas por uma

ponte salina contendo uma solução saturada de K2SO4(aq).

O tubo em U invertido é a ponte salina. Contém uma solução de KCl que

proporciona um meio electricamente condutor entre as duas soluções.

Uma barra de zinco é mergulhada na solução de ZnSO4 e uma barra de

cobre é mergulhada na solução de CuSO4 . Estas barras são chamadas

eléctrodos.

O eléctrodo onde ocorre a oxidação é o ânodo.

O eléctrodo onde ocorre a redução é o cátodo

As reacções de oxidação e de redução nos eléctrodos são as seguintes:

Zn eléctrodo (ânodo) : Zn(s) → Zn2+ (aq) + 2e-

semi- reacção de oxidação

Cu eléctrodo (cátodo): Cu2+ (aq) + 2e- → Cu (s)

17
semi- reacção de redução

Os electrões fluem no circuito exterior do eléctrodo de Zn (ânodo) para o

eléctrodo de Cu (cátodo). Os electrões por apresentarem carga negativa,

migram para o eléctrodo positivo (polo positivo), que nesse caso é a lâmina

de cobre.

A equação global dos processos ocorridos nessa pilha, pode ser obtida pela

soma das duas semi-reações.

Ânodo: Zn(s) Zn2+(aq) + 2e─

Câtodo: Cu2+(aq) +2e─ Cu(s)

Equação global: Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)

Oficialmente, por convenção mundial, as pilhas são representadas da

seguinte maneira:

Ânodo Câtodo

oxidação redução

ponte salina

A AX+ + Xe─ BX+ + 2e─ B

18
 Usando essa notação, a pilha estudada pode ser representada por:

Zn/zn2+ // Cu2+/Cu

Exercício de aprendizagem

Escreva a equação da pilha para a seguinte reação:

Cu(s) + 2Ag+(aq) Cu2+(aq) + 2Ag(s)

UNIDADE # 6- ESTADO FÍSICO DAS SUBSTÂNCIAS

Este módulo divide-se em duas partes principais: a primeira, relativa ao

estado físico das substâncias e interacções moleculares, onde se procura

interpretar a relação entre o estado físico de alguns materiais e a intensidade

das interacções moleculares nesses mesmos materiais e a segunda, em que

se procura interpretar o comportamento dos gases considerados ideais.

19
Objectivos de aprendizagem

1.1. O que são e como se caracterizam

 Distinguir entre interacções “intermoleculares” e

“intramoleculares”

 Associar interacção molecular às interacções atractivas/repulsivas de

van der Waals de natureza electrostática, que se estabelece entre

moléculas vizinhas em sólidos líquidos e gases

1.2. Variáveis de estado: pressão, temperatura, volume e quantidade de

substância

 Concluir que, para interpretar o comportamento dos gases, é

necessário saber como se relacionam as quatro variáveis pressão (P),

volume (V), temperatura (T) e quantidade de substância (n)

 Interpretar o estado físico das substâncias flúor, cloro, bromo e iodo,

em termos da intensidade das forças de London.

 Relacionar algumas propriedades físicas das substâncias como ponto

de fusão, ponto de ebulição, solubilidade em água ou noutros

solventes, como resultado da intensidade das acções

intermoleculares.

6.1. ESTADOS FÍSICOS

Toda matéria é constituída de pequenas partículas e, dependendo do maior

ou menor grau de agregação entre elas, pode ser encontrada em três

20
estados físicos: sólido, líquido e gasoso. Cada um dos três estados de

agregação apresenta características próprias — como o volume, a densidade

e a forma —, que podem ser alteradas pela variação de temperatura

(aquecimento ou resfriamento).

Quando uma substância muda de estado, sofre alterações nas suas

características macroscópicas (volume, forma etc.) e microscópicas (arranjo

das partículas), não havendo, contudo, alteração em sua composição.

Estados físicos da matéria ou fases são as diferentes formas de como uma

substância pode se apresentar no espaço.

Os principais são: Sólidos, líquidos e gasosos.

Sólido Líquido Vapor

SÓLIDO: É quando os átomos das moléculas constituintes da matéria estão

em um estado de agitação baixo, podendo ser concentrados mais átomos

em um mesmo espaço físico. Possui forma e volume fixos.

A força de atração é maior que a força de repulsão entre suas moléculas

21
 Sólido

Ex.: Bola de bilhar.

Por exemplo, a bola de bilhar, pode ser colocada em qualquer tipo de

recipiente que ela não tomará a forma do recipiente, e o seu volume não vai

aumentar ou diminuir.

Imagem: Stanton
McCandish / GNU Free
Documentation License.

LÍQUIDO: Ocorre quando as moléculas já estão um pouco mais dispersas em

relação à mesma matéria no estado sólido. Substâncias no estado líquido

têm volume fixo, porém a sua forma pode variar.

22
 Líquido

A força de atração é aproximadamente igual à força de repulsão entre suas

moléculas

Ex.: Água.

Por exemplo, a água, se estiver em um copo, toma a forma do copo, se estiver

na jarra, fica na forma da jarra.

VAPOR: Acontece quando as partículas que formam a matéria estão

bastante afastadas, dispersas no espaço. Por isso, elas podem ter a forma e

o volume variáveis.
/
Imagem:

domínio
público.
Jlpons

23
A força de atração é menor que a força de repulsão entre suas moléculas

Por exemplo, o oxigênio pode ser comprimido dentro de um cilindro e tomar

a forma desse cilindro.

6.2. MUDANÇAS DE ESTADO FÍSICO

A influência de fatores externos como Pressão e Temperatura fazem a

matéria se apresentar ora em um, ora em outro estado físico.

As mudanças de um estado físico para outro recebem denominações

específicas...

Ex: Água coexistindo nos três estados físicos.

24
Mudanças de Estado Físico

Absorvem calor
(transformações
endotérmicas)

Vapor ou gás
Fusão Vaporização
Sólido (ordem) Líquido (desordem)

Condensação
Solidificação
(Liquefação)
Sublimação

Liberam calor
(transformações
exotérmicas)

Características Importantes nas Mudanças de Estado Físico

Ponto de Fusão/Solidificação

• Ponto de Fusão (PF): é a temperatura em que uma substância muda

do estado sólido para o estado líquido.

• Quando um sólido é aquecido, a sua temperatura vai aumentando e,

algum tempo depois, ocorre a passagem do estado sólido para o

estado líquido, ou seja, a fusão.

25
• Se o sólido é uma substância pura, e apenas nesta situação, enquanto

ocorre a fusão a temperatura não vária, sendo o calor fornecido

aproveitado pela substância para mudar de estado físico.

• A temperatura à qual ocorre a fusão de uma substância sólida chama-

se ponto de fusão, p.f.

 Ponto de Solidificação (PS): corresponde ao processo inverso,

embora as temperaturas sejam equivalentes.

26
 • Inversamente, quando se arrefece um líquido, a temperatura vai

diminuindo até que ocorre a passagem do estado líquido para o

sólido, isto é, a solidificação.

• Se o líquido é uma substância pura, durante a solidificação a

temperatura não varia.

• A temperatura à qual ocorre a solidificação de uma substância líquida

chama-se ponto de solidificação,

Obs: O PF e o PS são obtidos em uma dada pressão. Quando esta não é

citada, considera-se a pressão atmosférica

6.1.1. PONTO DE EBULIÇÃO/LIQUEFAÇÃO

Ponto de Ebulição (PE): a temperatura em que uma substância muda do

estado líquido para o estado de vapor.

• Quando se aquece um líquido, a sua temperatura vai aumentando

e, em dado instante, inicia-se a passagem do estado líquido ao

estado gasoso, ou seja, a ebulição.

• Se o líquido é uma substância pura, durante a ebulição a

temperatura não vária, pois o calor fornecido é aproveitado pela

substância para mudar de estado físico.

• A temperatura à qual ocorre a ebulição de uma substância líquida

chama-se ponto de ebulição, p.e.

27
Ponto de Liquefação (PL): ou de Condensação (PC) corresponde ao

processo inverso, embora as temperaturas sejam equivalentes.

• De modo inverso, quando se arrefece um gás a sua temperatura

vai diminuindo até que acontece a mudança para o estado líquido,

isto é, a condensação.

• Se o gás é uma substância pura, durante a condensação a

temperatura não varia.

• A temperatura à qual ocorre a condensação de uma substância

gasosa chama-se ponto de condensação, p.c

Obs. O PE e o PL ou PC são obtidos em uma dada pressão. Quando

esta não é citada, considera-se a pressão atmosférica.

28
 6.3. DIAGRAMA DE MUDANÇA DE ESTADO FÍSICO

Água pura

Temperatura (°C)
ÁGUA
Líquido
a 1 atm
PURA +
Vapor
PE = Sólido
Vapor
100°C +
Líquido
PF = Líquido
0°C

–
Sólido
10°C
Tempo

O Diagrama de Fases da água

UNIDADE #7- QUÍMICA ORGÂNICA

Através do tema organizador deste módulo, “Compostos Orgânicos.

Reacções Químicas”, procura dar-se uma relevância especial à identificação

de compostos orgânicos simples, quer pelo nome IUPAC, quer pelas

fórmulas químicas - empírica, molecular, de estrutura e estereoquímica, bem

como às reacções características em que eles tomam parte.

29
Objectivo

1.1. O mundo dos compostos orgânicos: importância dos compostos

orgânicos na sociedade

• Associar “Química Orgânica ou Química do Carbono” à Ciência

que estuda os compostos (alguns milhões) em cuja composição

existem, essencialmente, os elementos carbono e hidrogénio;

• Reconhecer a importância dos compostos de carbono nos

domínios biológico, industrial, alimentar, do ambiente, da saúde,

entre outros;

1.2. Hidrocarbonetos alifáticos e aromáticos

• Concluir que estes compostos apresentam algumas semelhanças,

o que torna possível agrupá-los em famílias;

• Usar as regras de nomenclatura da IUPAC (1993) para compostos

orgânicos, para atribuir nomes e escrever as fórmulas de estrutura

de alguns hidrocarbonetos alifáticos e de alguns hidrocarbonetos

aromáticos;

• Identificar um composto orgânico a partir da determinação da sua

composição qualitativa (testes específicos);

• Concluir que em termos quantitativos se determina inicialmente a

fórmula empírica, e só o conhecimento da massa molar permite

chegar à fórmula molecular;

30
 • Resolver exercícios numéricos que, a partir de dados experimentais

fornecidos, permitam escrever as fórmulas empíricas e moleculares

de alguns compostos;

• Reconhecer que o conhecimento da fórmula molecular não é

suficiente para identificar a substância, porque à mesma fórmula

molecular podem corresponder várias fórmulas de estrutura e,

portanto, compostos diferentes;

• Associar o conceito de isómero a compostos com diferentes

identidades, com a mesma fórmula molecular, com diferente

fórmula de estrutura ou estereoquímica e diferentes propriedades

físicas e/ou químicas;

• Distinguir isomeria constitucional de estereoisomeria;

• Distinguir, na isomeria constitucional, os três tipos de isomeria: de

cadeia, de posição e de grupo funcional;

• Interpretar a existência de isomeria de cadeia e de isomeria de

posição nos diferentes hidrocarbonetos;

• Interpretar a existência de estereoisomeria cis-trans em alcenos.

