Isomeria

01. SÉRIES ORGÂNICAS

01.1. SÉRIE HOMÓLOGA: é um conjunto de compostos de mesma função orgânica, que diferem entre si em um ou mais grupos CH₂.
Ex.: metano; etano.; propano; butano (CH₄; C₂H₆; C₃H₈; C₄H₁₀); Fórmula Geral: C_nH_2n+2. Metanol; etanol; 1-propanol; 1-butanol (CH₄O; C₂H₆O; C₃H₈O; C₄H₁₀O); Fórmula Geral: C_nH_2n+2O.
Obs.: As propriedades físicas dos compostos de uma série homóloga variam uniformemente;
01.2. SÉRIE ISÓLOGA: é um conjunto de compostos da mesma função orgânica que diferem entre si em um ou mais H₂.
Ex.: etano; eteno; etino (C₂H₆; C₂H₄; C₂H₂); ciclopentano; ciclopenteno; ciclopentadieno (C₅H₁₀; C₅H₈; C₅H₆).
01.3. SÉRIE HETERÓLOGA: é um conjunto de compostos provenientes de funções orgânicas diferentes, mas tendo em comum o mesmo número de átomos de carbono. Ex.: tolueno; ácido benzóico; aldeído benzóico; cianeto de fenila (C₆H₈; C₆H₆O; C₆H₆O₂; C₆H₅N).

02. ISOMERIA

Isomeria: é o fenômeno pelo qual o mesmo grupo de átomos dá origem a substâncias diferentes devido a arranjos atômicos diferentes.
Isômeros: são compostos com a mesma fórmula molecular, mas com arranjos atômicos diferentes; portanto com propriedades diferentes.
Isomeria Plana: é aquela em que os compostos apresentam diferentes fórmulas estruturais planas, portanto a diferença dos compostos é visível no plano.
Isomeria espacial: é aquela em que os compostos têm a mesma fórmula plana, mas estruturas espaciais diferentes.
Obs.: A Isomeria pode ser Plana ou Espacial. A Isomeria Plana pode ser: de cadeia, de posição, de compensação ou metameria, de função ou funcional, dinâmica ou tautomeria. A Isomeria Espacial se divide em Isomeria Geométrica ou Cis-Trans e em Isomeria Óptica.
02.1. ISOMERIA PLANA
I) Isomeria de cadeia: caracteriza-se por apresentar isômeros da mesma função orgânica que apresentam números diferentes de átomos de carbono na cadeia principal.
Obs.: No caso dos compostos cíclicos essa isomeria pode também ser chamada de isomeria de núcleo ou de anel;
II) Isomeria de posição: caracteriza-se por apresentar isômeros da mesma função orgânica que apresentam a mesma cadeia principal, mas que possuem grupos funcionais ou duplas e triplas ligações em posições diferentes;
III) Isomeria de compensação ou Metameria: caracteriza-se por apresentar isômeros da mesma função orgânica, mas que apresenta um heteroátomo em diferentes posições na cadeia carbônica;
Obs.: Heteroátomo é um átomo diferente de carbono entre dois carbonos, geralmente: O, S, N, P etc.
Obs.: O hidrogênio nunca será um heteroátomo;
IV) Isomeria de função ou Funcional: caracteriza-se por apresentar isômeros de funções orgânicas diferentes.
Ex.: aldeído e cetona; ácido carboxílico e éster; fenol e éter aromático e álcool aromático.
V) Isomeria dinâmica ou Tautomeria: caracteriza-se por apresentar isômeros de funções orgânicas diferentes, mas que se transformam um no outro quando em solução, através de um equilíbrio dinâmico.
Obs.: Ocorre geralmente entre: aldeído e enol (equilíbrio aldo-enólico), cetona e enol (equilíbrio ceto-enólico).
Obs.: enol é uma função orgânica caracterizada pela presença da hidroxila (OH) ligada a um carbono com dupla ligação, o que o diferencia de um álcool, pois como vimos possui hidroxila ligada a carbono saturado.
02.2. ISOMERIA ESPACIAL OU ESTEREOISOMERIA
02.2.1. ISOMERIA GEOMÉTRICA OU CIS-TRANS
I) Em compostos de cadeia acíclica
Ocorre quando átomos ou grupos de átomos diferentes se unem a cada um dos átomos de carbono de uma dupla ligação.

Obs.: este par de estruturas análogas representa substâncias quimicamente diferentes, já que uma molécula não pode ser convertida na outra por causa da rotação impedida entre os carbonos.
Obs.: nos compostos que apresentam quatro ligantes diferentes nos carbonos de rotação impedida, considera-se isômero CIS o que contém os grupos maiores do mesmo lado.
Obs.: de um modo geral, os isômeros cis-trans apresentam as mesmas propriedades químicas, porém têm diferentes propriedades físicas. As propriedades químicas serão diferentes quando dependerem das posições relativas dos grupos; se estas posições forem diferentes, as propriedades químicas dos isômeros também o serão.
Obs.: Verifica-se que as formas trans são mais estáveis que as respectivas formas cis, o que se explica pela menor repulsão entre os grupos na posição trans.
II) Em Compostos de Cadeia Cíclica (Isomeria de Baeyer ou Baeyeriana)
Quando átomos de carbono estiverem ligados num ciclo jamais poderão sofrer uma rotação completa em trono de seus eixos sem quebrar o ciclo, logo para que haja isomeria geométrica basta que pelo menos dois carbonos do ciclo possuam ligantes diferentes entre si.

02.2. 2. ISOMERIA ÓPTICA
Isômeros ópticos: são aqueles cuja a única diferença está no comportamento diante de uma luz polarizada (luz polarizada é aquela que vibra em um único sentido). Para que um composto orgânico seja opticamente ativo é necessário que suas moléculas seja assimétricas, ou seja, suas moléculas devem possuir carbono assimétrico, que é o carbono que possui os quatro ligantes diferentes, ou seja, carbono com ligação dupla ou tripla nunca pode ser assimétrico. O carbono assimétrico ou quiral é representado por C*.
Substância opticamente ativa: é aquela que desvia o plano de luz polarizada, se o desvio for para a direita dizemos que é dextrógiro e se o desvio for para a esquerda dizemos que é levógiro.
Substância opticamente inativa: é aquela que não desvia o plano de luz polarizada.
Mistura racêmica: é opticamente inativa por compensação externa, ou seja como há um número igual de molécula provocando desvios contrários na luz polarizada, uma cancela o desvio da outra e o desvio final é nulo.
Enantiomorfos, Antípodas ópticos ou Enanciômeros: são compostos que são imagens especulares um do outro, ou seja não são superponíveis, desviam a luz polarizada de um mesmo ângulo (ativos), só que para lados opostos.
Diasteroisômeros: são isômeros ópticos não enantiomorfos entre si, ou seja, não são imagens especulares um do outro, desviam a luz polarizada em Ângulos diferentes (ativos) e só ocorrem em compostos com mais de um C* na molécula.
Obs.: as mãos direita e esquerda são imagens especulares uma da outra e não são superponíveis, por isso são assimétrica.
Isômero Meso: é um isômero inativo por compensação interna, ou seja é um composto que possui dois carbonos assimétricos (2C*) com ligantes iguais e um dos carbonos desvia a luz polarizada de um ângulo µ para a direita e o outro C* desvia a luz polarizada de um ângulo µ para a esquerda, portanto o desvio final será nulo.
1.º Caso: Moléculas com um C*: possuem três isômeros: um dextrógiro, um levógiro e um racêmico (formado por quantidades equimolares do dextrógiro e do levógiro).
2.º Caso: Moléculas com dois C* iguais: possuem quatro isômeros: um dextrógiro, um levógiro, um racêmico e um meso ou mesógiro (inativo por compensação interna).
3.º Caso: Moléculas que possuem "n" carbonos assimétricos diferentes:

A. n.º de isômeros ópticos ativos: 2ⁿ (Obs.: fórmulas de Van't Hoff)
B. n.º de isômeros ópticos inativos: 2^n-1 (o que corresponde à metade dos ativos, pois aqueles se reúnem dois a dois para formar os inativos correspondentes)
C. n.º de isômeros ópticos dextrógiros: 2^n-1 (o que corresponde à metade dos ativos)
D. n.º de isômeros ópticos levógiros: 2^n-1 (o que corresponde à metade dos ativos)
E. n.º de misturas racêmicas: 2^n-1 (o que corresponde à metade dos ativos)
F. n.º de isômeros ópticos: 2ⁿ + 2^n-1 ou 3. 2^n-1(o que corresponde à soma dos ativos com os inativos)

I - Moléculas Assimétricas que não possuem Carbono Assimétrico
1.º Caso: Moléculas de alcadienos acumulados ou compostos alênicos
Os alcadieno acumulados são compostos que possuem duas ligações duplas seguidas.

Observando a geometria espacial destes tipos de compostos veremos que não possuem um plano de simetria, ou seja, são assimétricos, consequentemente apresentam atividade óptica e possuem dois isômeros, o dextrógiro e o levógiro e consequentemente uma mistura racêmica.
2.º Caso: Moléculas Cíclicas com Isomeria Trans.
Quando um composto de cadeia carbônica cíclica apresenta isomeria geométrica, a molécula do isômero trans é assimétrica, isto é, não apresenta plano de simetria e portanto possui atividade óptica, apresentando dois isômero, o dextrógiro, o levógiro e também uma mistura racêmica.

Obs.: O isômero cis apresenta plano de simetria, portanto é opticamente inativo.

Cloro Propriedades e usos

Dentre os vários elementos que podemos encontrar na natureza, alguns são empregados de maneira mais ampla ou variada, como, por exemplo, o oxigênio, nitrogênio, a amônia e, também, o cloro, um gás muito importante.

