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Curiosidades

Compressas de emergência

Uma aplicação interessante do calor de dissolução são as compressas de emergência,que estão á venda em vários países.Elas são usadas como primeiro-socorro nas contusões sofridas,por exemplo am praticas esportivas.
   Existe a compressa quente,que é um saco de plástico com uma ampola de água e um produto químico seco (cloreto de cálcio ou sulfato de magnésio,por exemplo).Com uma leve pancada,a ampola se quebra e água dissolve o produto químico,liberando calor.
  
 Analogamente,a compressa fria contém um produto químico de dissolução endotérmica ( como nitrato de amônio,por exemplo).
Essas compressas não são reutilizáveis e seu efeito dura cerca de 30 minutos.

 



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Resenhas Voçê Sabia !

• Na queima do carvão,jogamos fora os produtos químicos da reação (CO e CO ) e aproveitamos apenas o calor
• Velas foram inventadas para produzir luz,mas produzem também calor.
• Uma bateria elétrica,se usada muito intensamente ,acaba por se aquecer,isto é , além de energia elétrica,libera também calor.
• O motor do automóvel foi inventado para produzir movimento,mas ele se aquece,isto é,libera também calor.

Termoquímica é o estudo das quantidades de calor liberadas ou absorvidas durante as reações químicas.


A energia total após a reação é igual á energia total antes da reação.

A energia não pode ser criada nem destruída,apenas transaformada.

Transforme Sol em eletricidade = http://www.energiapura.com
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Termoquímica

Tópicos:

1. A energia e as Transaformações

2. Por que as reações químicas liberam ou absorvem calor?

3. Fatores que influem entalpias (ou calores) das reações.


  Introdução

  A vida moderna depende cada vez mais da energia -para movimentar as indústrias,para iluminar casas e escritorios para o funcionamento dos meios de transportes,para os sistemas de comunicação,etc. Até mesmo pra nossa diversão consome muita energia- o rádio,a televisão,a luz  nas danceterias,o som ns shows de rock,etc. Enfim,nos dias atuais,energia,energia e energia  sempre energia.
Obs: Não podemos esquecer também que são os alimentos que fornecem a energia necessária para manter a vida e toda atividade de nosso corpo.


1. A energia e as transformações da máteria:
      As transformações fisícas e as reações químicas são,quase sempre acompanhadas por liberação ou absorção de calor, é vários fenômenos conhecidos ilustram bem essa fato.
     A energia térmica do vapor de água por exemplo,era a energia utilizada nas antigas locomotivas a vapor,e, em nossos dias,essa energia é empregada para acionar modernas turbinas- em usinas termoelétrica,na propulsão de grandes navios,etc.

 

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Imagens do http://franquimica.blogspot.com/2010/06/escola-estadual-de-ensino-medio-sao_394.html

Reações Quimicas

Experimentos

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As reações químicas fazem parte do nosso dia-a-dia. Por exemplo, quando vamos esquentar a água para preparar o café da manhã, estamos realizando uma reação química, pois o gás do fogão reage com o oxigênio do ar para produzir o calor que utilizamos para cozinhar os alimentos. Sabemos que para o carro andar devemos colocar gasolina. Mas o que a gasolina tem a ver com o movimento do carro?

Isso só é possível devido a uma reação química. A gasolina utilizada nos veículos é uma mistura de vários compostos. Um deles é o octano, composto formado por carbono e hidrogênio, cuja fórmula química é C₈H₁₈. Quando a gasolina reage com o oxigênio do ar produz dióxido de carbono (CO₂), água (H₂O) e a energia que é utilizada para fazer com que o carro entre em movimento.

   

                            Tipos de Reações Quimicas

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

 SAÍDA DE GASES

  FORMAÇÃO DE PRECIPITADO

  MUDANÇA DE COR

  ALTERAÇÕES DE CALOR

     Reações de Síntese

Estas reações são também conhecidas como reações de composição ou de adição. Neste tipo de reação um único composto é obtido a partir de dois compostos.

Vamos ver uma ilustração deste tipo de reação!

Vamos ver alguns exemplos?

    
           Reações de Decomposição

Como o próprio nome diz, este tipo de reação é o inverso da anterior (composição), ou seja, ocorrem quando a partir de um único composto são obtidos outros compostos. Estas reações também são conhecidas como reações de análise. Que tal dar uma olhadinha em uma ilustração e em alguns exemplos?

      Reações de Simples Troca

Estas reações ocorrem quando uma substância simples reage com uma substância composta para formar outra substância simples e outra composta. Estas reações são também conhecidas como reações de deslocamento ou reações de substituição.

Como será que isto ocorre? Vamos ver alguns exemplos para entender melhor estas reações.

 

          Reações de Dupla Troca

 

Estas reações ocorrem quando duas substâncias compostas resolvem fazer uma troca e formam-se duas novas substâncias compostas. Vamos aos exemplos?

 

     Balanceamento de Equações Quimicas

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

Importante

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

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

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

 

Lembre-se

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

Lado direito	Lado esquerdo
3 cálcios	3 cálcios
3 oxigênios + 5 oxigênios = 8 oxigênios	8 oxigênios
2 fósforos	2 fósforos

Algumas equações são facilmente balanceadas. Isso leva apenas alguns minutos, mas algumas são um pouco mais complicadas. Para facilitar esse tipo de operação, vamos aplicar o "método por tentativas". Para isso, basta seguir algumas regrinhas práticas:

Exemplo 1: A queima do álcool é descrita pela seguinte equação química. Vamos começar o balanceamento?

Como escolhemos os coeficientes?

