Química

 
Tabela de conteúdos

1. O Universo
  1.1. Argumentos a favor da teoria do Big Bang
  1.2. Vida estelar
2. Espectroscopia
3. Estrutura atómica e quantização
  3.1. Modelo atómico
  3.2. Átomo de hidrogénio segundo Bohr
  3.3. Efeito fotoeléctrico
  3.4. Distribuição electrónica actual
    . 3.4.1. A Tabela Periódica
    . 3.4.2 - Isótopos, massas isotópicas relativas e massa atómica relativa
    . 3.4.3. Raio atómico e raio iónico
    . 3.4.4. Energia de remoção (no estado fundamental)
4. Estruturas moleculares
  4.1. Ligação covalente
  4.2. Hidrocarbonetos
5. Evolução da atmosfera
  5.1. A interacção radiação-matéria
  5.2. Formação e depleção do ozono estratosférico
Actividades laboratoriais
  AL 10.1.1. Medição em Química
  AL 10.1.2. Análise elementar por via seca
  AL 10.1.3. Identificação de substâncias e avaliação da sua pureza
    . AL 10.1.3.1. Densidade
Anexo A: Composição de cores

1. O Universo

 1.1. Argumentos a favor da teoria do Big Bang

   Aos 10^-12 segundos, o Universo é um caldo de electrões, quarks e outras partículas . O arrefecimento rapidíssimo do cosmos permite aos quarks, aos 10^-6 segundos, agregarem-se para formarem protões e neutrões. Aos 3 min, formam-se os primeiros núcleos: é a nucleossíntese primordial. Finalmente, 300.000 anos depois donascer do tempo e espaço, os electrões combinam-se com os neutrões para formarem os primeiros átomos de hidrogénio e hélio e estes acabam por agrupar-se para originarem proto-estrelas. Esta teoria, denominada BigBang, assenta sobre três grandes provas.

1. Afastamento das galáxias. Até ao início do século XX, o Universo era considerado estático e infinito. Mas, em 1929, Slipher e Hubble confirmaram experimentalmente a Teoria da Relatividade de Einstein e concluíram que as galáxias se estavam a afastar umas das outras com velocidade proporcional à distância: é a Lei de Hubble, que se baseia no Efeito de Dopplerⁱ. Apesar da força gravítica que as atrai entre si, as galáxias estão a afastar-se. Se fizermos rewind neste movimento, vemos o Universo a contrair-se e contrair-se e contrair-se até desaparecer, o que sugere que o Universo nasceu a partir de um ponto muito denso e quente (uma singularidade), tendo continuado a expandir-se até hoje.
2. Radiação de fundo de microondas.De acordo com Gamow, se o Universo evoluíra a partir daquele ponto muito denso e quente, a radiação resultante da sua rápida expansão seria suficientemente grande e energética para, actualmente, ainda existir uma radiação enfraquecida a percorrer o cosmos, isto é, uma radiação de fundo. A detecção destas ondas, em 1965, por Penzias e Wilson, constitui, por isso, mais uma prova a favor do BigBang.
3. Proporção de átomos existentes: 75% de hidrogénio e 23% de hélio, ambos átomos simples de baixo número atómico.

   A teoria do BigBang não está, porém desprovida de falhas, uma vez que não explica o motivo da existência da singularidade, nem consegue determinar o que existia antes ou prever o que sucederá futuramente. Para responder à última questão, existem várias teorias alternativas: Teoria da Expansão Permanente, Teoria do BigCrunch (o Universo está a expandir-se agora, mas voltará a contrair-se sobre si mesmo e depois expandir-se outra vez, num constante ciclo de contracções e expansões) e a Teoria do Estado Estacionário (o Universo sempre teve, e terá, o mesmo tamanho).