1.3. Outros compostos orgânicos

 Associar a cada classe funcional (aldeídos, cetonas, ácidos

carboxílicos, ésteres e aminas) o seu grupo característico;

31
  Usar as regras de nomenclatura da IUPAC (1993), para atribuir nomes

e escrever as fórmulas de estrutura de álcoois, aldeídos, cetonas,

ácidos carboxílicos, ésteres, aminas e derivados halogenados de

hidrocarbonetos;

 Interpretar a isomeria de posição em diferentes tipos de compostos;

 Reconhecer a existência de isomeria de grupo funcional ente álcoois

e éteres, entre aldeídos e cetonas e entre ácidos carboxílicos e ésteres.

7.1. INTRODUÇÃO A QUÍMICA ORGÂNICA

Como se sabe, a Química Orgânica era definida como o ramo da Química

que se encarregava de estudar os compostos dos organismos vivos e a

Química Inorgânica, os compostos minerais. Essa divisão justificava-se pelo

facto de jamais se ter conseguido separá-los e analisá-los. No século XVIII,

explicava-se tal limitação pela Teoria da Força Vital: “Sómente os

organismos vivos conseguem preparar compostos orgânicos, pois há

necessidade de uma força inerente às células vivas de que o homem não

dispõe em laboratorio”. Entretanto, em 1828, Friederich Wöhler preparou,

em laboratorio, a ureia ((NH2)2CO), um produto do metabolismo animal, a

partir do cianato de amónio (NH4OCN), um composto inorgânico.

32
Abandonada a Teoria da Força Vital, a divisão em Química Orgânica e

Inorgânica permaneceu, devido ao facto de que todos os compostos

orgânicos conterem carbono, daí a definição dada, em 1859, F. A. Kekulé:

“Química Orgânica é o ramo da Química que estuda os compostos do

carbono”. Contudo, nem todos os compostos carbonados são estudados

na Química Orgânica: alguns apesar de conterem carbono (gás carbónico,

monóxido de carbono, cianatos, cianetos, entre outros), são estudados pela

Química Inorgânica e são conhecidos como compostos de transição. Por fim,

enquanto existem milhões de compostos orgânicos, o número de

compostos inorgânicos não excede às dezenas de milhares.

A Química Orgânica estuda tanto as substâncias orgânicas naturais e as

sintéticas, a estrutura, suas vias de obtenção, suas propriedades e as

possibilidades de sua utilização prática.

A química Orgânica está presente em inúmeras actividades quotidianas,

como, por exemplo:

 Na alimentação dos seres vivos, que é constituida basicamente por

compostos orgânicos;

 Nos medicamentos, que na sua maioria são formados por compostos

orgânicos;

33
  Em grande parte dos produtos industriais, que é feito com produtos

orgânicos;

 Na produção diária de centenas de novos compostos orgânicos para

novas aplicações.

Hoje, a Química Orgânica se tornou extremamente importante para a vida

dos seres humanos, transformando-os em dependentes desta e de suas

evoluções tecnológicas.

 TESES DA TEORIA DA ESTRUTURA QUÍMICA DOS COMPOSTOS

ORGÂNICOS (BUTLEROV).

O fundador da teoria da estrutura química dos compostos orgânicos foi o

russo A. M. Butlerov (1828-1886). As principais teses da sua teoria se

resumem nos seguintes pontos:

1. Os átomos nas moléculas orgânicas estão ligados uns aos

outros numa determinada ordem pelas forças químicas;

2. A estrutura se pode estudar experimentalmente, utilizando

métodos químicos, a análise e a síntese;

3. As fórmulas estruturais expressam a ordem de ligação química

dos átomos;

34
 4. Cada substância tem uma fórmula estrutural determinada, que

reflecte a ordem das ligações químicas dos átomos numa

molécula que existe realmente;

5. Os átomos ligados na molécula exercem uma influência uns aos

outros: as propriedades de cada átomo na composição das

moléculas dependem não só da sua natureza propriamente

dita, senão também do “meio ambiente” em que se encontra

o átomo.

6. As propriedades físicas e químicas dos compostos orgânicos se

determinam pela composição e a estrutura de suas moléculas.

A teoria da estrutura química de Butlerov permitiu compreender a natureza

da isomeria: as moléculas dos isómeros estruturais têm igual composição,

mas se diferenciam na ordem de ligação entre os átomos (na estrutura

química).

 CARACTERISITICAS DOS COMPOSTOS ORGÂNICOS

Os compostos orgânicos diferenciam-se dos inorgânicos por uma série de

caracteristicas.

1. Os compostos orgânicos são constituidos, fundamentalmente por

quatro elementos: carbono (C), hidrogénio (H), oxigénio (O) e

nitrogénio (N);

35
 2. A queima completa (combustão completa) dos compostos orgânicos

produz CO2 e H2O. A combustão incompleta produz CO.;

3. Grande parte dos compostos orgânicos exibem ligações covalentes;

4. Os compostos orgânicos apresentam, geralmente, pequena

estabilidade diante de agentes energéticos (temperatura, pressão,

ácidos fortes, etc.);

5. Os compostos orgânicos, sendo na sua maioria moleculares,

apresentam pontos de fusão e ebulição baixos;

6. São geralmente solúveis em dissolventes apolares e pouco solúveis

em dissolventes polares, como a água;

7. As reacções em que estão envolvidos compostos orgânicos são

geralmente, lentas, requerendo o uso de catalizadores.

 CARACTERISTICAS DO ÁTOMO DE CARBONO

Os átomos de carbono têm enorme capacidade de ligar-se a outros átomos,

de carbono ou de diferentes elementos, formando sequências estáveis. Tal

facto ajuda a entender a grande quantidade de compostos orgânicos.

Isto se deve:

 Electronegatividade intermédia, pode formar ligações covalentes

tanto com metais como com não metais;

36
  Tetravalência: s2p2  s px py pz ; H = –400 kJ/mol (se desprendem

830 kJ/mol ao formar 2 ligações C–H) o que oferece a possibilidade

de unir-se a sí mesmo formando cadeias;

 Tem um tamanho pequeno o que possibilita a formação de ligações

duplas, triplas, visto que é possivel que os átomos se aproximem o

suficiente para formar ligações “”, o que não é possivel no Si

(silicio).

Tal e como se viu na 9ª classe no estudo das ligações químicas, o carbono

pode hibridar-se de três maneiras distintas:

Hibridação sp3:

 4 orbitais sp3 iguais que formam 4 ligações simples de tipo “”

(frontais).

 Os quatro pares de electrões se compartilham com quatro átomos

distintos.

 Geometría tetraédrica: ángulos C–H: 109’5 º e distâncias C–H iguais.

Exemplo:CH4, CH3–CH3,

37
Hibridação sp2:

 3 orbitais sp2 iguais que formam ligações “” + 1 orbital “p” (sem

hibridar) que formará uma ligação “” (lateral)

 Forma uma ligação dupla, um “” e outro “”, isto é, há dois

pares electrónicos compartidos com o mesmo átomo.

 Geometría triangular: ângulos C–H: 120 º e distância C=C < C–C

Exemplo: H2C=CH2, H2C=O

Hibridação sp:

 2 orbitais sp iguais que formam ligações “” + 2 orbitais “p”

(sem hibridar) que formarám dos enlaces “”

 Forma uma ligação tripla –uma ligação “” e dois “”–, isto é, há

três pares electrónicos compartidos com o mesmo átomo, ou bem

duas ligações duplas.

 Geometría linear: ângulos C–H: 180 º e distância CC < C=C < C–C

38
Exemplo: HC CH, CH3–C N

Hibridação, que acontece quando se misturam um determinado número de

órbitais atómicos para dar o mesmo número de órbitais moleculares

 CLASSIFICAÇÃO DO CARBONO NA CADEIA CARBONADA

Cadeia é o nome dado à sequência de átomos ligados entre si.

Um átomo de carbono é primário (p), secundário (s), terciário (t) ou

quaternário (q) conforme se una respectivamente a1, 2, 3, ou 4 átomos de

carbono. Um átomo de carbono é nulário (n) quando não se une a nenhum

outro átomo de carbono.

p CH3 p
H2
H3C C C CH3
q s
CH3

39
  HIDROCARBONETOS. CLASSIFICAÇÃO.

São compostos formados exclusivamente por carbono e hidrogénio,

apresentando fórmula CxHy (x, y são números naturais).

 CLASSIFICAÇÃO

Segundo o tipo de ligação entre os átomos de carbono e a forma da cadeia

carbonada, os hidrocarbonetos classificam-se:

a) Com base no tipo de ligação entre os átomos de carbono, em

hidrocarbonetos saturados e não saturados.

 Hidrocarbonetos saturados: as ligações carbono-carbono são

simples.

Exemplos, são os alcanos e os cicloalcanos:

H H
H C C H
H H

Alcano Cicloalcano


 Nos hidrocarbonetos não saturados há, ao menos, uma dupla

ligação e/ou uma tripla ligação entre dois dos átomos de

carbono da cadeia carbonada. Entre estes se encontram os

alquenos (possuem uma dupla ligação), os alcadienos (com

duas duplas ligações), e os alquinos (têm tripla ligação).

40
 H H
H C C H H C C H

Alqueno Alquino

H H
C C C C
H H H H

Alcadieno

b) Com base na forma da cadeia carbonada, em hidrocarbonetos de

cadeias abertas ou acíclicas e fechadas ciclicas:

 Nos hidrocarbonetos aciclicos, as suas cadeias carbonadas são

abertas (lineares ou ramificadas), como ocorre nos alcanos, nos

alquenos e nos alquinos.

