A Química do dia-a-dia

A química nos acompanha 24 horas por dia. Ela está presente em praticamente todos os produtos que utilizamos no dia-a-dia. Do sofisticado computador à singela caneta esferográfica, do possante automóvel ao carrinho de brinquedo, não há produto que não utilize matérias-primas fornecidas pela indústria química.

Teclados, gabinetes e disquetes dos computadores, para ficar apenas em alguns exemplos, são moldados em resinas plásticas.

No automóvel, há uma lista enorme de produtos de origem química: volantes, painéis, forração, bancos, fiação elétrica encapada com isolantes plásticos, mangueiras, tanques de combustível, pára-choques e pneus são apenas alguns desses itens.

A maioria dos alimentos chegou às nossas mãos em embalagens desenvolvidas pela química.

Em nossas roupas, há fibras sintéticas e corantes de origem química.

Em nossa casa, há uma infinidade de produtos fornecidos, direta ou indiretamente, pela indústria química: a tinta que reveste as paredes, potes e brinquedos em plástico, tubos para condução de água e eletricidade, tapetes, carpetes e cortinas. Isso sem falar nos componentes químicos das máquinas de lavar roupas e louças, na geladeira, no microondas, no videogame e no televisor. Nos produtos que utilizamos em nossa higiene pessoal e na limpeza da casa também podemos perceber a presença da química. É só prestar atenção.

É para ajudar o homem a ter mais saúde, mais conforto, mais lazer e mais segurança que a indústria química investe dia-a-dia em tecnologia, em processos seguros e no desenvolvimento de novos produtos. O resultado é o progresso.

Você já parou para pensar o quão importante é a química em nosso dia-a-dia? Já pensou como seria a sua vida sem a química? Essa é a proposta desse vídeo que de uma forma bem humorada, trabalha o tema e com o qual eu dou boas-vindas ao ano letivo de 2012.

Homenagem aos professores

Walquíria, Carla, Camila e Sabrina

Em nome de todos os alunos do mundo, queremos agradecer todo o amor com que trataram até hoje a educação. Muitos de vocês gastaram os melhores anos de sua vida, alguns até adoeceram, nessa árdua tarefa.

O sistema social não os valoriza na proporção da sua grandeza, mas tenham a certeza de que, sem vocês, a sociedade não tem horizonte, nossas noites não têm estrelas, nossa alma não tem saúde, nossa emoção não tem alegria. Agradecemos seu amor, sabedoria, lágrimas, criatividade, perspicácia, dentro e fora da sala de aula. O mundo pode não os aplaudir, mas o conhecimento mais lúcido da ciência tem de reconhecer que vocês são os profissionais mais importantes da sociedade.

Professores, muito obrigado. Vocês são mestres da vida.

(Augusto Cury. Pais Brilhantes, Professores Fascinantes. Rio de Janeiro : Sextante. 2003)

Chemical Party – A festa da Química

Eu passei esse vídeo para os meus alunos e eles riram muito!

Obs.: O sr. “Carbono” e o sr. “Hidrogênio” estão apenas se abraçando, tá?

Principais Sais e Seus Usos

Os sais são compostos iônicos, geralmente ocorre a ligação entre metal e não-metal ou entre metal e hidrogênio.

Características dos Sais:

• Conduzem corrente elétrica quando estão em solução.
• Os sais têm sabor salgado.
• Os sais reagem com ácidos, com hidróxidos, com outros sais e com metais.
• 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.
• Quando reagem com hidróxido, dão origem a outro sal e outro hidróxido, se o hidróxido formado for menos solúvel que o empregado na reação.
• Se reagem com outros sais, dão origem a dois novos sais se um deles for menos solúvel que os reagentes.
• 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:

• NaCl (cloreto de sódio): Sólido cristalino,principal constituinte do sal de cozinha. Conhecido como sal marinho ou sal-gema. Este sal é intensamente usado na alimentação e também na conservação de certos alimentos (como carnes); 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.
• –NaNO₃ (nitrato de sódio): Também conhecido como salitre-do-Chile. Sólido cristalino e inodoro e de sabor amargo, moderadamente tóxico. Usado em propelentes de foguetes, em fertilizantes, na fabricação de vidro, em pólvora negra, na dinamite, como preservativo de alimentos, como afrodisíaco.–
• Na₂CO₃ (carbonato de sódio): Também conhecido como soda,barrilha. Pó branco ou levemente acinzentado. Usado na fabricação de vidro, sabões e detergentes, celulose e papel, como desengraxante, na refinação do petróleo, em limpeza geral.–
• NaHCO₃ (bicarbonato de sódio ou carbonato ácido de sódio): Sal ácido, reage com a água liberando CO₂ e produzindo NaOH. É princípio ativo dos efervescentes usados no combate à acidez estomacal. Usado também como fermento em pães, bolos, etc.; uma vez que libera gás carbônico aquecido, o gás carbônico permite o crescimento da massa.  É componente de extintores de incêndio a pó seco ou úmido.–
• Na₂SO₃ (sulfito de sódio): Sólido cristalino. Usado na conservação de alimentos, refinação de açúcar, na clarificação do papel (papel sulfite).
• CaCO₃ (carbonato de cálcio): Sólido branco, insolúvel em água, encontrado no mármore, no calcário, na calcita, etc. É utilizado na fabricação da cal virgem ou cal viva, do cimento, e do vidro. Empregado na forma de calcário: na agricultura para correção da acidez do solo, nas siderúrgicas como fundente. Na confecção de pisos, pias, etc – na forma de mármore.
• CaSO₄ (sulfato de cálcio): É um sal usado na fabricação do giz e do gesso de porcelana.
• NaF (fluoreto de sódio): É um sal usado na fluoretação da água potável e como produto anticárie, na confecção de pasta de dente.

Fontes:

• Química 1 – Química Geral – Editora COC
• Sais – Brasil Escola

Principais Bases e Seus Usos

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): sólido branco, cristalino, higroscópico, absorve água e gás carbônico (CO₂) do ar, tóxico. Usado na fabricação de produtos químicos, celofane, rayon, sabões duros e detergentes, no refino do petróleo, no desentupimento de tubulações de esgoto, na extração da celulose e obtenção do papel, no processamento de indústrias têxteis.
• 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): É uma base fraca, e só existe em solução pela dissolução de até 30% de amônia (NH₃) em água; odor forte e sufocante, tóxico e irritante dos olhos. Usado na produção de sais de amônio, na limpeza doméstica, em sínteses orgânicas, na indústria têxtil, fabricação de fertilizantes, no tratamento de madeira à prova de incêndios, revelação de filmes fotográficos, em detergentes.
• Hidróxido de Potássio (KOH): (potassa cáustica), sólido branco, cristalino, absorve água e CO₂ do ar, tóxico. Usado na fabricação de sabões moles como o creme de barbear, alvejamento, no processamento de alimentos, como reagente em laboratório.
• Hidróxido de Alumínio (Al (OH)₃). Base fraca, forma na água uma solução coloidal (gelatinosa). Usada na limpeza de piscinas, como antiácido estomacal, é subproduto de extintores de incêndio com espuma à base de CO₂.

Fontes:

• Química 1 – Química Geral – Editora COC
• Bases – Brasil Escola

Principais Ácidos e Seus Usos

Svante Arrehenius foi um químico sueco que em 1887, realizou inúmeras experiências com substâncias diluídas em água e observou que:

- Quando em solução aquosa, os ácidos se ionizam, isto é, dão origem a íons, produzindo como cátion H⁺.

- Em solução aquosa, os ácidos conduzem eletricidade. Isso ocorre porque os ácidos se desdobram em íons.

- Os ácidos têm sabor azedo. O limão, o vinagre, o tamarindo contêm ácidos; é por isso que eles são azedos.

- Os ácidos alteram a cor de certas substâncias chamadas indicadores. Os indicadores têm a propriedade de mudar a cor conforme o caráter ácido ou básico das soluções. O tornassol e a fenolftaleína são indicadores de ácidos e bases. A solução de fenolftaleína vermelha fica incolor em presença de um ácido. Já o papel de tornassol azul fica vermelho.

- Os ácidos reagem com as bases, formando sais e água. Essa reação se chama reação de neutralização.

Resumindo, a definição de Arrehenius ficaria assim: ácido é toda substância que se ioniza em presença de água e origina, como um dos íons, o cátion H⁺.

Veja os exemplos de ácidos orgânicos (que fazem parte de nossa alimentação), e onde podem ser encontrados:

• Ácido acético = vinagre.
• Ácido tartárico = uva.
• Ácido málico = maçã.
• Ácido cítrico = laranja, acerola, limão.
• Ácido fosfórico = usado na fabricação de refrigerantes à base de cola.
• Ácido carbônico = sob a forma de gás carbônico, é um dos constituintes das águas minerais gaseificadas e dos refrigerantes.

Veja com mais detalhes estes e outros ácidos, bem como os gases que lhes dão origem.