 1.2. Vida estelar

   Formados núcleos atómicos, iniciaram-se as reacções nucleares, que existem em duas formas: de fissão, quando um núcleo de fragmenta noutros de menor dimensão, e de fusão, quando existe junção de vários núcleos para gerar um novo e de número atómico superior. Ambientes propícios à ocorrências das primeiras foram criados pela agregação de átomos nas proto-estrelas e, com efeito, as estrelas são, actualmente, definidas como um centro de fusão nuclear: embora as mais energéticas se processem no coração do astro, ao longo das suas várias camadas e consoante a fase da sua vida em que se encontra, estas reacções decorrem continuamente.

   Por vezes, várias estrelas interagem para fundir certos núcleos atómicos e, neste caso, fala-se de uma nucleossíntese interestelar.

2. Espectroscopia

   Todos os corpos com temperatura superior ao zero absoluto (0 graus Kelvin) emitem radiação, cujo comprimento de onda e, por conseguinte, energia associada, está dependente dessa mesma temperatura e pode ser examinada através de espectros, que são o resultado da decomposição da luz emitida (espectros de emissão, com faixas coloridas sobre um fundo preto) ou absorvida (espectros de absorção, com faixas pretas sobre fundo colorido). Os espectros dos corpos celestes, sejam contínuos (ininterruptos) ou descontínuos, visto que cada elemento químico têm um espectro de emissão característico, fornecem informações quanto à distância a que eles se encontram, à sua temperatura e à sua composição química.

   A velocidade da luz que viaja no vácuo do Universo (c = 3x10⁸ ms^-1) calcula-se pela divisão da distância por si percorrida pelo intervalo de tempo em análise, ou seja, por exemplo, pelo quociente entre λ, comprimento de onda, e T, período da onda, ou pelo produto de λ pela frequência da onda. Contudo, embora tenha características de onda, a radiação electromagnética também pode ser considerada um fluxo de partículas denominadas fotões. Dependendo da energia transportada por esta onda/partícula, a luz pode ser ou não visível, como pode constatar-se pelo espectro da radiação electromagnética existente (xkcd).

3. Estrutura atómica e quantização

 3.1. Modelo atómico

 3.2. Átomo de hidrogénio segundo Bohr

   Segundo o modelo de Bohr, os electrões viajam à volta do núcleo em órbitas bem definidas, que correspondem a determinados valores de energia, ou seja, a níveis fixos de energia. Um electrão nunca poderá ter energia correspondente a um valor no intervalo de valores de cada órbita, pelo que se diz que a energia está quantizada. Sempre que possam, os electrões ocupam os níveis mais energéticos, isto é, os mais próximos do núcleo, estando no estado fundamental. Quando tal não se verifica, o electrão está em estado excitado.

   Para o electrão transitar entre estados estacionários (= mudar de nível), tem que haver emissão (o átomo, perde energia e passa para um nível inferior, como na desexcitação em C) ou absorção (o átomo, excitado, passa para um nível superior, como a excitação em A) de energia, que, visto estar quantizada, deve ser no valor do intervalo entre os níveis final e inicial. Para ocorrer excitação, qualquer outra quantidade de energia (se é necessário x para que se suba de nível e só é fornecido 0,5x), não é absorvida. Consequentemente, como só pode absorver certos valorde de E, só pode emitir essas quantidades de energia: assim, na desexcitação, a E libertada é, obrigatoriamente, a ∆E dos dois níveis e assume a forma de radiaçãoⁱⁱ.

 3.3. Efeito fotoeléctrico

   Enquanto o electrão está sob a acção do núcleo, a sua energia é negativa, mas é nula quando este sai da acção do núcleo, ou seja, quando o átomo se torna um ião. À energia que o electrão tem que absorver para abandonar o átomo dá-se o nome de energia de remoção, que é, portanto, simétrica à energia no nível em que se encontrava. Cason se forneça ao e^- mais energia do que a de remoção, este converte o excesso em energia cinética e abandona a esfera de influência do núcleo com velocidade não nula.

   Quando incide sobre eles radiação electromagnética com fotões de energia igual ou superior à energia de remoção, os metais libertam, por cada fotão, um electrão (o número de electrões removidos é proporcional à intensidade do feixe de luz). Este fenómeno, denominado efeito fotoeléctrico, converte energia luminosa em energia eléctrica.

