quarta-feira, 14 de novembro de 2007

Balanceamento de Reações: EXERCÍCIOS

http://cdcc.sc.usp.br/quimica/vamosexercitar/lacunbal.html

terça-feira, 6 de novembro de 2007

Balanceamento de Reações

Agora que já aprendemos a escrever uma equação química, não podemos deixar de verificar sempre se o número de átomos de cada elemento é o mesmo em ambos os lados da equação, ou seja, se ela está balanceada. Para realizar o balanceamento, temos que colocar um número denominado coeficiente estequiométrico antes dos símbolos. Quando o coeficiente de uma equação for igual a 1, não é preciso escrever. Observe os exemplos:

H2O --> 2 Átomo de hidrogênio; 1 Átomo de oxigênio

Ora, se você tiver duas vezes H2O, terá então um total de 4 átomos de hidrogênio e 2 átomos de oxigênio. Certo?

2H2O --> 2x2= 4 átomos de hidrogênio; 2 átomos de hidrogênio

IMPORTANTE: Devemos lembrar que para ajustar uma equação química usamos unicamente os coeficientes. Em nenhum caso trocamos os subíndices das fórmulas. Se fizermos isso vamos alterar a identidade da substância. Vamos ver um exemplo?

H2+O2 --> H2O2

Embora a equação esteja balanceada, ela não representa a reação química da formação da água. Ao trocar o subíndice do oxigênio da água por dois, trocamos também o composto, obtendo assim a fórmula da água oxigenada.

LEMBRE-SE: Os coeficientes usados no balanceamento de uma equação química devem ser sempre os menores números inteiros possíveis, pois não dá para imaginar 1/2 molécula de oxigênio!

quarta-feira, 31 de outubro de 2007

Exercícios de revisão do assunto

Acesse: http://cdcc.sc.usp.br/quimica/vamosexercitar/multirequi.html

E confira o que vc aprendeu!

Tipos de Reações Químicas

As reações químicas costumam ocorrer acompanhadas de alguns efeitos que podem dar uma dica de que elas estão acontecendo.

Vamos ver quais são estes efeitos?

SAÍDA DE GASES

FORMAÇÃO DE PRECIPITADO

MUDANÇA DE COR

Para ver os tipos de reações químicas, acesse esse site que esta muito bem elaborado: www.cdcc.sc.usp.br/quimica/fundamentos/tipos_reacoes.html

Oxidação e Redução

Oxidação e redução são exemplos destes tipos de reações que ocorrem em nosso dia-a-dia. A oxidação pode ocorrer em três circunstâncias: quando se adiciona oxigênio a substância, quando uma substância perde hidrogênio ou quando a substância perde elétrons.

Quando o magnésio queima no ar, o metal se transforma em cinza à medida que vai ganhando oxigênio e se torna oxidado. Essa cinza é o óxido de magnésio.

A redução, por sua vez, é o inverso e ocorre também de três maneiras: quando uma substância perde oxigênio, quando ganha hidrogênio ou quando ganha elétrons.

Quando o Óxido de Cobre (negro) é colocado em aparelhagem apropriada (câmara) para redução do Óxido de Cobre, o Gás Hidrogênio entra em contato com o Óxido de Cobre super aquecido e como resultado ele perde oxigênio e vai aos poucos tornando-se rosa, pois, está sendo reduzido a Cobre.

terça-feira, 23 de outubro de 2007

Reações Químicas (Resumo)

Uma reação química é uma transformação de determinados compostos químicos chamados reagentes noutros compostos químicos chamados produtos, com conservação dos elementos químicos inciais. Isto significa que, numa reação química, há apenas rearranjo das ligações entre elementos, havendo conservação dos elementos iniciais e por isso conservação de massa.

As reações químicas são transformações da estrutura fina da molécula. Tais reações podem juntar duas moléculas para construir uma maior, quebrar uma molécula para produzir duas menores ou, por troca de átomos, constituir duas novas moléculas. Nas reações químicas , as ligações químicas são criadas ou rompidas.

Reações Químicas

Uma reação química é uma transformação da matéria na qual ocorrem mudanças qualitativas na composição química de uma ou mais substâncias reagentes, resultando em um ou mais produtos.


Uma reação química envolve mudanças relacionadas à mudança nas conectividades entre os átomos ou íons, na geometria das moléculas das espécies reagentes ou ainda na interconversão entre dois tipos de isômeros.

Outro aspecto importante sobre uma reação química é a conservação da massa e o número de espécies químicas microscópicas (átomos e íons) presentes antes e depois da ocorrência da reação. Essas leis de conservação se manifestam macroscopicamente sob a forma das leis de Lavoisier, de Proust e de Dalton. De fato, essas leis, no modelo atômico de Dalton, se justificariam pelas leis de conservação acima explicitadas e pelo fato de os átomos apresentarem valências bem definidas. Ao conjunto das características e relações quantitativas dos números de espécies químicas presentes numa reação dá-se o nome de estequiometria.

Resumidamente, pode-se afirmar que uma reacção química é uma transformação da matéria em que pelo menos uma ligação química é criada, ou desfeita.

Um exemplo de uma reação química é (ambos os regentes em solução aquosa):

NaCl + AgNO3 → NaNO3 + AgCl
Nesta reação química, ao passo que o NaNO3 permanece em solução, formou-se uma ligação entre a prata (Ag) e o cloro (Cl) o que resultou em um produto sólido de cloreto de prata (AgCl), pode-se então dizer que houve uma reação química.

O acontecimento de reacções deve-se a fatores termodinâmicos e cinéticos.

Tipos de reações químicas
Tradicionalmente, as reações químicas podem ser classificadas de acordo com o número de reagentes e produtos em cada lado da equação química que representa a reação:

reações de síntese, composição ou adição;
reações de análise ou decomposição;
reações de simples troca ou deslocamento e
reações de dupla troca
Outra classificação categoriza as reações em dois tipos:

reações de oxirredução ou reações redox
as demais reações
Algumas reações de síntese, algumas de análise, todas de simples troca e nenhuma de dupla troca são reações de oxirredução

Um tipo de reação que não encontra paralelo nas classificações acima é a chamada reação de isomerização.

quarta-feira, 26 de setembro de 2007

Ligações Covalentes Dativa ou Coordenada

Este tipo de ligação ocorre quando os átomos envolvidos já atingiram a estabilidade com os oito ou dois elétrons na camada de valência. Sendo assim eles compartilham seus elétrons disponíveis, como se fosse um empréstimo para satisfazer a necessidade de oito elétrons do elemento ao qual está se ligando.