Devemos começar o acerto pelo elemento que apareça uma só vez de cada lado da equação (nesse caso temos o carbono e o hidrogênio). Portanto, devemos multiplicar o carbono por 2 e o hidrogênio por 3 (ambos do lado direito) para ficarmos com 2 átomos de carbono e 6 átomos de hidrogênio de cada lado da equação. Teremos portanto:

Agora vamos dar uma olhadinha para os oxigênios. Temos 4 oxigênios pertencentes ao CO₂ e 3 oxigênios da água, somando um total de 7 oxigênios do lado dos produtos e apenas 3 do lado dos reagentes (1 átomo de oxigênio do C₂H₆O e 2 átomos do O₂). Como podemos resolver isso?

Basta multiplicar o oxigênio por três!!

Temos assim a equação balanceada.

Viu como é fácil? Vamos exercitar mais um pouquinho.

Exemplo 2:

Você deve estar se perguntando: o que significa esse número fora dos parênteses?

Nesse caso, os elementos entre os parênteses são multiplicados pelo número 2. Quer ver como é fácil?

Agora que já sabemos determinar quantos elementos têm essa fórmula, vamos começar o balanceamento?

Temos o cálcio (Ca) e o fósforo (P), que aparecem uma vez de cada lado da equação. Mas por onde começar?

Pela regra dois, devemos começar pelo elemento que tiver o maior índice, nesse caso o cálcio (Ca), que possui índice 3. Devemos, portanto, multiplicar o cálcio do lado esquerdo por 3.

Que legal! Você percebeu que a equação já está toda balanceada? Vamos conferir.

  Importância do Estudo das Reações Químicas?

Já não se trata mais de falarmos em ensino de Química, mas de buscarmos a prática de uma EDUCAÇÃO QUÍMICA. Existe uma diferença fundamental entre essas duas formas de se abordar o processo ensino-aprendizagem em Química.

O ensino de Química subtende uma postura onde esse processo faz-se centrado no professor (que ensina) e, em situações extremas, pode resumir-se a ações em sala de aula. Já por Educação Química entendemos uma postura onde valoriza-se a construção de conhecimentos pelo aluno (que elabora conceitos) e a extensão do processo ensino-aprendizagem ao cotidiano, a práticas de pesquisa experimental, ao exercício da cidadania e ao resgate da História da Ciência como veículo contextualizador, humanizador e recurso instrucional importante.

A busca pela prática de uma Educação Química inicia com uma postura que é essencialmente humanista e filosófica: trata-se de formar o cidadão-aluno para sobreviver e atuar nesta sociedade científica-tecnológica onde a Química aparece como relevante instrumento para investigação, produção de bens, desenvolvimento sócio-econômico e interfere diretamente no cotidiano de todas as pessoas. Não é o caso de buscar-se a formação de cientistas porque nem todos os alunos que estudam Química serão pesquisadores ou seguirão alguma carreira acadêmica. É, principalmente, a chance de oferecer-se ao aluno a oportunidade de conhecer o método científico e utilizá-lo para resolver problemas do cotidiano, na busca de, parafraseando Jules Ferry, não apenas formarmos cientistas, mas formarmos cidadãos felizes.

Essa postura filosófica sedimenta-se e alicerça todas as ações de Educação Química que dela decorrem. A partir da opção pela Educação Química, segue-se a realização de atividades experimentais em laboratórios, a prática de pesquisas orientadas sobre tópicos em Química, excursões e visitas a indústrias, produção de textos e debates em sala de aula, tudo partindo desta nossa opção ideológica que visa educar cientificamente o cidadão.

    Curiosidades

Reações Químicas do Corpo Humano

A ligação dos átomos e também a quebra dessas ligações constituem uma reação química em nosso corpo.
Quando uma ligação entre átomos é quebrada ocorre a liberação da chamada Energia Química, ela pode também ser absorvida nessa reação. E assim podemos melhorar nosso consumo e á produção de energia em nosso corpo.Mas você já parou para pensar que o crescimento de unhas e cabelos, desenvolvimento ósseo, cicatrizações de feridas, reconstrução celular vem de onde??? Pois bem tudo diz respeito a reações onde ocorre a liberação da energia formando então tudo que diz respeito ao nosso carpo, e essas reações também permitem manter nosso corpo aquecido.
Como se vê dependemos das reações químicas até para sobrevivermos e também faz parte do metabolismo.

Bibliografia:
http://www.mundoeducacao.com.br/curiosidades/

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Curiosidades

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Curiosidades

Por que os cabelos ficam brancos com a idade?

    
 De acordo com as atuais teorias do envelhecimento, cabelos brancos surgem quando as estruturas que compõem as células se oxidam devido à ação dos radicais livres - tipos reativos de oxigênio capazes de provocar danos celulares. Os radicais livres são moléculas instáveis, com número ímpar de elétrons (partículas atômicas de carga negativa), que podem desequilibrar as funções celulares. No organismo, milhares de radicais livres, provenientes sobretudo do oxigênio (elemento vital para a transformação dos alimentos em energia) são formados e destruídos a cada minuto. A destruição é operada por antioxidantes naturais (as vitaminas C e E e as enzimas superóxido dismutase e catalase). Assim, mais de 95% do oxigênio absorvido na respiração são transformados em água no interior das células, enquanto os 5% restantes passam por outras etapas antes disso e permanecem sob a forma de radicais livres. A poluição ambiental, os maus hábitos alimentares, a vida sedentária e a própria idade contribuem para o aumento na produção dos radicais livres, que facilitam o surgimento de doenças e o envelhecimento precoce.
     Até os 40/45 anos de idade, geralmente o organismo consegue vencer a luta contra os radicais livres, retirando-os da circulação sem grandes dificuldades. Depois, contudo, eles livres tendem a se acumular gradualmente no organismo, contribuindo para o surgimento não só de cabelos brancos como de doenças degenerativas (arterioesclerose e câncer), problemas nas articulações (reumatismo e artrose) e alterações na pele (rugas e manchas senis).
     Às vezes, os cabelos embranquecem precocemente, em geral quando, além de ter predisposição genética para isso, a pessoa enfrenta problemas particulares graves. Numa situação de estresse emocional, por exemplo, o organismo libera grande quantidade de adrenalina, substância altamente oxidante que contribui para o aumento dos radicais livres na corrente sangüínea - e daí, para o surgimento de cabelos brancos.