O cloro foi obtido inicialmente por Scheele, na sua forma gasosa, pela oxidação do ácido clorídrico (HCl) com MnO2:

A partir dessa reação, pode-se obter, em laboratório, o hipoclorito de sódio (NaClO), como pode-se verificar no esquema a seguir:


Produção industrial e diferentes usos
O cloro é produzido industrialmente por dois métodos distintos:

# 1. Pela eletrólise de soluções aquosas de cloreto de sódio (NaCl), no processo de fabricação de NaOH:

2. E na eletrólise do NaCl fundido, no processo de fabricação do sódio:

# O processo de produção do cloro/soda consiste na passagem de uma corrente elétrica em salmoura de cloreto de sódio, obtendo-se como resultado o cloro (Cl2), a soda (NaOH) e o hidrogênio (H2).

O gás cloro é tóxico e foi usado nos combates da Primeira Guerra Mundial. Ele provoca irritações na garganta e lacrimejamento. Em concentrações mais elevadas, pode provocar desde danos aos pulmões até a morte.

Contudo, quando utilizado adequadamente, o cloro apresenta muitas qualidades. Ele é usado há muito tempo com fins sanitários - e é indispensável para o tratamento da água; utiliza-se cloro também na desinfecção de resíduos industriais e de piscinas. Em virtude das suas propriedades descorantes, ele é usado no branqueamento de fibras vegetais, como algodão, linho, etc.

Bibliografia
# LEE, J. D. Química inorgânica não tão concisa. 5ª edição, São Paulo: Edgard Blucher, 1999.
# MAINIER et al. A água sanitária: um experimento relacionando o cotidiano ao ensino de química. Rio de Janeiro: CBE, 2001.

Evidências de Reações Químicas

Professor de Matemática e Biologia Antônio Carlos Carneiro Barroso

Colégio Estadual Dinah Gonçalves

email accbarroso@hotmail.com        

 www.ensinodematemtica.blogspot.com.br

www.accbarrosogestar.blogspot.com.br 

        

Evidências de reações químicas

A ocorrência de uma reação química é indicada pelo aparecimento de novas substâncias (ou pelo menos uma) diferentes das que existiam antes.

Quando as substâncias reagem, às vezes ocorrem fatos bastante visíveis que confirmam a ocorrência da reação e dentre eles, podemos destacar: desprendimento de gás e luz, mudança de coloração e cheiro, formação de precipitados, etc...

As experiências de Evidência de Reações Químicas, fundamenta-se em reações de: síntese ou formação, deslocamento ou simples troca e de dupla troca ou substituição.

Geralmente, estes experimentos são muito rápidos e podem ser realizados em simples tubos de ensaio, sem a necessidade de utilização de controle de temperatura ou tempo da reação, pois, neste apenas verifica-se a ocorrência de reações de um dado reagente reage para com outro.

Mas, vale ressaltar que as observações experimentais ficarão limitadas a: número de fases (homogeniedade ou heterogeniedade), desprendimento de gás, desprendimento de luz, mudança de coloração, mudança de cheiro (liberação de odor) e formação de precipitados.

Citaremos abaixo, 3 (três) exemplos de experimentos para se verificar as Evidências de Reações Químicas:

1. Colocar em um tubo de ensaio 2 ml de solução de sulfato de cobre II e juntar 2 ml de solução de cloreto de bário.

2. Colocar em um tubo de ensaio 2 ml de solução de cloreto de ferro III e adicionar uma gota de ferrocianeto de potássio.

3. Colocar uma pequena porção de zinco em pó em um tubo de ensaio e acrescentar 3 ml de ácido clorídrico 10%. Aproximar da boca do tubo de ensaio uma chama de um palito de fósforo.


Considerações quanto ao procedimento de Evidências de Reações Químicas

Teste 1: ocorre reação de dupla troca ou substituição com o nitrato de bário, formando o nitrato de cobre e o sulfato de bário. A solução adquire uma coloração azul claro (aspecto leitoso).

Teste 2: ao se adicionar uma gota de ferrocianeto de potássio ao cloreto de ferro III (ambos tinham coloração amarela) a solução adquire cor azul, sem formação de precipitados. A reação é de deslocamento.

Teste 3: a reação do zinco em pó com o ácido clorídrico, resulta em uma reação de simples troca ou deslocamento, com a liberação do gás hidrogênio (H2) da reação dos produtos, este gás é inflamável.


Conceito de Reações Químicas

Uma reação química ocorre quando certas substâncias se transformam em outras. Para que isso possa acontecer, a ligação entre átomos e moléculas devem ser rompidas e devem ser restabelecidas de outra maneira.

Como estas ligações podem ser muito fortes, energia, geralmente na forma de calor, é necessária para iniciar a reação. As novas substâncias possuem propriedades diferentes das substâncias originais (reagentes).

Como a ocorrência de uma reação química é indicada pelo aparecimento de novas substâncias (ou pelo menos uma) diferentes das que existiam antes, quando as substâncias reagem, às vezes ocorrem fatos bastante visíveis que confirmam a ocorrência da reação e dentre eles, podemos destacar: desprendimento de gás e luz, mudança de coloração e cheiro, formação de precipitados, etc...

As reações químicas não ocorrem somente nos laboratórios, mas, em toda a parte e a todo momento. Oxidação e redução são exemplos destes tipos de reações que ocorrem em nosso dia-a-dia.


Equação Química

A equação química é a forma de se descrever uma reação química. Símbolos e números são utilizados para descrever os nomes e as proporções das diferentes substâncias que entram nestas reações. Os reagentes são mostrados no lado esquerdo da equação e os produtos no lado direito. Não é criada e nem destruída matéria em uma reação, os átomos somente são reorganizados de forma diferente, por isso, uma equação química deve ser balanceada: o número de átomos na esquerda precisa ser igual o número de átomos da direita.

Exemplo de uma Equação Química não equilibrada:

H2 + Cl2 = HCl

Exemplo de uma Equação Química equilibrada:

H2 + Cl2 = 2HCl


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.


Reação Redox

Sabe-se que oxidação e redução ocorrem juntas na mesma reação química. Esse fenômeno recebe o nome de reação redox (ou de oxirredução). Algumas dessas reações são muito úteis para a indústria. O ferro, por exemplo, é extraido pela combinação do minério de ferro com o monóxido de carbono, num alto-forno. Nessa reação, o minério perde oxigênio para formar o ferro e o CO recebe oxigênio para formar o CO2. A ferrugem é um dos resultados de uma reação redox, na qual o ferro se oxida e forma o óxido de ferro (ferrugem), e o oxigênio do ar é reduzido.


Ruptura das ligações

As reações químicas podem ser consideradas como conjuntos de quebras e formações de ligações.

Cisão Homolítica: (Homólise)
- Ocorre com substâncias apolares e na presença de Luz, calor ou pressão;
- Quebra a molécula em partes iguais, os chamados Radicais livres, que são instáveis e reativos;
- Exemplo: Cl2 2 Cl

Cisão Heterolítica: (Heterólise)
- Ocorre com substâncias polares e na presença de catalisador ou solvente;
- Quebra a molécula em partes diferentes (eletrófilo e nucleófilo) chamadas Íons;
Exemplo: CH3Cl CH3+(Carbonio) + Cl-

Autoria: Pamela Naomi Fukada

Cobre Ocorrência, obtenção industrial, propriedades e utilização

O cobre é um metal relativamente raro, empregado das mais diversas formas. Foi o primeiro metal a ser usado pelo homem como substituto da pedra, na confecção de armas, ferramentas de trabalho etc. Estudos apontam que o cobre foi utilizado pelos povos que viviam na ilha de Chipre (cujo nome original era Cyprus - e, posteriormente, Cyprium) há mais de 6.500 anos, daí a origem do seu nome, Cuprum. Por essa razão, inclusive, o símbolo desse metal é Cu.

O cobre, em sua forma metálica, apresenta alta durabilidade, boa resistência à corrosão, boa maleabilidade e ductilidade. Essas duas últimas propriedades fazem dele um metal diferenciado, pois, normalmente, os metais resistentes não são maleáveis. Já o cobre pode ser transformado em fios, lâminas, bastões etc.

Essas características (propriedades) são as responsáveis pela larga utilização do cobre, usado em praticamente todas as etapas da evolução humana. Atualmente, o metal se converteu em elemento de primeira necessidade, pois, além de múltiplas aplicações, é o material mais empregado na área da eletricidade.

Chile, Estados Unidos, Canadá, Rússia e Zâmbia são alguns dos países com as minas economicamente mais importantes; e delas saem quantidades enormes de seus minerais, como bornite (Cu5FeS4), calcopirite (CuFeS2), enargite (Cu3As5S4), cuprite (Cu2O), calcosite (Cu2S), covelite (CuS), entre outros. Comercialmente, no entanto, os minerais mais importantes são a calcosite, que possui 79,3% de cobre, e a calcopirite, com 34,5% do metal.

Existem alguns processos de obtenção do cobre na sua forma metálica, mas, geralmente, o minério, depois de extraído, britado e moído, passa por um processo que permitirá, ao final, obter o cobre metálico. A calcosite ou calcosita (Cu2S), que tem em sua composição sulfetos (compostos de enxofre), sofre aquecimento na presença de oxigênio, etapa essa denominada ustulação, e libera o cobre na forma simples. Aqui, o enxofre, preso ao cobre, une-se ao gás oxigênio formando o gás dióxido de enxofre (SO2). Veja a representação da equação química


O metal produzido nesta etapa é o chamado cobre blister (Figuras 1 e 2), com aproximadamente 98,5% de pureza e alguns agregados de enxofre, ferro e outros metais. A partir dessa fase, o blister passa por um processo de refino que o purifica até se tornar um cobre com 99,5% de pureza. Logo depois, o produto é colocado em células eletrolíticas que, ao sofrerem um fluxo de eletricidade, produzem um cobre 99,9% puro.


Figura 1. Tamanho original de um ânodo de cobre blister

Fonte: Recuperação de ouro, prata e cobre de lama anódica proveniente do refino eletrolítico de cobre

Sob essas condições, o cobre se oxida (perde elétrons) nos ânodos para formar íons cúpricos (Cu2+). Esses íons migram em direção aos cátodos, onde são depositados (reduzidos) na forma metálica pura (Cuº). Veja a representação química:






O principal minério do cobre, a calcopirite ou calcopirita (CuFeS2), é submetida a um processo inicial que a transforma em Cu2S, para depois ocorrer o mesmo processo da calcosita.