Ligações Covalentes ou Molecular

Ligação covalente ou molecular é aquela onde os átomos possuem a tendência de compartilhar os elétrons de sua camada de valência, ou seja, de sua camada mais instável. Neste tipo de ligação não há a formação de íons, pois as estruturas formadas são eletronicamente neutras.
Como o exemplo abaixo do oxigênio. Ele necessita de dois elétrons para ficar estável e o H irá compartilhar seu elétron com o O. Sendo assim o O ainda necessita de um elétron para se estabilizar, então é preciso de mais um H e esse H compartilha seu elétron com o O, estabilizando-o. Sendo assim é formado uma molécula o H2O.

Ligações Iônicas ou Eletrovalentes

Na ligação iônica há a formação de íons devido a transferência de elétrons de um átomo para o outro. Normalmente, nesta ligação, existe um elemento que tende a ceder elétrons (metal - cátion), e outro que tende a receber elétrons (não metal - ânion).
Obs: A ligação iônica é a única em que ocorre a transferência de elétrons.
Exemplo: As camadas eletrônicas do Sódio e do Cloro ficam do seguinte modo:
Na11 - K² L8 M1
Cl17 - K² L8 M7
O sódio possui 1 elétron na última camada. Basta perder este elétron para que ele fique estável com 8 elétrons na 2ª camadaL.
O cloro possui 7 elétrons na sua última camadaM. É bem mais fácil ele receber 1 elétron e ficar estável do que perder 7 elétrons para ficar estável, sendo isto o que acontece.
Agora tudo está perfeito. O sódio quer doar 1 elétron e o cloro quer receber 1 elétron. Eles se aproximam e o sódio doa seu elétron que está em excesso e o cloro o recebe.

Podemos perceber, então, o seguinte: átomos (metais) que possuem 1, 2 ou 3 elétrons em sua camada de valência tendem a perderem estes eletrons para os átomos (não-metais)que possuem 5, 6 ou 7 elétrons em sua camada de valência.

Ligaçao Quimica

As ligações químicas são uniões estabelecidas entre átomos para formarem as moléculas, que constituem a estrutura básica de uma substância ou composto. Na Natureza existem aproximadamente uma centena de elementos químicos. Os átomos destes elementos químicos ao se unirem formam a grande diversidade de substâncias químicas.
Para exemplificar podemos citar o alfabeto em que podemos juntar as letras para formar as palavras. Os átomos, comparando, seriam as letras e as moléculas seriam as palavras. Na escrita não podemos simplesmente ir juntando as letras para a formação de palavras: aasc em português não tem significado (salvo se corresponder a uma sigla); porém se organizarmos essas letras teremos casa que já tem o seu significado.
Assim como na escrita a união estabelecida entre átomos não ocorre de qualquer forma, deve haver condições apropriadas para que a ligação entre os átomos ocorra, tais como: afinidade, contato, energia etc.
As ligações químicas podem ocorrer através da doação e recepção de elétrons entre os átomos (ligação iônica). Como exemplo NaCl (cloreto de sódio). Compostos iônicos conduzem electricidade no estado derretido ou dissolvido. Eles normalmente têm um alto ponto de fusão e alto ponto de ebulição.
Outro tipo de ligações químicas ocorre através do compartilhamento de elétrons: a ligação covalente. Como exemplo H2O (água).
Existe também a ligação metálica onde os elétrons das últimas camadas dos átomos do metal saltam e passam a se movimentar livremente entre os átomos criando uma força de atração entre os átomos do metal, neste caso, não há perda de elétrons.

quinta-feira, 6 de setembro de 2007

Óxidos de Cálcio

O Óxido de Cálcio (conhecido como "cal") é uma das substâncias mais importantes para a indústria, sendo obtida por decomposição térmica de calcário (900°C). Também chamado de cal viva ou virgem, é um composto sólido branco.

Normalmente utilizada na indústria da construção civil para elaboração das argamassas com que se erguem as paredes e muros e também na pintura, a cal também tem emprego na indústria cerâmica, siderúrgicas (obtenção do ferro) e farmacêutica como agente branqueador ou desodorizador. O óxido de cálcio é usado para produzir hidróxido de cálcio, na agricultura para o controle de acidez dos solos, e na metalurgia extrativa para produzir escória contendo as impurezas (especialmente areia) presentes nos minérios de metais.

Obtenção


O calcário, depois de extraído, selecionado e moído, é submetido a elevadas temperaturas em fornos industriais num processo conhecido como calcinação, que dá origem ao CaO (óxido de cálcio: cal) e CO2 (gás carbônico), a equação química dessa calcinação fica assim:

CaCO3 + Calor ->> CaO + CO2

Para essa reação ocorrer à temperatura do forno da caieira (indústria produtora de cal) deve ser de, no mínimo, 850ºC, mas a eficiência total da calcinação se dá à temperatura de 900º a 1000ºC. Essa temperatura é garantida pela queima de um combustível, que pode ser: lenha (gasogênio), óleo combustível, gás natural, gás de coqueira, carvão e material reciclado.

Para a obtenção da cal hidratada é necessário promover a reação da cal virgem com água.

CaO(cal virgem)+ H2O(água)->> Ca(OH)2 (cal hidratada)

Tipos e usos da cal

A maioria da cal produzida no Brasil resulta da calcinação de calcários/dolomitos metamórficos de idades geológicas diferentes; geralmente muito antiga (pré-cambriana) e possie pureza variável. As cales provenientes de calcários sedimentares e de concheiros naturais recentes participam de maneira subordinada na produção. Em geral, na região sul-sudeste predominam as cales provenientes de dolomitos e calcários magnesianos, e na região nordeste-norte-centro, as resultantes de calcários calcíticos. O principal produto da calcinação das rochas carbonatadas cálcicas e cálcio-magnesianas é a cal virgem, também denominada cal viva ou cal ordinária. O termo cal virgem é o consagrado na literatura brasileira e nas normas da Associação Brasileira de Normas Técnicas, para designar o produto composto predominantemente por óxido de cálcio e óxido de magnésio, resultantes da calcinação, à temperatura de 900 a 1200ºC, de calcários, calcários magnesianos e dolomitos. A cal virgem é classificada conforme o óxido predominante conforme a seguir:

Cal virgem cálcica: óxido de cálcio entre 100% e 90% dos óxidos totais presentes;
Cal virgem magnesiana: Teores intermediários de óxido de cálcio, entre 90% e 65% dos óxidos totais presentes;
Cal virgem dolomítica: teores de cálcio entre 65% e 58% dos óxidos totais presentes.
No mercado global da cal, a cal virgem cálcica predomina, particularmente, pela sua aplicação nas áreas das indústrias siderúrgicas, de açúcar e de celulose. Todas elas são comercializadas em recipientes (plásticos, metálicos e outros) ou a granel, na forma de blocos (tal como sai do forno), britada (partículas de diâmetro 1 a 6 cm) ou moída e pulverizada (85% a 95% passando na peneira 0,150 mm). Outro tipo de cal muito comum no mercado é a cal hidratada. Ela é composta por um pó de cor branca resultante da combinação química dos óxidos anidros da cal virgem com a água. É classificada conforme o hidróxido predominante presente ou, melhor, de acordo com a cal virgem que lhe dá origem:

cal hidratada cálcica
cal hidratada magnesiana
cal hidratada dolomítica
A cal hidratada, geralmente, é embalada em recipientes plásticos ou em sacos de papel Kraft (com 8,20 kg e 40 kg do produto), possuindo granulometria de 85% abaixo de 0.075 mm. No Brasil, as diversificadas áreas de consumo de cal são supridas por mais de 200 produtores distribuídos pelo País. A capacidade de produção de suas instalações varia de 1 a 1000 toneladas de cal virgem por dia.

A utilização da cal hidratada é muita difundida, principalmente em argamassas para assentamento de tijolos e revestimento de paredes, devido a algumas características da cal, como as relativas a trabalhabilidade e durabilidade das argamassas.

A cal hidratada tem características aglomerantes como o cimento, sendo que, enquanto o cimento reage com água (reação de hidratação do cimento), o endurecimento da cal aérea ocorre pelo contato com o ar. Essa reação transforma a cal hidratada num carbonato tão sólido quanto o calcário que a originou.

O uso da cal como aglomerante, no Brasil, deve-se: à dispersão geográfica das suas usinas de fabricação – face às ocorrências de calcários e dolomitos por quase todo o território nacional, à facilidade e abundância da sua oferta – ainda que para cales especiais, o suprimento às vezes implique transporte mais longo e ao seu baixo custo – o menor entre os reagentes químicos alcalinos e os aglomerantes cimentantes.

Nomenclatura dos Óxidos

ÓXIDOS METAIS

Óxido de [Nome do Metal], caso o cátion apresente somente uma carga

Na2O Óxido de Sódio

ZnO Óxido de Zinco

Al2O3 Óxido de Alumíno

Caso o elemento apresente mais de uma carga, poderemos utilizar Óxido de [nome do elemento] + carga do elemento.

Fe2O3 Óxido de Ferro III

SnO2 Óxido de estanho IV

Pode-se também fazer uso dos sufixos ico (maior Nox) e oso (menor Nox), para o caso do elemento apresentar duas cargas.

Fe2O3 Óxido férrico

FeO Óxido ferroso

Cu2O Óxido cuproso

CuO Óxido cúprico

SnO Óxido estanoso

SnO2 Óxido estânico

ÓXIDOS AMETAIS

[Mono, Di, Tri...] + Óxido de [(Mono), Di, Tri] + [Nome do Ametal]


SO3 Trióxido de (Mono)Enxofre

N2O5 Pentóxido de Dinitrogênio

ÓXIDOS ÁCIDOS

[Nome do Ametal]+[oso (nox +3 ou +4) e ico (nox +5 ou +6)]

SO3 Óxido Sulfúrico

SO2 Óxido Sulfuroso

Exceção:

CO2 Óxido Carbônico

Obtido em "http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%93xido"

terça-feira, 28 de agosto de 2007

Classificação e Reações dos óxidos

Óxidos Básicos

Definição:
São óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um metal com baixo número de oxidação (+1,+2 e+3). Os óxidos de caráter mais básico são os óxidos de metais alcalinos e alcalino-terrosos. Os óxidos básicos possuem estrutura iônica devido à diferença de eletronegatividade entre o metal (que é baixa) e o oxigênio (que é alta), por terem este caráter iônico apresentam estado físico sólido. Alguns exemplos:

Na2O óxido de sódio
CaO óxido de cálcio (cal viva)
BaO óxido de bário (barita)
CuO óxido de cobre II (óxido cúprico)
Cu2O óxido de cobre I (cuprita)
FeO óxido de ferro II (óxido ferroso)

Reações
Reagem com a água formando uma base e com ácidos formando sal e água (neutralizando o ácido). Exemplos:

Na2O + H2O 2NaOH
K2O + H2O 2KOH
CaO + H2O Ca(OH)2
FeO + H2O Fe(OH)2
Na2O + 2HNO3 2NaNO3 + H2O
Cu2O + 2HCl 2CuCl + H2O
CaO + H2SO4 CaSO4 + H2O
3FeO + 2H3PO4 Fe3(PO4)2 + 3H2O

Óxidos Ácidos ou Anidridos

Definição:
São óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um semi-metal ou metal com alto número de oxidação (nox > +4) ou qualquer não-metal. Possuem estrutura molecular, pois a diferença de eletronegatividade entre o oxigênio e o outro elemento não é tão grande. Resultam da desidratação dos ácidos e, por isso, são chamados anidridos de ácidos. Alguns exemplos:

CO2 óxido de carbono IV ou dióxido de (mono)carbono ou anidrido carbônico
SO2 óxido de enxofre IV ou dióxido de (mono)enxofre ou anidrido sulfuroso.
SO3 óxido de enxofre VI ou trióxido de (mono)enxofre ou anidrido sulfúrico.
Cl2O óxido de cloro I ou monóxido de dicloro ou anidrido hipocloroso.
Cl2O7 óxido de cloro VII ou heptóxido de dicloro ou anidrido perclórico.
SiO2 óxido de silício ou dióxido de (mono)silício ou anidrido silícico.
MnO3 óxido de manganês VI ou trióxido de (mono)manganês
Mn2O7 óxido de manganês VII ou heptóxido de dimanganês ou anidrido permangânico.