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Experiência  Como fazer Gelo seco

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Experimentos

COMO FAZER UMA LÂMPADA FLUORESCENTE

O que você precisa:

1. Refrigerante de limão, em uma garrafa pet de 300 ml , de preferência verde. Serve Sprite ou Soda Limonada;

2. Água oxigenada comum (peróxido de hidrogênio), dessas vendidas em farmácia.

3. Bicarbonato de sódio (NaHCO3), aquele pó branco e cristalino, que o pessoal usa para a azia ou acidez estomacal. Também vendido nas farmácias.


COMO PREPARAR

1. Tire da garrafa de refrigerante mais ou menos três quartos do conteúdo;

2. Coloque na garrafa uma pitada de bicarbonato de sódio, só a pontinha de uma colher de sopa.

3. Acrescente o equivalente a três tampas do frasco, de água oxigenada;

4. Tampe a garrafa e agite bem a mistura.

5. Apague a lúz e confira o resultado.

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Principais ácidos,bases,óxidos e sais e suas aplicações

Você sabe que o vinagre e o limão são azedos. Além de azedos, são bons condutores de eletricidade: se você misturar sumo de limão ou vinagre numa porção de água e fizer passar por esta solução uma corrente elétrica na qual esteja acoplada uma lâmpada, poderá constatar que a lâmpada acende, comprovando assim a boa condução de eletricidade.
O cloreto de sódio, o sulfato de potássio e o bicarbonato de sódio, diferentemente do vinagre e do limão, apresentam sabor salgado. Mas quando dissolvidos em água também formam soluções que são boas condutoras de eletricidade.
Já a cal hidratada (usada em pintura) e o leite de magnésia têm sabor adstringente ("prende" a língua) e são substância iônicas que possuem em sua composição química apenas o radical OH como íon negativo (ânion). E ambas conduzem igualmente bem a eletricidade quando em solução.
Através desses exemplos, você pode perceber que determinada conjuntos de substância apresentam propriedades que são comuns a todas as substância pertencentes ao mesmo grupo.
O grupo de substâncias compostas que possuem propriedades químicas semelhantes recebe o nome de função química.
Existem quatro tipos de função química, que serão estudados a seguir: ácido, base, sal e óxido.
O principal critério de classificação de uma substância numa dessas funções é o tipo de íons que se formam quando ela é dissolvida em água.

O conceito de função química

As substância não apresentam todas o mesmo comportamento químico. Isso decorre do fato de que elas não têm todas as mesma propriedades, as mesma características. É possível, no entanto, reuni - las em grupos de substância com propriedade químicos semelhantes. Esse grupos chamam - se funções químicas.
Função química: conjunto de substâncias que apresentam propriedades e comportamentos químico semelhantes. As quatros principais funções químicas são: ácidos, bases, sais e óxidos.
Essas quatro funções são definidas usando - se como principal critério a formação de íons em soluções aquosas, e ainda o tipo de íons presente nessas soluções. Assim por exemplo, os ácidos, as bases e os sais formam íons diferentes, quando em solução aquosa. Formando íons, conduzem a corrente elétrica, em solução aquosa. São, por isso, chamados eletrólitos.
Eletrólito: substância que conduz a corrente elétrica, quando em solução aquosa.

Ácidos

Os ácidos, embora sejam compostos moleculares, são eletrólitos, pois sua moléculas dissociam - se em íons, quando em solução aquosa e, assim, conduzem a corrente elétrica. Os ânions formados variam conforme o ácido, mas o cátion é sempre o hidrogênio (H+).

Vejamos alguns exemplos:

Ácido Atuação mais comum Clorídrico Atua na digestão Acético Dá o sabor azedo ao vinagre. Cítrico Existem na laranja, limão, goiaba, etc.. Bórico Usado para curativos. Fênico Usado como desinfetante pelos dentistas. sulfúrico Usado nas baterias dos veículos. Fórmico Eliminado pelas formigas, provocando a sensação de queimadura.

Propriedades funcionais dos ácidos

As principais propriedades funcionais do ácidos são:
· Têm sabor ácido (azedo); · Possuem hidrogênio em sua molécula e, quando dissolvidos, libertam o hidrogênio como cátion; · Em solução aquosa, conduzem a corrente elétrica; · Formam sais e água quando reagem com bases : Ácido + base >>> sal + água
Exemplo: ácido clorídrico reagindo com hidróxido de sódio (base) resulta o cloreto de sódio (sal) e água:

HCI + NAOH >>>> NACI + H2O.

· Descoram a fenolftaleína vermelha e fazem o tornassol azul tornar - se vermelho. A fenolftaleína e o tornassol apresentam cores diferentes, conforme estejam em meio ácido ou básico. São, por isso, chamados de indicadores ácido - base.

Hidrogênio Ionizável

Hidrogênio ionizável ou hidrogênio ácido é o átomo de hidrogênio existentes na molécula do ácido e que poder ser substituído por metal.
A reação HC1 + NaOH >>>> NaCI + H2O mostra um caso em que o ácido (ácido clorídrico) possui um hidrogênio na molécula que é ionizável: na reação, ele é substituído pelo Muitos ácidos possuem somente hidrogênios ácidos, mas alguns possuem somente também hidrogênio não ionizável.
Quando um ácido é dissociado transformam - se em cátions e os átomos que estavam ligados a eles transformam - se em ânions. Exemplos:
· O ácido clorídrico dissocia - se no cátion H+ e no ânion CI - : HCI H + CI -; · O ácido nítrico dissocia - se no cátion H+ e no ânion NO-3: HNO3 H + NO3

Classificação dos ácidos

Os ácidos podem ser distribuídos por dois grandes grupos, tomando como critério de classificação a presença ou a ausência de oxigênio em suas moléculas: oxiácidos e hidrácidos.