 3.4. Distribuição electrónica actual

  O modelo que hoje acreditamos estar correcto defende que os electrões não descrevem órbitas fixas em volta do núcleo. Os electrões estão dispostos em volta do núcleo numa nuvem electrónica, que é composta por orbitais. As orbitais são regiões onde, sob a acção do núcleo, um electrão com uma dada energia (tal como no modelo de Bohr, aqui os electrões só podem ter uma dada energia) tem probabilidade de se encontrar. As orbitais podem ser definidas por números quânticos:

• O número quântico principal (n) indica o nível de energia da orbital e só pode assumir a forma de números naturais (1, 2, 3 , 4...).
• O número quântico de momento angular (l) indica a forma da orbital e pode assumir números inteiros de 0 a n-1 (n é o número quântico principal, ou seja, o nível onde está a orbital).
• O número quântico magnético (m_l) indica a orientação no espaço da orbital (por exemplo, as orbitais 2p podem estar orientadas segundo o eixo do x, segundo o eixo do y ou segundo o eixo do z: daí 2p_x, 2p_y e 2p_z) e podem assumir valores inteiros que vão desde -l a +l.

No átomo de hidrogénio, as orbitais 2s e 2p têm o mesmo valor de energia. Nos outros átomos, os polielectrónicos (= com vários electrões), a orbital 2p possui energia ligeiramente maior. Para fazer a distribuição electrões nestes, obedecemos a vários princípios:

• Princípio da Energia Mínima: os electrões são preguiçosos e, sempre que possível, ocuparão as orbitais de menor energia. Isto significa que, na configuração de um átomo no estado fundamental, primeiro preenchem-se as orbitais de menor energia e só depois avançamos para as de maior energia.

• Regra de Hund: as orbitais com mesma energia (como as 3 orbitais p, por exemplo) devem ser primeiro semi-preenchidas e só depois se procede ao emparelhamento de electrões.

• Princípio de exclusão de Pauli: não podem existir dois electrões num átomo com o mesmo conjunto de números quânticos (n, l, m_l e ms). Como só há dois valores possíveis para m_s, isto significa que cada orbital só pode conter 2 electrões, ou melhor dizendo: para cada valor de m_l só podem existir 2 electrões. (As orbitais p podem levar até 6 electrões, mas apenas porque são compostas por 3 orbitais — p_x, p_y e p_z — e 3x2=6. As orbitais d são compostas por 5 orbitais, logo levam até 10 electrões.)

   3.4.1. A Tabela Periódica

   A Tabela Periódica está organizada em grupos (colunas verticais) e períodos (linhas horizontais). O grupo de um dado elemento é dado pelo seu número de electrões de valência (= nº de electrões presentes no último nível da distribuição electrónica): 1 electrão de valência → grupo 1, 2 electrões de valência → grupo 2, 3 electrões de valência → grupo 13 (1,2, 13, 14, 15, 16, 17, 18). O período é dado pelo maior número quântico principal presente na configuração do elemento no estado fundamental.

   Os blocos da TP agrupam elementos cujas distribuições electrónicas terminam no mesmo tipo de orbital. Ou seja, todos os elementos cuja distribuição termina numa orbital s estão no bloco s e por aí fora.

  3.4.2 - Isótopos, massas isotópicas relativas e massa atómica relativa

   Isótopos são átomos do mesmo elemento mas que diferem no número de neutrões (logo, diferem no nº de massa). A massa atómica relativa é uma média ponderada das massas isotópicas relativas dos isótopos de um dado elemento.