CH3

CH3-CH2-CH3 H3C C CH3

H
cadeia linear cadeia ramificada

 Os hidrocarbonetos cíclicos têm cadeia fechada. Por exemplo,

os cicloalcanos e aromáticos.

Cicloalcano Aromático

c) Com base na sua natureza, podem ser de cadeia homogênea ou

heterogênea.

41
  Homogênea: qunado entre átomos de carbono existem apenas

átomos de carbono.

 Heterogênea: qunado entre átomos de carbono existe átomo

diferente de carbono (heteroátomo).

C C

C C C C C C O C

C C

cadeia homogênea cadeia heterogênea

 ESTRUTURA E NOMENCLATURA. ALCANOS

SERIÉ HOMÓLOGA

Uma serié de compostos de uma mesma função química que têm

estrutura e propriedades semelhantes, e que se diferem na sua

composiçao em um ou vários grupos metilenos (-CH2-), formam uma

serié homóloga.

Os membros desta serié, chamam-se homólogos.

Fórmula global fórmula semi-desenvolvida nome

CH4 CH4 metano

C2H6 CH3-CH3 etano

C3H8 CH3-CH2-CH3 propano

C4H10 CH3-CH2-CH2-CH3 butano

C5H12 CH3-CH2-CH2-CH2CH3 pentano

42
 A fórmula geral dos alcanos é CnH2n+2, donde n representa o número de

átomos de carbono na molécula.

PROPRIEDADES FÍSICAS

1. Os alcanos de cadeia linear que têm de um a quatro átomos de

carbono são gases; de 5 a 17 átomos de carbono são líquidos

incolores e de 18 átomos de carbono em diante são sólidos incolores.

2. Em geral, os alcanos são maus conductores de calor e electricidade.

3. As temperaturas de fusão e ebulição aumentam com o aumento da

massa molar

4. Os alcanos são pouco solúveis em dissolventes polares como a água,

sao solúveis em dissolventes orgânicos.

NOMENCLATURA E NOTAÇAO QUÍMICA DOS ALCANOS

NOMENCLATURA DOS ALCANOS DE CADEIA LINEA

Os alcanos de cadeia lineal se nameiam utilizando um prefixo que indica o

número de átomos de carbono na cadeia, seguido do sufixo ano.

As regras que se utilizam para nomeiar os alcanos são as emitidas pela

“União Internacional da Química Pura e Aplicada (IUPAC)”.

43
No. de átomos prefixo Fórmula semi-desenvolvida

nome

1 met CH4 metano

2 et CH3-CH3 etano

3 prop CH3-CH2-CH3 propano

4 but CH3-CH2-CH2-CH3 butano

5 pent CH3-CH2-CH2-CH2-CH3 pentano

6 hex CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-CH3 hexano

7 hept CH3-CH2-(CH2)3-CH2-CH3 heptano

8 oct CH3-CH2-(CH2)4-CH2-CH3 octano

9 non CH3-CH2-(CH2)5-CH2-CH3 nonano

10 dec CH3-CH2-(CH2)6-CH2-CH3 decano

14 tetradec CH3-CH2-(CH2)10-CH2-CH3 tetradecano

20 eicos CH3-CH2-(CH2)16-CH2-CH3 eicosano

50 pentacont CH3-CH2-(CH2)46-CH2-CH3 pentacontano

100 hect CH3-CH2-(CH2)96-CH2-CH3 hectano

Grupos alquilos: estão formados pela eliminação de um átomo de

hidrogénio na molécula de um hidrocarboneto saturado.

Estes grupos se nomeiam mudando a terminaçao ano do alcano pelo sufixo

ilo ou il. Exemplo, a molécula de metano, CH4, se elimina um átomo de

hidrogénio se obtem o grupo metil ou metilo, -CH3; da molécula do etano

se forma o grupo etil ou etilo, -C2H5 e assim sucessivamente.

44
NOMENCLATURA DOS ALCANOS DE CADEIA RAMIFICADA

Os hidrocarbonetos saturados de cadeia ramificada se nomeiam seguindo

as seguintes regras:

1. Se selecciona a cadeia mais longa ou cadeia principal e se numera

começando pelo extremo que tenha mais próximo uma ramificação.

Se existir duas ramificações igualmente distantes dos extremos, se

começa a numerar a partir do extremo mais próximo a mais simples.

2. Se nomeia os grupos alquilos em ordem afabético, indicando, com um

número, se é necessário, a posição na cadeia principal.

3. Os números se separam dos nomes dos radicais mediante travessões

e quando há vários números se separam por virgulas.

Exemplo 1

Para nomeiar o alcano de fórmula:

CH3
CH3-CH-CH3

Se determina a cadeia principal, començando ppor qualquer carbono

terminal: tem três átomos de carbono:

CH3
CH3-CH-CH3
1 2 3

45
O grupo metilo se encontra unido ao carbono 2 (única posição possivel). Por

tanto, o nome deste alcano é metilpropano.

Exemplo 2

Para nomeiar o alcano cuja a fórmula é:

CH3-CH2-CH-CH2-CH-CH2-CH2-CH3
CH3 C2H5

Se determina a cadeia mais longa que é a que tem oito átomos de carbono

e duas ramificações: o grupo metilo (o mais próximo a um dos extremos da

cadeia) está no carbono 3 e o grupo etilo no carbono 5.

Se colocam os números diante dos nomes dos grupos e se ordenam

alfabéticamente. Por tanto, o nome deste alcano é: 5-etil-3-metiloctano.

Exemplo 3

Para formular o composto 4-etil-3-metilheptano

1. Se representa a cadeia mais longa.

C-C-C-C-C-C-C
1 2 3 4 5 6 7

2. Se representam os grupos nas posições 3, o metilo e 4, o etilo.

CH3

C-C-C-C-C-C-C

C 2H 5

46
 3. Se completa cada átomo de carbono com o número de átomos de

hidrogénio que o satura.

CH3

H3C-CH2-CH-CH-CH2-CH2-CH3
C2H5

ALCENOS

Os alcenos também chamados de olefinas1 são hidrocarbonetos não

saturados cuja caracteristica essencial desde o ponto vista de sua estrutura

é a existência de uma dupla ligação carbono-carbono nas suas moléculas.

SERIE HOMÓLOGA

A fórmula geral dos alcenos é CnH2n.

Serie homóloga dos alquenos e seus respectivos nomes

Fórmula Nome do alqueno

semi-desenvolvida
CH2=CH2 eteno

CH2=CH-CH3 propeno

CH2=CH-CH2-CH3 1-buteno

CH2=CH-CH2-CH2-CH3 1-penteno

CH2=CH-CH2-CH2-CH2-CH3 1- hexeno

47
PROPRIEDADES FÍSICAS

1. A medida que aumenta o número de grupos metileno (CH2) e,

portanto, a massa molar, aumentam consecutivamente a densidade e

a temperatura de ebulição dos homólogos do eteno, e de modo

irregular a temperatura de fusão.

2. Os alcenos de até 4 átomos de carbono são gases, os de 5 à 17 átomos

de carbono são líquidos e os restantes são sólidos a temperatura

ambiente.

3. Todos são pouco solúveis em água e solúveis em dissolventes de baixa

polaridade.

NOMENCLATURA E NOTAÇÃO QUÍMICA DOS ALCENOS

Para nomeiar os alcenos de cadeia aberta se utiliza os mesmos prefixos que

nos alcanos, seguido do sufixo eno, e tendo em conta as seguintes regras:

1. Se selecciona a cadeia mais longa

2. Se numera a cadeia, começando pelo extremo mais próximo á dupla

ligaçao.

3. No caso dos alcenos de quatro átomos de carbono se indica a posiçao

da dupla ligação com um número, o qual se coloca antes do nome da

cadeia principal, separado por um travessão.

48
Exemplo 1:

CH3-CH2-CH=CH-CH2CH3

3-penteno

4. Se a cadeia é ramificada se nomeiam os grupos alquilo em ordem

alfabética, indicando-se com um número, se é necessário, a sua

posição na cadeia principal. No tal caso, se procede de igual forma

como nos alcanos, tendo em conta as três regras anteriores.

Exemplo 2:

CH3

CH2=CH-CH-CH-CH2CH3
C2H5

4-etil-3-metil-1-hexeno

 ALCINOS

Os alcinos são hidrocarbonetos não saturados que contêm uma tripla

ligação carbono-carbono. Nestes compostos, ditos átomos de carbono

compartem três pares de electrões, por isso possuem maior grau de

insaturação que os alcenos, o que determina que tenham menos átomos de

hidrogénio que os alcanos e os alcenos de igual número de átomos de

carbono.

 SERIE HOMÓLOGA

A fórmula geral dos alcinos é: CnH2n-2

49
O etino ou acetileno é o alcino de estrutura mais simples.

A representação, o nome de lagunos membros da serie homóloga aparecem

na tabela abaixo.

Fórmula estrutural nome

CH CH etino

CH C-CH3 propino

CH C-CH2-CH3 1-butino

CH C-CH2-CH2-CH3 1-pentino
CH C-CH2-CH2-CH2-CH3 1-hexino
CH C-CH2-CH2-CH2-CH2-CH3 1-heptino

PROPRIEDADES FÍSCAS

A densidade (excepto no 1-butino) e a temperatura de ebulição aumentam

de maneira consecutiva com o aumento da cadeia carbonada, enquanto que

a temperatura de fusão aumenta de forma irregular.

Os alcinos de dois à quatro átomos de carbono são gases, de 5 à 16 átomos

de carbono são líquidos e os restantes são sólidos à temperatura ambiente.

Todos são pouco solúveis em água e se dissolvem em dissolventes apolares,

já que as moléculas dos alcinos são muito pouco polares.

Em geral, as propriedades físicas dos alcinos da serie homóloga são similares

as dos alcanos e dos alcenos de igual número de átomos de carbono de suas

respectivas series homólogas.

50
NOMENCLATURA E NOTAÇAO QUÍMICA DOS ALCINOS

As regras da IUPAC para estes compostos são muito similares à dos alcenos,

pois, só varia a terminação de seus nomes, que nos alcinos é ino.

Exemplo:

H3C-C C-CH3 CH3-CH-C C-CH3

C2H5
2-butino 4-metil-2-hexino

EXERCÍCIOS:

DÊ NOME AS SEGUINTES FÓRMULAS

HC C-CH2-CH3 CH3-CH-C CH

CH3
1-butino 3-metil-1-butino

ISÓMEROS

ISOMERIA NOS ALCANOS

A isomeria se manifesta quando duas ou mais substâncias possuem a

mesma composiçao qualitativa e quantitativa, mas diferente estrutura.