Oxiácidos

Oxiácidos são os ácido que contêm oxigênio na sua molécula. Exemplos: ácido sulfúrico (H2SO4) e ácido nítrico (HNO3).
O nome dos oxiácidos mais comuns é formado pela palavra ácido, seguida de outra palavra formada pelo ânion, com a terminação ico: ácido fosfórico (H3PO4), ácido clórico (HCIO3) etc.
Quando os ácidos formados possuem um oxigênio a menos, recebendo a terminação oso, em lugar de ico: ácido fosforoso (H3PO3), ácido cloroso (HCIO2) etc. Existem ainda ácidos com um oxigênio a menos que os terminados em oso. Neste caso usa - se o prefixo hipo: ácido hipofosforoso (H3PO2), ácido hipocloroso (HCIO2) etc.

Hidrácidos

Hidrácidos são os ácidos que não contêm oxigênio na sua molécula. Exemplos: ácido cloridrico (HCI) e ácido fluorídrico (HF).
O nomes dos hidrácidos e formado pela palavra de ácido seguida de outra palavra formada pelo ânion, com a terminação ídrico: ácido clorídrico (HCI), ácido fluorídrico (HF), ácido sulfídrico (H2S), ácido iodídrico (HI) etc. Bases
As bases são compostos iônicos, sendo, portanto, eletrólitos; em solução aquosa, o ânion formado é sempre o radical hidroxila (OH-). O cátion varia, de acordo com a base. Assim, por exemplo, hidróxido de sódio (NaOH) dissocia - se, em solução aquosa, no ânion OH - e no cátion Na + . NaOH >>> Na + OH -
Base: eletrólito iônico que em solução aquosa, possui o íon hidroxila (OH-) como único ânion. Propriedades funcionais das bases
As bases apresentam as seguintes propriedades funcionais:
· Contêm o grupo hidroxila (OH-), que é um ânion monovalente; · Reagindo com ácidos, resultam em sais e água; · Conduzem corrente elétrica, quando em solução aquosa. · Tornam vermelha a fenolftaleína incolor, e tornam azul tornassol vermelho.
O nome das bases é formado pela palavra hidróxido seguida da preposição de e do nome do cátion: hidróxido de sódio (NaOH), hidróxido de potássio (KOH), hidróxido de alúminio [A1(OH)3] etc.
Alguns metais podem apresentar mais de uma valência e, assim, formar mais de uma base. Nesses casos, basta acrescentar, em algarismo romano, a valência do metal. Pode - se também indicar a valência maior pela terminação ico e a menor pela terminação oso. Exemplo: · Fe (OH)3 -hidróxido de ferro (III), ou hidróxido férrico; · Fe (OH)2 -hidróxido de ferro (II), ou hidróxido ferroso.

Característica das bases

Dentre as suas característica principais, destacamos: · Têm sabor cáustico (= adstringente ou lixívia) · Em solução aquosa, dissociam - se em íons OH- (hidroxila ou oxidrila) exemplos: Na + OH - >>> Na+ + OH - K+ OH- >>> K+ OH -
· Em solução aquosa, conduzem a corrente elétrica. · Reagem com os ácidos (neutralizando - os) para formar sal e água. · Decompõem - se quando aquecidas. · Mudam a cor dos indicadores (conforme o quadro comparativo da função ácido). Classificação das bases De acordo com o número de hidroxilas existentes nas bases (hidroxilas ionizáveis), podemos classifica - las do seguinte modo:
· Manobases - com apenas 1 hidroxila. Exemplos: NaOH hidróxido de sódio KOH hidróxido de potássio · Bibases (=dibases) - com 2 hidroxilas. Exemplos: Ca (OH)2 hidróxido de cálcio BA (OH)2 hidróxido de bário · Tribases - com 3 hidroxilas. Exemplos: AI (OH)3 hidróxido de alumínio Nomenclatura das bases Para dar nome a uma base, escrevemos hidróxido de seguido do nome do metal (cátion).
Exemplos: NaOH hidróxido de sódio KOH hidróxido de potássio Ca(OH)2 hidróxido de cálcio Ba(OH)2 hidróxido de bário

Sais

Os sais são composto iônicos, sendo, portanto, eletrólitos; são formados por uma reação entre um ácido e uma base. Nessa reação, conhecida por reação de salificação, ou de neutralização, além do sal forma - se também água. ÁCIDO + BASE >>> SAL + ÁGUA Assim, por exemplo, o sal mais conhecido de todos, o cloreto de sódio, usado em cozinha, pode ser obtido por uma reação entre ácido clorídrico (HCI) e o hidróxido de sódio (NaOH): HCI + NaOH >>> NaCI + H2O Em solução aquosa, os sais sempre dão pelo menos um cátion diferente do H+ ou um ânion do OH-. Assim, o cloreto de sódio, por exemplo, dá o cátion Na+ e o ânion CI-. Sal: eletrólito iônico formado por uma reação entre um ácido e uma base. Propriedades funcionais dos sais As principais propriedades funcionais dos sais são: · Geralmente possuem sabor salgado; · Conduzem corrente elétrica, quando em solução aquosa; · Podem reagir com ácidos, com bases, com outros sais e com metais. Reações com sais · Sal reagindo com ácido resulta em outro sal e outro ácido. Exemplo: AgNO3 + HCI >>> AgCI + HNO3 · Sal reagindo com base resulta em outro sal e outra base. Exemplo: K2CO3 + Ca(OH)2 >>> CaCO3 + 2KOH · Sal reagindo com sal, resulta em dois novos sais, por uam reação de dupla troca. Exemplo: NaCI + AgNO3 >>> NaNO3 + AgCI · Sal reagindo com metal resulta em outro sal e outro metal, através de uma reação de simples troca. Exemplo: K + NaCI >>> Na + KCI

Tipos de sais

Os sais podem ser normais, básicos e duplos. Aqui estudaremos apenas os sais normais.
Os sais normais podem ser : · Sais oxigenados - os que derivam dos oxiacidos; · Sais não - oxigenados - os que derivam dos hidrácidos.