Reações
Reagem com água formando um ácido oxigenado e com bases formando sal e água (neutralizando a base). Exemplos:

SO2 + H2O H2SO3
P2O5 + 3H2O 2H3PO4
N2O3 + H2O 2HNO2
CO2 + H2O H2CO3
SO2 + 2KOH K2SO3 + H2O
P2O5 + 6LiOH 2Li3PO4 + 3H2O
N2O3 + Ba(OH)2 Ba(NO2)2 + H2O
CO2 + Ca(OH)2 CaCO3 + H2O

Óxidos Anfóteros

Definição:
São óxidos de metais de transição e semi-metais capazes de reagir tanto com ácidos quanto com bases, fornecendo sal e água. Por possuírem propriedades intermediárias entre os óxidos ácidos e os óxido básicos, podem se comportar como óxidos ácidos e como básicos. Dependendo do metal ligado ao oxigênio pode haver predominância do caráter ácido ou básico. O caráter ácido do óxido aumenta à medida que seu elemento formador aproxima-se, na tabela periódica, dos não-metais. O caráter básico do óxido aumenta à medida que o elemento formador aproxima-se dos metais alcalinos e alcalino-terrosos. A estrutura dos óxidos anfóteros pode ser iônica ou molecular. Alguns exemplos:

SnO óxido de estanho II
SnO2 óxido de estanho IV
Fe2O3 óxido de ferro III
ZnO óxido de zinco
Al2O3 óxido de alumínio

Reações
Reagem com ácidos formando sal e água (o metal do óxido torna-se o cátion do sal), e com bases formando sal e água também (neste caso o metal formador do óxido torna-se o ânion do sal). Exemplos:

ZnO + H2SO4 ZnSO4 + H2O
ZnO + 2KOH K2ZnO2 + H2O
Al2O3 + 6HCl 2AlCl3 + 3H2O
Al2O3 + 2NaOH 2NaAlO2 + H2O
Alguns dos ânions formados são:

ZnO2-2 zincato
AlO2- aluminato
SnO2-2 estanito
SnO3-2 estanato
PbO2-2 plumbito
PbO3-2 plumbato
AsO3-3 arsenito
AsO4-3 arseniato


Óxidos Neutros

Definição:
São óxidos que não apresentam características ácidas nem básicas. Não reagem com água, nem com ácidos, nem com bases. O fato de não apresentarem caráter ácido ou básico não significa que sejam inertes. São formados por não-metais ligados ao oxigênio, e geralmente apresentam-se no estado físico gasoso. Alguns exemplos:

CO óxido de carbono II
NO óxido de nitrogênio II
N2O óxido de nitrogênio I - veja Óxido nitroso

Óxidos Duplos, Salinos ou Mistos

Definição:
São aqueles que originam dois óxidos ao serem aquecidos.

Quando reage-se um óxido duplo com um ácido, o produto formado é composto de dois sais de mesmo cátion, mas com nox diferentes, e mais água.


Peróxidos

Definição:
São os óxidos formados por cátions das famílias dos metais alcalinos (1A) e metais alcalinos terrosos (2A) e pelo oxigênio com nox igual a -1.

Um exemplo é o peróxido de hidrogênio (H2O2), componente da água oxigenada. Sua aplicação se dá em cortes e feridas que correm o risco de infecção bacteriana. A degradação do peróxido de hidrogênio pela enzima catalase libera oxigênio (O2) o que causa a morte de bactérias anaeróbeas. Exemplos:

Na2O2
BaO2

Óxidos

Um óxido é um composto químico binário formado por átomos de oxigênio com outros elementos. Os óxidos constituem um grande grupo na química pois a maioria dos elementos químicos formam óxidos. Alguns exemplos de óxidos com os quais convivemos são: ferrugem (óxido de ferro III), gás carbônico (óxido de carbono IV ou dióxido de carbono), cal (óxido de cálcio).

Nos óxidos, o elemento mais eletronegativo deve ser o oxigênio. Os compostos OF2 ou O2F2 não são óxidos pois o flúor é mais eletronegativo que o oxigênio. Estes compostos são chamados fluoretos de oxigênio.

quinta-feira, 23 de agosto de 2007

Sais

Em química, um sal é um composto iônico, ou seja, formado por cátions e ânions. Eles são tipicamente o produto de uma reação química entre:
Uma base e um ácido: forma-se um sal e água. Por exemplo:
2NaOH + H2SO4 --> Na2SO4 + 2H2O
Um metal e um ácido: forma-se um sal e hidrogênio. Por exemplo:
Mg + H2SO4 --> MgSO4 + H2
Um óxido ácido e um óxido básico: forma-se um sal. Por exemplo:
CO2 + CaO --> CaCO3
Os iões que formam os sais podem ser monoatómicos (como o anião fluoreto, F-, ou o catião cálcio, Ca2+) ou poliatómicos (como o anião sulfato, SO42-). Podem ainda ser inorgânicos (como o já referido sulfato) ou orgânicos (como o anião acetato, CH3COO-).
Em geral, os sais formam cristais. São frequentemente solúveis em água, onde os dois iões se separam. Os sais em geral têm um alto ponto de fusão, reduzida dureza e pouca compressibilidade. Se fundidos ou dissolvidos em água, conduzem electricidade, pois dissociam-se nos seus iões constituintes, passando estes a funcionar como electrólitos.
O sal mais popularmente conhecido é o cloreto de sódio, vulgarmente conhecido como "sal comum" ou "sal da cozinha", por ser largamente utilizado na alimentação humana.
A neutralização dos ácidos pelas bases pode ser total ou parcial, dando origem a sais ácidos ou básicos.
Lista de sais
acetatos são os sais do ácido acético
carbonatos são os sais do ácido carbônico
cloretos são os sais do ácido clorídrico
cianetos são os sais do ácido prússico, mais conhecido por ácido cianídrico
sulfetos são os sais do ácido sulfídrico
nitratos são os sais do ácido nítrico
nitritos são os sais do ácido nitroso
fosfatos são os sais do ácido fosfórico
sulfatos são os sais do ácido sulfúrico
citratos são os sais ácido cítrico

quarta-feira, 22 de agosto de 2007

solubilidade em água

Regras de solubilidade em água:
· Os sais dos metais alcalinos e de amônio são solúveis .
· Os nitratos (NO3-) e os acetatos (CH3-COO-) são solúveis .
· Os cloretos (Cl-), os brometos (Br-) e os iodetos (I-), em sua maioria, são solúveis .Principais exceções:PbCl2, AgCl, CuCl e Hg2Cl2 ® insolúveisPbBr2, AgBr, CuBr e Hg2Br2 ® insolúveisPbI2, AgI, CuI, Hg2I2 e HgI2 ® insolúveis
· Os sulfatos (SO42-), em sua maioria, são solúveis na água.Principais exceções:CaSO4, SrSO4, BaSO4 e PbSO4 ® insolúveis
· Os sulfetos (S2-) e hidróxidos (OH-), em sua maioria, são insolúveis na água.Principais exceções:Sulfetos dos metais alcalinos e de amônio ® solúveisSulfetos dos metais alcalino-terrosos ® solúveis
· Os carbonatos (CO32-), os fosfatos (PO43-) e os sais dos outros ânions não mencionados anteriormente, em sua maior parte, são insolúveis na água.Exceções: Os sais dos metais alcalinos e de amônio são solúveis

terça-feira, 21 de agosto de 2007

Solubilidade dos sais

* Para ficar mais facíl você saber quais soluções são soluveis e insoluveis é só aprender essas musiquinhas:

É o seguinte: a primeira música você canta ao ritmo de "se essa rua fosse minha".