Os compostos com distinta estrutura e igual fórmula molecular denominam-

se isómeros.

ISOMERIA DE CADEIA

Exsitem dois hidrocarbonetos de fórmula global C4H10 e as suas respectivas

fórmulas semi-desenvolvidas são:

51
 CH3

H3C-CH2-CH2-CH3 H3C-CH-CH3

Butano Metilpropano

A este tipo de isomeria se denomina isomeria de cadeia. Por exemplo, o

metilpropano e o butano, são isómeros de cadeia.

ISOMERIA NOS ALCENOS

Os alquenos que possuem quatro ou mais de átomos de carbono

apresentam isómeros de cadeia, de posição e de função.

ISOMERIA DE CADEIA

A isomeria de cadeia nos alcenos é similar a que se manifestam nos alcanos.

Em ambos os casos a diferente estrutura dos isómeros de cadeia se deve a

que a ordem de união dos átomos na molécula é distinto.

CH2=CH-CH2-CH3 CH2=CH-CH3

CH3

1-buteno metilpropeno

ISOMERIA DE POSIÇÃO

Este tipo de isomeria consiste na diferente posição que ocupa a dupla

ligação na estrutura molecular de alcenos com igual composição

quantitativa e qualitativa, o qual determina uma estrutura diferente. Os

isómeros com estas caracteristicas se denominam isómeros de posição.

52
 CH2=CH-CH-CH3 CH3-CH=CH-CH3

1-buteno 2-buteno

ISOMERIA DE FUNÇÃO

Este tipo de isomeria consiste na diferente função química que apresenta a

molécula.

CH2=CH-CH2-CH3

Alceno ciclo alcano

ISOMERIA NOS ALCINOS

Os alcinos apresentam isomeria de cadeia, de posição e de função.

Exemplo de isómeros de cadeia são:

HC C-CH2-CH2-CH3 CH3-CH-C CH

CH3
1-butino 3-metil-1-butino

Exemplo de isómeros de posição são:

HC C-CH2-CH2-CH3 CH3-C C-CH2-CH3

1-pentino 2-pentino

Exemplo de isómero de função com os alcadienos:

HC C-CH2-CH2-CH3 H2C CH-CH2-CH CH2

1-pentino 1,4-pentadieno

53
DISTINÇÃO, POR VIA EXPERIMENTAL, DE HIDROCARBONETOS

SATURADOS E INSATURADOS.

Os hidrocarbonetos insaturados se diferenciam quimicamente dos

saturados por possuírem uma ligação π (alcenos) e duas ligações π (alcinos).

A reacção com KMnO4 (levemente alcalina) com os hidrocarbpnetos

insaturados se faz à temperatura ambiente. Nesta reacção, se descolora a

solução violeta, já que o permanganato se reduz à óxido de maganeso

(MnO2) de côr castanho, que precipita.

A solução de KMnO4 se denomina reagente de Baeyer e se utiliza para

determinação qualitativa de insaturações nos compostos orgânicos.

C2H4 + 2KMnO4 + 4 H2O 3CH2OHCH2OH + 2MnO2 + 2KOH

1,2-etanodiol

Quando HCO
o hidrocarboneto
2OH H2O insaturado reage com uma solução de dibromo
C3H6 CH3 CHOH CH2OH
em tetracloreto de carbono (côr
propeno vermelho), esta se descolora e não se
1,2-propanodiol

desprende brometo de hidrogénio, que é um dos produtos da bromoção

dos alcanos. Devido a descoloração da reacção de adição de dibromo

também é muito útil, para determinar qualitativamente a presença de

insaturações nos compostos orgânicos.]po

Br
H2C CH2 + Br-Br CH-CH2
eteno dibromo em
CCl4 Br
(vermelho) 1,2-dibromoetano
( incloro)

54
 Br
HC CH (g) + H2(g) HC CH
etino Br
1,2-dibromoeteno

Br Br Br
HC CH + H2(g) HC CH
Br Br Br

1,2-dibromoeteno 1,1,2,2-tetrabromoetano

 PONTOS DE EBULIÇÃO E DE FUSÃO DOS HIDROCARBONETOS

Em geral, os alcanos isómeros que possuem ramificações têm menor

temperatura de ebulição, porque diminui o volume da molécula e o valor das

forças intermoleculares. A diferença estrutural entre isómeros radica na

ordem de união dos átomos de carbono na cadeia carbonada.

As temperaturas de fusão e ebulição dos alcinos são ligeiramente superiores

em relação aos correspondentes alcanos e alcenos de igual número de

átomos de carbono.

Em geral, as temperaturas de ebulição e de fusão dos alcenos são bastantes

similares a dos alcanos de igual número de átomos de carbono, de suas

respectivas series homólogas.

 DERIVADOS HALOGENADOS DOS HIDROCARBONETOS

Os derivados dos hidrocarbonetos, em cujas as moléculas um ou vários

átomos de hidrogénio estão substituidos por halogénios, recebem o nome

55
de derivados halogenados. São conhecidos derivados fluorados, clorados,

bromados e iodados.

A fórmula geral dos derivados halogenados é CnH2n+1X (onde X=F, Cl, Br, I).

Pelo número de átomos de halogénios podem diferenciar-se os derivados

mono-, di e poli-halogenados.

Na nomenclatura oficial , cita-se o nome e a posição do halogénio na

molécula do hidrocarboneto.

Exemplo:

H
H3C Cl H3C C CH3

Br
clorometano 2-bromopropano

Os monohalogenados apresentam baixa polaridade , aumentando com a

elelctronegatividade do halogénio (F>Cl>Br>I), são solúveis em dissolventes

apolares e muito pouco solúveis em água. Os polihalogenados podem

polares ou apolares , dependendo da geometria da molécula: o

colorofórmio é polar e o tetraclorometano é apolar. Os pontos de fusão e

ebulição, assim como a densidade dependem fundamentalmente, da massa

molar do halogenado. Monohalogenados, fluoretos com até 3 átomos de de

carbono, os cloretos como no máximo 2 átomos de carbono e os brometos

com 1 átomo de carbono, são gasosos; com quantidades de carbono

superiores às apresentadas são líquidos. Enquantoos fluoretos e os cloretos

56
têm densidades menores que a da água, o inverso com ocorre os brometos

e iodetos.

Cl Cl

H C Cl Cl C Cl

Cl Cl

triclorometano tertaclorometano

clorofórmio

 OS GRUPOS CARACTERÍSTICOS (OU FUNCIONAIS)

Os compostos orgânicos são extremamente numerosos conhecendo-se

actualmente cerca de 2 milhões. Porém, podem distinguir-se por certas

propriedades químicas específicas- funções químicas- que, por sua vez,

dependem de determinados arranjos atómicos dentro da molécula-grupos

funcionais. No quadro seguinte apresentam-se alguns grupos funcionais, a

função química correspondente e a fórmula geral.

Função química Grupo funcional Fórmula geral

Álcool -OH R-OH

Enol -OH R-OH 1)

Fenol -OH R-OH 2)

57
 Aldeído H
-C

O R-CHO 3)

Cetona O

R-CO-R´

Éteres O R-O-R´

Aminas H
N
H
R-NH2

Ácidos carboxílicos O
C
OH
R-COOH 3)

Ésteres O
C
O
R-COO-R´ 3)

Amidas O
C H
O N
H R-CONH2 3)

1) É um radical com dupla ligação (eno).

2) É um radical benzénico.

58
3) Nestes compostos, o radical R ligado ao átomo de carbono pode

representar apenas 1 átomo de hidrogénio.

 OS ÁLCOOIS

 OS ÁLCOOIS: São compostos derivados dos hidrocarbonetos pela

substituição de um ou mais átomos de hidrogénio, de carbono

saturado, por igual número de hidroxilos (-OH).

OH

OS ALDEÍDOS E CETONAS

 OS ALDEÍDOS: São compostos que apresentam o radical funcional (-

CHO).

C H

 AS CETONAS: São compostos que apresentam o radical funcional (-

COOH), denominado carboxilo.

 OS ÉTERES: São compostos que apresentam o radical C-O-C.

R-O-R´

59
  ÁCIDOS CARBOXÍLICOSSão compostos que apresentam o radical

funcional (-COOH), denominado carboxilo.

R C OH

 ÉSTERES: São compostos derivados dos ácidos carboxílicos pela

substituição de átomo de hidrogénio do grupo carboxilo por um

radical alquilo ou arilo.

-H
R C OH R C O-R´
+ radical (R´)
O O

 ESTRUTURA, CLASSIFICAÇÃO E NOMENCLATURA DOS ÁLCOOIS

 ESTRUTURA

Todos os alcoóis contêm um ou mais grupos hidroxilos (–OH), que é o grupo

funcional e que determina a suas propriedades.

A fórmula molecular do etanol ou alcool etílico, conhecido comumente com

o nome de alcool, é C2H5OH. A sua fórmula estrutural é:

H H
H C C OH

H H

A posição do átomo de hidrógenio –H do grupo –OH na molécula se

diferencia dos outros átomos de hidrogénio pelo facto de estar unido ao

átomo de oxigénio.

60
As ligações C-C, C-O, C-H e O-H são todos covalentes; apesar de que a

distribuição da densidade electrónica na molécula de etanol não é tão

uniforme como no caso dos hidrocarbonetos. No grupo hidroxilo (-OH) a

ligação O-H é polar, devido à maior electronegatividade do átomo de

oxigénio. Assim, o par de electrões da ligação se encontra deslocado ao

oxigénio. Este deslocamento electrónico na molécula é consequência da

diferença de electronegatividades entre o oxigénio e o hidrogénio e se pode

representar da seguinte forma:

H H
 
H C C O H

H H

A molécula também se pode representar como se mostra na figura abaixo.

A associação das moléculas de álcool (ou de água) se deve ao fenómeno da

ligação por ponte de hidrogénio. Istoocorre no alcool e água de uma

maneira indefinida. A ligação entre o átomo de oxigénio e o hidrogénio de

duas moléculas vizinhas mediante o par de electrões não compartilhados se

61
representa por uma linha tracejada e recebe o nome de ligação por ponte de

hidrogénio

R H

R O H O H O H O

H H

Os líquidos como os alcoois e a água se denominam liquidos associados já

que as suas moléculas estão unidas entre si por “ligações por pontes de

hidrogénio”. Isto dá lugar a que seja necessário fornecer-lhes mais claor

para passar ao estado de vapor. Este fenómeno é a causa das altas

temperaturas de ebulição dos alcoois e da grande diferença entre as

temperaturas de ebulição de hidrocarbonetos saturados e de alcoois de

semelhantes massas molares.