Óxidos

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).


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Sais e cotidiano

O sal carbonato de cálcio é encontrado nos recifes de corais e nas pérolas.

Sais são compostos que podem ser encontrados na natureza, ao nosso redor existe uma infinidade de sais, que fazem parte dos mais variados materiais.

O sal encontrado em nossa cozinha é o cloreto de sódio (NaCl), conhecido também como sal marinho ou sal-gema. É um sólido cristalino que além de ser usado para salgar a comida, tem larga aplicação na conservação de alimentos (carne seca, bacalhau, etc), na composição do soro fisiológico (uma mistura de água com 0,9% de cloreto de sódio) e como matéria prima para produção de cloro, de soda cáustica e de hipoclorito de sódio.

O carbonato de cálcio (CaCO₃) é um sólido branco insolúvel em água, encontrado no calcário, na calcita, no mármore, etc. Está presente também nas cascas de ovos, nas pérolas e nos recifes de corais. Na indústria é utilizado na fabricação do cimento, vidro, da cal virgem, etc. Na agricultura é usado para correção da acidez do solo e nas siderúrgicas como fundente.

O vidro é usado na fabricação de utensílios domésticos.

O carbonato de sódio (Na₂CO₃) é um pó branco ou levemente acizentado. É chamado popularmente de soda ou barrilha, é usado na fabricação de sabões e detergentes, celulose e papel, como desengraxante, na refinação do petróleo, e limpeza em geral. É empregado nas estações municipais de tratamento de água, em piscinas (para evitar que a água fique mais ácida) e ainda na fabricação de vidros.

O bicarbonato de sódio ou carbonato ácido de sódio (NaHCO₃) é um sal ácido que reage com água liberando CO₂ e produzindo NaOH. Nos efervescentes que combatem à acidez estomacal, o bicarbonato de sódio é princípio ativo, é usado também como fermento em pães. Nos extintores de incêndio (pó seco ou úmido) é um dos componentes principais.

O fluoreto de sódio (NaF₂) serve como fonte de fluoreto para a formação do esmalte dental, que aumenta a resistência à formação de cáries. É usado em algumas pastas de dente e em enxaguatórios bucais.

O salitre - nitrato de potássio (KNO₃) e o salitre-do-chile - nitrato de sódio (NaNO₃), são empregados como conservantes dos embutidos de carne (presunto, salame, mortadela, rosbife, etc, e como afrodisíaco. Tomam parte também, da composição de fertilizantes, de dinamites e da chamada pólvora negra (uma mistura de salitre, carvão e enxofre pulverizados).

O sulfito de sódio (Na₂SO₃) é um sólido cristalino usado na conservação de alimentos, refinação de açúcar, na clarificação do papel sulfite.

Veja a lista de alguns sais que possuem aplicações relevantes na medicina:

Bicarbonato de sódio (NaHCO₃) -  Antiácido;

Carbonato de amônio (NH₄)₂CO₃ - Expectorante;

Carbonato de lítio (Li ₂CO₃ ) - Antidepressivo;

Cloreto de amônio (NH ₄Cl) - Acidificante do tubo digestivo;

Cloreto de sódio (NaCl) - Soro fisiológico;

Fluoreto de estanho II (SnF₂) - Fortalecimento do esmalte dental;

Iodeto de sódio (NaI) -  Fonte de iodo para a tireóide;

Iodeto de potássio (KI) - Fonte de iodo para a tireóide;

Nitrato de potássio (KNO₃) - Diurético;

Permanganato de potássio ( KMnO₄) - Antimicótico;

Sulfato de bário (BaSO ₄) - Contraste em radiografia intestinal;

Sulfato de cálcio (CaSO₄) - Gesso para imobilizações;

Sulfato de ferro II (FeSO₄) - Fonte de ferro para anêmicos;

Nitrato de potássio (KNO₃) - Germicida para olhos de recém nascidos;

Sulfato de magnésio (MgSO₄) - Laxante.




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Tabela de pH e como funciona

pH é uma medida da acidez e alcalinidade. A escala de pH vai de 0 a 14. Em 7 pH, que é bem na metade, há um equilíbrio entre acidez e alcalinidade. Esse tipo de solução
é neutra.
Os princípios do pH começam com a definição do termo pH. O p, vem da palavra poder. O H, é claro, é o símbolo para o elemento hidrogênio. Juntos, o termo pH significa atividade do íon hidrogênio. Quanto maior a potência de uma substância de liberar íons hidrogenados, menor é o valor pH. Então, quanto maior for o grau de acidez, menor será a leitura do pH.
A escala de pH é logarítmica, isso significa que os valores que separam cada unidade não são de valores iguais ao longo da escala, mas aumento de acordo e proporção de sua distancia do meio ponto, para terem um equilíbrio certo entre acidez e alcalinidade.  



 
Os valores são multiplicados por cada unidade.  Como resultado o valor de ph de 6 é 10 vezes mais ácido do que o valor de pH do 7, mas um pH de 5 é 100 vezes mais ácido
do que um ph de 7. No contrário, um pH de 8 é 10 vezes
mais alcalino do que um pH de 7, e um pH de 9 é 100 vezes mais alcalino do que um pH de 7.
Lembre-se: Quando testando o pH da sua saliva ou urina, enquanto um resultado de 5.5 pode parecer muito ácido (na verdade, é somente 1.25 unidades abaixo de 7), certamente
é bem ácido. De fato, é 50 vezes mais ácido do que é considerado saudável.
Outro lembrete importante é para que possa reverter isso, e neutralizar a acidez, é requerido uma grande quantidade de elementos alcalinos. A combinação seria algo assim:













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Para que possa mudar o Ph de um galão de solução com um pH de 5.5 para 7, vai requerer mais de 20 galões de uma solução com um pH de 7.5.

