Propriedades do Ácido

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

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

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

Além disso, os ácidos reagem com os metais colocados acima do hidrogênio na série de atividade dos metais ou na tabela de potenciais de oxidação, liberando hidrogênio e formando o sal correspondente.

Por outro lado, os ácidos oxidantes, isto é, aqueles cujos íons negativos têm capacidade de realizar reações de oxidação, não libertam hidrogênio e reagem até com os metais abaixo do hidrogênio na tabela de potenciais.

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

Autoria: Adriana Schlegal Gaetani

Cálculo Estequiométrico.

Aplicações de Sistemas Lineares à Química

Quando se escreve uma equação química, é importante 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 de colocar um número (denominado coeficiente estequiométrico) antes dos símbolos. Esses 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 algum elemento químico.

Veja como podemos fazer o balanceamento da equação da água, usando o estudo da resolução de sistemas lineares.

A Equação abaixo não está balanceada:



O Sistema é SPI (Sistema Possível e Indeterminado) e admite mais de uma solução (x, y, z), porém nos interessa a menor solução inteira. A solução genérica desse sistema é:



Que nos dá a menor solução inteira, teremos: x = 2, y =1 e z = 2 e a equação balanceada é:



Exercício: Vamos obter os quatro coeficientes estequiométricos para o balanceamento da equação:



Então a menor solução inteira precisa de:



Portanto, a equação balanceada é:



Bons Estudos!




"Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma"
(Lavoisier)

Prof. Ricardo Vianna

Fonte: DANTE, Matemática, Volume único. Ed. Ática.

Calor Sensível e Calor Latente

Professor de Matemática no Colégio Estadual Dinah Gonçalves

E Biologia na rede privada de Salvador-Bahia

Professor Antonio Carlos carneiro Barroso

email accbarroso@hotmail.com

Blog HTTP://ensinodematemtica.blogspot.com e HTTP://accbarroso60.wordpress.com
http://accbarrosogestar.blogspot.com.br 

Extraído de http://www.alunosonline.com.br

Calor Sensível e Calor Latente

Calor sensível é a quantidade de calor necessária para variar a temperatura de um corpo sem que haja variação do estado físico da matéria, ou seja, se um corpo está no estado sólido, sua temperatura pode variar para mais ou para menos e seu estado de agregação das moléculas continua o mesmo (sólido).
A equação que mede a quantidade de calor cedida ou recebida por um corpo é:

Q = m.c.∆T

Onde:
Q = quantidade de calor
m = massa da substância
c = calor específico
∆T = variação da temperatura

O calor específico é a quantidade de calor necessária para variar em 1º Celsius a temperatura de um corpo. Essa grandeza é característica específica de cada material.
A unidade de medida do calor específico no sistema internacional é J/kg.K (lê-se: Joule por quilograma e Kelvin) e pode ser calculado também através da equação da capacidade térmica:
C = m.c
Onde:
C = capacidade térmica de um corpo
m = massa do corpo
c = calor específico

Já o calor latente é a quantidade de calor necessária para se variar o estado físico da matéria sem variar a temperatura. Acontece, por exemplo, no derretimento do gelo, onde podemos analisar a água no estado líquido e no estado sólido à mesma temperatura. Essa temperatura é chamada de temperatura de fusão do gelo, que em condições normais de temperatura e pressão corresponde a 0º C ou 273 K (SI).
O calor latente pode ser calculado usando a equação:
Q = m.L
Onde:
L = calor latente
Q = quantidade de calor
m = massa da substância
No sistema internacional (SI), o calor latente é dado em J/kg.

Oxidação e redução

Na classificação das reações químicas, os termos oxidação e redução abrangem um amplo e diversificado conjunto de processos. Muitas reações de oxi-redução são comuns na vida diária e nas funções vitais básicas, como o fogo, a ferrugem, o apodrecimento das frutas, a respiração e a fotossíntese.

Oxidação é o processo químico em que uma substância perde elétrons, partículas elementares de sinal elétrico negativo. O mecanismo inverso, a redução, consiste no ganho de elétrons por um átomo, que os incorpora a sua estrutura interna. Tais processos são simultâneos. Na reação resultante, chamada oxi-redução ou redox, uma substância redutora cede alguns de seus elétrons e, conseqüentemente, se oxida, enquanto outra, oxidante, retém essas partículas e sofre assim um processo de redução. Ainda que os termos oxidação e redução se apliquem às moléculas em seu conjunto, é apenas um dos átomos integrantes dessas moléculas que se reduz ou se oxida.

Número de oxidação. Para explicar teoricamente os mecanismos internos de uma reação do tipo redox é preciso recorrer ao conceito de número de oxidação, determinado pela valência do elemento (número de ligações que um átomo do elemento pode fazer), e por um conjunto de regras deduzidas empiricamente: (1) quando entra na constituição das moléculas monoatômicas, diatômicas ou poliatômicas de suas variedades alotrópicas, o elemento químico tem número de oxidação igual a zero; (2) o oxigênio apresenta número de oxidação igual a -2, em todas as suas combinações com outros elementos, exceto nos peróxidos, quando esse valor é -1; (3) o hidrogênio tem número de oxidação +1 em todos os seus compostos, exceto aqueles em que se combina com os ametais, quando o número é -1; e (4) os outros números de oxidação são determinados de tal maneira que a soma algébrica global dos números de oxidação de uma molécula ou íon seja igual a sua carga efetiva. Assim, é possível determinar o número de oxidação de qualquer elemento diferente do hidrogênio e do oxigênio nos compostos que formam com esses dois elementos.

Assim, o ácido sulfúrico (H2SO4) apresenta, para seu elemento central (enxofre), um número de oxidação n, de forma que seja nula a soma algébrica dos números de oxidação dos elementos integrantes da molécula:

2.(+1) + n + 4.(-2) = 0, logo, n = +6

Em toda reação redox existem ao menos um agente oxidante e um redutor. Em terminologia química, diz-se que o redutor se oxida, perde elétrons, e, em conseqüência, seu número de oxidação aumenta, enquanto com o oxidante ocorre o oposto.

Oxidantes e redutores. Os mais fortes agentes redutores são os metais altamente eletropositivos, como o sódio, que facilmente reduz os compostos de metais nobres e também libera o hidrogênio da água. Entre os oxidantes mais fortes, podem-se citar o flúor e o ozônio.

O caráter oxidante e redutor de uma substância depende dos outros compostos que participam da reação, e da acidez e alcalinidade do meio em que ela ocorre. Tais condições variam com a concentração de elementos ácidos. Entre as reações tipo redox mais conhecidas -- as reações bioquímicas -- inclui-se a corrosão, que tem grande importância industrial.