Os nitratos e cloratos são soluveis
Alcalinos e amonios também são
Os cloretos, os brometos, os iodetos
E os sulfatos são os que tem exceção.

E a outra música, complementando essa, é no ritmo de "o cravo e a rosa".

O calcio, estrôncio e bário
Com sulfatos não se dissolvem
A prata, mercurio e chumbo
Produzem haletos, sais insoluveis.

sexta-feira, 10 de agosto de 2007

Algumas questões

O que são ácidos e bases corrosivos?
São substâncias que tem a propriedade de oxidar(roubar eletróns) outras substâncias.

Exemplo de função química ácido.
Hcl:Ácido clorídrico.

Exemplo de função química base.
NaOH:Hidróxido de sódio.

quinta-feira, 9 de agosto de 2007

Propriedades das bases

Evolução histórica do conceito ácido-base
Desde a Antiguidade que são conhecidas as substâncias ácidas e básicas. As primeiras referências dizem respeito ao vinagre e à base hidróxido de sódio ou soda cáustica (“alcali”) obtida no século VII pelos Árabes.
O conceito de ácido e de base foi evoluindo ao longo do tempo, de acordo com os conhecimentos da época e também com a necessidade crescente de explicar fenómenos associados à acidez e à basicidade.
Algumas das personagens, que ao longo dos tempos mais se destacaram no estudo e avanço do conhecimento nesta área, bem como as suas ideias encontram-se referidas nos parágrafos seguintes:
Robert Boyle (Séc XVII), verificou que certas substâncias (corantes vegetais) mudavam de cor na presença de substâncias ácidas. Essas substâncias, cuja cor depende da presença de ácidos ou bases, designam-se por indicadores e permitem uma caracterização operacional de ácido e base.
Antoine Laurent Lavoisier (Sec XVIII), no seu esforço de caracterização e sistematização das substâncias supunha que todos os ácidos continham oxigénio.
Humphrey Davy (Séc XIX) descobriu uma substância, ácido clorídrico, que sendo ácido não continha oxigénio.
Svante August Arrhenius (Séc XIX) (teoria iónica), admitiu a existência de iões em soluções aquosas. Anteriormente a existência de iões em solução só era admitida durante uma electrólise, e devido à passagem de corrente eléctrica através da solução. Definiu, assim, os ácidos como sendo substâncias que, em solução aquosa, se dissociavam produzindo iões H + enquanto as bases se dissociavam produzindo iões OH-.
Brønsted & Lowry (Séc XIX) (teoria protónica), consideraram a reacção ácido-base como um processo de transferência de um protão de uma espécie química (ácido) para outra (base).
Gilbert Lewis (Séc XX) (teoria electrónica), estendeu a definição e ácido a espécies químicas aceitadoras de pares de electrões e definiu bases como espécies químicas doadoras de pares electrónicos.

Propriedades dos Ácidos

Química
Propriedades dos ácidos e das bases Avançado
Publicado em 28/11/2005
Evolução histórica do conceito ácido-base
Desde a Antiguidade que são conhecidas as substâncias ácidas e básicas. As primeiras referências dizem respeito ao vinagre e à base hidróxido de sódio ou soda cáustica (“alcali”) obtida no século VII pelos Árabes.
O conceito de ácido e de base foi evoluindo ao longo do tempo, de acordo com os conhecimentos da época e também com a necessidade crescente de explicar fenómenos associados à acidez e à basicidade.
Algumas das personagens, que ao longo dos tempos mais se destacaram no estudo e avanço do conhecimento nesta área, bem como as suas ideias encontram-se referidas nos parágrafos seguintes:
Robert Boyle (Séc XVII), verificou que certas substâncias (corantes vegetais) mudavam de cor na presença de substâncias ácidas. Essas substâncias, cuja cor depende da presença de ácidos ou bases, designam-se por indicadores e permitem uma caracterização operacional de ácido e base.
Antoine Laurent Lavoisier (Sec XVIII), no seu esforço de caracterização e sistematização das substâncias supunha que todos os ácidos continham oxigénio.
Humphrey Davy (Séc XIX) descobriu uma substância, ácido clorídrico, que sendo ácido não continha oxigénio.
Svante August Arrhenius (Séc XIX) (teoria iónica), admitiu a existência de iões em soluções aquosas. Anteriormente a existência de iões em solução só era admitida durante uma electrólise, e devido à passagem de corrente eléctrica através da solução. Definiu, assim, os ácidos como sendo substâncias que, em solução aquosa, se dissociavam produzindo iões H + enquanto as bases se dissociavam produzindo iões OH-.
Brønsted & Lowry (Séc XIX) (teoria protónica), consideraram a reacção ácido-base como um processo de transferência de um protão de uma espécie química (ácido) para outra (base).
Gilbert Lewis (Séc XX) (teoria electrónica), estendeu a definição e ácido a espécies químicas aceitadoras de pares de electrões e definiu bases como espécies químicas doadoras de pares electrónicos.

Aspectos comuns entre ácidos e bases

°Mudam a cor dos indicadores;
°Altamente corrosivos;
°Bons condutores de corrente elétrica;
°Reage com metais.

sexta-feira, 3 de agosto de 2007

Algumas curiosidades

Pq CH3 -(CH2)12 - COOH é uma acido fraco, se 2-1= 1 e daria acido medio?

Para começar, essa regra é utilizada apenas para ácidos inorgânicos, o ácido em questão é um composto orgânico, um ácido carboxílico para ser mais exato.Todos os ácidos carboxílicos são ácidos fracos e, quanto maior for a cadeia carbônica, mais fraco ele será (O ácido butanóico (4 carbono) é mais fraco que o ácido etanóico (2 carbonos), por exemplo).A presença de grupos chamados eletroatraentes, como -Cl, -Br, -I, -NO2, -CN, -OH, etc, aumentam a força do ácido.

Os ácidos carboxílicos não são os únicos ácidos orgânicos. Existem outros, como os ácidos sulfônicos, que possuem o grupo -SO3H ligados a uma cadeia carbônica e são mais fortes que os ácidos carboxílicos.