Importância das Bases

Segundo Arrhenius, uma base (também chamada de álcali) é qualquer substância que libera única e exclusivamente o ânion OH^– (íons hidroxila ou oxidrila) em solução aquosa. Soluções com estas propriedades dizem-se básicas ou alcalinas. As bases possuem baixas concentrações de ions H⁺ sendo considerado base as soluções que têm, a 25 °C, pH acima de 7. Possuem sabor adstringente (ou popularmente, cica) e são empregadas como produtos de limpeza, medicamentos (antiácidos) entre outros. Muitas bases, como o hidróxido de magnésio (leite de magnésia) são fracas e não trazem danos. Outras como o hidróxido de sódio (NaOH ou soda cáustica) são corrosivas e sua manipulação deve ser feita com cuidado. Quando em contato com o papel tornassol vermelho apresentam a cor azul-marinho ou violeta.

Em 1923, o químico dinamarquês Johannes Nicolaus Brønsted e o inglês Thomas Martin Lowry propuseram a seguinte definição: Uma base é um aceitador de prótons (íon hidrônio H⁺)

Mais tarde Gilbert Lewis definiu como base qualquer substância que doa pares de elétrons não ligantes, numa reação química - doador do par electrônico.

As bases neutralizam os ácidos, segundo conceito de Arrhenius, formando água e um sal:

H₂SO₄ + Ca(OH)₂ → 2 H₂O + CaSO₄

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

HCl + NaOH → H₂O + NaCl

(ácido clorídrico + hidróxido de sódio = água + cloreto de sódio)

Algumas bases (álcalis) conhecidas:
            

Soda Cáustica(NaOH)                                                                                                                                                                   Apresenta ocasionalmente uso doméstico para a desobstrução de encanamentos e sumidouros, pois dissolve gorduras e sebos. É altamente corrosivo e pode produzir queimaduras, cicatrizes e cegueira devido à sua elevada reatividade.

            



 Leite de magnésia (Mg(OH)₂)

Sua ação laxante deve-se à reação dela com o ácido clorídrico do suco gástrico, formando cloreto de magnésio - MgCl₂ - que é deliquescente, ou seja, absorve muita umidade, chegando até mesmo a se dissolver na água absorvida do meio. Desse modo, lubrifica-se os intestinos, neutralizando a prisão de ventre.

Em doses moderadas, serve também para ação antiácida, devido às suas propriedades alcalinas, reação de salinização do ácido clorídirico), mas prefere-se os bicarbonatos para tal.

Cal hidratada (apagada) (Ca(OH)₂)
Esta substância é normalmente utilizada na indústria da construção civil para elaboração das argamassas com que se erguem as paredes e muros e também na pintura. A cal também tem emprego na indústria cerâmica, siderúrgicas (obtenção do ferro) e farmacêutica como agente branqueador ou desodorizador. Na agricultura, o óxido de cálcio é usado para produzir hidróxido de cálcio, que tem por finalidade o controle da acidez dos solos e, na metalurgia extrativa, é utilizado para separar a escória (que contém impurezas, especialmente areia) do ferro.

Cloro de piscina
No estado puro, na sua forma biatômica (Cl₂) e em condições normais de temperatura e pressão, é um gás de coloração amarelo esverdeada, sendo duas vezes e meia mais pesado que o ar. É abundante na natureza e é um elemento químico essencial para muitas formas de vida.

Água do mar (devido aos sais e outras substâncias diluídas nessa água, ela apresenta um pH relativamente alto, pois isso a torna básica)
A água é essencial para os humanos e para as outras formas de vida. Ela age como reguladora de temperatura, diluidora de sólidos e transportadora de nutrientes e resíduos por entre os vários órgãos. Bebemos água para ajudar na diluição e funcionamento normal dos órgãos para em seguida ser eliminada pela urina e por evaporação nos poros, mantendo a temperatura corporal e eliminando resíduos solúveis, como sais e impurezas. As lágrimas são outro exemplo de eliminação de água.Na indústria ela desempenha o mesmo papel de diluidora, transportadora e resfriadora nos vários processos de manufatura e transformações de insumos básicos em bens comerciais.

Antiácidos em geral
Um antiácido é qualquer substâncias, normalmente uma base, cuja função é neutralizar a acidez estomacal. É comum a utilização do bicarbonato de sódio (NaHCO3), que ao reagir com o ácido clorídrico(HCl) presente no estômago resulta em cloreto de sódio (substância neutra), água e gás carbônico.



Amônia (NH₃)
Muito usado em ciclos de compressão (refrigeração) devido ao seu elevado calor de vaporização e temperatura crítica. Também é utilizado em processos de absorção em combinação com a água.
A amônia e seus derivados ureia, nitrato de amônio e outros são usados na agricultura como fertilizantes. Também é componente de vários produtos de limpeza. Outro produto importante derivado da amônia é o ácido nítrico.                                                                    

Apesar das Vantagens, o amoníaco apresenta também alguns riscos:

Ingestão: Perigoso. Os sintomas incluem náusea e vômitos, causando danos aos lábios, boca e esôfago.
Inalação: Os vapores são extremamente irritantes e corrosivos.
Pele: Soluções concentradas podem produzir queimaduras severas e necroses.

Olhos: Pode causar danos permanentes, inclusive em quantidades pequenas.

Urina humana: A urina é normalmente estéril quando é expelida e tem apenas um vago odor. O cheiro desagradável de urina deteriorada deve-se à ação de bactérias que provocam a libertação de amoníaco.