 CLASSIFICAÇÃO

Os álcoois se classifcam quanto:

1. Ao número de grupos hidroxilos:

A - monoálcool : possui somente 1 grupo funcional –OH.

B – diálcool: possui 2 grupos funcionais –OH.

C – triálcool: possui 3 grupos funcionais –OH.

62
Exemplos:

2. A posição do grupo hidroxilo:

A - ÁLCOOIS PRIMÁRIOS

Os álcoois primários têm o grupo hidroxilao ligado a um carbono primário;

um exemplo é o etanol. A fórmula geral dos álcoois primários é:

(Na figura, R representa um radical hidrocarboneto qualquer)

B - ÁLCOOIS SECUNDÁRIOS

Os álcoois secundários têm o grupo hidroxilo ligado a um carbono

secundário; por exemplo: 2-propanol. A fórmula geral é:

63
(Na figura R representa um radical hidrocarboneto qualquer.)

C - ÁLCOOIS TERCIÁRIOS

Os álcoois terciários têm o grupo hidroxilo ligado a um carbono terciário; por

exemplo: 2-metil-2-propanol. A fórmula geral é:

(Na figura R representa um radical hidrocarboneto qualquer.)

 NOMENCLATURA

A nomenclatura dos álcoois é baseada na dos hidrocarbonetos de que

derivam: basta substituir o o final por ol. Também se deve indicar a posição

do grupo hidroxilo. Por exemplo, 2-propanol indica um grupo hidroxilo

ligado ao carbono 2 do propano.

Exemplos:

met + an + ol = metanol (um carbono, ligação simples (na verdade, não há

ligação entre carbonos pois só existe um carbono no composto), OL pois é

um álcool)

64
et + an + ol = etanol (dois carbonos, ligação simples, e OL porque é um

álcool)

prop + an + ol = propanol-1 (três carbonos, ligação simples, e OL porque é

um álcool, o 1 indica a posição do hidroxilo)

prop + an + ol = propanol-2 (três carbonos, ligação simples, e OL porque é

um álcool, o 2 indica a posição do hidroxilo)

2,4-metil-3-pentanol

2,4 = posições dos radicais metil

3 = posição do hidroxilo

pent + an + ol = quantidade de carbonos da cadeia principal + tipo das

ligações + OL

 PROPRIEDADES FÍSICAS

As propriedades físicas dos alcoóis estão relacionados com o grupo −OH,

que é muito polar e é capaz de estabelecer pontes de hidrógenio com as

suas moléculas vizinhas, con outras moléculas neutras, e com aniões.

65
Isto faz que o ponto de ebulição dos alcoóis seja muito mais elevado que os

de outros hidrocaronetos com igual peso molecular.

A densidade aumenta consecutivamente a medida que se incrementa o

número de grupos metilenos.

A temperatura e pressão ambientes não existem alcoóis no estado gasoso.

Nestas condições os alcoóis de até doze átomos de carbono são líquidos e

os demais são, sólidos.

O comportamento dos alcooóis com respeito à solubilidade também

reflecte a sua tendência a formar pontes de hidrógenio. Assim, os alcoóis

inferiores, são misciveis na água, enquanto que esta propriedade se vai

perdendo a medida que o grupo lipófilo vai crescendo, pois o grupo −OH

deixa de ser uma parte considerável da molécula. Assim, os alcoóis de até

quatro átomos de carbono são solúveis em água.

 PROPRIEDADES QUÍMICAS

As propriedades químicas dos alcoois estão detrminadas pelo seu grupo

funcional, o grupo hidroxilo (-OH).

A reactividade deste compostos e o lugar onde geralmente ocorre a acção

das substâncias com que reagem, estão relacionadas com a estrutura dos

alcoois.

66
ÉTERES

 ESTRUTURA E NOMENCLATURA

 ESTRUTURA

Os éteres são compostos de fórmula R-O-R´ em que R e R´ podem ser grupos

alquilo ou arilo (fenilo). Os éteres poderiam considerar-se derivados da água,

por simples sustituição dos átomos de hidrógenio por grupos alquilo. Na

seguinte figura se indicam, a modo de comparação, as estructuras da água,

o metanol e o metoximetano.

NOMENCLATURA

A nomenclatura dos éteres segundo as recomendações de 1993 da IUPAC

(actualmente vigente) especificam que estes compostos pertencentes ao

grupo funcional oxigenado devem nomeiar-se como alcoxialcanos, isto é,

como se fossem sustituintes. Se deve especificar ao grupo funcional éter

67
como de menor prioridade frente a maioría de cadeias orgânicas. Cada

radical éter será acompanhado por el sufixo oxi.

Um composto simples, como por exemplo CH3-O-C6H6 segundo as normas

da IUPAC se chamaría:

metoxibenzeno

A nomenclatura tradicional ou clásica (também aceite pela IUPAC e válida

para éteres simples) especifica que se deve nomeiar por ordem alfabético os

sustituintes ou radicais aliquílicos da cadeia orgânica ao lado esquerdo da

palavra éter. O composto anterior se chamaría segundo as normas antigas

(já não se usa) desta maneira:

fenil metil éter

Os éteres simples de cadeia alifática ou linear podem nomeiar-se no fim da

palavra éter o sufixo -ílico logo dos prefixos met, et, but, segundo indique o

número de carbonos. Um exemplo ilustrativo seria o seguinte:

 PROPRIEDADES FÍSICAS E QUÍMICAS

PROPRIEDADES FÍSICAS

1. Moléculas polares

68
 2. Interações dipolo-dipolo fracas

3. Pontos de ebulição mais baixos que os álcoois com massa molar

comparável e próximos aos dos hidrocarbonetos de massa molar

comparável.

4. Menos solúveis em agua que os álcoois porque não actúam como

doadores de pontes de hidrógenio.

5. Podem aceitar pontes de hidrógenio o que os faz mais solúveis em

água que hidrocarbonetos de massa molar e forma comparável.

6. São menos densos que a água

PROPRIEDADES QUÍMICAS

Os éteres são bastantes inertes e muito estáveis frente a bases, agentes

reductores e oxidantes.

Os éteres são solúveis em H2SO4 concentrado já que se tornam protões

formando uma especie iónica solúvel en H2SO4:

ROR + H2SO4 R-O-RHSO4

A degradação por ácidos concentrados (HI ou HBr) a temperaturas elevadas

é uma redução dos éteres:

ROR + HX R-X + ROH

• APLICAÇÕES

69
O éter é um dos dissolventes orgânicos mais importantes e se usa com

frequência no laboratorio como dissolvente de gorduras, azeites, resinas e

alcalóides, entre outros compostos. A mistura de vapor de éter e ar é muito

explosiva; com o tempo o éter pode oxidar-se parcialmente formando um

peróxido explosivo. Portanto, o éter deve armazenar-se e manejar-se com

muito cuidado. Se usa principalmente como dissolvente, como materia

prima para fabricar produtos químicos e como anestésico.

BIOMOLÉCULAS

São compostos químicos sintetizados por seres vivos, e que participam da

estrutura e do funcionamento da matéria viva. São, na sua maioria,

compostos orgânicos, cujas massas são formadas em 99,0% de Carbono,

Hidrogénio, Oxigénio e Nitrogénio (Azoto). Ou seja, são as vitaminas,

Carbohidratos, Lipídios, Proteínas etc. O elemento principal é o carbono pois

é capaz de formar quatro ligações.

Biomolécula: molécula que participa da estrutura e dos processos

bioquímicos do organismo.

Muitas biomoléculas são assimétricas, ou seja, possuem centros quirais,

átomos de carbono com quatro ligantes diferentes.

Água: principal biomolécula, responsável por 70% do peso total de uma

célula.

70
As macromoléculas: são biomoléculas de alto peso molecular, muito

grandes e quase sempre de estrutura química e espaciais muito complexas.

A água além de ser o principal constituinte da célula, desempenha um papel

fundamental na definição de suas estruturas e funções; É o factor primário

de definição das complexas estruturas espaciais das macromoléculas;

Muitas vezes a estrutura ou a função de uma biomolécula depende de suas

características de afinidade com a água, a saber: moléculas hidrofílicas,

hidrofóbicas antipáticas. A água é o meio ideal para a maioria das reacções

bioquímicas. São sempre formadas a partir de "unidades fundamentais",

moléculas menores e muito mais simples que funcionam como matéria-

prima para a construção das macromoléculas;

As biomoléculas são compostos químicos das células de todos os seres

vivos. São em geral moléculas orgânicas, compostas principalmente de

carbono, além de hidrogênio, oxigênio e nitrogênio.

 COMO SÃO AS BIOMOLÉCULAS?

As biomoléculas são formadas por átomos de carbonos. São dezenas a

milhares de carbonos reunidos em um esqueleto carbônico ligado a outros

elementos químicos em menor quantidade.

Os átomos de carbono se unem por ligações simples ou duplas e formam

cadeias lineares, ramificadas ou cíclicas. A forma como os carbonos se

71
organizam define sua estrutura tridimensional, o que determina suas

funções.

As características dessas moléculas também são determinadas pelos grupos

funcionais (outros elementos) que se ligam ao esqueleto carbônico. Os

principais grupos funcionais são:

 Hidrocarbonetos - Ligações com Hidrogênio: Grupos Metil, Etil, Fenil;

 Ligações com Oxigênio: Grupos Carboxila, Carbonila (aldeído e

cetona), Éter, Éster e outros;

 Ligações com Nitrogênio: Grupos Amina, Amida, Imidazol, etc;

 Ligações com Enxofre: Grupos Dissulfeto, Sulfidrila, Tioésteres, etc;

 Ligações com Fósforo: Grupos Fosforila, Fosfoanidrido e outros.

Portanto, a forma como se organizam os carbonos e os grupos funcionais

definem a estrutura tridimensional da molécula, conferindo-lhe

características e funções específicas.

Desse modo, os tipos de ligação entre os carbonos e os outros elementos, a

conformação espacial da molécula e dos grupos funcionais, são bem

específicos.

72
Além disso, as biomoléculas interagem de forma organizada e se um dos

componentes sofre alguma alteração isso afetará os outros componentes

relacionados, criando uma compensação ou uma reação coordenada.