Figura 2: Produção eletrolítica do cobre - Fonte: Rio Inox

O cobre, como dissemos acima, é largamente utilizado na sua forma pura, principalmente em equipamentos elétricos. Contudo, ele também compõe ligas metálicas bastante empregadas pelo homem. O esquema a seguir (Figura 3) apresenta as ligas de cobre:




Figura 3. Ligas do cobre Fonte: UFPR

A liga composta de cobre e alumínio (10%) é empregada na confecção de embarcações, trocadores de calor, evaporadores etc. Já a liga de cobre e zinco, conhecida como latão, é usada em moedas, medalhas, bijuterias, ferragens, cartuchos etc. O teor de Zn nessa liga é de 4% a 5%, em média.

A liga de bronze, uma das primeiras ligas metálicas confeccionadas pelo homem, é formada pela junção do cobre com o estanho. Aqui, o teor de estanho pode chegar a 20% da composição da liga. Na Antiguidade, ela era usada, principalmente, para confecção de armas, enquanto hoje é utilizada principalmente na confecção de tubos, torneiras, varetas de solda, válvulas, buchas etc.

A liga de cobre e níquel, conhecida como cuproníquel, é composta de 10% a 30% de níquel e é largamente empregada em bijuterias, moedas, lentes de óculos etc. As ligas com teores maiores de níquel apresentam traços de zinco, as alpacas, e pelo fato de parecerem com a prata são utilizadas na confecção de chaves, equipamentos de telecomunicações etc.

O cobre é facilmente - e indefinidamente - reciclado, sem perda de qualidade ou de desempenho, sem diferença entre o material reciclado e obtido da mineradora. No mundo, 35% das necessidades de cobre são obtidas por meio de lixo reciclado (computadores, equipamentos eletrônicos, válvulas e eletrodomésticos).

O cobre é, portanto, um metal importantíssimo, pois permite aplicações diversas: conservação de recursos, redução de resíduos, diminuição dos efeitos nas mudanças climáticas, reciclagem e aumento dos ciclos de vida de diversos produtos. Todas estas qualidades fazem do cobre um metal fundamental para o desenvolvimento econômico da humanidade.

Saiba mais
# BARD, G. N. Recuperação de ouro, prata e cobre de lama anódica proveniente do refino eletrolítico de cobre. I Jornada do Programa de Capacitação Interna, CETEM, 1999.
# CANATA JR, C. L. "Cobre e suas ligas".
# CANTO, E. L. Minerais, minérios, metais: de onde vêm? Para onde vão?. São Paulo, Editora Moderna, 1998.
# ESPERIDIÃO, I. M.; NÓBREGA, O. Os metais e o homem. São Paulo: Editora Ática,1999.
# Instituto Brasileiro do Cobre.

Carbono 14 Como saber a idade das múmias do Egito?

O carbono 14 encontrado no corpo de uma múmia permite determinar a sua idade
É quase impossível que uma pessoa minimamente informada não saiba, nos dias atuais, algo sobre as múmias do antigo Egito. Normalmente, quando se fala na civilização egípcia, já vem à cabeça das pessoas tesouros, mistérios e maldições. Isso é muito potencializado pelos filmes de Hollywood, como "A múmia" e "O retorno da múmia". Essas produções hollywoodianas são exemplos do fascínio que aquela antiga civilização desperta no mundo ocidental. Agora, como é possível saber a idade de uma múmia?

A datação desses fósseis, como as múmias, geralmente é feita por meio do processo da quantificação de um tipo de carbono existente nos corpos dos animais e plantas em geral, o carbono 14. Esse elemento é, na verdade, um isótopo do carbono 12 e do carbono 13.

Cientificamente, significa dizer que o carbono - que tem número atômico fixo 6 (Z=6), o que equivale ao número de prótons do átomo - tem sua massa atômica (massa de prótons e nêutrons juntas) variável, ou seja, ela varia de acordo com as massas. Temos o carbono 12, que representa 98,9% de todo carbono na Terra, o carbono 13, que é encontrado a 1%, e o carbono 14, este em menor quantidade entre os três.

Características do carbono 14
A datação dos fósseis em geral é possível devido à peculiaridade do carbono 14 (C-14) ser radioisótopo ou simplesmente radioativo. Fenômeno que se caracteriza pela emissão de radiação alfa (α), composta por núcleos de hélio (He), radiação beta (β), composta de elétrons, e radiação gama (γ), uma forma de radiação eletromagnética parecida com raios X, porém mais energética.

Esse processo acaba por produzir outro fenômeno relacionado à radiação, o decaimento radioativo, que é o resultado de uma transformação natural de um isótopo de um elemento químico em um isótopo de outro. O processo se dá de modo natural até que a série radioativa alcance um elemento não radioativo. Ou seja, após o processo temos outro tipo de elemento.

O C-14 é produzido por reações nucleares resultantes do bombardeamento de nitrogênio 14 (N-14) por nêutrons presentes nos raios cósmicos na atmosfera. Depois de formado, o C-14, interagindo com gás oxigênio em condições específicas, sofre oxidação e forma o composto CO2, que, por sua vez, acaba circulando pela atmosfera, pela litosfera e pela biosfera.

Os seres vivos recebem o C-14 por meio do alimento e da água, mantendo um nível constante dele no corpo. Enquanto existir vida a porcentagem de C-14 no organismo da planta ou do animal será igual à porcentagem presente na atmosfera. Quando o ser morre, esse equilíbrio é perturbado, pois não há mais o acúmulo de carbono, porém o decaimento radiativo é mantido.

Contudo, essa atividade diminui com o passar do tempo. Após 5.730 anos, ela, que era de 14 desintegrações por minuto para cada grama do carbono (14 dpm/g), passa para 7 dpm/g. Em 11.460 anos ela será de 3,5 dpm/g - e assim por diante. Desse modo, quanto maior o período depois da morte, menos material dessa natureza permanece no corpo. Então, a datação é possível por meio da determinação da atividade de C-14 da amostra.

Quando o C-14 não funciona?
Algumas exceções são conhecidas para datação com o C-14, como o fato dos organismos não receberem a quantidade de C-14 igual à média do ambiente, mas estes casos geralmente são facilmente explicados.

Outra exceção é o caso do C-14 não fornecer resultados confiáveis para materiais com menos de 100 anos, pois ele não terá sofrido decaimento o suficiente para a sua determinação.

O método também não é adequado para materiais com mais de 40.000 anos. Isso devido ao fato de que após esse período já terão passado 7 meias-vidas do C-14 e seu nível de radiação terá decrescido até quase zero. Já as idades de milhões de anos são baseadas em outros métodos inorgânicos. Porém, as idades determinadas por carbono-14 parecem ser precisas quando comparadas aos nossos relatos históricos.

Manuscritos do Mar Morto e Sudário de Turim
Entre alguns casos em que foi empregada a técnica da datação pelo C-14, pode-se destacar o caso dos manuscritos do Mar Morto (as escrituras mais antigas já descobertas do Velho Testamento).

A coleção de manuscritos, descoberta por um pastor, teve sua autenticidade comprovada pelo método do C-14 ao se constatar a atividade do carbono radioativo em 11 dpm/g. Após calculo, verficou-se a idade de 2.000 anos, comprovando que os manuscritos do Mar Morto remontam ao tempo em que Cristo viveu.

Em outro caso chegou-se a uma conclusão diferente da obtida na análise dos manuscritos. O teste com o C-14 no Sudário de Turim, supostamente o manto que recobriu o corpo de Cristo após sua morte, mostrou que o linho utilizado na confecção do manto tinha sua origem entre os anos 1260 e 1390. Portanto, não poderia ser o sudário que recobrirá o corpo de Jesus. Essa conclusão é resultado de polêmica até os dias de hoje.

Ainda que os resultados do método de datação do C-14 provoquem polêmicas, ele é largamente empregado na arqueologia e na antropologia para a determinação da idade aproximada de diversos fósseis. As múmias características da civilização egípcia podem ter suas idades verificadas por esse método, pois o período do Antigo Egito, segundo historiadores e arqueólogos, compreendeu o período de 4.500 a.C. a 641 d.C., ou seja, dentro do intervalo de datação do C-14.

Bibliografia
# FARIAS, R. F. A química do tempo: carbono 14. QNesc, v.16, 6-8, 2002.
# KOTZ, J. C.; TREICHEL, Jr., P. M. Química geral 2 e reações químicas. São Paulo, Pioneira Thomson Learning, 2005.

Classificação dos compostos inorgânicos Regra prática

Em todos os textos de química, você se depara com termos como sais, ácidos, bases e óxidos. Como saber de quem estamos falando, ou melhor, como "bater o olho" em uma fórmula e saber qual a classificação dessa substância?

Vamos a uma regra prática - quase infalível:

1ª providência: Separe a molécula
Separe a molécula em duas partes: o elemento inicial da fórmula e o resto

2ª providência: Classifique



# Se a primeira parte (X) for o H (hidrogênio), a substância é um ácido.
# Se a segunda parte (Y) for o grupo OH (hidroxila), a substância é uma base.
# Se a segunda parte (Y) for exclusivamente o O (oxigênio), a substância é um óxido.

Nenhum dos testes deu certo? A substância é um sal.

Veja nos exemplos:

1) HCl = H e Cl

Primeira parte H = ácido.

2) NaOH = Na e OH

Segunda parte OH = base.

3) H2SO4 = H e SO4

Primeira parte H = ácido.

4) CaCO3 = Ca e CO3

Nada deu certo = sal.

5) Al2O3 = Al e O

Segunda parte O = óxido.

6) KCl = K e Cl

Nada deu certo = sal.

Tome cuidado...

# Uma substância é um óxido quando o segundo elemento é exclusivamente o oxigênio e não apenas por conter oxigênio.

CaSO4 = Segunda parte contém oxigênio, mas não exclusivamente, portanto não é óxido.

FeO = Segunda parte contém exclusivamente oxigênio, portanto é óxido.

# No caso da água, a regra não funciona, mas como você conhece a fórmula da água (H2O) desde que era criancinha, não irá se confundir. Classifique-a como... água.
* Fábio Rendelucci é professor de química e física e diretor do cursinho COC-Universitário de Santos (SP).