Um caso particularmente interessante é o do fenômeno chamado auto-redox, pelo qual um mesmo elemento sofre oxidação e redução na mesma reação. Isso ocorre entre halogênios e hidróxidos alcalinos. Na reação com o hidróxido de sódio a quente, o cloro (0) sofre auto-redox: se oxida para clorato (+5) e se reduz para cloreto (-1):

6Cl + 6NaOH -> 5NaCl- + NaClO3 + 3H2O

Balanço das reações redox. As leis gerais da química estabelecem que uma reação química é a redistribuição das ligações entre os elementos reagentes e que, quando não há processos de ruptura ou variação nos núcleos atômicos, conserva-se, ao longo de toda a reação, a massa global desses reagentes. Desse modo, o número de átomos iniciais de cada reagente se mantém quando a reação atinge o equilíbrio.

Em cada processo desse tipo, existe uma relação de proporção fixa e única entre as moléculas. Uma molécula de oxigênio, por exemplo, se une a duas de hidrogênio para formar duas moléculas de água. Essa proporção é a mesma para todas as vezes que se procura obter água a partir de seus componentes puros:

2H2 + O2 -> 2H2O

A reação descrita, que é redox por se terem alterado os números de oxidação do hidrogênio e do oxigênio em cada um dos membros, pode ser entendida como a combinação de duas reações iônicas parciais:

H2 -> 2H+ + 2e- (semi-oxidação)

4e- + 2H+ + O2 -> 2OH- (semi-redução)

em que os elétrons ganhos e perdidos representam-se com e- e os símbolos H+ e OH- simbolizam respectivamente os íons hidrogênio e hidroxila. Em ambas as etapas, a carga elétrica nos membros iniciais e finais da equação deve ser a mesma, já que os processos são independentes entre si.

Para fazer o balanceamento da reação global, igualam-se as reações iônicas parciais, de tal maneira que o número de elétrons doados pelo agente redutor seja igual ao número de elétrons recebidos pelo oxidante, e procede-se a sua soma:

(H2 -> 2H+ + 2e-) x 2

(4e- + 2H+ + O2 -> 2OH-) x 1

------------------------------------------------------

2H2 + 4e- + 2H+ + O2 -> 4H+ + 4e- + 2OH-

o que equivale a:

2H2 + O2 -> 2H2O

pois os elétrons se compensam e os íons H+ e OH- se unem para formar a água.

Nesses mecanismos se apóia o método generalizado de balanço de reações redox, chamado íon-elétron, que permite determinar as proporções exatas de átomos e moléculas participantes. O método íon-elétron inclui as seguintes etapas: (1) notação da reação sem escrever os coeficientes numéricos; (2) determinação dos números de oxidação de todos os átomos participantes; (3) identificação do agente oxidante e redutor e expressão de suas respectivas equações iônicas parciais; (4) igualação de cada reação parcial e soma de ambas, de tal forma que sejam eliminados os elétrons livres; (5) eventual recomposição das moléculas originais a partir de possíveis íons livres.

Autoria: Mônica Josene Barbosa

Mercúrio Metal perigoso para o homem e para o ambiente

Professor de Matemática e Biologia Antônio Carlos Carneiro Barroso

Colégio Estadual Dinah Gonçalves

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O mercúrio é um metal obtido através da ustulação de sulfetos e outros minerais. Ele é utilizado em garimpos, em antigas fábricas de cloro e soda (como catalisador em alguns processos químicos) e em pilhas de óxido de mercúrio.

Esse metal, o único líquido à temperatura ambiente, e relativamente pouco reativo, é conhecido desde a antiguidade, com referências a ele vindas dos antigos hindus e chineses. O nome mais comum, mercúrio, é uma referência ao planeta de mesmo nome, que faz uma volta em torno do sol em apenas 88 dias e é, na mitologia, o mensageiro dos deuses - rápido como o próprio metal, chamado em algumas línguas de "prata rápida" (quicksilver) e variações.

Devido à alta densidade e estabilidade ao ar, o mercúrio foi presença garantida nos laboratórios de física e química de todas as épocas, tendo possibilitado a construção de termômetros, barômetros, bombas de vácuo e outros equipamentos. Na arte, o cinábrio (HgS, principal minério de mercúrio) aparece em pinturas antigas, já que o minério é um excelente pigmento vermelho.

Em garimpos, o mercúrio é usado para dissolver partículas de ouro que se encontram junto a pedras e areia, formando um amálgama (liga líquida de um metal com mercúrio). A evaporação do mercúrio, por aquecimento, deixa o ouro como resíduo e gera grandes quantidades de vapor de mercúrio - estima-se que 650 a 1.000 toneladas por ano, ou um terço do total de emissões do metal. A contribuição brasileira é estimada em 10 a 30 toneladas por ano.

Perigos à saúde
Tremores musculares, coceira persistente, sensação de queimação na pele, mudanças de personalidade. Estes são alguns dos sintomas do envenenamento crônico, ou seja, absorção freqüente de pequenas quantidades do elemento ou seus derivados. Já o envenenamento agudo, pela ingestão de compostos de mercúrio, é ainda pior: se não tratado, leva à morte em cerca de uma semana.

Em nosso dia-a-dia o mercúrio está presente em termômetros, lâmpadas fluorescentes, pilhas e até mesmo nas obturações de dentes. Mas, provavelmente a quantidade de mercúrio com a qual você já teve contato é muito pequena, e nem todas as formas são tóxicas. Enquanto o vapor de mercúrio, lentamente liberado pelo metal puro, pode ser absorvido pela respiração e acumular-se no organismo, engolir uma gota de mercúrio é um acidente relativamente inócuo - o metal passa sem ser absorvido.

Destino do mercúrio
Hoje, há uma tendência em substituir os processos químicos que usam mercúrio por outros com menor risco ambiental. Essa mudança, porém, é lenta e tem um efeito colateral: estima-se que serão recuperadas grandes quantidades do metal (mais de 14.000 toneladas) apenas nos EUA e Europa.

Mas como guardar um líquido 13 vezes mais denso que a água, e que ainda por cima dissolve quase todos os metais? Uma idéia para o armazenamento de grandes quantidades de mercúrio é devolvê-lo ao local de origem em tonéis de ferro e aço, que resistem ao material. Reciclar lâmpadas queimadas e enviar as pilhas de volta ao fabricante também são uma práticas importantes.
*Júlio C. de Carvalho é engenheiro químico e professor do curso de engenharia de bioprocessos e biotecnologia da Universidade Federal do Paraná (UFPR).

Bases

BASES

1. Classificação
2. Ação de ácidos e bases sobre indicadores
3. Bases mais comuns na química do cotidiano
4. Teoria protônica de Brönsted-Lowry e teoria eletrônica de Lewis

Base de Arrhenius - Substância que, em solução aquosa, libera como ânions somente íons OH-.
Classificação

Solubilidade em água:

* São solúveis em água o hidróxido de amônio, hidróxidos de metais alcalinos e alcalino-terrosos (exceto Mg). Os hidróxidos de outros metais são insolúveis.

Quanto à força:

* São bases fortes os hidróxidos iônicos solúveis em água, como NaOH, KOH, Ca(OH)2 e Ba(OH)2.
* São bases fracas os hidróxidos insolúveis em água e o hidróxido de amônio.
O NH4OH é a única base solúvel e fraca.