Por exemplo, se uma enzima for alterada toda uma cadeia de reações será

afetada, deixando de produzir proteínas necessárias ou produzindo

defeituosas.

QUEM SÃO AS BIOMOLÉCULAS?

São componentes fundamentais dos organismos vivos. A maioria delas são

macromoléculas, ou seja, moléculas grandes e com estrutura bastante

complexa. Cada biomolécula é composta de subunidades que determinam

características estruturais e arranjos específicos dentro da célula. Quando

reunidas e devidamente organizadas essas moléculas interagem de modo a

conferir as características dos seres vivos.

AS PRINCIPAIS BIOMOLÉCULAS SÃO:

 Proteínas: compostas por subunidades de aminoácidos

 Lipídios: compostos por subunidades de ácidos graxos e gliceróis;

 Glicídios ou Carboidratos: compostos por subunidades de

monossacarídios;

73
  Ácidos Nucleicos ou Nucleotídeos: compostos por subunidades de

monossacarídios (pentoses), ácido fosfóricos e bases nitrogenadas.

As proteínas: Constituem a maior fração da matéria viva; são as

macromoléculas mais complexas; possuem inúmeras funções na célula;

Os ácidos nucléicos: São as maiores macromoléculas da célula; são os

responsáveis pelo armazenamento e transmissão da informação genética;

Os carbohidratos: são os principais combustíveis celulares; possuem

também função estrutural e participam dos processos de reconhecimento

celular;

Os lipídios: Formam nossa principal fonte de armazenamento de energia

assim como desempenham importante função na estrutura das membranas

biológicas; são biomoléculas hidrofóbicas.

Também são conhecidas por macromoléculas ou moléculas orgânicas, são

classificadas em cinco grupos sendo eles: Carbohidratos, lipídios, proteínas,

vitaminas e ácidos nucleicos. Carbohidratos: Sinónimos: glicídios, açúcar e

sacarose.

Funções: Reserva de energia, formação de algumas estruturas e formação

de ácidos nucleicos.

74
Tipos de carbohidratos: Monossacarídeos são formados por 5 ou 6

carbonos.

Os principais exemplos são: Glicose, frutose, galactose e pentose.

Dissacarídeos são formados por dois monossacarídeos exemplos: Sacarose

(glicose+frutose); Lactose (glicose+galactose); maltose (glicose+glicose);

Polissacarídeos são formados por três até milhares de monossacarídeos

exemplo é o amido usado pelas plantas como reserva energética.

Lipídios: Sinónimos: São conhecidos como óleo e gordura.

Funções: Reserva de energia, formação das membranas celulares

(fosfolipídios), protecção contra o frio, composição dos harmónios e

vitaminas.

Tipos de lipídios: Os glicerídeos são representados pelos óleos e gorduras,

encontrados nos queijos, leite e vegetais. O mais comum é o triglicerídeo

encontrado no nosso sangue os cerideos são encontrados na cera de ouvido

e no nosso sangue e no favo de mel, fosfolipideos fazem parte da membrana

celular e os asteroides fazem parte dos homogéneos e vitaminas o colesterol

é o exemplo mais comum.

Proteínas: sinónimo: não tem

Funções: Formam varias estruturas nas células além de controlarem a

entrada e saída de substâncias nas membranas, concentração e

movimentação dos músculos (actina e miosina), sustentação (colagénio),

75
transporte de oxigénio (hemoglobina), anti-corpos e harmónios, enzimas

fazem reacções químicas

UNIDADE#8- POLÍMEROS E MATERIAIS POLIMÉRICOS

Através do tema organizador desta extensão, “Polímeros e Materiais

Poliméricos", procura-se salientar o papel de destaque que os plásticos

detêm na sociedade, a composição diversificada dos polímeros que lhes

conferem propriedades particulares e as diferentes origens possíveis para os

plásticos.

1- Objectivos:

Polímeros naturais, artificiais e sintéticos

• Caracterizar um polímero como natural quando a macromolécula

correspondente existe em materiais naturais e, portanto, pode ser

extraída deles

• Caracterizar um polímero como artificial quando ele é obtido a partir

de um polímero natural, por reacção química

• Caracterizar um polímero como sintético quando ele é obtido por

reacção de síntese a partir de materiais não poliméricos, os

monómeros

Os Polímeros: A palavra ´´polímero´´ significa ´´muitas partes´´ (do grego poli

e meros) e aplica-se a macromoléculas, que consistem em cadeias ou redes,

76
formadas por ligação de pequenas unidades estruturais designadas

monómeros, que se repetem ao longo de toda a estrutura. Sendo moléculas

tão grandes, as massas moleculares relativas médias dos polímeros variam

entre a ordem de grandeza das centenas e a dos milhões.

Polímeros são moléculas grandes que são formadas pela união de moléculas

menores através de uma reação denominada polimerização.

Polímeros naturais são aqueles presentes nos organismos naturais e

vegetais.

Celulose: presente no algodão, usado no fabrico de folhas de papel

Amido: presente no milho, batata, feijão, massa, pão, etc.

Lípidos: presente no óleo, azeite, manteiga, etc.

Borracha natural: obtida por meio de látex.

Proteínas: são exemplos, o colagénio, queratina, hemoglobina, algumas

enzimas como as protéases, alguns hormônios, como a insulina.

Polímeros sintéticos, podem ser classificados basicamente em dois grupos:

polímeros de adição e polímeros de condensação. Os polímeros de adição

apresentam obrigatoriamente pelo menos uma dupla ligação.

Alguns polímeros de adição e sua aplicação:

 Polietileno: Recipientes para líquidos e capas para fios eléctricos

 Polipropileno: Tubos de canetas esferográficas

77
  Policloreto de vinila (PVC): canos para água e discos
 Policianeto de vinila: roupas e mantas para inverno
 Poliacetato de vinila (PVA): colas, tintas, esmaltes e chicletes
 Polieritreno (borracha sintética): mangueiras de bombas de
combustível.
 Polímeros de condensação, são formados geralmente pela reação
entre dois monómeros diferentes, com a eliminação de moléculas
pequenas, com água. Neste tipo de polimerização, os monómeros
não precisam apresentar duplas ligações entre os carbonos, mas é
necessária a existência de dois tipos de grupos funcionais diferentes.

Alguns polímeros de condensação e sua aplicação:

 Poliéster: na produção de fitas magnéticas, de recipientes de

produtos de limpeza, de mangueiras e de tecidos
 Poliamidas (nylon): na produção de roupas, tecidos e fibras
 Silicones: brinquedos e próteses estéticas
 Policarbonato: escudos de proteção
 Polifenol: bolas de biliar, suporte para câmaras, telefones e cabos de
panelas.

Os plásticos e estilo de vida das sociedades actuais

Os plásticos constituem uma parte importantes do nosso quotidiano, apesar

de muitas vezes n; o nos apercebermos disso. Isso acontece devido a grande

versatilidade que estes matérias possuem. Dos automóveis a peça de

78
boneco, das garrafas de bebidas não alcoólica aos frigoríficos onde ficam a

refrigerar, os plásticos estão espalhar por toda a nossa actividade diárias.

Os plásticos fazem parte de um conjunto matérias constituído por

polímeros.

Por exemplo comecemos pelos: lava- loiça das nossas cozinhas. As

canalizações de água, são normalmente de PVC e a canalização do esgoto é

Polietileno, mais resistente a corrosão. A torneira é metálica com pegas feitas

de plástico e têm na saída de água uma placa rosa de plástico, semelhante a

que existe nos chuveiros de casa de banho. A cuba da lava- loiça é de fibra

de vidro branco. As bancadas são folhadas a material plástico que simula

pedra. Todos os móveis são de MDF (uma aglomerado denso de madeira)

folhados a melamina (um plástico). Todas as pegas visíveis (porta de

armários, do fogão e do frigorífico) são de Polietileno. As cadeiras são

metálicas, com assento em plásticos a imitar madeira.

A parte externa de todos os electrodomésticos tem grande parte dos

componentes em plásticos, bem como o interior do frigorífico. Neste último

caso o isolamento térmico é feito usando espuma de Poliuretano, um

material também usado, no isolamento dos carros frigoríficos. Os

interruptores e tomadas são de polietileno, sendo a tubagem dos cabos

elétricos e os respectivos revestimentos deste mesmo material. O relógio

tem a janela do mostrador de acrílico, com os ponteiros e a moldura em

79
polipropileno, montado sobre uma estrutura de polietileno. O candeeiro é

todo fabricado de materiais plásticos. Sobre a bancada da lava -loiça, vê-se

um escorredor de loiça de plástico

VANTAGENS E DESVANTAGENS DOS PLÁSTICOS FACE A OUTROS

MATERIAIS

Os plásticos têm determinado a alteração dos estilos de vida das sociedades

em particular pelo baixo preço pelos diferentes design e pelos variados

campos de utilização (têxteis, construção civil, transporte, indústrias

farmacêuticas, mobiliário, embalagens, electro domésticos

telecomunicações, agricultura cibernética e robótica)

Mais como e por que motivo os plásticos adquiriram tantas utilizações? A

resposta é simples. Os plásticos dão respostas a muitas das nossas

necessidades melhor do que qualquer outro material com produto mais leve

e mais barato. E fazem-no de uma forma higiénica pois normalmente não

são metabolizados pelos microrganismos, o que impede que estes

sobrevivam na sua superfície, a menos que esta esteja em contacto com

outro meio de cultura.

Não sendo degradado pelos seres vivos e não sofrendo processo de

corrosão, a sua durabilidade sem qualquer protecção é enorme, comparada

com os restantes materiais. Existem polímeros fáceis de trabalhar que

podem produzir, através dos métodos de moldagem existentes, as mais

80
variadas formas, a temperatura relativamente baixas, quando comparadas,

com as temperaturas dos processos siderúrgicos. Podem ser extraídos em

películas muito finas e no entanto, com grande resistência, como é o caso

dos filmes de polietileno ou polipropileno usados no fabrico de sacos de

plásticos.

Permitem o disign de peças para serem produzidas em série que não seriam

possíveis com qualquer outro material, como e é o caso de muitos

componentes desenhados para a indústria automóvel.

A grande resistência dos polímeros a corrosão e a biodegradação é também

o seu maior inconveniente, pois os seus resíduos são muito difíceis de

eliminar. Por este motivo começou a fazer-se a reciclagem dos plásticos, de

modo a recuperar maior parte deles para a sua utilização inicial ou outras.