Tabela Periódica

É a Interactive Periodic Table. Muito boa e atualizada! Vale a pena conferir!

Acesse clicando aqui.
Fonte:http://ensquimica.blogspot.com

Sais

SAIS

1. Nomenclatura
2. Classificação
3. Reações de salificação
4. Sais naturais
5. Sais mais comuns na química do cotidiano

Sal de Arrhenius - Composto resultante da neutralização de um ácido por uma base, com eliminação de água. É formado por um cátion proveniente de uma base e um ânion proveniente de um ácido.

Nomenclatura

nome do sal = [nome do ânion] + de + [nome do cátion]

Classificação

Os sais podem ser classificados em:

* sal normal (sal neutro, na nomenclatura antiga),
* hidrogênio sal (sal ácido, na nomenclatura antiga) e
* hidróxi sal (sal básico, na nomenclatura antiga).

Reações de salificação

Reação da salificação com neutralização total do ácido e da base
Todos os H ionizáveis do ácido e todos os OH- da base são neutralizados. Nessa reação, forma-se um sal normal. Esse sal não tem H ionizável nem OH-.

Reação de salificação com neutralização parcial do ácido
Nessa reação, forma-se um hidrogênio sal, cujo ânion contém H ionizável.

Reação de salificação com neutralização parcial da base
Nessa reação, forma-se um hidróxi sal, que apresenta o ânion OH- ao lado do ânion do ácido.

Sais naturais

CaCO3 NaCl NaNO3
Ca3(PO4)2 CaSO4 CaF2
silicatos sulfetos metálicos
(FeS2, PbS, ZnS,HgS) etc.

Sais mais comuns na química do cotidiano

* Cloreto de sódio (NaCl)
o Alimentação - É obrigatória por lei a adição de certa quantidade de iodeto (NaI, KI) ao sal de cozinha, como prevenção da doença do bócio.
o Conservação da carne, do pescado e de peles.
o Obtenção de misturas refrigerantes; a mistura gelo + NaCl(s) pode atingir -22°C.
o Obtenção de Na, Cl2, H2, e compostos tanto de sódio como de cloro, como
NaOH, Na2CO3, NaHCO3, HCl, etc.
o Em medicina sob forma de soro fisiológico (solução aquosa contendo 0,92% de NaCl), no combate à desidratação.
* Nitrato de sódio (NaNO3)
o Fertilizante na agricultura.
o Fabricação da pólvora (carvão, enxofre, salitre).
* Carbonato de sódio (Na2CO3)
o O produto comercial (impuro) é vendido no comércio com o nome de barrilha ou soda.
o Fabrição do vidro comum (maior aplicação):
Barrilha + calcáreo + areia ® vidro comum
o Fabricação de sabões.
* Bicarbonato de sódio (NaHCO3)
o Antiácido estomacal. Neutraliza o excesso de HCl do suco gástrico.
NaHCO3 + HCl ® NaCl + H2O + CO2
O CO2 liberado é o responsável pelo "arroto".
o Fabricação de digestivo, como Alka-Seltzer, Sonrisal, sal de frutas, etc.
O sal de frutas contém NaHCO3 (s) e ácidos orgânicos sólidos (tartárico, cítrico e outros). Na presença de água, o NaHCO3 reage com os ácidos liberando CO2 (g), o responsável pela efervecência:
NaHCO3 + H+ ® Na+ + H2O + CO2
o Fabricação de fermento químico. O crescimento da massa (bolos, bolachas, etc) é devido à liberação do CO2 do NaHCO3.
o Fabricação de extintores de incêndio (extintores de espuma). No extintor há NaHCO3 (s) e H2SO4 em compartimentos separados. Quando o extintor é acionado, o NaHCO3 mistura-se com o H2SO4, com o qual reage produzindo uma espuma, com liberação de CO2. Estes extintores não podem ser usados para apagar o fogo em instalações elétricas porque a espuma é eletrolítica (conduz corrente elétrica).
* Fluoreto de sódio (NaF)
o É usado na prevenção de cáries dentárias (anticárie), na fabricação de pastas de dentes e na fluoretação da água potável.
* Carbonato de cálcio (CaCO3)
o É encontrado na natureza constituindo o calcário e o mármore.
o Fabricação de CO2 e cal viva (CaO), a partir da qual se obtém cal hidradatada (Ca(OH)2):
CaCO3 ® CaO + CO2
CaO + H2O ® Ca(OH)2
o Fabricação do vidro comum.
o Fabricação do cimento Portland:
Calcáreo + argila + areia ® cimento Portland
o Sob forma de mármore é usado em pias, pisos, escadarias, etc.
* Sulfato de cálcio (CaSO4)
o Fabricação de giz escolar.
o O gesso é uma variedade de CaSO4 hidratado, muito usado em Ortopedia, na obtenção de estuque, etc.
Os sais são compostos iônicos, têm sabor salgado e são sólidos. Características dos Sais:

1 - Conduzem corrente elétrica quando estão em solução.

2 - Os sais têm sabor salgado.

3 - Os sais reagem com ácidos, com hidróxidos, com outros sais e com metais.

4 - Ao reagir com um ácido, dão origem a outro sal e outro ácido, se o ácido formado for mais volátil que o empregado na reação.

5 - Quando reagem com hidróxido, dão origem a outro sal e outro hidróxido, se o hidróxido formado for menos solúvel que o empregado na reação.

6 - Se reagem com outros sais, dão origem a dois novos sais se um deles for menos solúvel que os reagentes.

7 - E, por fim, quando reagem com um metal, dão origem a um novo sal e um novo metal, se o metal reagente for mais reativo que o metal deslocado na reação.

Principais Sais e suas utilizações:

Bicarbonato de Sódio (NaHCO3) --> É usado em medicamentos que atuam como antiácidos estomacais. É também empregado como fermento na fabricação de pães, bolos, etc., uma vez que libera gás carbônico aquecido, o gás carbônico permite o crescimento da massa. É, ainda, usado para fabricar extintores de incêndio de espuma.

Carbonato de Cálcio (CaCO3) --> Componente do mármore, é usado na confecção de pisos, pias, etc. O carbonato de cálcio (calcário) é também empregado na fabricação do vidro comum e do cimento.

Sulfato de Cálcio (CaSO4) --> É um sal usado na fabricação do giz e do gesso de porcelana.

Cloreto de Sódio (NaCl) --> Este sal é intensamente usado na alimentação e também na conservação de certos alimentos; além disso, é um dos componentes do soro caseiro, usado no combate à desidratação. No sal de cozinha, além do cloreto de sódio existe uma pequena quantidade de iodeto de sódio (Nal) e de potássio (Kl). Isso previne o organismo contra o bócio ou "papo", doença que se caracteriza por um crescimento exagerado da glândula tireóide, quando a alimentação é deficiente em sais de iodo.

Fluoreto de Sódio (NaF) --> É um sal usado na fluoretação da água potável e como produto anticárie, na confecção de pasta de dente.

Nitrato de Sódio (NaNO 3) --> Conhecido como salitre do Chile, esse sal é um dos adubos (fertilizantes) nitrogenados mais comuns.

Quimica Organica

Introdução à Química Orgânica

View more OpenOffice presentations from Aikhaa.

Números quânticos Como encontrar e identificar o elétron

Professor de Matemática Antonio Carlos Carneiro Barroso

Colégio Estadual Dinah Gonçalves

email accbarroso@hotmail.com

Blog HTTP://ensinodematemtica.blogspot.com

http://accbarrosogestar.blogspot.com.br 

www.accbarrosogestar.wordpress.com

Hoje muito se fala da mecânica quântica. Conceitos como dualidade onda-partícula, sobreposição de estados ou influência do observador saíram da sala de aula e dos debates científicos para se tornarem assunto corrente até entre modalidades esotéricas. Não é difícil tal dispersão gerar confusão. O aluno interessado pode facilmente não entender.
O que, afinal de contas, princípios aparentemente tão complicados têm a ver com o aprendido sobre a estrutura dos átomos e o comportamento de suas partículas? Para ajudar esse aluno, existem os números quânticos, que identificam os elétrons a partir das características que lhes são atribuídas pela mecânica quântica.
Modelo atômico de Rutherford-Bohr
Para entendermos melhor os númeors quânticos, o melhor é começar por algo que todo mundo conhece: o modelo atômico de Rutherford-Bohr:


Neste modelo, o átomo é representado como um sistema solar. O núcleo ocupa o lugar do Sol, em torno do qual os elétrons descrevem órbitas circulares. Pode-se dizer que Rutherford e Bohr reproduziram o macrocosmo da física clássica newtoniana no microcosmo atômico.
A chegada da física quântica
As propriedades químicas dos elementos eram explicadas por sua distribuição eletrônica, o modo como os elétrons se distribuíam pelas órbitas ou camadas em torno do núcleo, normalmente identificadas pelas letras K, L, M, N, O, P e Q.