Ação de ácidos e bases sobre indicadores

Indicador Ácido Base
tornassol róseo azul
fenolftaleína incolor avermelhado
alaranjado de metila avermelhado amarelo

Bases mais comuns na química do cotidiano

* Hidróxido de sódio ou soda cáustica (NaOH)
o É a base mais importante da indústria e do laboratório. É fabricado e consumido em grandes quantidades.
o É usado na fabricação do sabão e glicerina:
(óleos e gorduras) + NaOH ® glicerina + sabão
o É usado na fabricação de sais de sódio em geral. Exemplo: salitre.
HNO3 + NaOH ® NaNO3 + H2O
o É usado em inúmeros processos industriais na petroquímica e na fabricação de papel, celulose, corantes, etc.
o É usado na limpeza doméstica. É muito corrosivo e exige muito cuidado ao ser manuseado.
o É fabricado por eletrólise de solução aquosa de sal de cozinha. Na eletrólise, além do NaOH, obtêm-se o H2 e o Cl2, que têm grandes aplicações industriais.
* Hidróxido de cálcio (Ca(OH)2)
o É a cal hidratada ou cal extinta ou cal apagada.
o É obtida pela reação da cal viva ou cal virgem com a água. É o que fazem os pedreiros ao preparar a argamassa:
o É consumido em grandes quantidades nas pinturas a cal (caiação) e no preparo da argamassa usada na alvenaria.
* Amônia (NH3) e hidróxido de amônio (NH4OH)
o Hidróxido de amônio é a solução aquosa do gás amônia. Esta solução é também chamada de amoníaco.
o A amônia é um gás incolor de cheiro forte e muito irritante.
o A amônia é fabricada em enormes quantidades na indústria. Sua principal aplicação é a fabricação de ácido nítrico.
o É também usada na fabricação de sais de amônio, muito usados como fertilizantes na agricultura. Exemplos: NH4NO3, (NH4)2SO4, (NH4)3PO4
o A amônia é usada na fabricação de produtos de limpeza doméstica, como Ajax, Fúria, etc.
* Hidróxido de magnésio (Mg(OH)2)
o É pouco solúvel na água. A suspensão aquosa de Mg(OH)2 é o leite de magnésia, usado como antiácido estomacal. O Mg(OH)2 neutraliza o excesso de HCl no suco gástrico.
Mg(OH)2 + 2HCl ® MgCl2 + 2H2O
* Hidróxido de alumínio (Al(OH)3)
o É muito usado em medicamentos antiácidos estomacais, como Maalox, Pepsamar, etc.

Teoria protônica de Brönsted-Lowry e teoria eletrônica de Lewis

Teoria protônica de Brönsted-Lowry - Ácido é um doador de prótons (H+) e base é um receptor de prótons.

ácido(1) + base(2) Û ácido(2) + base(1)

Um ácido (1) doa um próton e se tranforma na sua base conjugada (1). Um ácido (2) doa um próton e se tranforma na sua base conjugada (2).

Quanto maior é a tendência a doar prótons, mais forte é o ácido.
Quanto maior a tendência a receber prótons, mais forte é a base, e vice-versa.

Teoria eletrônica de Lewis - Ácidos são receptores de pares de elétrons, numa reação química.
Bases têm sabor amargo e são semelhantes ao sabão quando as tocamos.

Se íons hidroxila são encontrados em uma solução, a solução é básica em natureza. Íons hidroxila são os únicos íons com carga negativa (ânions) formados quando uma base é dissolvida em água. Todas as propriedades de uma base se devem à presença destes íons. A fórmula química de um íon hidroxila é OH1-.

Bases são conhecidas como 'aceitadoras de prótons'.

Exemplos de Bases

Anti-Ácidos ajudam a neutralizar a acidez (do ácido clorídrico) no estômago. Eles geralmente contêm duas bases, chamadas hidróxido de magnésio e hidróxido de alumínio. A fórmula química do hidróxido de magnésio e hidróxido de alumínio é Mg(OH)2 e Al(OH)3 respectivamente.

Hidróxido de Sódio é também conhecido como 'Soda Cáustica'. Sua fórmula química é NaOH.

Hidróxido de Potássio é também conhecido como 'Potassa Cáustica'. É usado na manufatura de baterias alcalinas. Sua fórmula química é KOH.

Amônia é um gás básico o qual é usado na manufatura de fertilizantes como a Uréia, nitrato de amônio e sulfato de amônio. A amônia é produzida para fins comerciais através do processo de Haber. Quando dissolvida em água, a amônia forma uma base conhecida como hidróxido de amônio. A fórmula química da Amônia é NH3.
Base é toda substância que em solução aquosa, sofre dissociação iônica, liberando o ânion OH- (Hidróxido).

A dissociação iônica está relacionada ao comportamento das bases em presença de água. Exemplo: a soda cáustica (NaOH), é uma substância sólida que em contato com a água libera os íons Na+ e OH- que se dissolvem devido à atração pelos pólos negativos e positivos da molécula de H2O. Sendo assim, bases são substâncias compostas pela combinação de um cátion (geralmente de um metal) com o ânion OH-.

Uma das características das bases é seu sabor adstringente, que “amarra” a boca, ou seja, diminui a salivação.
Da mesma forma que os ácidos, as bases também conduzem corrente elétrica quando dissolvidas em água. Os indicadores fenolftaleína (solução) e papel de tornassol também mudam de cor em presença de hidróxidos. A fenolftaleína incolor torna-se vermelha; papel de tornassol vermelho fica azul: reações inversas às que verificamos no caso dos ácidos.
Vejamos as principais bases:

Hidróxido de Sódio (NaOH): Conhecida também como soda cáustica, essa substância é utilizada na fabricação do sabão, celofane, detergentes e raiom, produtos para desentupir pias e ralos, e também no processo de extração de celulose nas indústrias de papel, etc.

Hidróxido de Magnésio (Mg(OH)2): Está presente na solução que é comercializada com o nome de “leite de magnésia”, produto utilizado como laxante e antiácido estomacal.

Hidróxido de Cálcio (Ca (OH)2): Conhecida como cal hidratada ou cal extinta, essa substância é usada na construção civil: na preparação de argamassa (areia + cal) e na caiação (pintura a cal); as indústrias açucareiras utilizavam o hidróxido de cálcio na purificação do açúcar comum.

Hidróxido de Amônio (NH4OH): Essa substância é obtida em solução aquosa do gás de amônia e comercializada como amoníaco. É usado na fabricação de produtos de limpeza doméstica, na revelação de filmes fotográficos, em detergentes, na indústria têxtil, etc.

Hidróxido de Potássio (KOH): Conhecida como potassa cáustica, é usada para alvejamento, na fabricação de sabões moles e no processamento de certos alimentos.

Óxidos

A ferrugem que corrói os objetos de ferro e a pátina que recobre as cúpulas de bronze de certas igrejas nada mais são que variedades de óxidos formados pela reação dessas substâncias com o oxigênio do ar.