Qual a fórmula química do Ácido Lisérgico?
Fórmula C20H25N3O

Aspirina poderosa

ASPIRINA É ELEITA A 4; MELHOR INVENÇÃO DO SÉCULO
Uma pesquisa realizada pela revista NEWSWEEK pediu aos norte-americanos que enumerassem, entre as invenções dos últimos cem anos, aquelas que consideram indispensáveis as suas vidas. As mais votadas foram, nesta ordem, a televisão, o telefone, o automóvel e a aspirina.
Dessa forma, a aspirina desbancou computador e avião na eleição norte-americana das criações indispensáveis.
Em 1897, Félix Hoffmann, químico do laboratório Bayer, na Alemanha, procurando a cura para o reumatismo de seu pai, conseguiu sintetizar uma forma estável do ácido acetilsalicítico, usando a casca da árvore SALIX ALBA, uma espécie de salgueiro. A partir daí, a Bayer Lança a aspirina como remédio contra dor, febre, gripe e reumatismo.
Em 1905 a aspirina chega ao BRASIL. Em 1920, ela passa a ser recomendada para dores pré-menstruais, de dente e de ouvido. Foi um dos mais importantes remédios para aqueles que passaram pela " gripe espanhola", que devastou a Europa no início do século xx.
recebeu homenagens de diversos intelectuais, como o filosofo espanhol José Ortega y Gasset, que chamou o séculoxx de "era da aspirina" e a definiu como "um dos maiores triunfos da humanidade". O escritor brasileiro João Cabral de Melo Neto chegou a fazer um poema sobre a aspirina.
Hoje, com o título de " medicamento mais vendido no mundo". ela é´indicada por vários médicos para aliviar dores.
Adaptado de: Folha de são paulo.

quarta-feira, 1 de agosto de 2007

Base

Definição
Segundo Svante Arrhenius, uma base (também chamada de álcali) é qualquer substância que liberta única e exclusivamente o ânion OH– (íons hidroxila ou oxidrila) em solução aquosa. As bases possuem pH entre 7,1 a 14 (a 25 °C). Em sua escala, caso o número indicado for próximo ao 7,1 é considerado base fraca. Dessa forma, a base será forte quando a base estiver próximo do 14 da escala do pH. Possuem sabor adstringente (ou popularmente, cica) e são empregadas como produtos de limpeza, medicamentos (antiácidos) entre outros. Muitas bases, como o hidróxido de magnésio (leite de magnésia) são fracas e não trazem danos. Outras como o hidróxido de sódio (NaOH ou soda cáustica) são corrosivas e sua manipulação deve ser feita com cuidado. Quando em contato com o tornassol vermelho (papel) ficam azul-marinho ou violeta.
Em 1923, o químico dinamarquês Johannes Nicolaus Brønsted e o inglês Thomas Martin Lowry propuseram a seguinte definição: Uma base é um aceitador de prótons (íon hidrônio H+)
Mais tarde Gilbert Lewis definiu como base qualquer substância que doa pares de elétrons não ligantes, numa reação química - doador do par electrônico.
As bases neutralizam os ácidos, segundo conceito de Arrhenius, formando água e um sal:

(ácido sulfúrico + hidróxido de cálcio = água + sulfato de cálcio)

(ácido clorídrico + hidróxido de sódio = água + cloreto de sódio)
Algumas bases (álcalis) conhecidas:
Soda Cáustica (NaOH)
Leite de magnésia (Mg(OH)2)
Cal hidratada (apagada) (Ca(OH)2)
Cloro de piscina
Água do mar (devido aos sais e outras substâncias diluídas nessa água, ela apresenta um pH relativamente alto, pois isso a torna básica)
Banana verde
Antiácidos em geral
Produtos de limpeza
Amônia (NH3)
Sabão (todos) e detergente

[editar] Classificação das bases

[editar] Quanto ao número de hidroxilas
Monobases ( 1 OH– ): NaOH, KOH
Dibases ( 2 OH– ): Mg(OH)2, Ca(OH)2
Tribases ( 3 OH– ): Al(OH)3, Fe(OH)3
Tetrabases ( 4 OH– ): Sn(OH)4, Pb(OH)4

[editar] Quanto ao grau de dissociação
Bases fortes: São as que dissociam muito. Em geral os metais alcalinos e alcalino-terrosos formam bases fortes (família IA e IIA da Tabela periódica). Porém, o hidróxido de Berílio e o hidóxido de Magnésio são bases fracas.
Bases fracas: São as bases formadas pelos demais metais e o hidróxido de amônio, por terem caráter molecular.

[editar] Quanto à solubilidade em água
Solúveis: Todas as bases formadas pelos metais alcalinos são solúveis. Podemos citar também o hidróxido de amônio, que apesar de ser uma base fraca, é solúvel.
Pouco solúveis: São as bases formadas pelos metais alcalino-terrosos em geral.
Insolúveis: As demais bases. Vale lembrar sempre alguma parcela dissolve, mas chama-se insolúvel quando essa quantidade é insignificante em relação ao volume total.

[editar] Ver também

Ácidos

O que é um ácido?
Ácido, de acordo com Arrhenius, é toda substância que, em solução aquosa, libera única e exclusivamente os íons H+ . Um exemplo é o ácido clorídrico, de fórmula HCl:
HCl H+ + Cl –
O conceito de ácido é o contraposto ao de base. Para medir a acidez de um meio utiliza-se o conceito de pH.

Classificação:
- presença ou não de oxigênio
Oxiácidos: presença de oxigênio na molécula.
Exemplos: H2SO4 , HNO3

Hidrácidos: oxigênio não presente na molécula.
Exemplos: HCl, HCN

- número de hidrogênios ionizáveis
Monoácidos: presença de 1 H ionizável.
HCl = H+ + Cl-
Diácidos: presença de 2 H ionizáveis.
H2SO4 = 2 H+ + SO42-
Triácidos: presença de 3 H ionizáveis.
H3PO4 = 3 H+ + PO43-

- volatilidade
Voláteis: são gasosos ou líquidos e com baixo ponto de ebulição: HNO3 , HCl e H2S
Fixos: muito pouco voláteis, somente H2SO4 e H3PO4

- grau de ionização
Representado pela letra grega alfa, o grau de ionização é a relação entre a quantidade de moléculas dissociadas e o total de moléculas dissolvidas. Quanto maior o valor de alfa, mais alta a tendência do ácido a se dissociar.
alfa (%) = (nº moléculas ionizadas / nº moléculas dissolvidas) x 100
ácidos fortes (alfa maior que 50%): HI, HBr, HCl, HNO3, H2SO4.
ácidos médios (alfa entre 5 e 50%): H2SO3, H3PO4, HF.
ácidos fracos (alfa menor que 5%): H2S, H3BO3, HCN. ácidos orgânicos.