Figura 2: Distribuição eletrônica: camadas em torno do núcleo atômico

Quando as teorias quânticas conquistaram o reconhecimento dos físicos, era inevitável que a concepção do átomo como sistema planetário fosse revista, por ser incompatível com as descobertas naquele campo. Primeiro porque o elétron no modelo de Rutherford-Bohr era uma partícula, enquanto a mecânica quântica define o elétron pelo princípio da dualidade onda-partícula. Ou seja, ele pode ser tanto uma coisa quanto a outra. O Princípio da Incerteza de Heinsenberg afirma que além de o elétron não ser apenas uma partícula, seu comportamento não obedece ao determinismo da física clássica. Assim, não é possível precisar simultaneamente a velocidade e a posição de um elétron. Seu estudo só pode ser feito por uma abordagem probabilística.
Camadas: níveis de energia
O elétron não podia mais ser visto como uma partícula orbitando "classicamente" o núcleo, mas o modelo de distribuição eletrônica por camadas explicava tão bem o comportamento químico dos elementos que, do ponto de vista didático, podemos apenas adaptá-lo à nova concepção. Assim, essas camadas deixam de ser consideradas órbitas e passam a ser níveis de energia, diretamente relacionados com a distância média do elétron em relação ao núcleo. Quando substituímos as letras identificadoras das camadas por números, temos a seguinte correspondência, que define o primeiro dos números quânticos, chamado de Principal.
CAMADA
K

L

M

N

O

P

Q
1

2

3

4

5

6

7
NÍVEL

O número quântico principal expressa o nível de energia do elétron, definido por sua distância média do núcleo. O segundo número quântico é chamado de momento angular ou azimutal e define a forma dos orbitais dos elétrons.
Diferença entre órbita e orbital
Enquanto órbita indica uma trajetória regular do elétron em torno do núcleo, orbital indica uma região do espaço onde há grande probabilidade de encontrarmos um elétron. Didaticamente, é a tradução de um conceito clássico determinista para outro quântico e probabilístico. Os orbitais estão relacionados com subníveis de energia nos quais os elétrons se situam dentro do nível principal. Estes subníveis podem ser expressos pelo número quântico azimutal ou por letras convencionadas correspondentes, conforme abaixo:
SUBNÍVEL

s

p

d

f
NÚMERO QUÂNTICO AZIMUTAL

0

1

2

3

Figura 3: Formatos de orbitais de cada subnível

O número quântico magnético indica a orientação dos orbitais no espaço. Mostra como os orbitais se posicionam em relação ao seu eixo de coordenadas tridimensionais xyz, como ilustrado na figura 3. No caso do orbital d, temos cinco orientações possíveis para suas elipses, representadas pelos números quânticos magnéticos -2, -1, 0, 1 e 2. E, por último, o número quântico spin, que determina a rotação do elétron sobre seu próprio eixo, sendo cada sentido de giro identificado por -1/2 ou + 1/2.
Um primeiro passo
Os números quânticos originam-se de teorias complexas, desdobramentos da Equação de Schrödinger, que descreve analiticamente a função de onda do elétron. Talvez um primeiro contato com esses números deixe uma impressão algo nebulosa. Fazer a transição de conceitos do átomo sistema solar da figura 1 para os orbitais probabilísticos da figura 3 é um primeiro passo para entender os fundamentos da quântica por caminhos mais ortodoxos e seguros que os repassados nas versões esotéricas.
Carlos Roberto de Lana é engenheiro químico e professor.

Ácidos mais importantes

Líria Alves

Qual o ácido usado pela indústria de papel?

Conheça agora algumas características e utilizações dos ácidos mais comuns em nosso cotidiano:

Ácido nítrico (HNO₃): talvez este seja o ácido mais fabricado e consumido pela indústria. É utilizado na fabricação de explosivos, como, por exemplo, nitroglicerina (dinamite) e trinitrotolueno (TNT).

Ácido carbônico (H₂CO₃): se faz presente nas águas e refrigerantes gaseificados, é responsável pelo sabor refrescante dessas bebidas.

Ácido sulfúrico (H₂SO₄): ácido altamente corrosivo utilizado pelas indústrias de papéis, petroquímicas e automobilísticas (presente nas baterias de automóveis).

Ácido clorídrico (HCl): é vastamente utilizado como reagente em laboratórios e indústrias químicas. Também conhecido como ácido muriático, é usado ainda como potente agente de limpeza em construções civis.

O HCl está presente até mesmo em nosso corpo, mais precisamente no suco gástrico presente no estômago. Esse ácido auxilia na digestão.

Ácido acético (CH₃COOH): é muito popular na cozinha, também conhecido como vinagre, é usado no preparo de saladas de verduras e maioneses.

Álcoois

Líria Alves

Possuem o grupo funcional hidroxila

Os álcoois são compostos orgânicos que possuem o grupo funcional hidroxila (-OH) ligado a um ou mais carbonos saturados.

A nomenclatura dos álcoois é realizada trocando-se o final do nome do hidrocarboneto correspondente pelo sufixo ol. Os álcoois podem ser classificados em primários, secundários ou terciários, dependendo de onde a hidroxila estiver ligada.

Os álcoois primários com até onze carbonos são líquidos incolores, os demais são sólidos. Os álcoois menores com até três carbonos possuem cheiro agradável, à medida que a cadeia carbônica aumenta, o estado líquido se torna viscoso, e compostos com mais de onze carbonos são sólidos inodoros semelhantes à parafina.

A presença da hidroxila confere aos álcoois uma alta reatividade. Algumas propriedades químicas dos álcoois, como o caráter ácido, permitem a reação com metais, anidridos, cloretos de ácidos, metais alcalinos.

Veja a lista dos principais álcoois:

Glicerol: é um álcool na forma de líquido xaroposo, incolor e adocicado, é preparado através de uma saponificação dos ésteres que constituem óleos e gorduras, esta reação é a mesma que acontece para produzir sabão. Este álcool é aplicado na fabricação de tintas, cosméticos e na preparação de nitroglicerina (explosivo).

Metanol: também conhecido como álcool metílico, possui fórmula H₃C ─ OH, é obtido em escala industrial a partir de carvão e água, é empregado como solventes em muitas reações e como matéria-prima em polímeros.

Etanol (ou álcool etílico): é usado como solvente na produção de bebidas alcoólicas, na preparação de ácido acético, éter, tintas, perfumes e como combustível de automóveis.

Esterificação e transesterificação Conheça as características dessas reações

Entre os compostos encontrados na natureza, os ésteres estão entre os mais comuns. Estes compostos comumente estão associados ao odor agradável exalado por flores e frutos. Por exemplo, quando tomamos um sorvete de abacaxi, comumente no seu preparo utiliza-se uma essência sintética que dá o gosto de abacaxi. Também podemos encontrar os ésteres na gordura animal e nos óleos vegetais (os triglicerídeos).

A reação de esterificação é um processo reversível, obtendo como produto principal um éster específico. Entre os diversos métodos que podem ser utilizados para sintetizar os ésteres, um bom exemplo é a reação de esterificação de Fischer (1895), na qual, sob aquecimento, um ácido carboxílico reage com um álcool (produzindo éster e água). Esta reação, quando processada em temperatura ambiente, é lenta, mas pode ser acelerada com o emprego de aquecimento e/ ou catalisador (exemplo, o ácido sulfúrico H2SO4).

Conforme esquema global da reação, em um dado tempo, os produtos e reagentes entram em equilíbrio químico e, nesse momento, as velocidades das reações de formação dos produtos e de formação dos reagentes se mantêm constantes. O emprego de um catalisador e/ou o aumento da temperatura se tornam úteis para que o equilíbrio seja estabelecido mais rapidamente.

No entanto, o éster obtido pode reagir com a água (reação de hidrólise), gerando novamente ácido carboxílico e álcool; porém, a reação inversa é mais lenta. A hidrólise do éster em meio básico é denominada saponificação - do latim, sapo = sabão.



A atenção dada aos ésteres orgânicos decorre de estas substâncias despertarem grande interesse por causa de sua importância industrial, especialmente nas atividades que envolvem emprego de solventes, vernizes, resinas, plastificantes, polímeros, intermediários para a indústria farmacêutica, fragrâncias e essências sintéticas.

Pode-se citar como exemplos o acetato de isopentila (empregado como essência de banana), acetato de benzila (utilizado como essência de jasmim), pentanoato de isopentila (essência de maçã), acetato de etila (empregado com solvente em diversos materiais) e acetato de butila (solvente encontrado no esmalte):


Reação de transesterificação
A reação de transesterificação é uma reação química que pode ocorrer entre um éster e um álcool ou entre um éster e um ácido, sempre tendo a formação de um novo éster.

Na atualidade, a reação de transesterificação de óleos vegetais ou gordura animal (triglicerídeos) com alcoóis vem despertando muito interesse, sendo que o principal produto da reação (éster) possui propriedades similares às do diesel de petróleo, podendo ser utilizado puro ou adicionado ao diesel fóssil, comumente conhecido como biodiesel.

Neste contexto, "bio" significa ser produzido por fontes renováveis de energia de biomassa - óleo de soja, mamona, dendê, girassol, canola - e poder incluir no processo o etanol, que no Brasil é obtido via processo de fermentação do caldo de cana-de-açúcar.

Para o Brasil, a produção do biodiesel é vantajosa em função da possibilidade do cultivo de oleaginosas (plantas que servem de fonte para a obtenção de óleos) sem afetar a produção e oferta de alimentos. O que é assegurado, em parte, pela dimensão continental do território brasileiro:


A este tipo de transesterificação foi atribuído o termo de alcoolize, tendo como produtos principais o éster (biodiesel) e o glicerol (glicerina). O processo se inicia pela mistura do óleo vegetal com um álcool (por exemplo, metanol ou etanol) na presença de um catalisador (que pode ser um ácido, uma base ou enzima).

Após a reação de transesterificação obtém-se o biodiesel, um combustível renovável alternativo, e a glicerina ― substância de alto valor agregado, muito empregada na indústria farmacêutica e de cosméticos.

A seguir é representada uma reação de transesterificação de um triglicerídeo com um álcool, obtendo-se como produtos o éster e a glicerina. Esta reação processa-se em três etapas:


Esquema geral de uma reação de transesterificação de triglicerídeos com álcool.

Diversos alcoóis podem ser empregados neste tipo de reação, sendo que o metanol (CH3OH) e o etanol (CH3CH2OH) são os mais empregados. Estes podem reagir rapidamente com os triglicerídeos, com o uso de hidróxido de sódio (NaOH) como catalisador.

Além da utilização destes ésteres como biocombustível, destaca-se o seu emprego na indústria de cosméticos.
*Oldair Donizeti Leite e Valdeison Souza Braga são professores adjuntos da Universidade Federal da Bahia - ICADS-Barreiras.

Equilíbrio químico Entenda como determinadas reações acontecem

Em algumas cavernas podemos encontrar estalactites e estalagmites, aquelas formações, com aparência de colunas, que pendem do teto ou se elevam do chão. Como será que elas surgem? A seguir, dentro do conceito de equilíbrio químico, vamos buscar soluções para essa e outras dúvidas.