Sabão (todos) e detergente

 Do ponto de vista químico, o sabão é um sal de ácido graxo. Tradicionalmente, o sabão é produzido por uma reação entre gordura e hidróxido de sódio e de potássio e carbonato de sódio, todos álcalis (bases) historicamente lixiviados das cinzas de madeiras de lei. A reação química que produz o sabão é conhecida como saponificação. A gordura e as bases são hidrolisadas em água; os gliceróis livres ligam-se com grupos livres de hidroxila para formar glicerina, e as moléculas livres de sódio ligam-se com ácidos graxos para formar o sabão.

 O detergente mais comum é o sal para - Dodecil-benzeno-sulfonato de sódio, que se origina através da reação de soda com ácido sulfônico (dodecil-alquil-benzil-sulfônico).

                       Detergente

                      Sabão                                 






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Livro Química Ambiental

Livro Química Ambiental

Postado por Atom Shared às 18:31

Pessoal, saca só: esse livro é ótimo! Achei perdido nos resultados de busca do google. Não é o Baird Química Ambiental, mas é bem próximo, se não melhor! Bom proveito para todos.

http://www.profmedeiros.com.br/arquivos/doc/livro/introdução.pdf

Funções Inorgânicas ( Ácidos,Bases,Ácidos e Sais )

    Ácido

Definição:
        Função Química é portanto o grupo de compostos que embora diferentes,possuem propriedades químicas semelhantes. 
Principais funções químicas  inorgânicas: ácidos,bases,sais e óxidos.

 Ácidos Segundo Arrheunius,é toda substância que em solução aquosa se ionizam formando um cation chamado Hidrogênio ionizavel (H⁺) (ou H₃O⁺ .
1.Ionização - reação entre moléculas que levará a produção de ions . 

Alguns tipos de função ácido 

A: HCl  Cloreto de Hidrogênio 
           Quando ocorre sua dissolução na água, há a produção de ácidos clorídrico.
   
    HCl(gás) Cloreto de Hidrogênio
   
    HCl (aquoso) Ácido Clorídrico

B: H₂SO_{4  Sulfato de Hidrogênio
   Trata-se de um composto corrosivo que na presença de água reage violentamente produzindo ácido sulfúrico.}
H₂SO_{4  Sulfato de Hidrogénio
        quando} H₂SO_{4  for (aquoso)  ele vai ser - ácido Sulfúrico}
 As formulas são usadas tanto para ácidos como para os compostos que lhe dão origem.
-- Formula geral

    HxE                              Ou                       HxEgO₃

   Ex: H₂S                                                    Ex: H₂cO<sub>3

Propriedades</sub>

• _{Sabor azedo - Conduz em solução aquosa mudam de cor}
• _{Entram em contato com o bicarbonato de sódio provoca efervecencia.}
• _{Reagem com bases formando água e sal.}

<sub>Quanto ao numero de átomos de Hidrogênio (ionizáveis)

monoácido.....................................1hidrogênio
diácidos...........................................2 hidrogênio
triacidos...........................................3 hidrogênios
tretacidos..........................................4 hidrogênio

Classificação
 A- De acordo com o numero de elementos químicos.
   Binário
    ex: HBr

 Tenario
  ex:</sub> H₃PO<sub>4

Quaternário
   ex: H4Fe(CN)6

B-Quanto a presença de oxigênio
  Hidróxidos - quando não tem oxigênio; Ex:HCN
  Oxiácidos - quando tem oxigênio;

C- Quanto a volatividade
   volatividade vem da palavra volátil
 volátil: atomicidade (< 7)  Ex: H2S
                                                               2+1=3
 Fixo atomicidade (> 7)   Ex:</sub>H₃PO<sub>4
                                               3+1+4=8

D- Quanto atomicidade ou grau de ionização
   
      HIdrácidos- Forte :HI,HBr e HCl
                        Moderado :Hf
                        Fraca : Os demais

      Oxiácidos - Fraco : 2 ou 3  Ex:</sub>H₂SO_{4
                             Moderado : 1   Ex:}H₂ PO_{4
                             Fraco : 0}            


Nomes dos ânios
   ácidos                                           ânions
      ídrico                      eto
     oso                          ito
     ico                           ato



     Bases
É toda substância,que em solução aquosa,que libera como ânions chamado hidróxila ou oxidrila (OH^-).

Nomes

 Dá- se nome aos compostos que se originam delas.
         Exemplo: M(OH)m - hidróxido de metal
Basta colocar o nome do metal em frente á expressão hidróxido.
    Exemplo:
         KOH - Hidróxido de Potássio 
             Fe(OH)_{2 - Hidroxido de Ferro} II
Obs: Alguns elementos formam mais de um cátion e,por isso,deve-se representar com algarismo romano a valência do cátion.
  Não se indica Nox fixo do metal no nome de seu hidróxido.

Nomes dados oas óxidos

Regra geral:

mono                                          
  di             óxido de (nome do elemento)
  tri
 tetra
 penta
  hex
  hept

Oxigênio com Nox igual a -2 e o elemento com Nox fixo
 
  óxido + nome do elemento

Solubilidade dos hidróxdos em água

   Hidróxidos dos alcalinos - muito solúveis metal familia 1A e 2A

  Totalmente solúveis → bases de metais alcalinos (1A) e o hidróxido de amônio (NH₄OH).

  Parcialmente solúveis → bases de metais alcalinos terrosos (2A).

  Praticamente insolúveis → bases dos demais metais.

Exceção: O Be(OH)₂ e Mg(OH)₂ (bases da família 2A) são praticamente insolúveis.

CLASSIFICAÇÃO DAS BASES

Quanto ao número de hidroxilas na fórmula da base

   

Dibase →   duas hidroxilas na fórmula da base.

Ex.: Ca(OH)₂, Mg(OH)₂, Zn(OH)₂

Tribase →   três hidroxilas na fórmula da base.

Ex.: Al(OH)₃, Fe(OH)₃, Mn(OH)₃

Tetrabase →   quatro hidroxilas na fórmula da base.