Faixa de pH
O pH é uma faixa de concentração de hidrogênio na água, e é usada para determinar se uma água é ácida(pH menor que 7),neutra(pH = 7) ou básica(pH maior que 7).


Principais ácidos
Ácido Clorídrico (HCl)--> O HCl impuro é comercializado com o nome de ácido muriático e é utilizado principalmente na limpeza de pisos ou de superfíceis metálicas antes da soldagem. O HCl é um componente do suco gástrico, conferindo a ele um pH adequado para a ação das enzimas digestivas gástricas.
Ácido Fluorídrico (HF) --> O HF tem a propriedade de corroer o vidro; por isso, é usado para fazer gravações em vidros e cristais.
Ácidos Sulfúrico (H2SO4) --> É utilizado nas baterias de automóvel, na fabricação de corantes, tintas, explosivos e papel; é tambem usado na indústria de fertilizantes agrícolas, permitindo a fabricação de produtos como o sulfato de amônio.
Ácido Nítrico (HNO3) --> É usado na fabricação de explosivos como o trinitrotolueno (TNT) e a nitroglicerina (dinamite); é muito útil para a indústria de fertilizantes agrícolas, permitindo a obtenção do salitre.
Ácido Cianídrico (HCN) --> Ácido utilizado em indústrias diversas, como nas de plásticos, acrílicos e corantes, entre outras. Mas ele tem também um destino sinistro: nos Estados Unidos, é usado nas "câmaras de gás".

quarta-feira, 6 de junho de 2007

Um pré-requisito necessário para construção da tabela periódica, foi a descoberta individual dos elementos químicos. Embora os elementos, tais como ouro (Au), prata (Ag), Estanho (Sn), cobre (Cu), chumbo (Pb) e mercúrio (Hg) fossem conhecidos desde a antiguidade. A primeira descoberta científica de um elemento, ocorreu em 1669, quando o alquimista Henning Brand descobriu o fósforo. Durante os 200 anos seguintes, um grande volume de conhecimento relativo às propriedes dos elementos e seus compostos, foram adquiridos pelos químicos. Com o aumento do número de elementos descobertos, os cientistas iniciaram a investigação de modelos para reconhecer as propriedades e desenvolver esquemas de classificação. A primeira classificação, foi a divisão dos elementos em metais e não-metais. Isso possibilitou a antecipação das propriedades de outros elementos, determinando assim, se seriam ou não metálicos.

As primeiras tentativas

A lista de elementos químicos, que tinham suas massas atômicas conhecidas, foi preparada por John Dalton no início do século XIX. Muitas das massas atômicas adotadas por Dalton, estavam longe dos valores atuais, devido a ocorrência de erros. Os erros foram corrigidos por outros cientistas, e o desenvolvimento de tabelas dos elementos e suas massas atômicas, centralizaram o estudo sistemático da química. Os elementos não estavam listados em qualquer arranjo ou modelo periódico, mas simplesmente ordenados em ordem crescente de massa atômica, cada um com suas propriedades e seus compostos. Os químicos, ao estudar essa lista, concluíram que ela não estava muito clara. Os elementos cloro, bromo e iodo, que tinham propriedades químicas semelhantes, tinham suas massas atômicas muito separadas. Em 1829, Johann W. Boebereiner teve a primeira idéia, com sucesso parcial, de agrupar os elementos em três - ou tríades. Essas tríades também estavam separadas pelas massas atômicas, mas com propriedades químicas muito semelhantes. A massa atômica do elemento central da tríade, era supostamente a média das massas atômicas do primeiro e terceiro membros. Lamentavelmente, muitos dos metais não podiam ser agrupados em tríades. Os elementos cloro, bromo e iodo eram uma tríade, lítio, sódio e potássio formavam outra.

A segunda tentativa

Um segundo modelo, foi sugerido em 1864 por John A.R. Newlands (professor de química no City College em Londres). Sugerindo que os elementos, poderiam ser arranjados num modelo periódico de oitavas, ou grupos de oito, na ordem crescente de suas massas atômicas. Este modelo, colocou o elemento lítio, sódio e potássio juntos. Esquecendo o grupo dos elementos cloro, bromo e iodo, e os metais comuns como o ferro e o cobre. A idéia de Newlands, foi ridicularizada pela analogia com os sete intervalos da escala musical. A Chemical Society recusou a publicação do seu trabalho periódico (Journal of the Chemical Society Nenhuma regra numérica foi encontrada para que se pudesse organizar completamente os elementos químicos numa forma consistente, com as propriedades químicas e suas massas atômicas. A base teórica na qual os elementos químicos estão arranjados atualmente - número atômico e teoria quântica - era desconhecida naquela época e permaneceu assim por várias décadas. A organização da tabela periódica, foi desenvolvida não teoricamente, mas com base na observação química de seus compostos, por Dimitri Ivanovich Mendeleyev.

A Tabela Periódica, segundo Mendeleyev

Dimitri Ivanovich Mendeleyev (18341907) nasceu na Sibéria, sendo o mais novo de dezessete irmãos. Mendeleyev foi educado em St. Petersburg, e posteriormente na França e Alemanha. Conseguiu o cargo de professor de química na Universidade de St. Petersburg. Escreveu um livro de química orgânica em 1861. Em 1869, enquanto escrevia seu livro de química inorgânica, organizou os elementos na forma da tabela periódica atual. Mendeleyev criou uma carta para cada um dos 63 elementos conhecidos. Cada carta continha o símbolo do elemento, a massa atômica e suas propriedades químicas e físicas. Colocando as cartas em uma mesa, organizou-as em ordem crescente de suas massas atômicas, agrupando-as em elementos de propriedades semelhantes. Formou-se então a tabela periódica. A vantagem da tabela periódica de Mendeleyev sobre as outras, é que esta exibia semelhanças, não apenas em pequenos conjuntos como as tríades. Mostravam semelhanças numa rede de relações vertical, horizontal e diagonal. Em 1906, Mendeleyev recebeu o Prêmio Nobel por este trabalho.