Numa primeira explicação poderíamos sugerir a seguinte representação:


Talvez você esteja se perguntando o que essa representação significa e como percebemos nela a produção de estalactites e estalagmites.

De modo mais completo, representamos a produção das duas formações assim:



O carbonato de cálcio (CaCO3) presente nas rochas é dissolvido pela água da chuva, que é ligeiramente ácida, devido ao ácido carbônico (H2CO3). Da interação do carbonato com a água da chuva resulta uma solução aquosa com íons Ca2+ (cálcio) e HCO3- (bicarbonato). A formação desses fenômenos depende da reversibilidade das reações químicas, pois a água mineral, uma vez na caverna, libera o CO2, formando novamente o CaCO3.

Verifica-se, então, que parece ocorrer a formação de produtos, Ca2+ (aq.) + 2HCO3-(aq.) ao mesmo tempo em que também surgem reagentes: CaCO3(s) + CO2 (g) + H2O(l). Isso parece estranho: o que se forma, parece não se formar mais, e forma-se novamente. Como se explica tal fenômeno?

As reações que apresentam essas características são explicadas pelo equilíbrio químico. Nesse sentido, a representação mais acertada das três fórmulas acima é a primeira, pois a seta representa uma reação em equilíbrio.

Formação do gás amônia
Existem muitas outras reações que se processam em equilíbrio dinâmico. Por exemplo, a formação do gás amônia (NH3) a partir dos gases hidrogênio (H2) e nitrogênio (N2). Veja a equação química:


A compreensão do fenômeno envolvido torna-se mais clara quando analisamos o que ocorre à medida que a reação (analisada no sentido da esquerda para direita) se processa. Inicialmente, há apenas os gases N2 e H2 - e nenhuma NH3 formada. À medida que o gás NH3 vai se formando, inicia-se também a reação indireta, ou seja, sua decomposição nos gases N2 e H2. Em certo momento, as velocidades das duas reações (direta e indireta) se igualam, dando a impressão de que a reação para.

Entretanto, é fundamental que compreendamos que as reações de equilíbrio alcançam uma situação em que coexistem produtos e reagentes em constante interação. Sendo que, nesta situação, tanto os reagentes quanto os produtos se encontram em quantidades não necessariamente iguais, mas constantes.

Por se tratar de uma discussão em termos das velocidades das duas reações (direta e indireta), poderíamos ainda estabelecer a seguinte relação:

Reprodução

Se considerarmos as leis de velocidade para cada reação:

A condição de equilíbrio é considerada no momento em que v1 = v2. Assim,


Isolando as constantes:



Reprodução

Sendo Kc igual à constante de equilíbrio, em função das concentrações molares [mol/L].

Essa constante estabelece uma condição para que reagentes e produtos estejam em equilíbrio na reação. Genericamente, para as reações em equilíbrio dinâmico tem-se a expressão:



Nessa expressão:
a) as concentrações dos produtos são postas no numerador e as dos reagentes no denominador;
b) cada concentração é elevada à potência de seu coeficiente estequiométrico na equação balanceada;
c) no momento em que a reação atinge o equilíbrio, o valor constante K depende da reação em questão e da temperatura. Não usamos unidades para a constante.

Acetato de etila e ácido iodídrico
Para aprofundar esse estudo, analisaremos a reação de obtenção do acetato de etila (CH3COOCH2CH3) e da produção de ácido iodídrico (HI).

Esse acetato, obtido a partir da reação de esterificação do ácido acético (CH3COOH) com o etanol (CH3CH2OH), é um composto de odor agradável, utilizado como solvente em alguns materiais. Analisaremos o equilíbrio dessa reação a partir do quadro a seguir:


A concentração molar é habitualmente representada pela expressão [ ].

A partir da tabela verifica-se que 0,830 mol/L de ácido acético reage, a 25o C, com 0,009 mol/L de etanol, produzindo 0,171 mol/L de acetato de etila e 0,171mol/L de água. Vimos, então, que esses valores de acetato de etila e água obtidos são consumidos para a formação dos reagentes.

Pode-se verificar essa relação mais evidente ao se analisar a extensão da reação. Vejam esse estudo, no caso da reação entre os gases hidrogênio (H2) e gás iodo (I2), formando o HI:

Como se vê na tabela, assim que a reação inicia temos as mesmas quantidades de H2 e I2, ou seja, 0,0175mol/L para ambos. No decorrer do tempo são consumidos (o sinal negativo) 0,0138 mol/L dos dois gases e produzidos exatos 0,0276mol/L de HI. Então, 0,0037 mol/L (0,0175-0,0138) é a concentração que se encontra em equilíbrio.

Assim, pode-se determinar o Kc a partir da representação matemática:

Reprodução

Obtemos uma razão 56 para o Kc. Esse valor será o mesmo para todas as reações envolvendo os dois reagentes em questão, isso nas mesmas condições de temperatura e pressão.

O estudo do equilíbrio químico nas reações químicas pode, portanto, contribuir para o entendimento das reações que não se completam. Nessas reações, não se realiza tão facilmente uma previsão estequiométrica, pois a coexistência de reagentes e produtos dificulta tal prognóstico. Agora, uma vez que compreendemos tais reações em equilíbrio químico dinâmico, essa previsão já pode ser realizada.

Bibliografia
# GEPEQ, Grupo de Pesquisa em Educação Química. Interações e Transformações I: elaborando conceitos sobre transformações químicas. São Paulo: Ed. EDUSP, 2001.
# LEMBO A. Química - realidade e contexto: química geral. São Paulo: Editora Ática, 2001.
# KOTZ, J.C.; TREICHEL Jr., P. M. Química geral 1 e reações químicas. 5ª ed. São Paulo: Pioneira Thomson Learning, 2005.
*Jacques Antonio de Miranda e Erivanildo Lopes da Silva são professores do curso de Química da Universidade Federal da Bahia - Campus ICADS-Barreiras.

Dióxido de carbono na atmosfera Seqüestro de carbono

Nos últimos 300 anos, a concentração de dióxido de carbono (CO2) na atmosfera aumentou 40%, de 275 ppm (em 1700) para 380 ppm nos dias de hoje. Dois terços desse aumento ocorreram apenas nos últimos 100 anos, coincidindo com a industrialização e o uso de combustíveis fósseis sem precedentes na história. Por isso, considera-se certo que essa mudança é devida à atividade humana.

O impacto da atividade humana na Terra não é novidade, mas a concentração de dióxido de carbono é especialmente importante porque esse é o principal gás estufa na atmosfera, e o efeito estufa é o responsável pelas temperaturas relativamente amenas do planeta. Alterar a concentração de CO2, pensa-se hoje, é mexer no clima do planeta. Como já causamos bastante alteração, há uma preocupação crescente em retirar esse excesso de carbono da atmosfera, ou seja, implementar ações de "seqüestro de carbono".

Mas... 380 ppm de CO2 não é pouco?
A sigla ppm* significa parte por milhão, e pode ser traduzida assim: de cada 1.000.000 de moléculas no ar, 380 são CO2. Parece pouco. Outra forma de expressar o valor é dizer que isso equivale a 0,038% do ar!

Apesar de parecer pouco, esses "meros" 380 ppm de CO2 representam mais de 2,6 trilhões de toneladas de gás carbônico espalhados pela atmosfera.

É desse CO2 que as plantas se utilizam para fazer a fotossíntese, e esse mesmo CO2** retém parte da energia fornecida pelo Sol, funcionando como um "cobertor".

Como seria possível "absorver" o excesso de CO2?
Enquanto tecnologias mais "limpas" vão ganhando espaço, é urgente tentar remover da atmosfera o excesso do gás.

Há duas maneiras: usando organismos fotossintéticos para, através da fotossíntese, absorver o CO2 e transformá-lo em biomassa, e usar métodos físicos ou químicos para absorver e armazenar o carbono. A primeira forma, através da fotossíntese, é o que vem ocorrendo há milhões de anos na Terra e levou à formação de depósitos de carvão e de petróleo.

Estima-se que a capacidade de fixação líquida de carbono dos ecossistemas terrestres hoje seja da ordem de 1 bilhão de toneladas/ano. Na verdade, são fixados cerca de 121 bilhões de toneladas/ano, mas ocorre decomposição de 120 bilhões de toneladas/ano de plantas e de matéria orgânica do solo

Alguns fluxos de carbono (sem os oceanos e sem o carbono fóssil), em Gt/ano [bilhões de toneladas de carbono por ano]

Oceanos fixam e liberam aproximadamente 100 bilhões de toneladas/ano de carbono. Enquanto isso, cerca de 5 bilhões de toneladas/ano de carbono de combustíveis fósseis são jogados na atmosfera; embora esse carbono já tenha estado na atmosfera há milhões de anos, a sua liberação em curto prazo tem um impacto ambiental perigosíssimo.

Estimulando a fotossíntese no mar
Uma idéia para favorecer a fixação de CO2 é usar os oceanos, "fertilizando-os" com ferro, aumentado a sua capacidade de fotossíntese.

Como os íons de ferro aparecem em uma quantidade relativamente baixa (0,0034ppm) nas condições que reinam no oceano, passam a ser um nutriente limitante para o fitoplâncton, e já se demonstrou que a sua adição (na forma de sulfato ferroso, por exemplo) estimula o crescimento de microrganismos fotossintéticos e, assim, a fixação de carbono.

Idealmente, esse fitoplâncton dará origem a resíduos orgânicos (fitoplâncton maior, como as algas diatomáceas, e resíduos do zooplâncton) que devem lentamente sedimentar no fundo dos oceanos, "mineralizando" o CO2, e removendo-o da atmosfera por muitas décadas.

Piscinas de CO2 líquido
Outra forma de fixar o carbono seria captar o CO2 onde é gerado em maior quantidade (por exemplo, em indústrias e usinas termoelétricas), liquefazê-lo e bombeá-lo para o fundo dos oceanos.

Para liquefazer o CO2 à temperatura ambiente, é necessário uma pressão de cerca de 200 atm. Nas pressões reinantes em oceanos a grandes profundidades (de pelo menos 1,5km), espera-se que o CO2 mantenha-se na forma de um líquido mais denso que a água, e imensos depósitos de CO2 poderiam ser uma solução temporária para o excesso do gás. A temperatura do oceano nessas profundidades é quase constante, e próxima a 3oC.