Óxido é um composto binário do oxigênio com elementos menos eletronegativos. Segundo suas propriedades, os óxidos distinguem-se em básicos, ácidos ou neutros.

Os compostos formados pela combinação do oxigênio e um outro elemento são os óxidos. São encontrados em vários minérios importantes, como óxido de ferro, na hematita; de alumínio, na bauxita; de estanho, na cassiterita e dióxido de silício, presente no quartzo e nas areias. Combinado com o carbono, o oxigênio pode formar dois óxidos: os gases monóxido e dióxido de carbono.

Os óxidos são composto iônicos ou moleculares sujas moléculas são formadas por átomo de dois elementos químicos, sendo um deles o oxigênio. Exemplos: óxido de zinco (ZnO) e óxido de nitrogênio (N2O5).

Note que, no primeiro exemplo, o átomo que combina com oxigênio é de um metal (zinco); no segundo exemplo, é de um não – metal (nitrogênio).

Óxidos: composto binário em que um dos elementos é o oxigênio.


Nomenclatura dos óxidos

O nome dos óxidos pode ser dado simplesmente utilizando a palavra óxido, seguida da preposição de e do nome do elemento químico está combinado com oxigênio . exemplos: óxidos de cálcio (CaO), óxido de zinco (ZnO), óxido de alumínio (Al2O3) etc.

É preferível, no entanto, utilizar prefixos do número de átomos de oxigênio: monóxido de cálcio (CaO), dióxido depentório de nitrogênio (N2O5) etc.



- Óxidos Básicos: metal + oxigênio (os principais formadores de óxidos básicos são os metais alcalinos e alcalinos terrosos ).

- Óxidos ácidos ou anidridos : ametal + oxigênio (os principais formadores de óxidos ácidos são ametais das colunas 5, 6 e 7A

- Óxidos anfóteros :comportam-se ora como anidridos , ora como óxidos básicos.

- Óxidos salinos ou mistos :derivam da mistura de dois Óxidos.

- Óxidos neutros : Óxidos de baixa reatividade

- Peróxidos : Óxidos em que o O tem nox -1 ( geralmente o O esta ligado a um elemento da coluna 1 ou 2A

- Super óxidos : Óxidos em que o O tem nox -1


Óxido de cálcio (CaO)

- É um dos óxidos de maior aplicação e não é encontrado na natureza. É obtido industrialmente por pirólise de calcário.

- Fabricação de cal hidratada ou Ca(OH)2.

- Preparação da argamassa usada no assentamento de tijolos e revestimento das paredes.

- Pintura a cal (caiação).

- Na agricultura, para diminuir a acidez do solo.

Obtido a partir da decomposição do calcário, é usado na agricultura para diminuir a acidez do solo e também na preparação de argamassa na construção civil.

Dióxido de carbono (CO2)

- É um gás incolor, inodoro, mais denso que o ar. Não é combustível e nem comburente, por isso, é usado como extintor de incêndio.

- O CO2 não é tóxico, por isso não é poluente. O ar contendo maior teor em CO2 que o normal (0,03%) é impróprio à respiração, porque contém menor teor em O2 que o normal.

- O CO2 é o gás usado nos refrigerantes e nas águas minerais gaseificadas. Aqui ocorre a reação:
CO2 + H2O « H2CO3 (ácido carbônico)

- O CO2 sólido, conhecido por gelo seco, é usado para produzir baixas temperaturas.

- Atualmente, o teor em CO2 na atmosfera tem aumentado e esse fato é o principal responsável pelo chamado efeito estufa.

Monóxido de carbono (CO)

- É um gás incolor extremamente tóxico. É um seríssimo poluente do ar atmosférico.

- Forma-se na queima incompleta de combustíveis como álcool (etanol), gasolina, óleo, diesel, etc.

- A quantidade de CO lançada na atmosfera pelo escapamento dos automóveis, caminhões, ônibus, etc. cresce na seguinte ordem em relação ao combustível usado:
álcool < gasolina < óleo diesel.

- A gasolina usada como combustível contém um certo teor de álcool (etanol), para reduzir a quantidade de CO lançada na atmosfera e, com isso, diminuir a poluição do ar, ou seja, diminuir o impacto ambiental.

Usado para obter certos produtos químicos e na metalurgia do aço. É normalmente o principal poluente da atmosfera das zonas urbanas; inalado combina com a hemoglobina das hemácias do sangue, neutralizando-as para o transporte de gás oxigênio no organismo.

Dióxido de enxofre (SO2)

- É um gás incolor, tóxico, de cheiro forte e irritante.

- Forma-se na queima do enxofre e dos compostos do enxofre:
S + O2 (ar) ® SO2

- O SO2 é um sério poluente atmosférico. É o principal poluente do ar das regiões onde há fábricas de H2SO4. Uma das fases da fabricação desse ácido consiste na queima do enxofre.

- A gasolina, óleo diesel e outros combustíveis derivados do petróleo contêm compostos do enxofre. Na queima desses combustíveis, forma-se o SO2 que é lançado na atmosfera. O óleo diesel contém maior teor de enxofre do que a gasolina e, por isso, o impacto ambiental causado pelo uso do óleo diesel, como combustível, é maior do que o da gasolina.

- O álcool (etanol) não contém composto de enxofre e, por isso, na sua queima não é liberado o SO2. Esta é mais uma vantagem do álcool em relação à gasolina em termos de poluição atmosférica.

- O SO2 lançado na atmosfera se transforma em SO3 que se dissolve na água de chuva constituindo a chuva ácida, causando um sério impacto ambiental e destruindo a vegetação:

2SO2 + O2 (ar) ® 2SO3
SO3 + H2O ® H2SO4

É usado para a obtenção de ácido sulfúrico e no branqueamento de óleos alimentícios, entre outras aplicações. É um dos principais poluentes atmosféricos; em dias úmidos, combina-se com o vapor de água da atmosfera e origina a chamada chuva ácida.

Dióxido de nitrogênio (NO2)

- É um gás de cor castanho-avermelhada, de cheiro forte e irritante, muito tóxico.

- Nos motores de explosão dos automóveis, caminhões, etc., devido à temperatura muito elevada, o nitrogênio e oxigênio do ar se combinam resultando em óxidos do nitrogênio, particularmente NO2, que poluem a atmosfera.

- O NO2 liberado dos escapamentos reage com o O2 do ar produzindo O3, que é outro sério poluente atmosférico
NO2 + O2 ® NO + O3

- Os automóveis modernos têm dispositivos especiais que transformam os óxidos do nitrogênio e o CO em N2 e CO2 (não poluentes).

- Os óxidos do nitrogênio da atmosfera dissolvem-se na água dando ácido nítrico, originando assim a chuva ácida, que também causa sério impacto ambiental.