• Massa relativa do boro: abundância de B-10 x massa de B-10 + abundância de B-11 x massa de B-11, logo: 0,1978 x 10,0129 + 0,8022 x 11,0093= 10,81

• Massa isotópica relativa do carbono-13: A massa atómica relativa do carbono é abundância do carbono-12 x massa isotópica relativa do carbono-12 + abundância do carbono-13 x massa isotópica relativa do carbono-13. 0,9889 x 12,00 = 11, 8668 (o contributo do carbono-12 para a massa atómica relativa do carbono); 12,01 - 11, 8668 = 0,1432 (o contributo do carbono-13 para a massa atómica relativa do carbono); (0,1432 / 1,11) x 100 = 0, 1290 x 100 = 12, 90

• Abundância relativa do cobre-63: Somadas, as abundâncias relativas do cobre-63 e do cobre-65 são 100%. Isto porque saber que o cobre-65 tem uma abundância relativa de 30,91 significa que 30,91% de todo o cobre tem número de massa 65. Então, abundância relativa do cobre-63 = 100% - abundância relativa do cobre-65 = 100% - 30,91% = 60, 09%

• Qual dos isótopo de cloro (cloro-35, massa isotópica 34,97, e cloro-37, massa isotópica 36,97) mais abundante na Natureza? Primeiro, faz-se uma média: (34, 97 + 36,97) / 2 = 35, 97. Sabemos que, se a abundância de cloro-35 fosse 50% e a de cloro-37 fosse outros 50%, esta seria a massa relativa do cloro. Mas a sua verdadeira massa relativa é 35, 45. E o cloro-35 é o que tem a massa atómica mais próxima deste valor.

• Qual dos isótopos de prata (prata-107, massa isotópica 106,91, e prata-109, massa isotópica 108,90) é mais abundante? (106,91+108,90) / 2 = 107, 91. A massa atómica relativa da prata é 107,87. Logo, o mais abundante é a prata-107, embora seja perto de 50% para prata-107 e 50% para prata-109.

   3.4.3. Raio atómico e raio iónico

   O raio dos átomos depende de dois factores: a atracção nuclear (atracção entre o núcleo e os electrões) e a repulsão electrónica (os electrões repelem-se). Ao longo do grupo (de cima para baixo), o raio aumenta, devido à repulsão electrónica. Contudo, ao longo do período, o efeito da carga nuclear prevalece ("ganha"), logo o raio diminui da esquerda para a direita.

   O raio do ião positivo é menor do que o raio do átomo que lhe deu origem, porque, ao formar um ião positivo, o átomo perdeu electrões, contraindo-se a nuvem electrónica. Porém, o raio do ião negativo é maior do que o raio do átomo que lhe dá origem, porque, ao formar um ião negativo, o átomo ganhou mais electrões, expandindo-se a nuvem electrónica: a carga nuclear não aumentou, por isso "ganha" a repulsão electrónica.

  3.4.4. Energia de remoção (no estado fundamental)

   A energia de ionização é a energia mínima necessária para remover um electrão do átomo (substância no estado gasoso) e, assim, ionizá-lo. O número de energias de ionização que um átomo pode ter é igual ao número de níevis de energia que tem no estado fundamental (orbitais como p_x, p_y e p_z, por terem a mesma energia, contam como uma só).

• A energia de ionização diminui ao longo do grupo da Tabela Periódica, porque, ao longo do grupo (de cima para baixo), o número quântico principal aumenta, o que significa que o electrão a ser arrancado terá mais energia e será mais fácil removê-lo (precisaremos de mais energia).
• A energia de ionização aumenta ao longo do período da Tabela Periódica, porque, ao longo do período (da esquerda para a direita), a contracção da nuvem electrónica por efeito da carga nuclear significa uma menor energia para o electrão a ser arrancado: será mais difícil removê-lo (precisaremos de menos energia).

A energia da segunda ionização será maior, pois o electrão a ser arrancado estará mais próximo do núcleo e com menor energia.