Outra solução que tem sido desenvolvida é a utilização de polímeros Bio

degradáveis em materiais descartáveis a curto ou médio prazo, como é o

caso dos sacos de plásticos que tantas vezes acompanham os lixos orgânicos

patos as lixeiras e aterros.

Apesar das desvantagens que terão de ser resolvidas, as vantagens dos

polímeros justificam claramente a sua Utilização.

APLICAÇÕES DOS POLÍMEROS E POLÍMEROS PARA FINS ESPECÍFICOS

A utilização de polímeros sintéticos em grande escala, para as mais diversas

aplicações é relactivamente recente. No início do século XX era fabricado um

81
reduzido número de polímeros (a baquelite, o rayon, o celuloide), sendo a

maioria dos polímeros que fazem parte do nosso quotidiano produto dos

últimos 70 anos. No enteando apesar de recente fazem parte integrante do

nosso dia-a-dia, de tal forma que, nos EUA, Europa e Japão, são produzidos

anualmente cerca de 150 Kg de polímeros sintéticos por habitante.

De acordo com o fim a que se destinam os diversos polímeros sintéticos, são

classificados em: plásticos, fibras, elastómeros, revestimentos e adesivos.

TERMOPLÁSTICOS E PLÁSTICOS TERMOFÍXOS

A indústria de polímeros classifica os seus produtos de diversas maneiras,

uma delas é quanto a sua resposta ao aquecimento. Os termos plásticos

(como o polietileno) amolecem e deformam-se quando aquecidos, e em

enrijecem quando arrefecidos, enquanto os plásticos termofixos ou termo

endurecíveis (como a fórmica) são inicialmente móveis, mais, quando

aquecido solidificam e não é possível voltar a amolece-los

Veremos mais adiante de que forma se relaciona este comportamento com

a estrutura do polímero de que são feitos.

Estas características têm aplicações ao nível da reciclagem: os plásticos

termofixos, uma vez moldados não podem sofrer novo ciclos de

processamento, pois não voltam a fundir, enquanto os termo plásticos

podem ser reprocessados pois, quando aquecido amolecem e podem ser

moldados novamente. Incluem-se neste tipo de plástico os Polietileno de

82
alta e baixa densidade, o polí (cloreto de venilo) o poli (tereftalato de etileno)

e as poliamidas, como o Nylon entre muitos outros.

POLÍMEROS NATURAIS, ARTIFICIAIS E SINTÉTICOS

Mesmo que a indústria de polímeros não existisse encontrar- nos-íamos

rodeados por este tipo de compostos.

Alguns polímeros, como o polipropileno e o Teflon são sintético, isto é, não

existiam na natureza até serem sintetizados pelo homem. Outros como a

seda, o algodão o Linho, a Lã, a celulose e a borracha, ocorrem naturalmente,

sendo uns de origem animal e outros de origem vegetal. As proteínas, os

carbohidratos e os ácidos nucleicos, são também polímeros naturais que

existem em todos seres vivos.

Os polímeros podem ser divididos em três grandes grupos de acordo a sua

proveniência:

-polímeros naturais (ex. Proteínas)

-polímeros semi-sintéticoe ou artificiais produzido a base de materiais

naturais, como celulose, quimicamente alterada ( Ex. Celuloide, seda artificial

-polímeros sintéticos: obtidos através de processos químicos a partir de

refinados do petróleo, do gás natural ou do carvão (Ex polietileno,

polipropileno, poliéster, poliuretano entre outro)

83
UNIDADE # 9- LIGAS METÁLICAS, MATERIAIS

CERÂMICOS E COMPÓSITOS

Através do tema organizador desta extensão, “Ligas Metálicas. Materiais

Cerâmicos. Compósitos.", Procura-se salientar a necessidade de se

encontrarem, cada vez mais, materiais que possam satisfazer a procura do

mercado, devido à exploração exaustiva dos recursos naturais, à deficiente

reciclagem, revalorização e reutilização dos equipamentos e objectos e à

cada mais exigente tecnologia de ponta.

Objectivos:

• Reconhecer a importância fundamental dos metais na evolução das

sociedades humanas ao longo dos séculos: as eras do cobre, do

bronze e do ferro e a era do aço

• Identificar a importância dos metais nos meios de transporte, nos

computadores e outros equipamentos que tenham na sua

constituição condutores, nas comunicações por satélite, nos

processos alimentares e de conservação, na construção, nas

aplicações biomédicas, na produção de corrente eléctrica e seu

transporte, nos equipamentos domésticos

84
• Interpretar liga metálica como uma solução sólida: mistura

homogénea de um metal com um ou mais elementos, metálicos ou

não metálicos

• Identificar os metais do bloco d da Tabela Periódica dos elementos

como os metais predominantes nas ligas metálicas

• Interpretar a utilização de ligas metálicas em determinadas utilizações

em detrimento dos metais, pelas propriedades mais vantajosas que

apresentam

• Reconhecer a importância das ligas metálicas em engenharia, pelo

facto de se poder controlar a sua composição e consequentemente as

suas propriedades

• Descrever o processo de formação de uma liga metálica a partir da

mistura dos componentes fundidos e posteriormente arrefecidos para

permitir a formação de um sólido uniforme

• Identificar a amálgama como uma liga de mercúrio com outro (s)

metal (ais)

• Identificar os materiais cerâmicos como materiais inorgânicos não

metálicos.

• Reconhecer que a maior parte dos materiais cerâmicos têm

tipicamente uma natureza cristalina e que são compostos formados a

partir de elementos metálicos e não metálicos para os quais as

85
 ligações químicas podem ser totalmente iónica ou parcialmente

iónica com algum carácter covalente

Identificar os materiais compósitos como materiais resultantes da

combinação de pelo menos dois materiais quimicamente distintos

(metais, cerâmicas ou polímeros), com uma interface de contacto e

criados para obter melhores propriedades

• Distinguir as duas fases de um compósito: a fase contínua (matriz)

escolhida de forma a conferir a maleabilidade ou ductilidade, e a fase

descontínua (fase dispersa ou fase de reforço), escolhida de forma a

conferir resistência

Ligas metálicas

Ligas metálicas: são materiais com propriedades metálicas que contêm dois

ou mais elementos químicos sendo que pelo menos um deles é metal.

Apesar da grande variedade de metais existentes, a maioria não é

empregada em estado puro, mas em ligas com propriedades alteradas em

relação ao material inicial, o que visa, entre outras coisas, a reduzir os custos

de produção.

Os metais tem propriedades características, ás quais já nos referimos

anteriormente de forma genérica, mas que apresentam variações subtis de

metal para metal. Apesar de cada metal apresentar dureza, condutividade

86
térmica e eléctrica diferente dos restantes, por vezes não existe um metal

que na sua forma pura, apresente as características exactas pretendidas para

uma determinada aplicação.

Para se poder resolver este problema recorre-se á formação de ligas.

Para se obter uma liga, normalmente utiliza-se o metal de base, previamente

fundido, que será o solvente e cuja concentração é a mais elevada, ao qual

se adiciona os outros elementos da liga, sob a forma de fragmentos sólidos,

previamente pesado, e que se dissolvem por agitação. A solução líquida

obtida é arrefecida, resultando uma solução sólida que é a liga pretendida.

Há ligas metálicas formadas somente por metais e outras formadas por

metais e semimetais (boro, silício, antimónio) ou por metais e não metais

(carbono, fósforo). As ligas possuem propriedades diferentes dos metais que

as originam, como, por exemplos, o ponto de fusão ou dureza.

As propriedades das ligas dependem da estrutura atómica dos metais que

as constituem, podendo os metalurgistas, por alteração da sua composição,

conferir-lhes propriedades particulares desejáveis. As ligas tem milhares de

aplicações, desde os aços de alta resistência às ligas leves utilizadas em

aeronáutica. Na prática, muito poucos metais são usados no seu estado

puro.

87
As ligas podem ser classificadas de diversas formas, por exemplos:

 Pelo metal predominante, como liga de cobre, de alumínio, de

chumbo, etc.

 Pelo número de elementos que as compõem, como ligas binárias,

formadas por dois elementos ou ligas ternárias, formadas por três

elementos;

 Pela principal propriedade da liga, como leves, ligas de baixo ponto

de fusão, etc.

As ligas se caracterizam por fornecer ou modificar propriedades que os

metais não apresentam. Dentre estas características destacam-se:

 Condutividade elétrica e térmica;

 Resistência à corrosão;

 Brilho;

 Resistência mecânica;

 Temperatura de fusão.

Desse modo, as ligas oferecem propriedades que os metais isoladamente

não possuem, contribuindo para que possam ser utilizados em diversas

finalidades.

88
 Produção de uma liga metálica

Tipos e exemplos

As ligas metálicas são divididas em:

 Ligas metálicas ferrosas: Apresentam o ferro como principal constituinte.

Em geral, apresentam facilidade de sofrer corrosão. Exemplos: aço e ferro

fundido.

 Ligas metálicas não-ferrosas: Como o nome indica, não apresentam ferro.

São mais resistentes à corrosão. Exemplos: ligas de alumínio, bronze, latão

e amálgama.

89
8.1. LIGAS METÁLICAS E SUAS APLICAÇÕES

Através da sua composição, verifiquemos que a maioria dos elementos que

compõem as ligas metálicas referidas são elementos do bloco D da tabela

periódica, por exemplo: o cobre, o zinco, o ferro, o crómio, o níquel, o

tungsténio, o ouro, o mercúrio, a prata, etc.

Exemplos de algumas ligas metálicas:

Liga metálica Componente Característica Aplicações

Latão Cobre e zinco Resistência a Navios

corrosão Tubos

Bronze Cobre e estanho Resistência a Moedas

corrosão Sinos

Aço Ferro e carbono Resistência a Navios

corrosão Utensílios

domésticos

Aço inoxidável Aço e Crómio Resistência a Talheres

corrosão Utensílios

domésticos

90
Aço-Níquel Aço e Níquel Resistência Canhões

mecânica Material de

blindagem

Aço-Tungsténio Aço e tungsténio Alta dureza Brocas

Ponta de caneta

Amálgama Mercúrio, prata e Resistência á Restauração de

estanho oxidação dentes

Ouro de 18 Ouro e cobre Alta ductilidade Joias

quilates e maleabilidade

Prata de lei Prata e cobre Aumento da Utensílios

dureza domésticos

Ornamentos

Ligas de cobre

O cobre puro é um material muito macio, juntando-lhe diversos elementos,

podem obter-se ligas com propriedades muito valiosas, muitas vezes

chamadas de ligas de cobre.