Substâncias

Uma das maiores confusões que as pessoas fazem na hora de classificar as substâncias reside nos quesitos de substância simples e substância pura. Para que isso fique claro é fundamental que entendamos bem algumas coisas antes de chegarmos a essa classificação:

O átomo é uma unidade fundamental, primária que constitui a matéria. O que queremos dizer é que toda matéria é constituída por átomos. Os átomos são diferenciados uns dos outros pelo seu número atômico (que você deve lembrar que corresponde ao número de prótons que ele possui).

Elementos químicos, aqueles que encontramos na tabela periódica, representam átomos de mesmo número atômico. Assim, todo e qualquer átomo que apresentar, por exemplo, oito prótons e conseqüentemente possui número atômico Z=8, será um átomo do elemento oxigênio.

Você também sabe que os átomos se combinam, se ligam entre si formando o que chamamos de moléculas. Perceba que uma molécula pode, a princípio, ser formada pela "combinação" de qualquer número de átomos de qualquer elemento químico.

Substâncias químicas
Os átomos ligados, ou seja, as moléculas, representam o que chamamos de substância química, cada uma identificada por uma fórmula química como, por exemplo, H2O, que representa a substância água e indica que sua composição é de dois átomos do elemento hidrogênio e um átomo do elemento oxigênio.

Isso posto, podemos perceber algumas coisas:

# O2 - é a fórmula da substância oxigênio, composta por dois átomos, ambos do elemento oxigênio.
# CO2 - é a fórmula da substância dióxido de carbono, composta por três átomos, sendo dois do elemento oxigênio e um do elemento carbono.
# C6H6 - é a fórmula da substância benzeno, composta por 12 átomos, sendo seis do elemento carbono e seis do elemento hidrogênio.

Quando classificamos uma substância podemos fazê-lo levando em conta:

1) Número de átomos: obviamente se refere ao número de átomos que a constitui, independentemente do elemento que cada um representa. Veja:

* Ar (gás argônio) - monoatômica (um único átomo);
* O2 (oxigênio), CO (monóxido de carbono), NaCl (cloreto de sódio) - diatômica (dois átomos);
* CO2 (dióxido de carbono), H2O (água), - triatômica (três átomos)


e assim por diante.

2) Número de elementos que constitui a molécula: Cuidado! Isso não tem nada a ver com o número de átomos! Veja:

* Ar (gás argônio) - um único elemento: argônio
* O2 (oxigênio) - um único elemento: oxigênio
* CO (monóxido de carbono) - dois elementos: carbono e oxigênio
* CO2 (dióxido de carbono) - dois elementos: carbono e oxigênio
* NaCl (cloreto de sódio) - dois elementos: sódio e cloro
* H2O (água) - dois elementos: hidrogênio e oxigênio



Uma substância é classificada como simples quando sua molécula é formada por um único tipo de elemento, independentemente do número de átomos que possui. Substâncias cujas moléculas são formadas por dois ou mais elementos químicos são chamadas de compostas. Retomando o exemplo, teremos:

* O2 - Substância simples
* CO, CO2, NaCl, H2O - Substâncias compostas



Substâncias puras
Diferentemente do que o nome possa sugerir, as substâncias puras não são aquelas formadas nem por um único átomo (monoatômicas), nem por um único elemento químico (simples). Substâncias são consideradas puras quando em uma amostra só encontramos moléculas daquela substância, sem nenhuma outra presente.

Por exemplo: na água destilada encontramos única e exclusivamente moléculas da substância água (H2O). Mesmo a água sendo uma molécula triatômica e composta (possui os elementos H e O), essa amostra é de uma substância pura.

Amostras onde são encontradas moléculas de mais de uma substância, são chamadas de misturas.

O ar atmosférico é um bom exemplo de uma mistura em que encontramos várias substâncias simples, como N2, O2, H2, Ar, e outras compostas, como CO, CO2, etc.

Espero que vocês não confundam mais os conceitos de substâncias simples e substâncias puras. Esses conceitos são muito importantes para sua base de conhecimento em química.
*Fábio Rendelucci é professor de química e física, diretor do cursinho COC-Universitário de Santos e presidente da ONG Sobreviventes.

Glicogênio

Em nosso organismo existem substâncias essenciais para o funcionamento das células. Exemplo dessas substâncias é a glicose, um glicídio monossacarídeo que é fundamental para a produção de energia metabolizada em todas as células. A importância da glicose é tão grande que as células do cérebro consomem, sozinhas, 75% da energia total desse glicídio “produzido” por via aeróbica.

Desta forma, a glicose é imprescindível para o funcionamento do organismo e a obtemos basicamente através de nossa alimentação. Entretanto, para suprir a queda em sua quantidade nos intervalos entre as refeições ou em períodos de privação, como em dietas, por exemplo, nosso organismo armazena essa substância na forma de glicogênio.

O glicogênio é um polissacarídio formado por milhares de unidades de glicose e, como todo polissacarídeo, não apresenta sabor adocicado. Dessa forma, o glicogênio é uma macromolécula que quimicamente é considerada como um polímero formado pela associação de monômeros de glicose.

O principal órgão de armazenamento concentrado de glicogênio é o fígado, no qual esta substância representa aproximadamente 10% de seu peso. Outro local onde podemos encontrá-lo é nos músculos estriados esqueléticos, representando importante elemento de suporte energético. A quantidade de glicogênio presente nos músculos é muito pequena (0,7% de seu peso), entretanto, em razão da grande quantidade de músculos, o valor de glicogênio armazenado é superior à quantidade armazenada no fígado.

Durante nossas refeições, os glicídios presentes nos alimentos vão sendo digeridos e, no final de seu processo de redução, são absorvidos pelo intestino sendo transportado pelo sangue para todos os tecidos. Assim, a quantidade de glicose circulante no sangue se eleva. Essa quantidade passa a ser maior do que a necessidade orgânica e, por isso, esse “excedente” vai sendo armazenado na forma de glicogênio.

À medida que a quantidade de glicose circulante no sangue vai se reduzindo, o glicogênio armazenado vai sendo degradado em glicose, permitindo que a quantidade desta substância não atinja níveis muito baixos (hipoglicemia). A substância que sinaliza essa transformação no fígado é chamada de glucagon.

Em momentos extremos, nos quais nosso organismo necessita de respostas imediatas, o glicogênio presente nos músculos estriados esqueléticos é rapidamente convertido em glicose e esta é oxidada para a produção de energia. A substância que permite a liberação imediata dessa reserva muscular é a epinefrina (adrenalina).

A síntese ou a degradação do glicogênio ocorre através de enzimas específicas, diferentes para cada processo e diferem também em relação ao local de atuação. Desta forma, enzimas relacionadas à síntese que atuam no fígado não participarão do mesmo processo realizado nos músculos. Assim, a falta de determinada enzima compromete a ação do processo (síntese ou degradação) realizado naquele órgão específico, mas não interfere no processo em outro órgão.

Fabrício Alves Ferreira
Graduado em Biologia

Propriedades organolépticas Identificação pelos nossos sentidos

Características de uma substância que podem ser percebidas com nossos sentidos são chamadas de propriedades organolépticas.