4. Estruturas moleculares

 4.1. Ligação covalente

   A ligação covalente é uma ligação química que se estabelece entre dois átomos com partilha de electrões (os electrões partilhados pertencem aos dois átomos em simultâneo). Poderá ser: simples, se se partilha um par de electrões; dupla, se se partilham dois pares; ou tripla, se se partilham três pares. Entre dois átomos iguais, a ligação simples terá o maior comprimento de ligação (= distância entre os átomos) e a tripla terá o menor (pois, quanto maior o número de electrões partilhados, maior a atracção entre os átomos), tendo esta última a maior energia de ligação (= energia que é necessário fornecer para quebrar a ligação), já que, quanto maior a atracção entre os átomos, mais difícil é afastá-los.
   Representamos a molécula através da sua fórmula de estrutura, onde os traços entre os átomos representam os pares de electrões ligantes ou partilhados (cada traço corresponde a um par partilhado) e os outros traços ("orelhas", "casinhas") são pares de electrões não-ligantes.
   Geralmente, para escrevermos a fórmula de estrutura, aplicamos a notação de Lewis, que consiste na colocação de pontos • ou cruzes em redor do símbolo químico de um elemento (por cima, à esquerda, em baixo e à direita, com um máximo de dois pontos/cruzes em cada lado), de forma a representar os seus electrões de valência. Por exemplo, o hidrogénio (H), que só tem um electrão de valência (1s¹), ficará •H.

 4.2. Hidrocarbonetos

    Os hidrocarbonetos são compostos orgânicos formados por átomos de carbono (C) e de hidrogénio (H), que podem ser saturados (quando só existem ligações covalentes simples a unir os átomos de C) ou insaturados (quando existem uma ou mais ligações duplas ou triplas a uni-los).

   Quando os hidrocarbonetos só possuem ligações covalentes simples, designam-se alcanos, se a cadeia for aberta, e cicloalcanos, se for fechada. Dentro dos alcanos, teremos: metano (CH₄), etano (CH₃–CH₃), propano (CH₃–CH₂–CH₃), butano (4 átomos de C), pentano (5 átomos de C), hexano, heptano, octano, nonano, decano… Para saber a fórmula química destes compostos, basta saber o número de átomos de carbono: C_nH_2n+2 e saber que Mel É Para Burros Penteados.

   Podemos, no entanto, obter alcanos mais complexos quando se criam ramificações a partir da cadeia principal, isto é, acrescentar à cadeia principal radicais. Geralmente, são grupos alquilo (que também são formado por hidrogénio e carbono), como metilo (CH₃), etilo (2 átomos de C), propilo, etc. Quando tal acontece, é necessário seguir algumas regras para nomear o composto:

1. Seleccionar a sequência, na molécula, com maior número de átomos de carbono. Essa será a cadeia principal. Na imagem, das três sequências de átomos C, a destacada a vermelho é a maior. Como tem seis C, o composto será um hexano.
2. Numerar a cadeia de forma a que os radicais fiquem com o menor número possível. Na imagem, a numeração correcta é a verde, pois os radicais estarão ligados aos carbonos 2 e 3 (com a numeração verde, seria 4 e 5).
3. O nome dos radicais (que, quando é de um grupo alquilo, perde o o final) deve ser precedido pelos números dos carbonos a que se encontram ligados. No caso de serem vários números diferentes para um só grupo, os números são separados por uma vírgula. No caso de se repetir o mesmo grupo, acrescentam-se os prefixos di, tri, tetra, etc. O nome dos grupos deve estar por ordem alfabética, independentemente dos prefixos. Só depois do nome dos radicais vem o nome da cadeia principal. Na imagem, temos um grupo metilo associado ao carbono 3 e um grupo etilo ligado ao carbono 2.
4. Os números separam-se com vírgulas; os hífens separam os grupos, separam os números das palavras e separam palavras que começam por h. Então, o nome do composto da imagem é 2-etil-3-metil-hexano (etil vem antes de metil devido à ordem alfabética).