Ex.: Mn(OH)₄, Sn(OH)₄, Pb(OH)₂₄

Quanto ao grau de dissociação (força das bases) Para que uma base se dissocie é necessário que esta base esteja dissolvida em água, com isso teremos:

 É todo composto binário cujo elemento mais eletronegativo é o oxigênio.

   A exceção é o fluor- único elemento mais eletronegativo que o xoigênio formando o composto (Floreto de oxigênio) que não é óxido.

Bases fortes → bases dos metais da família 1A e 2A.

Bases fracas → bases dos demais metais, Be(OH)₂, Mg(OH)₂ e NH₄OH.

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Exceção: O hidróxido de amônio (NH₄OH) é uma base solúvel, mas que apresenta um pequeno grau de ionização, desta forma, esta base é classificada como solúvel e fraca.

Óxido

Óxidos são compostos binários em que o elemento oxigênio apresenta número de oxidação igual a -2 e é o mais eletronegativo da fórmula tornado-o o mais potente elemento.

As propriedades de um óxido dependem das características esperticunstulares do elemento formador.

 Classificação dos óxidos

classificação	formadores	exemplos
básicos	metais com nox +1 ou +2 e do grupo 1A e 2A	CaO, FeO, K2O
ácidos ou anidridos	metais com nox +5, +6 e +7 e ametais com qualquer nox, exceto C+2, N+1 e N+2	SO3, Cl2O, Mn2O7
neutros	C+2, N+1 e N+2	NO, CO, N2O
anfóteros	Os mais comuns são formados pelos metais Al, Mn, Zn, Pb e Sn	Al2O3, MnO2, ZnO, PbO, SnO
salinos, mistos ou duplos	metais com nox médio +8/3	Pb3O4, Fe3O3

Obs: os óxidos anfóteros se comportam como óxidos básicos na presença de ácidos e como óxidos ácidos na presença de bases.

Obs²: os óxidos mistos são a "soma" dos óxidos formados por um elemento, ou seja, é uma nuvem com todos os tipos de óxidos desse elemento:

FeO + Fe₂O₃ → Fe₃O₄

 Nomenclatura dos óxidos

a) para qualquer óxido

prefixo + óxido de + prefixo + elemento

Exemplos:

= tetróxido de triferro

= trióxido de dinitrogênio

b) para elementos com nox fixo

óxido de + elemento

Exemplos:

- óxido de sódio

- óxido de alumínio

c) para elementos que não apresentam nox fixo

óxido + elemento + sufixo OU óxido de + elemento + nox em algarismo romano

Exemplos:

= óxido ferroso ou óxido de ferro II

= óxido férrico ou óxido de ferro III

d) para óxidos ácidos (ou anidridos) apenas

anidrido + prefixo + elemento + sufixo

nox	prefixo	sufixo
+1 ou +2	hipo	oso
+3 ou +4	-	oso
+5 ou +6	-	ico
+7	(hi)per	ico

Exceções: para os elementos B⁺³, C⁺⁴ e Si⁺⁴ só se usa o sufixo "ico".
Exemplos:

= anidrido carbônico

= anidrido permangânico

 Nomenclatura dos peróxidos

peróxido de + elemento

Exemplos:

= peróxido de hidrogênio

= peróxido de potássio

 Nomenclatura dos superóxidos

superóxido de + elemento

Exemplo:

= superóxido de sódio

     Sais

Sais são compostos que em meio aquoso se dissociam, liberando pelo menos um cátion diferente de e pelo menos um ânion diferente de . São definidos, muito limitadamente, como compostos binários resultante da reação de um ácido e uma base.
Obs: Quando dissolvidos em água, seus íons dissociados ganham mobilidade e se tornam condutores de eletricidade
Obs²: Como os sais são essencialmente iônicos

 Classificação dos sais

a) de acordo com a presença de oxigênio

1. Sais halóides: não possuem oxigênio
   • Exemplos: ,

1. Oxissais: possuem oxigênio
   • Exemplos: ,

b) de acordo com a presença de H⁺ ou OH^-

1. Sal normal: é formado pela neutralização completa entre um ácido e uma base. Não possui nem H⁺ nem OH^-
   • Exemplo:

1. Hidrogenossal ou hidroxissal: é formado numa reação de neutralização quando o ácido e a base não estão em proporção estequiométrica. Sendo assim, há uma neutralização parcial, sobrando H⁺ ou OH^-
   • Exemplo (hidrogenossal):
   • Exemplo (hidroxissal):

1. Sal misto: o sal apresenta em sua fórmula mais de um cátion ou mais de um ãnion diferentes. É formado a partir da neutralização de um ácido por mais de uma base ou de uma base por mais de um ácido.
   • Exemplo:

Nomenclatura dos sais

a) para sais halóides

ametal + eto de cátion

Exemplo:

= cloreto de sódio

b) para oxissais
Usamos uma extensão da tabela de óxidos ácidos e oxiácidos, pois a nomenclatura dos oxissais também depende do nox.

-	-	óxidos ácidos e oxiácidos	oxissais
nox	prefixo	sufixo	sufixo
+1 ou +2	hipo	oso	ito
+3 ou +4	-	oso	ito
+5 ou +6	-	ico	ato
+7	(hi)per	ico	ato

Exceções: Como os elementos B⁺³, C⁺⁴ e Si⁺⁴ só possuem sufixo "ico" na forma de ácido, quando sais, usa-se sempre o sufixo "ato".
Exemplos:

(nox N = +3) = nitrito de potássio

(nox Cl = +1) = hipoclorito de sódio

(nox Mn = +7) = permanganato de potássio

Obs: quando na fórmula do sal há um hidrogênio, acrescentamos o prefixo "bi" ao nome do cátion.

= bicarbonato de sódio

Monobase →   uma hidroxila na fórmula da base.

Ex.: NaOH, KOH, AgOH