91
O bronze: era utilizado para o fabrico de armas e ferramentas e ainda hoje é

usado no fabrico de peças de maquinaria e estátuas. Contém cerca de 90

porcentos de cobre a 10 porcentos de estanho, podendo em bronze

especiais entrar pequenas quantidades de zinco, alumínio, prata ou chumbo.

Os latões tem na sua constituição cobre e zinco com percentagem deste

último de 3 a 45 porcentos. Ocasionalmente podem ser adicionadas

pequenas quantidades de outros elementos como alumínio, estanho,

chumbo, ou arsénio para que as ligas adquiram determinadas características.

Por exemplo:

O latão vermelho – Contém 20% de zinco, é muito maleável e pode ser

convertido em lâmina finíssima.

O latão Amarelo: contém 20% a 40% de zinco e utiliza-se sobretudo no

fabrico de peças de maquinaria.

O latão branco: levemente corado de amarelo- contem 80%de zinco e é

quebradiço, pelo que só pode ser usado em fundição.

O latão em geral pode ser utilizado em diversos campos, desde armamentos,

passando pela ornamentação, em tubagens, terminais eléctricos,

refrigeradores e caldeiras.

As ligas de cobre e níquel podem conter quantidades variadas de cada

metal e são designadas por ligas de cuproníquel. Uma dessas ligas tem 58 a

60% de cobre, 32 a 42% de níquel e 1 a 2% de magnésio. É muitas vezes

92
usado em instrumentos de medição por ter uma resistência Electrica

praticamente independente da temperatura.

Liga de estanho

O estanho é um metal de cor branca, muito dúctil e maleável. Apresenta.se

em duas formas alotrópicas: estanho branco e estanho cinzento. O estanho

branco passa a estanho cinzento a baixas temperaturas.

O estanho forma ligas, sobretudo com chumbo e cobre. O bronze, que já

vimos anteriormente, resulta da combinação do cobre com estanho.

Juntando 30% de estanho a 60% de chumbo, obtém-se uma liga de baixo

ponto de fusão, utilizada para soldar. Liga com 70% de antimónio e um

pouco de cobre empregam-se nos chamados metais antifricção utilizado no

fabrico de peças para eixos de máquinas.

Peças decorativas ou até de utilidade doméstica, muito usado antigamente,

eram moldadas a partir de uma liga de estanho á qual se juntava antimónio

e chumbo. Ainda hoje se fabrica recipientes de estanho, mas evita-se a

adição de chumbo, devido á sua toxidade.

Liga de mercúrio

O mercúrio forma liga com diferentes metais, chamadas amálgama.

Exemplo bem conhecido são as amálgamas usadas no tratamento dentário

formadas por mercúrio, cobre, prata, estanho e zinco e cuja composição

93
quantitativa tem variado ao longo dos tempos. Esta liga endurece poucos

minutos depois de se efectuar a mistura.

O mercúrio e os seus compostos são venenosos para o homem, por isso este

tipo de amálgama é cada vez menos usado em obturação dentária.

Liga de prata

O cobre, a prata e o ouro são tao pouco reactivo que são geralmente

encontrados na natureza no seu estado livre. A sua baixa reactividade e a sua

raridade tornou-se valiosos no fabrico de moedas e em joalharias, sendo

muitas vezes denominados materiais de cunhagem.

A prata é o mas branco de todos os metais e mostra um poder de reflexão

da luz particularmente grande. É usada no fabrico de joias e baixelas sob

forma de liga, por ser demasiado macia.

As principais ligas são a prata de lei e a prata de cunhagem, contendo prata

e cobre na proporção, respetivamente, de 92,5% para 7,5% e 90% para 10%.

Liga de ouro

O ouro, com a sua brilhante cor amarela, que permanece estável ao longo

de século, desde sempre fascinou o homem. Tem sido extraído de minas e

usado na criação de joias e outros adornos e moedas, tendo também sido

usado em odontologia para fazer coroas.

94
O ouro puro é extremamente macio e, como tal, tem de ser usado em ligas

normalmente com cobre, prata, zinco ou níquel.

A proporção de ouro nas ligas é muitas vezes expressa em quilates. O ouro

puro tem 24 quilates (24k), logo, o ouro de 18 quilates (18k) tem 18/24 ou

seja 75% de ouro.

É chamado ouro de lei o ouro que tem os quilates determinados por lei.

A diversidade de cores e aplicações hoje exigidas ao ouro tem ampliado a

composição das suas ligas. O ouro é normalmente uma liga de ouro e níquel

e quando usado em próteses dentárias, contém platina.

Em joalharia, esta diversidade de cores apresentadas pelas pela liga de ouro

é muito utilizada na criação de peças com determinado design. Uma joia que

que possuía 75% de ouro puro na sua composição metálica é definida como

uma joia de 18k. Os restantes 25% da joia correspondem ao metal ou matais

quem fazem parte da liga e que definem a sua cor.

Nouro vermelho os 25% são de cobre, no ouro amarelo dividem-se pelo

cobre e pela prata e no ouro branco são distribuídos aproximadamente por

10% de níquel, 10% de paládios e 5% de zinco, podendo o zinco ser

substituído pela prata.

Em odontologia, são ainda usadas ligas de ouro e estanho e de ouro e

paládio.

95
O ouro, com zinco ou com estanho, utiliza-se na preparação de soldas,

porque quer o zinco quer o estanho baixam o ponto de fusão do ouro.

As indústrias automobilísticas, aeronáuticas, navais, bélicas e de construção

civil são as principais responsáveis pelo consumo de metal em grande escala.

São também representativos os sectores de electrónica e comunicações.

As ligas metálicas mais comuns no quotidiano são:

 Aço: constituído por Fe e C

 Aço inoxidável: constituído por Fe, C, Cr e Ni

 Ouro de joias: constituído por Au, Ag e/ou Cu

 Amálgama dental: constituída por Hg, Ag e Sn

 Bronze: constituído por Cu e Zn

 Latão: constituído por Cu e Zn

As ligas metálicas podem ser classificadas em basicamente dois tipos de

ligas que são: ligas ferrosas e não ferrosas.

Há ligas formadas somente de metais e outras formadas de metais e

semimetais (boro, silício, arsénio, antimónio) e de metais e não metais

(carbono, fósforo).

96
8.2. MATERIAIS CERÂMICOS E COMPÓSITOS

Um material cerâmico é um tipo de material cerâmico não orgânico, não

metálico, composto normalmente de elementos e não-metálicos. Os

materiais cerâmicos podem ser cristalinos ou parcialmente cristalino. Eles

são formados pela acção do calor e subsequente resfriamento. São bons

isolantes e têm temperaturas de fusão e resistência muito elevadas.

Aplicações

Cerâmicas tradicionais

 Cerâmica branca: louças, isolantes, azulejos e pisos

 Cerâmica vermelha: tubos, tijolos, telhas e lajotas

 Refratários: tijolos, moldes, cimentos e cadinhos

 Construção: concreto, gesso e vidros

 Abrasivos: rebolos e lixas

 Vidros: garrafas, louças, vidros planos.

Cerâmicas avançadas

 Cerâmicas Electrónicas: elementos de aquecimento, isolantes

substratos e semiconductores.

 Cerâmica aerospacial: partes de turbinas, isolante térmico

 Biocerâmica: próteses e implantes

97
  Refratários avançados: revestimentos e concretos de alto

desempenho

 Nuclear: combustíveis

 Diversos: ferramentas de corte, componentes resistentes á abrasão,

blindagem, vitrocerâmicos, monocristais e fibras ópticas.

Compósitos

São materiais formados pela união de outros materiais com o objectivo de

se obter um produto de maior qualidade.

A síntese de materiais compósitos se dá por misturar compostos de

naturezas diferentes, com o intuito de imprimir novas propriedades aos

materiais. Por ser um material multifásico, um compósito exibe além das

propriedades inerentes de cada constituinte, propriedades intermediárias

que vem da formação de uma região interfacial.

As fases dos compósitos são chamadas de matriz- que pode ser cerâmica,

polimérica e metálica- e a fase dispersa- geralmente fibras ou partículas que

servem como carga.

Métodos de fabricação

A fabricação de materiais compósitos é realizada por uma ampla variedade

de técnicas, incluindo:

 Posicionamento avançado de fibras

98
  Colocação de fibras sob medida

 Processo de preparação de pulverização de fibra de vidro

 Enrolamento de filamento

 Processo lanxide

A fabricação de compósitos geralmente envolve molhar ou saturar o

material de reforço com a matriz, e então fazer com que a matriz se ligue

(com calor ou uma reacção química) em uma estrutura rígida.

Exemplos de aplicação dos compósitos

 Capacetes de proteção individual de algumas forças militares

 Coletes á prova de balas

 O betão armado (cimento de aço)

 Bicicletas

 Varas (atletismo)

 Pranchas de surf

 Canas de pesca

 Raquetes de ténis

99
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

1. Covre, G. J. Química•3: O homem e a natureza. Editora FTD, São Paulo,

2000.

2. Constantino, M. G. Química organica. Volume 2, Curso basico

Universitario, 2005.

3. Feltre, Ricardo. Química geral. 6º ed. Editora Moderna LTDA, São

Paulo, 2004.

4. Faria, A. M. ; Ribeiro, M. I. Química. 12º ano, Plátano Editora, S. A.

Lisboa, 1995.

5. Antonio. L, António. S, Edgar. M. Supletivo Seriado: Química: 2º grau,

Ática Editora, São Paulo, 1979

6. Teca, J. Química 11ª classe,Texto Editores,Lda. Angola, 2012.

7. Usbergo, Salvador. Química Volume Único, 5º ed. Reform. Saraiva

Editora, São Paulo, 2002.

8. Sites de interesse:

• http://bilbo.edu.uy/organica/MaterialApoyo1.pdf

• web.rcts.pt/luisperna/pdf/nomen_org2.pdf

• pt.wikipedia.org/wiki/Derivado_halogenado

• pt.wikipedia.org/wiki/Hidrocarbonato

• www.fisica.com.br/Quimica/Apostilas/Hidrocarbonetos.pdf

• http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%81lcool;

•
http://br.geocities.com/hpemerson/Quimica/QuimicaOrganica/Func
oesOrganicas/Alcoois.htm;

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