A descoberta do número atômico

Em 1913, o cientista britânico Henry Mosseley descobriu que o número de prótons no núcleo de um determinado átomo, era sempre o mesmo. Mosseley usou essa idéia para o número atômico de cada átomo. Quando os átomos foram arranjados de acordo com o aumento do número atômico, os problemas existentes na tabela de Mendeleyev desapareceram. Devido ao trabalho de Mosseley, a tabela periódica moderna esta baseada no número atômico dos elementos. A tabela atual se difere bastante da de Mendeleyev. Com o passar do tempo, os químicos foram melhorando a tabela periódica moderna, aplicando novos dados, como as descobertas de novos elementos ou um número mais preciso na massa atômica, e rearranjando os existentes, sempre em função dos conceitos originais

As últimas modificações

A última maior troca na tabela periódica, resultou do trabalho de Glenn Seaborg, na década de 50. À partir da descoberta do plutônio em 1940, Seaborg descobriu todos os elementos transurânicos (do número atômico 94 até 102). Reconfigurou a tabela periódica colocando a série dos actnídeos abaixo da série dos lantanídeos. Em 1951, Seaborg recebeu o Prêmio Nobel em química, pelo seu trabalho. O elemento 106 tabela periódica é chamado seabórgio, em sua homenagem. O sistema de numeração dos grupos da tabela periódica, usados atualmente, são recomendados pela União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC). A numeração é feita em algarismos arábicos de 1 a 18, começando a numeração da esquerda para a direita, sendo o grupo 1, o dos metais alcalinos e o 18, o dos gases nobres.

fonte de pesquisa: site www.google.com.br

Distribuição Eletrônica

Distribuição Eletrônica de Elétrons

Os elétrons estão distribuídos em camadas ao redor do núcleo. Admite-se a existência de 7 camadas eletrônicas, designados pelas letras maiúsculas: K,L,M,N,O,P e Q. À medida que as camadas se afastam do núcleo, aumenta a energia dos elétrons nelas localizados. As camadas da eletrosfera representam os níveis de energia da eletrosfera. Assim, as camadas K,L,M,N,O, P e Q constituem os 1º, 2º, 3º, 4º, 5º, 6º e 7º níveis de energia, respectivamente. Por meio de métodos experimentais, os químicos concluíram que o número máximo de elétrons que cabe em cada camada ou nível de energia é:

Nível de energia Camada Número máximo de elétrons
1º K 2
2º L 8
3º M 18
4º N 32
5º O 32
6º P 18
7º Q 2

Fonte de pesquisa: site www.google.com.br

A matéria e suas propriedades


Introdução

A curiosidade natural do homem, o leva a explorar o ambiente que o cerca, observando, analisando, realizando experiências, procurando saber o porquê das coisas. Nesta atividade, exploradora e investigativa, o homem adquire conhecimentos. Muitos desses conhecimentos são usados para melhoria de sua vida.
O homem aprendeu a utilizar o fogo como fonte de luz e calor, a água para mover uma roda, o vapor de água para movimentar máquinas, o vento para movimentar o moinho e barcos a vela, dessa maneira atingiu um conhecimento tecnológico.
Por outro lado, essa curiosidade natural o leva a sistematizar os conhecimentos adquiridos, procurando saber como e porquê acontecem, fazer comparações e analogias, estabelecer relações de causa e efeito, que lhe permitam fazer previsões. Neste caso ele adquire um conhecimento científico dos fatos.

Estados físicos da matéria

O líquido que forma os lagos, rios e mares; o vapor que sobe das terras e rios ou oceanos aquecidos pelo sol e o gelo que cobre as altas montanhas são constituídos de uma mesma substância só que em três aspectos completamente diferentes. É a água, que pelo observado, pode se apresentar, em função das forças de coesão das partículas que a formam, em três formas diferentes, que são denominados Estados Físicos da Matéria.

Sólido: possui forma e volume constantes. Neste estado, as partículas que formam a matéria (que podem ser átomos, moléculas ou íons), estão distribuídas regularmente, ocupando posições fixas, formando um arranjo definido. Entre elas surgem forças de atração intensas. Em conseqüência disto, a estrutura é rígida, possui forma e volume constantes e alta resistência à deformações.

* Líquido: possui volume constante e forma variável, dependente do recipiente onde está contido. Neste estado, as forças de atração entre as partículas que formam a matéria são suficientes para manter as partículas unidas, mas não impedem que elas se movimentem para determinadas direções. Em conseqüência disso, os líquidos têm volume constante, mas a forma é do recipiente que o contém.

* Gasoso: possui forma e volume variáveis. As forças de coesão entre as partículas que formam a matéria são muito fracas, de modo que elas se deslocam de maneira desordenada e em alta velocidade. Por isso, o gás não tem forma e volume definidos. O gás tende a ocupar todo o espaço disponível do recipiente onde está contido. Podemos perceber que o gás tende a ocupar todo espaço disponível, através do odor que se espalha rapidamente quando um gás odorífero é colocado em uma sala.

Mudanças de estado físico da matéria

A influência de fatores externos, como pressão e temperatura faz com que a matéria se apresente ora em um, ora em outro estado físico.
Se você resfriar a água contida em um recipiente ela pode transformar-se em gelo, por outro lado, se a aquecer, pode se transformar em vapor.
As mudanças de um estado físico para outro recebem denominações específicas:
Nos fenômenos de fusão, vaporização e sublimação de uma substância sempre há recebimento de calor, isto é, aumento da temperatura, e ou diminuição da pressão. Na solidificação, condensação e ressublimação sempre há perda de calor, isto é, diminuição da temperatura, e ou aumento da pressão.
A vaporização, conforme a maneira de se processar recebe denominação particular: evaporação, ebulição e calefação.
As nuvens são formadas de minúsculas gotas de água, no estado de vapor. A formação das nuvens é muito lenta e é conseqüência da transformação da água líquida da superfície dos rios, lagos, oceanos em vapor de água. Essa mudança do estado líquido para o estado de vapor que se processa lenta e espontaneamente, independente da temperatura, e só acontece na superfície do líquido denomina-se evaporação. A evaporação aumenta: pela ação do vento, da superfície de contato com o ambiente e pelo aumento de temperatura.
Nos locais onde não existe estação de tratamento de água, podemos ferver a água para eliminar bactérias. Para isso precisamos fornecer calor a água e esta passa do estado líquido para o estado de vapor. Essa mudança do estado líquido para o estado de vapor de forma não espontânea, tumultuada e com formação de bolhas denomina-se ebulição. A ebulição acontece em todo o líquido.
Se borrifarmos água líquida em uma panela ou em uma chapa de alumínio bem aquecida, a água passará imediatamente para o estado de vapor. A mudança do estado líquido para o gasoso rapidamente e a uma temperatura superior a do ponto de ebulição do líquido denomina-se calefação.

Fonte de pesquisa: site www.altavista.com.br