Economia e incerteza
Ambos os mecanismos são criativos, mas em qualquer dos casos, um gasto energético extra para o processamento (do Fe ou do CO2) é inevitável, e os resultados de fixação de CO2 a longo prazo não são certos.

Quaisquer empresas que trabalhem com fixação de carbono (de olho no comércio de créditos de carbono) não vão usar soluções que não sejam comercialmente viáveis.

Além disso, trata-se de usar em escala global o único oceano que temos... o que é perigoso. Assim, muitos cientistas consideram que a primeira preocupação que deveríamos ter não é absorver o excesso de CO2, mas sim diminuir a emissão desse gás - usando menos combustíveis fósseis, por exemplo.

Infelizmente, porém, não há sinais de que o consumo mundial de carvão, petróleo ou gás natural vá diminuir tão cedo.

* ppm é, freqüentemente, transformado em mg/kg. Isso é válido para relações de massa, mas a composição tipicamente considerada para o ar (79% de N2, 20% de O2 e 1% de outros gases) é em volume ou em mols. Para reduzir a confusão, às vezes usa-se o termo ppmv (ppm em volume).

** A umidade (H2O) do ar também é extremamente importante no efeito estufa, mas como a sua quantidade no ar não depende muito da atividade humana, em geral as preocupações recaem sobre o metano e o CO2.
*Júlio C. de Carvalho é engenheiro químico e professor do curso de Engenharia de Bioprocessos e Biotecnologia da UFPR.

Álcoois

Professor de Matemática e Biologia Antônio Carlos Carneiro Barroso

Colégio Estadual Dinah Gonçalves

email accbarroso@hotmail.com

 www.ensinodematemtica.blogspot.com.br

www.accbarrosogestar.blogspot.com.br 

www.accbarrosogestar.wordpress.com

    

Na presença de bases fortes, os álcoois atuam como doadores. Os álcoois são geralmente ácidos ligeiramente mais fracos do que a água, com valores de pKa entre 16 e 18. Os álcoois são compostos versáteis, e podem ser usados como material de partida para a preparação de uma grande variedade de compostos.


Oxidação de álcoois a compostos carbônicos.

A oxidação de álcoois pode dar origem a um aldeído, uma cetona, ou um ácido carboxílico, dependendo do álcool, do agente oxidante e das condições da reação. Normalmente usam-se compostos de Cr (VI) como oxidantes. A reação de um álcool primário com ácido crômico (preparado por acidificação de soluções de cromato, CrO42-, ou dicromato, Cr2O72-) dá origem principalmente ao ácido carboxílico correspondente:

Para se oxidar um álcool primário apenas até ao estado de aldeído não se pode usar ácido crômico, pois este é um oxidante muito forte. Em vez deste, usam-se outras espécies de Cr (VI) (por exemplo clorocromato de piridínio - PCC - ou dicromato de piridínio - PDC) em solução anidra.


Os álcoois secundários são oxidados a cetonas pelos mesmos reagentes que oxidam os álcoois primários:


Os álcoois terciários, por não possuírem hidrogênio ligado ao carbono hidroxilado, não são facilmente oxidados.


Os álcoois podem ser classificados de duas maneiras:

De acordo com o número de hidroxilas:

* 1 hidroxila - monoálcool ou monol
* 2 hidroxilas - diálcool ou diol (também chamado glicol)
* 3 hidroxilas - triálcool ou triol

Várias hidroxilas - poliálcool ou poliol

Quanto à posição da hidroxila:

* OH em carbono primário - álcool primário
* OH em carbono secundário - álcool secundário
* OH em carbono terciário - álcool terciário.


Propriedades físicas

As moléculas dos álcoois, por possuírem o grupo polar OH, pode-se dizer, são ligadas entre si pelos mesmos tipos de forças intermoleculares que agregam as moléculas de água umas às outras - as ligações de hidrogênio. Por essa razão é possível misturar as duas substâncias. Isso, no entanto, verifica-se apenas nos álcoois mais simples (metanol, etanol e propanol). Nesses álcoois, que são líquidos incolores voláteis e de cheiro característico, o grupo OH constitui importante porção da molécula. Com o aumento da cadeia carbônica, todavia, o grupo OH começa a perder importância, pois a maior parte da molécula é um hidrocarboneto. Os álcoois então se tornam mais viscosos, menos voláteis e menos solúveis em água, até chegarmos em álcoois de massa molecular tão elevada que são sólidos e insolúveis em água. A viscosidade e a solubilidade dos álcoois em água também aumenta se o número de hidroxilas aumentar. Quanto maior o número de grupos OH, mais intensas serão as interações intermoleculares e maior serão os pontos de fusão e ebulição dos álcoois.

O etanol, em especial, quando misturado com a água na proporção de 95% de álcool e 5% de água, forma com esta uma mistura azeotrópica ou azeótropo. Isto significa que não é possível concentrar o álcool além de 95% através da destilação fracionada. Esta mistura comporta-se como um composto puro, sendo praticamente impossível separar os dois componentes. O álcool puro, chamado álcool absoluto, é muito mais caro e utiliza-se apenas quando estritamente necessário. O etanol a 95% em água tem PE = 78,15o C, inferior aos pontos de ebulição de seus componentes (etanol = 78,3o C e água = 100o C). Os azeótropos que possuem PE superior aos de seus componentes são chamados misturas de ponto de ebulição máximo.

Se o álcool a 95% não se pode concentrar mais por destilação, como é que se obtém o álcool etílico a 100% que também se encontra à venda e que se conhece por álcool absoluto? Tirando partido da existência de outra mistura azeotrópica. Esta, porém, com três componentes (azeótropo ternário). A mistura do 7,5% de água, 18,5% de etanol e 74% de benzeno é azeotrópica e tem ponto de ebulição 64,9o C (mistura de ponto de ebulição mínimo). Vejamos o que acontece se destilarmos uma mistura que contenha, por exemplo, 150 g de etanol a 95% (142,5 g de álcool e 7,5 g de água) e 74 g de benzeno. O primeiro material a destilar é o azeótropo ternário; onde destilarão 100 g, o que corresponde a 7,5 g de água, 18,5 g do álcool e 74 g do benzeno. Quer dizer, toda a água e todo o benzeno, mas apenas parte do álcool destilarão; permanecendo 124 g do álcool puro anidro. Na prática, é comum juntar-se um pouco mais de benzeno do que o estritamente necessário. O excesso é removido, depois da destilação da mistura ternária, como azeótropo binário com álcool (PE = 68,3o C). O caso do álcool etílico demonstra que os azeótropos embora, por vezes, bastante inconvenientes podem freqüentemente ser utilizados com vantagem prática. Para certos fins especiais tem de se remover mesmo o mais leve vestígio de água que possa ainda existir no álcool absoluto comercial. Consegue-se isto por tratamento do álcool com magnésio metálico; a água é transformada em Mg (OH)2 insolúvel, e o álcool é então destilado.

Métodos de obtenção

Normalmente, os álcoois não parecem livres na natureza. Entretanto, eles são muito abundantes na forma de ésteres, tanto no reino vegetal quanto no reino animal. Além disso, o álcool etílico é obtido em grande escala por processos de fermentação de açúcares.

Os principais métodos de obtenção dos álcoois são:

* Hidratação de alcenos
* Hidratação de cicloalcenos
* Oxidação branda de alcenos
* Hidratação de epóxidos
* Reação de aldeídos ou cetonas com reagente de Grignard
* Reação de éteres com HX
* Hidrólise de ésteres


Propriedades químicas

O grupo OH dos álcoois é a sua parte mais reativa, e estes compostos podem reagir de duas maneiras: rompendo a ligação O-H ou rompendo a ligação C-OH. Neste último caso, sendo o grupo OH um péssimo abandonador, ou seja, difícil de se retirar de uma molécula, geralmente utiliza-se protonar o grupamento, para facilitar a sua saída. Estudando o comportamento químico dos álcoois, pode-se conhecer muito do comportamento químico do grupo hidroxila em outros compostos.

Os álcoois funcionam como substâncias anfóteras, isto é, comportam-se às vezes como ácido e às vezes como base, ambos muito fracos. Isso vai depender principalmente da natureza do outro reagente. A acidicidade dos álcoois se deve ao fato de existir um hidrogênio ligado a um átomo muito eletronegativo, o oxigênio. O caráter ácido dos álcoois segue a seguinte ordem de intensidade: álcool primário > álcool secundário >álcool terciário. Isso ocorre por causa do efeito indutivo +I do grupo alquilo. Quanto mais radicais existirem, maior será a densidade eletrônica no oxigênio, e mais fortemente ligado estará o hidrogênio.

As principais reações dos álcoois são:

* Desidratação
* Eliminação em dióis
* Eliminação em álcoois cíclicos
* Reação com HX diluído
* Reação com HI concentrado
* Reação com cloreto de tionila
* Reação com haletos de fósforo
* Reação com ácidos (Esterificação)
* Reação com aldeídos ou cetonas
* Reação com cloretos de ácidos


Aplicações dos álcoois

Os álcoois mais simples são muito usados, dentre outras coisas, como:

* Solventes na indústria e no laboratório
* Componentes de misturas "anti-freeze” - para baixar o ponto de solidificação
* Matéria-prima de inúmeras reações para obtenção de outros compostos orgânicos
* Combustível
* Componente de bebidas (etanol)

Um diálcool (glicol) muito importante é o etileno-glicol (CH2OH - CH2OH), preparado pela oxidação do etileno por perácido. É muito usado como:

* Umectante
* "Anti-freeze" - para baixar o ponto de congelamento da água de radiadores em países frios
* Fluido em breques hidráulicos
* Matéria-prima de plásticos e fibras (poliésteres)

A glicerina (CH2OH - CHOH - CH2OH) é um triálcool de grande aplicação. Dentre os principais usos estão:

* Solventes
* Tintas
* Plastificantes
* Lubrificantes
* Agente adoçante
* Componente de cosméticos


Metanol ou álcool metílico

Líquido muito inflamável.