   Os haloalcanos são formados quando um ou vários átomos de hidrogénio de um hidrocarboneto são substituídos por halogéneos (F, Cl, Br ou I). Estes radicais serão designados por fluoro, cloro, bromo e iodo. As regras são as mesmas. O composto da imagem tem, na cadeia principal, 2 átomos de carbono, logo é um etano. Uma vez que os radicais estarão nos carbonos 1 e 2 independentemente da ordem de numeração, o carbono 1 será aquele que está ligado ao radical que virá primeiro na ordem alfabética. Deste modo, tem um radical de cloro no carbono 2, um radical de flúor no carbono 2 e um radical de bromo no carbono 1. Chamar-se-á: 1-bromo-2-cloro-2-fluoroetano.

   Os clorofluorocarbonetos são haloalcanos que só têm átomos de carbono, flúor e cloro.

5. A atmosfera

   A Terra formou-se a partir da acreção de planetesimais e pequenos corpos formados a partir da nuvem de gases e poeiras que deu origem ao Sistema Solar. A colisão destes materiais rochosos, bem como o decaimento dos isótopos radioactivos que faziam parte da sua constituição, levou à libertação de grandes quantidades de energia, com consequentemente aquecimento do planeta.

   O interior da Terra entrou em fusão. A redistribuição dos materiais que compunham a Terra (os mais densos afundaram e os menos densos emergiram para a superfície) resultou num período de intensa actividade vulcânica (devido aos movimentos no interior da geosfera), que permitiu a desgaseificação do planeta. Formou-se, assim, a atmosfera primitiva, composta por azoto (N₂), dióxido de carbono, vapor de água e, em menor quantidade, metano e amoníaco. À medida que a Terra arrefecia, o vapor de água condensava, dando origem ao oceano (no início, era só um: o Oceano Pantalássico). Neste processo, arrastava consigo o dióxido de carbono, que interagia com as rochas e formava carbonatos.

   Devido à acção solar, as moléculas de amoníaco e metano foram destruídas, criando hidrogénio (H₂), que, devido à baixa densidade, acabou por escapar para o espaço, e outras moléculas complexas, que participaram na formação dos primeiros seres vivos. As radiações ultravioletas levaram à ruptura de algumas moléculas de água (H₂O), libertando-se hidrogénio, que escapou para o espaço, e oxigénio, que se fixou a metais. Mais tarde, com o aparecimento de seres fotossintéticos, a concentração de dióxido de carbono diminui e surge oxigénio (O₂) na atmosfera. Assim, os componentes principais da atmosfera actual são: azoto (78%), cujas moléculas pouco reactivas funcionam como um moderador da acção química do oxigénio e são essenciais para os seres vivos, e oxigénio (21%), que, na forma de O₂ é usado na respiração celular e na forma de O₃ absorve as radiações ultravioletas (prejudiciais para os seres vivos. Os restantes componentes (componentes vestigiais) incluem: vapor de água (1% a 3%) e dióxido de carbono (0,04%), que participam no metabolismo dos seres vivos e regulam o clima; árgon (0,9%); amoníaco; metano; xénon, etc.

   A actual alteração destas concentrações deve-se a desequilíbrios no ritmo de produção e consumo dos gases (= produz-se mais rapidamente do que se consome ou o contrário), podendo ter causas naturais (relacionadas com o vulcanismo ou com a própria biosfera) ou causas antropogénicas (relacionadas com a actividade humana: indústria, agricultura, etc.) e pode levar ao agravamento do efeito de estufa (CO₂), à destruição da camada estratosférica de ozono (clorofluorcarbonetos), à formação de chuvas ácidas (SO₂), ao aparecimento de smog (óxidos de azoto) e ao aparecimento de ozono prejudicial (ou seja, na troposfera) (NO₂).