Identificar substâncias é uma das atividades realizadas pela química analítica. Muitas vezes nos deparamos com situações que necessitam dessa atividade: uma empresa recebe um carregamento de uma substância e deve verificar se o que recebeu é realmente o que foi pedido; um detetive forense precisa saber se a mancha encontrada em uma roupa é sangue; um ourives quer saber se o metal que comprou é ou não ouro.

Todas as substâncias possuem determinadas características que podem identificá-las. Algumas propriedades só podem ser aferidas através de sofisticados equipamentos e outras de maneira muito mais simples.

Se você pegar um pedaço de alumínio e outro de estanho na mão, mesmo que não lhe digam qual é qual, você é perfeitamente capaz de identificá-los: o alumínio é mais claro e prateado enquanto o estanho é mais escuro e amarelado.

Propriedades organolépticas
Se em sua cozinha existirem dois potes sem identificação, um contendo sal e outro açúcar, você também os identifica pelo gosto salgado ou doce. Um recipiente com óleo diesel e outro com gasolina também conseguem ser identificados apenas pela sua aparência.

Veja que em todos os exemplos duas coisas são comuns: você sabe o que são embora não saiba qual é qual e, para identificá-los não foi necessário nenhum método especial, você utilizou apenas seus próprios sentidos: olfato, tato, visão e paladar. Como você viu, as propriedades organolépticas, não devem ser desprezadas na identificação das substâncias.

Quando não confiar nas propriedades organolépticas
Algumas substâncias têm propriedades organolépticas muito características e, desde que tenhamos uma prévia noção do que se trata, podemos classificá-la com certeza. Imagine que você tenha uma situação onde não há essa prévia noção. Imagine que lhe entreguem dois frascos com os seguintes sais: cloreto de potássio e cloreto de sódio. Os dois estão em pó, os dois são brancos, não têm cheiro e, como você não sabe se podem lhe fazer mal, não irá prová-los. Neste caso as propriedades organolépticas não foram muito úteis.

Quando confiar nas propriedades organolépticas
Excluindo casos óbvios como os dos exemplos que já demos, vamos pensar em outra coisa: mesmo não podendo chegar ao resultado final, podemos "filtrar" nossa busca com base em algumas observações. Você recebe um bloco sólido para identificar. O simples fato de ser um sólido já excluirá uma série de substâncias - oxigênio, por exemplo - observando o bloco, você também é capaz de dizer se é um metal, um pedaço de um sal ou até mesmo de origem orgânica. Percebeu que mesmo não tendo obtido uma identificação positiva você consegue afunilar sua busca ganhando bastante tempo e excluindo muitas substâncias? Trocando em miúdos: mesmo não sabendo quem é, podemos excluir muitos que não são.

Cuidado!
Embora tenhamos dito que as propriedades organolépticas podem ser muito úteis, não devemos, em hipótese alguma, cheirar ou provar substâncias desconhecidas pois, se não sabemos quem é, não sabemos que mal pode nos fazer e, mesmo que saibamos do que se trata, não conhecemos sua pureza nem sua esterilidade (pode estar biologicamente contaminado).

Em tempo
Quer saber como diferenciar o cloreto de sódio do cloreto de potássio, que usamos como exemplo: misture um pouco de álcool a eles e coloque fogo. A chama do sódio é cor de laranja e a do potássio violeta.
Fábio Rendelucci é professor de química e física, diretor do cursinho COC-Universitário de Santos e presidente da ONG Sobreviventes.

Estudo dos Sais

Um sal é formado pelo cátion de uma base e o âniom de um sal. O cátion que tiver hidroxilas so se liga com ânions sem hidrogênio. Ânions que tiverem hidrogênio só se ligam com cátions sem hidroxila. Ânions e cátions sem partes ionizáveis ligam-se com qualquer outro cátion e âniom, respectivamente.

Ácido + Base à Sal + H2O

Cátion da + ânion do
base ácido


Neutralização

A neutralização é feita para se verificar o número de moléculas que reagem, o número de moléculas de sal e de água que se originam. Começa verificando-se primeiro os metais, depois os semi-metais e após os ametais; em seguida verifica-se os oxigênios e hidrgênios.


Classificação

Sal Neutro:

São aqueles que apresentam um cátion diferente de H+ e um âniom diferente de OH-.

A casos como NaH2PO2 que são sais neutros apesar de terem dois H+. Isso é devido a eles serem originados de ácidos com H+ não ionizáveis. Qualquer sal que apresente H2PO2 ou HPO3 e não tiver hidroxila (OH-) será um sal neutro.

Sal Ácido:

São aqueles que apresentam um cátion diferente de H+, pelo menos um H+ e um âniom diferente de OH-.

Sal Básico:

São aqueles que apresentam um cátion diferente de H+, pelo menos um OH- e um âniom diferente de OH-.

Sal Duplo:

São aqueles que apresentam 2 cátions diferentes de H+ e entre si mais um ânion diferente de OH-. Podem apresentar apenas um cátion diferente de H+ mais dois ânions diferentes de OH- e entre si.


Nomenclatura

Estabelecemos aqui a nomenclatura de cátions. Elementos com nox fixo limita-se apenas ao nome do elemento; e que as nomenclaturas para nox variável são as seguintes:

Sufixos ico para o maior nox do elemento e oso para o menor nox (considera-se apenas os dois menores nox do elemento.

Número do nox em algarismos romanos, dentro de um parêntesis após o nome do elemento.

É necessário também estabelecer nomenclatura para os ânions, trocando o sufixo dos ácidos dos quais se originam pelo seguintes sufixos:

drico à eto

Ico à ato

Oso à ito


Sais Neutros

__________ de ___________ (nox variável ou não)
nome do ânion nome do cátion


Sais Ácidos

1- __________ (mono) ácido de __________(nox variável ou não)
nome do ânion di, tri ... nome do cátion


2- (mono)hidrogêno - ____________ de ___________
di, tri ... nome do ânion nome do cátion


Sais Básicos

__________ (mono) básico de __________ (nox variável ou não)
nome do ânion di, tri ... nome do cátion


Sais Duplos

1-Sais duplos com 2 cátions:

________ duplo de ___________ e _________ (nox variável ou não)
nome do ânion nome do cátion nome do outro


2-Sais duplos com 2 ânions:

____________ - ___________ de _________ (nox variável ou não)
nome do ânion nome do outro nome do cátion

Sais

O sal iodeto de sódio previne o “bócio”.

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.

Por Líria Alves
Graduada em Química
Equipe Brasil Escola

Classificação das misturas

Líria Alves

Água e Álcool é um exemplo de mistura homogênea

Misturas são formadas por duas ou mais substâncias, elas podem se classificar em Misturas homogêneas ou heterogêneas.

Misturas homogêneas: são as que apresentam uma única fase. Apresentam aspecto uniforme que não nos permite a separação visual dos componentes. Exemplo: mistura de água e álcool.