Ponto inflamável 4ºC (crisol fechado).

Líquido incolor, com cheiro, completamente miscível com a água.

Volátil. Ponto de ebulição 65ºC.

Os vapores são invisíveis e mais densos que o ar e formam com ele mesclas explosivas entre uns 6% e 36,5% em volume de vapor de metanol. Cuidado com os recipientes vazios que contenham resíduos.O aquecimento do recipiente origina um aumento da pressão.Perigo de estourar e explodir.

Os vapores são invisíveis e mais densos em relação ao ar .No contato com este firmam misturas explosivas.que variam de 6% até 36,5% em volume de vapor do metanol. Tomar conta dos recipientes vazios que contenham resíduos dentro.

Quando o recipiente esquentar produz incremento de pressão. Perigo de estalido e explosão!


Toxicidade

O metanol é tóxico tanto em estado líquido ou em estado de vapor. Pode ingressar ao organismo pelo nariz, boca ou pele (especialmente através de cortes ou ferimentos) e é rapidamente absorvido pelas vias sangüíneas do corpo.

Ingestão: A ingestão direta produz a resposta mais rápida, sendo 50 a 100 ml usualmente uma dose mortal, porém 25 a 50 ml são freqüentemente mortais se o paciente não é tratado imediatamente. A tolerância individual varia amplamente. Deve- se tomar todas as precauções para evitar que o metanol não seja ingerido por erro e deve ser estritamente proibido sorver com a boca.

Inalação: Altas concentrações de vapores de metanol podem produzir envenenamento agudo depois de breves exposições. Considera-se que 200 ppm de vapor de metanol em volume (0,25 mg/litro a 25ºC e 1 atm) é o limite máximo permitido na atmosfera para um trabalho de 8 horas diárias, 40 horas semanais.

Contato com a pele: O efeito imediato do metanol na pele é a perda da oleosidade e o ressecamento, típicos também de outros solventes. Contudo o metanol pode também ser absorvido pela pele e causar os efeitos tóxicos e letais descritos anteriormente.

Exposição aos olhos: Os efeitos imediatos do metanol são similares aos de outros solventes, sendo recomendado que se lave rapidamente. Através de contato direto, inalado ou ingerido, o metanol causa visão turva, uma extrema sensibilidade à luz (fotofobia) e inflamação (conjuntivite). Exposições severas podem destruir o nervo ótico, levando à cegueira e causar lesões oculares. Algumas vezes os sintomas oculares podem desaparecer inicialmente, porém retornam causando cegueira.


Etanol ou álcool etílico

Líquido incolor, com cheiro, completamente miscível com a água. Volátil. Ponto de ebulição 81ºC. Os vapores são invisíveis e mais densos que o ar e formam com ele mesclas explosivas. Cuidado com os recipientes vazios que contenham resíduos.O aquecimento do recipiente origina um aumento da pressão.¡Perigo de estourar e explodir!O líquido e seus vapores produzem irritação nos olhos, pele ou vias respiratórias. Os vapores em altas concentrações podem originar náuseas.

O etanol ou álcool etílico, apresenta duas funções principais : "commodity chemical" e indústria de bebidas alcoólicas.

Após a água, o álcool é o solvente mais comum, além de representar a matéria-prima de maior uso no laboratório e na indústria química. Na biossíntese do etanol é empregado linhagens selecionadas de Saccharomyces cerevisae, que realizam a fermentação alcoólica, a partir de um carboidrato fermentável. É muito importante que a cultura de levedura possua um crescimento vigoroso e uma elevada tolerância ao etanol, apresentando assim a fermentação um grande rendimento final. O etanol é inibidor a altas concentrações, e a tolerância das leveduras é um ponto crítico para uma produção elevada deste metabólito primário. A tolerância ao etanol varia consideravelmente de acordo com as linhagens de leveduras. De modo geral, o crescimento cessa quando a produção atinge 5% de etanol (v/v), e a taxa de produção é reduzida a zero, na concentração de 6 a 10% de etanol (v/v).

O etanol pode ser produzido a partir de qualquer carboidrato fermentável pela levedura: sacarose, sucos de frutas, milho, melaço, beterrabas, batatas, malte, cevada, aveia, centeio, arroz sorgo etc, (necessário hidrolisar os carboidratos complexos em açúcares simples fermentáveis, pelo uso de enzimas da cevada ou fúngicas, ou ainda pelo tratamento térmico do material acidificado).

Material celulósico, como madeira e resíduos da fabricação da pasta de papel podem ser utilizados. Por causa da grande quantidade de resíduos de material celulósico disponível, a fermentação direta desses materiais quando hidrolisados por enzimas celulolíticas pode ser de grande importância econômica.

Culturas mistas de Clostridium thermocellum e C. thermosaccharolyticum podem ser usadas. Hemiceluloses e celuloses são hidrolisadas em monossacarídeos (hexoses e pentoses) por essas bactérias e os monossacarídeos são fermentados diretamente a etanol.

O processo de produção de etanol:

A produção de etanol é iniciada aerobicamente para produzir o máximo de biomassa.

O etanol é produzido em três etapas principais:

* Preparação da solução nutriente;
* Fermentação;
* Destilação do etanol.


A química toxicológica

Etanol (EtOH). A toxicidade pelo etanol mostra-se relacionada à dose, mas a tolerância varia amplamente entre os indivíduos. Níveis sangüíneos maiores do que 100 mg/dl definem, em termos legais, o estado de intoxicação e estão tipicamente associados com ataxia; com 200 mg/dl, os pacientes estão sonolentos e confusos. Com níveis acima de 400 mg/dl geralmente há depressão respiratória, sendo possível à morte.Estudos laboratoriais devem incluir nível de eletrólitos, glicose, osmolalidade sérica e nível de EtOH no sangue. O nível de EtOH no sangue pode ser rapidamente estimado pelo cálculo do intervalo de osmolalidade (osmolalidade medida menos a osmolalidade calculada). O nível de álcool no sangue em miligramas/decilitro dividido por 4,3 é igual ao intervalo de osmolalidade, na ausência de outras toxinas de baixo peso molecular.

Nível de álcool no sangue = 4,3 (osmolalidade medida – osmolalidade calculada)

Álcool isopropílico (AIP). O álcool para uso externo é o AIP de 70%. Ele é mais tóxico do que o EtOH em qualquer nível sangüíneo (50 mg/dl = intoxicação, 100-200 mg/dl = estupor e coma). Depressão respiratória e hipotensão ocorrem quando os níveis sangüíneos são altos. Náusea, vômitos e dor abdominal ocorrem freqüentemente; também pode ocorrer hipoglicemia. A avaliação laboratorial comumente revela cetose sem acidose (o AIP é metabolizado até acetona). Acidose metabólica encontra-se geralmente relacionada com hipotensão associada. A concentração de AIP no sangue pode ser medida diretamente ou ser estimada da mesma maneira como o EtOH, substituindo-se o denominador 5,9 por 4,3.

Metanol (MeOH): É encontrado em líquido para limpar pára-brisas e em anticongelantes. O esterno contém tanto EtOH quanto MeOH, e o EtOH presente pode retardar as manifestações de toxicidade pelo MeOH. A toxicidade pelo MeOH é devida à sua conversão por desidrogenase alcoólica a formaldeído e ácido fórmico. EtOH retarda esse metabolismo, competindo com essa enzima. O paciente pode ter sintomas iniciais de letargia e confusão, seguidos por uma aparente "ressaca". Os sintomas tóxicos consistem de enxaqueca, sintomas visuais, náusea, vômitos, dor abdominal, taquipnéia e insuficiência respiratória. Coma e convulsões podem ocorrer em casos graves.O exame revela caracteristicamente um paciente com desconforto, que pode estar muito taquipnéico e com acuidade visual diminuída; hiperemia de disco óptico pode ser de difícil apreciação. Estudos laboratoriais devem incluir CBC, eletrólitos, BUN, creatinina, amilase, nível de EtOH, nível de MeOH, e GSAs, que irão revelar uma acidose metabólica com gap aniônico grave. A faixa de ingesta tóxica é de 15-400 ml. Em geral, o pH e o estado ácido-básico são melhores previsores da toxicidade do que o nível absoluto. O nível de MeOH em mg/dl pode ser estimado da mesma forma como o do EtOH, substituindo-se o denominador 2,6 por 4,3.


Danos causados ao organismo de quem consome muita bebida alcoólica

Para muitos brasileiros, festa é sinônimo de cerveja. Diversão, sinônimo de porre. Em alguns lugares criam-se festas de adoração à bebida alcoólica, tal como a oktoberfest em Blumenau. No supermercado, qualquer criança pode sair com litros de uma substância tóxica e entorpecente: etanol, a droga legal.

Na produção de bebidas, tal como whiskey e vodka, as impurezas é que dão o sabor diferencial.

Substratos de batatas, milho, trigo e outras plantas podem ser usados na produção do etanol por fermentação. Uma enzima, a diastase (ou maltase), converte o amido em açúcares e, então, a enzima se converte-os em álcool.

O etanol produzido por fermentação chega no máximo a 14% na solução: acima desta concentração, o etanol destrói a enzimae a fermentação pára.

O etanol pode ser concentrado por destilação, mas ocorre a formação de um azeótropo (mistura de ponto de ebulição constante) a 96% de etanol em água.

Portanto, o etanol puro não pode ser obtido por destilação. A indústria utiliza agentes desidratantes ou prepara o etanol sinteticamente, a partir de acetaldeído, que é feito através do acetileno.

Quando uma bebida alcoólica é ingerida, o etanol é absorvido no intestino delgado e distribuído pelo corpo - sendo que mais etanol é encontrado no sangue e no cérebro do que nos músculos e tecidos adiposos. O etanol é uma substância tóxica, e o organismo inicia o processo de excreção desta substância tão logo ela é consumida. Cerca de 90% é processado no fígado - a enzima álcool desidrogenase converte etanol em acetaldeído, que também é uma substância tóxica (responsável pela enxaqueca!). O aldeído é convertido a acetato, pela enzima aldeído desidroxigenase.

Autoria: Roberson Luiz