 5.1. A interacção radiação-matéria

   A atmosfera é um filtro da radiação solar. Por um lado, protege os seres vivos, pois absorve raios UV e outras radiações mais energéticas que são prejudiciais para os organismos. Por outro lado, esta mesma absorção provoca, na atmosfera, efeitos químicos e efeitos térmicos:

• A absorção das radiações significa a absorção, por parte das moléculas dos gases ou dos átomos que compõem a atmosfera, da energia dos raios luminosos. Para as moléculas, isto significará que os electrões dos átomos que as constituem “saltarão” para níveis de maior energia, causando um aumento do raio atómico que levará a um afastamento dos átomos. Se a energia fornecida for suficiente, este afastamento quebrará as ligações químicas entre os átomos, levando à dissociação das moléculas (como é provocada pela luz, chamamos-lhe fotodissociação), que poderá resultar na formação de radicais livres (= espécies químicas onde existem orbitais com um electrão sem par). Se não for suficiente para tal, as moléculas ficarão num estado excitado. Nos átomos, a absorção implicará a sua ionização (se a energia fornecida for suficiente para ejectar electrões) ou a excitação dos electrões e formação de radicais livres.
• A absorção das radiações significa, também, um aumento da temperatura. Tanto moléculas como átomos e iões são mais estáveis quando estão no estado fundamental, ou seja, quando a sua energia é mínima, pelo que a energia por eles absorvida será, depois, emitida. As temperaturas amenas da Terra podem ser explicadas dessa forma: ao incidirem sobre o nosso planeta, os raios solares aquecem-no e a superfície terrestre emite radiação IV (raios infravermelhos), que os gases com efeito de estufa absorvem. A energia absorvida causa uma excitação dessas moléculas, cuja desexcitação corresponde à emissão de raios IV. Embora alguma desta energia seja reemitida para o exterior, grande parte é reenviada para a Terra.ⁱⁱⁱ

 5.2. Formação e depleção do ozono estratosférico

   A ligação entre os átomos de oxigénio que constituem a molécula de O₂, sendo covalente dupla, é muito forte. Não pode ser quebrada por luz visível, mas, quando incide sobre a molécula radiação ultravioleta, ocorre uma atomização: obtemos dois átomos de oxigénio, que são radicais livres (pois a sua configuração electrónica é 1s² 2p_x² 2p_y¹ 2p_z¹, o que significa que há dois electrões desemparelhados). Ao interagir com uma molécula de O₂, o radical de oxigénio associar-se-á a ela, formando ozono estratosférico (há libertação de radiação infravermelha).

   Quando exposta à radiação ultravioleta, a molécula de O₃ absorvê-la-á, decompondo-se numa molécula de O₂ e num radical de oxigénio. Uma vez que foi “gasto” nesta dissociação, o raio UV não atingirá a superfície da Terra. De facto, o ozono e as moléculas de O₂ retêm grande parte da radiação UV-B (a que escapa é responsável pelas queimaduras solares). A radiação UV-C é a mais energética, mas é absorvida quase totalmente pelo oxigénio e azoto da termosfera (daí a temperatura tão alta nesta camada), e a UV-A é a menos energética, sendo pouco retida pela atmosfera e, portanto, perigosa para o Homem.

   Quando o ritmo de formação de ozono é igual ao ritmo de depleção (= decomposição) deste gás, atinge-se um estado estacionário, em que a sua concentração é constante. Contudo, este não é o caso, devido a alguns agentes antropogénicos como os clorofluorcarbonetos ou CFCs (começaram a ser usados no século XX em sprays, frigoríficos, etc). Ao interagirem com os raios ultravioletas, as suas moléculas decompõem-se, dando origem a radicais livres. O mais destrutivo é o radical cloro, que reage com as moléculas de O₃, dissociando-as. Devido à elevada quantidade de radicais cloro a circular, a formação do ozono não consegue contrabalançar a rápida decomposição. Como resultado, há uma redução da concentração do ozono (que, a propósito, se mede em unidades Dobson: 1 D = 2,687 x 10¹⁶ moléculas/m²) na atmosfera, o que levará a um aumento da radiação UV que atinge a superfície. As consequências são evidentes: danos nas estruturas, destruição da flora dos ecossistemas (com repercussões nas cadeias alimentares), formação de radicais livres em camadas mais internas da atmosfera com efeito nocivo sobre o Homem, alterações climáticas (o buraco na camada de ozono situa-se por cima da Antárctida e os raios UV, sendo muito energéticos, aceleram o degelo), etc.