Misturas heterogêneas: apresentam mais de uma fase. Esse tipo de mistura nos permite visualizar cada componente individual. Exemplo: mistura de água e óleo. É fácil perceber a presença de duas fases, pois a água se separa completamente do óleo - sendo assim, a mistura se torna heterogênea porque vemos nela duas fases.

Algumas misturas nos parecem homogêneas se visualizadas a olho nu, mas uma investigação criteriosa (com auxílio de microscópio) nos permite verificar que se trata de misturas heterogêneas. Vejamos alguns exemplos:

1. O leite é uma mistura homogênea ou heterogênea? Se observamos a olho nu, ficaremos com a primeira opção: homogênea, mas com o auxílio de um microscópico é possível perceber gotículas de gordura em suspensão.

Para provar que o leite é uma mistura heterogênea basta aquecê-lo. Este procedimento permite que as partículas de gordura se unam em forma de uma nata, neste momento forma-se duas fases na mistura.

2. O ar que respiramos é uma mistura heterogênea de gases (Nitrogênio, Oxigênio, entre outros) e minúsculas partículas (sujidades) suspensas. Os automóveis juntamente com as indústrias são os principais responsáveis pelo lançamento dessas impurezas. Bom seria se nosso ar não possuísse tais partículas, desta forma estaríamos livres da chamada poluição atmosférica.

Classificação dos óxidos

Por Líria Alves

Água oxigenada

Óxidos são compostos binários, ou seja, formados pela combinação de dois elementos, sendo um deles oxigênio.

Classificação dos óxidos em função do comportamento na presença de outros elementos:

Óxidos básicos: o metal presente em sua fórmula pode apresentar “carga elétrica” +1 e +2, ou seja, possuir caráter iônico. Exemplos: Na₂O (Óxido de sódio), BaO (Óxido de bário). Em razão dessa propriedade, estes compostos reagem com ácidos e originam sal e água. Veja o processo:

Na₂O + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂O
óxido básico + ácido sal água

Óxidos neutros: são compostos por ametais, eles não reagem com água, ácido ou base, em razão da ligação covalente que une seus componentes, daí o porquê de serem chamados de óxidos inertes. Exemplos: monóxido de dinitrogênio (N₂O), monóxido de carbono (CO).

Óxidos ácidos: também conhecidos como anidridos de ácidos, são formados por ametais e apresentam caráter covalente. Na presença de água produzem ácidos e na presença de bases originam sal e água. Exemplo: CO₂ (dióxido de carbono ou gás carbônico), SO₂ (óxido de enxofre).

Óxidos duplos ou mistos: a combinação de dois óxidos de um mesmo elemento dá origem a esse tipo de óxido. Exemplo: magnetita (Fe₃O₄), junção dos óxidos Ferro (Fe) e Oxigênio (O). Aplicação: ímã natural.

Óxidos anfóteros: apresentam ambiguidade, na presença de um ácido se comportam como óxidos básicos, e na presença de uma base, como óxidos ácidos. Exemplos: óxido de Alumínio (Al₂O₃), óxido de zinco (ZnO).

Peróxidos: compostos que possuem em sua fórmula o grupo (O₂)^2- . Exemplos: Água oxigenada (H₂O₂) e Peróxido de sódio (Na₂O₂).

Os peróxidos mais comuns são formados por hidrogênio, metais alcalinos e metais alcalino-terrosos. São aplicados na indústria como alvejantes para clarificar tecidos e polpa de celulose (confecção de papel).

Alcinos

Líria Alves

Possuem tripla ligação entre átomos de carbono

Os alcinos são hidrocarbonetos que possuem tripla ligação entre átomos de carbono. São conhecidos também como hidrocarbonetos etínicos ou hidrocarbonetos acetilênicos. A fórmula geral dos alcinos é: C_nH_2n – 2, e o primeiro membro é o etino (C₂H₂).

De modo geral, podemos definir alcinos como hidrocarbonetos de cadeia carbônica acíclica, homogênea, insaturada com uma tripla ligação única. Os alcinos apresentam pontos de fusão e ebulição crescentes com o aumento da cadeia carbônica (massa molecular).

Essa classe de compostos não possui cor (incolor), nem cheiro (inodoro), apresentam insolubilidade em água, mas são solúveis em solventes orgânicos como o álcool, o éter e outros.

Aplicação dos alcinos: O acetileno, também conhecido como etino, é usado em grande escala na fabricação de borrachas sintéticas, plásticos, como o PVC e PVA, e ainda de fios têxteis para a produção de tecidos.

Classificação dos Açucares

Eliene Percília

Glicose em 3D

Oses ou monossacarídeos: normalmente têm um sabor adocicado, os monossacarídeos não sofrem hidrólise, isto é, não reagem com água. Sua fórmula estrutural é (CH₂O)n, esse “n” pode variar de 3 a 7 (trioses, tetroses, pentoses, hexoses e heptoses), dentre toda a pentose e hexoses são as mais importantes.

Exemplo: glicose ou frutose.

Dissacarídeos: sofrem hidrólise produzindo duas moléculas de monossacarídeos, exemplos: sacarose, lactose ou maltose.

Exemplo: C₁₂H₂₂O₁₁ + H₂O → C₆H₁₂O₆ + C₆H₁₂O₆
Sacarose Glicose Frutose

Polissacarídeos: sofrem hidrólise produzindo grande quantidade de moléculas de monossacarídeos. Normalmente ocorrem no talo e folhas vegetais e nas camadas externas de revestimento de grãos.

Exemplo: (C₆H₁₀O₅)n + nH₂O → n C₆H₁₂O₆ obtenção industrial da glicose
Amido ou glicose Celulose

Catalisadores

Líria Alves

Catalisadores aceleram reações químicas

Os cientistas Jöns Jakob Berzelius e Wilhelm Ostwald deram início aos estudos sobre catalisadores no início do século XIX. A velocidade de um grande número de reações é influenciada pela presença de substâncias que permanecem quimicamente inalteradas no processo. Essas substâncias ficaram conhecidas como catalisadores e fazem com que as moléculas reajam com uma velocidade maior, ou seja, aceleram a reação. É importante o fato de que não influenciam na composição e nem na quantidade do produto final da reação.

Mas como agem os catalisadores? A ação do catalisador é abaixar a energia de ativação, possibilitando um novo caminho para a reação. O abaixamento da energia de ativação é que determina o aumento da velocidade da reação. No final do processo o catalisador é devolvido intacto, ou seja, sem passar por nenhuma modificação.

Catálise é a denominação dada à reação que ocorre na presença de um catalisador. O sistema formado pelo catalisador e os reagentes determina como a catálise vai ocorrer, sendo que ela pode ocorrer de duas formas: homogênea ou heterogênea.

Catálise homogênea: o catalisador e os reagentes constituem uma única fase.

NO (g)
2 SO₂ (g) + O₂ (g) → 2 SO₃ (g)

Catalisador da reação: NO gasoso.

Reagentes: SO₂ gasoso e O₂ gasoso.
Observe que o catalisador e os reagentes possuem uma só fase (gás), ou seja, o sistema é monofásico.