Actividades laboratoriais

   Quando se manipulam reagentes no laboratório, é necessário examinar cuidadosamente os seus rótulos e compreender o significado dos símbolos que apresentam.

 AL 10.1.1. Medição em Química

   Os algarismos significativos contam-se da esquerda para a direita. Não se contam os zeros à esquerda, apenas todos os outros algarismos que compõem o número. Portanto, 0,46 terá 2 algarismos significativos, enquanto 8,400 terá 4 algarismos significativos.
   Quando efectuamos cálculos, há que tomar em atenção os algarismos significativos dos resultados. Na multiplicação e divisão, o resultado tem tantos algarismos significativos como o número com menos algarismos significativos. Numa adição ou subtracção, o importante são as casas decimais: o resultado tem que ter tantas casas decimais como o número com menos casas decimais.

 AL 10.1.2. Análise elementar por via seca

   O teste de chama é uma técnica de análise qualitativa, que permite identificar os elementos presentes por via seca (sem dissolução em água) mas não fornece dados relativos à quantidade de cada elemento na substância queimada.
   Nesta actividade experimental, a amostra é aquecida para que se produza uma excitação electrónica dos electrões da substância. Assim, a cor da chama será o espectro produzido pela emissão da energia fornecida aos electrões dos elementos contidos na amostra. Em composto iónicos, o ião negativo não influencia grandemente a cor da chama: é o ião positivo que lhe confere o tom característico.

  AL 10.1.3. Identificação de substâncias e avaliação da sua pureza

   AL 10.1.3.1. Densidade

   A massa volúmica, ρ, é a massa existente por cada unidade de volume. A densidade relativa (d) de um elemento é a comparação da massa volúmica desse elemento com a da água (à temperatura a que são feitas as medições), pelo que é uma grandeza adimensional: d = massa volúmica do elemento / massa volúmica da água.

   A densidade de um sólido pode ser calculada por deslocamento de água ou picnometria:

• Deslocamento de água. Pesa-se o corpo e determina-se o seu volume com recurso a uma proveta com água (volume do corpo = volume de água - volume de água com o corpo imerso). A divisão destes valores será a massa volúmica do corpo e a divisão desta grandeza pela massa volúmica da água à temperatura a que esta se encontrava na experiência resultará na densidade relativa do mesmo.
• Picnometria. Pesa-se o corpo e determina-se o seu volume com recurso a um picnómetro (volume do corpo = massa do picnómetro cheio até à marca e corpo - massa do picnómetro contendo corpo e água até à marca). A divisão destes valores será a massa volúmica do corpo e a divisão desta grandeza pela massa volúmica da água à temperatura a que esta se encontrava na experiência resultará na densidade relativa do mesmo.

   A massa volúmica de um líquido é calculada através da técnica de picnometria. Enche-se um picnómetro de líquidos com o líquido em estudo e calcula-se a sua massa (massa do líquido = massa do picnómetro com líquido até à marca - massa do picnómetro vazio). A divisão deste valor pelo volume (indicado no vidro) do picnómetro será a massa volúmica do líquido.

Anexo A: Composição de cores

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ⁱ Quando o emissor da onda (na imagem, é o avião) se aproxima, o comprimento de onda é menor e dizemos que há um desvio para o azul ou blueshift (pois azul = comprimentos de onda menores) Quando o emissor se afasta, vemos comprimentos de onda maiores: há um desvio para o vermelho ou redshift (vermelho = grande comprimento de onda). Em relação à Terra, as galáxias estão a afastar-se: há um desvio para o vermelho.

ⁱⁱ Como o ∆E entre os níveis de energia é próprio de cada elemento, justifica-se que cada tipo de átomo possua um espectro de emissão de riscas único.

ⁱⁱⁱ A temperatura das camadas da atmosfera varia conforme o tipo de reacções químicas porque diferentes reacções significam diferentes valores de energia emitida.