Catálise heterogênea: o catalisador e os reagentes possuem mais de uma fase nesse tipo de catálise.

Pt (s)
2 SO₂ (g) + O₂ (g) → 2 SO₃ (g)

Catalisador da reação: Pt sólido.

Reagentes: SO₂ gasoso e O₂ gasoso.

Nesse caso o sistema é formado pela mistura de SO₂, O₂ e Pt, sendo assim é difásico porque possui duas fases: gás e sólido.

Classificação das Reações Químicas

Líria Alves

Reação de síntese ou adição

Reação química se define como a transformação que ocorre nas substâncias em relação ao seu estado inicial.

Para classificar reações químicas iremos relacionar o número de substâncias que reagem (reagentes) e o número de substâncias produzidas (produtos). Para melhor exemplificar iremos utilizar as letras: A, B, C, X, Y.

Reação de síntese ou adição: são aquelas que duas ou mais substâncias originam um único produto.
A + B → C

Reação de análise ou decomposição: nessa reação uma única substância gera dois ou mais produtos.
A → B + C

Reação de simples troca ou deslocamento: ocorre quando uma substância simples reage com uma composta originando novas substâncias: uma simples e outra composta.
A + XY → AY + X

Reação de dupla troca: dois reagentes reagem formando dois produtos. Em geral são substâncias compostas que reagem dando origem a novas substâncias também compostas.
AB + XY → AY + XB

Alcanos

Líria Alves

Alcano ramificado

Os alcanos são compostos orgânicos com simples ligações entre átomos de carbono, possuem cadeia aberta, também conhecidos como hidrocarbonetos parafínicos. A estrutura física dos alcanos é de cadeia carbônica acíclica (alifática), saturada e homogênea.

O nome parafina é de origem do latim: parum = pequena + affinis = afinidadade, ou seja, os alcanos são pouco reativos. Em condições ambientes, os alcanos se encontram nas fases sólida, líquida ou gasosa, depende do número de átomos de carbono.

Os alcanos puros são incolores, os gasosos e os sólidos são inodoros e os líquidos têm cheiro característico (gasolina, por exemplo). Como são compostos constituídos exclusivamente por carbono e hidrogênio, formam uma série homóloga de fórmula geral CnH₂n +2, o primeiro membro é o metano (CH₄).

Os alcanos são compostos apolares, sendo assim são insolúveis em solventes polares como a água, porém são solúveis em solventes apolares, como o benzeno, e em solventes fracamente polarizados, como o álcool.

Podemos encontrar Alcanos principalmente no petróleo, no gás natural, no xisto betuminoso e na cera mineral. Eles são utilizados como matéria-prima para a preparação de muitos compostos na indústria petroquímica e também como combustível.

Soluções tampão

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.youtube.com/accbarroso1   


Algumas vezes você sentiu uma sensação ruim no estômago, como se tivesse engolido um braseiro? Ao ler o texto "Remédios com bases neutralizam a acidez no estômago" você compreenderá que esse braseiro é causado por um excesso de ácido em seu estômago. Além dessa explicação, o texto mostra como esse mal-estar pode ser curado: o ácido clorídrico (HCl) presente no estômago reage com o antiácido bicarbonato de sódio (NaHCO3), formando ácido carbônico. Essa reação é representada pela equação global:



A explicação fornecida pelo texto foi a respeito das reações de neutralização. Mas podemos entender esse fenômeno a partir das reações que ocorrem em equilíbrio, pois vimos no texto "Ácidos-bases - Constante (k) de equilíbrio dos ácidos e bases e sua relação com a força desses compostos" uma explicação sobre o equilíbrio ácido-base.

De qualquer forma, para entender melhor como um antiácido age em relação à acidez do estômago, precisamos saber o que é efeito tampão, ou o que é um tampão.

Um tampão, normalmente, é uma solução que contém um par ácido-base conjugado fraco, que resiste consideravelmente à variação de pH quando pequenas quantidades fortes de ácido ou de base são adicionadas a essa solução.

Sabendo-se que todo ácido fraco ou base fraca possui seus respectivos pares conjugados e, ainda, que um ácido fraco tem sua base conjugada forte e uma base fraca tem seu ácido conjugado forte, veja o esquema no caso dos ácidos:




Considerando o ácido acético, que em presença de água se ioniza, como segue:



Em termos qualitativos, significa dizer que nessa solução teremos mais ácido não ionizado (CH3CO2H) do que sua base conjugada (CH3CO2-, íon acetato), pois ela está quase toda "presa" (Ka = 1,3 x 10-5) ao hidrogênio. Para se formar uma solução tampão é necessário que adicionemos íons acetato na forma de um sal, tal como o acetato de sódio, para que as quantidades do ácido acético e da base conjugada sejam próximas.

Agora, o que acontecerá se adicionarmos íons OH-(aq) a uma solução tampão contendo o par ácido-base conjugado fraco CH3CO2H/CH3CO2-? A base OH- reage com o ácido CH3CO2H, formando o CH3CO2-. Vejamos:


Então, toda quantidade adicionada de OH- será consumida na reação com o CH3CO2H. Analogamente, todo íon hidrônio (H3O+) adicionado à solução reage com a base conjugada, CH3CO2-:


Imaginando a reação do íon OH- consumindo o acido acético, logo poderíamos prever que o pH da solução aumentaria com adição de OH-, porém isso não ocorre dessa forma. O que realmente temos é uma compensação do consumo do ácido acético pela reação de hidrólise da base conjugada do acido acético (íons acetato, CH3CO2-), formando ácido acético (CH3CO2H). Assim como a solução contará com o ácido, o pH dela tende a se alterar muito pouco:


Reprodução


Agora, caso a adição de OH- continue, o pH da solução tenderá a aumentar, pois todo o ácido será consumido, mesmo o formado a partir da base conjugada. O efeito de tamponamento resiste à variação de pH devido ao fato de as concentrações de ácido fraco e sua base conjugada serem próximas.

Então, entendamos que a acidez do estômago é combatida com um sal contendo ânion de um ácido fraco - por exemplo, o hidrogenocarbonato (HCO3-), popularmente conhecido como bicarbonato. Essa base conjugada de ácido fraco provoca um efeito tampão dentro do estômago, de forma que o pH esteja e permaneça na faixa normal do estômago, mesmo com alterações naturais do sistema digestivo.

Se fosse usada uma substância básica, isso poderia provocar variações muito bruscas de pH no sistema digestivo, podendo até mesmo resultar em queimaduras internas, já que o estômago e outras partes do sistema digestivo não estão acostumados a pHs elevados.

Saiba mais
# KOTZ, J. C.; TREICHEL Jr, P. M. Química geral e reações químicas. 5ª ed. São Paulo: Thomson Learning, 2006.
# RUSSEL, J. B. Química geral. 2ª ed. São Paulo: Makron Books, 1994. Volume 1.
# SACKHEIM, G. I.; LEHMAN, D. D. Química e bioquímica para ciências biomédicas. 8ª ed. São Paulo: Manole, 2001.