• HF (fluoreto de hidrogênio): gás ou vapor esverdeado.
• HF_(aq)  (ácido fluorídrico): ácido fraco, possui propriedades que o tornam extremamente perigoso; causa queimaduras que são muito dolorosas e de difícil cicatrização. É venenoso e possui concentração máxima permitida de 2 mg/m³ de ar. Possui peculiaridade de corroer o vidro, desta forma, deve ser armazenado em frascos de polietileno, sendo um ácido utilizado para a realização de gravações em cristais e vidros, como por exemplo, a numeração existente na parte inferior dos vidros dos carros, o qual é gravado com o auxílio deste ácido.
• HCl (cloreto de hidrogênio): gás incolor ou levemente amarelado, super tóxico, não-inflamável e corrosivo.
• HCl_(aq)  (ácido clorídrico): ácido forte, corrosivo. Foi descoberto no século XV e sua produção industrial se iniciou na Inglaterra. O ácido impuro (técnico) é vendido no comércio com o nome de ácido muriático. É encontrado no suco gástrico. É um reagente muito usado na indústria e no laboratório. É usado na limpeza de edifícios após a sua caiação, para remover os respingos de cal. É usado na limpeza de superfícies metálicas antes da soldagem dos respectivos metais.
• –HCN (cianeto de hidrogênio): gás de ação venenosa mais rápida que se conhece. 0,3mg por litro de ar é imediatamente mortal. Usado na câmara de gás para condenados à morte nos EUA.
• HCN_(aq)  (ácido cianídrico): ácido fraco. É um ácido extremamente tóxico, pois age sobre a hemoglobina do sangue, sendo assim um gás de ação venenosa mais veloz, o qual é conhecido com uma concentração de 0,3 mg/L de ar, instantaneamente letal. É utilizado em câmaras de gás para execução de pessoas condenadas à pena de morte por tal método, sendo que por curiosidade, a primeira vítima foi seu descobridor, Carl Wilhelm Scheele, que deixou cair um vidro contendo a solução. É utilizado também na fabricação de plásticos, cianetos, corantes e outros produtos do gênero. O ácido cianídrico deve ser conservado fora do contato com a luz, mesmo difusa, pois pode causar a sua explosão. É vendido comercialmente com o nome de ácido prússico. Usado também na fabricação de plásticos, acrilonitrila, corantes, fumigantes para orquídeas.–
• H₂S (sulfeto de hidrogênio): gás incolor, odor semelhante ao de ovos podres, tóxico e inflamável.
• H₂S_(aq) (ácido sulfídrico): ácido fraco.  É um ácido altamente tóxico e inflamável, sendo fortemente irritante para as mucosas. A sua concentração letal é de 2 mg/L de ar. O H₂S é composto na decomposição de materiais orgânicos que possuem enxofre. Possui odor bastante desagradável, o qual se assemelha com o odor de ovo podre. Usado como redutor, na purificação de ácidos sulfúrico e clorídrico.–
• H₂SO_4 (aq) (ácido sulfúrico): ácido forte, fixo (alto ponto de ebulição), em contato com a pele causa destruição dos tecidos (carbonização), a inalação de vapores pode causar perda de consciência e sérios prejuízos pulmonares. Já se faz presente e conhecido pelos alquimistas do século X, o qual foi inserido na Europa somente no século XV, recebendo o nome de vitríolo. É incolor, relativamente denso (1,84 g/mL), oleoso. A dissolução em água, por ser altamente exotérmica, deve ser feita adicionando-se o ácido lentamente e sob agitação na água. É o ácido mais importante na indústria e no laboratório. O poder econômico de um país pode ser avaliado pela quantidade de ácido sulfúrico que ele fabrica e consome. O maior consumo de ácido sulfúrico é na fabricação de fertilizantes, como os superfosfatos e o sulfato de amônio. É o ácido dos acumuladores de chumbo (baterias) usados nos automóveis. É consumido em enormes quantidades em inúmeros processos industriais, como processos da indústria petroquímica, fabricação de papel, corantes, etc. O ácido sulfúrico concentrado é um dos desidratantes mais enérgicos. Assim, ele carboniza os hidratos de carbono como os açúcares, amido e celulose; a carbonização é devido à desidratação desses materiais. O ácido sulfúrico “destrói” o papel, o tecido de algodão, a madeira, o açúcar e outros materiais devido à sua enérgica ação desidratante. O ácido sulfúrico concentrado tem ação corrosiva sobre os tecidos dos organismos vivos também devido à sua ação desidratante. É necessário extremo cuidado ao manusear esse ácido. As chuvas ácidas em ambiente poluídos com dióxido de enxofre contêm H₂SO₄ e causam grande impacto ambiental.
• HNO₃ (nitrato de hidrogênio): líquido incolor, sufocante, tóxico.
• HNO_3 (aq) (ácido nítrico): ácido forte, oxidante, corrosivo. Conhecido como aqua fortis pelos alquimistas. Depois do sulfúrico, é o ácido mais fabricado e mais consumido na indústria. Seu maior consumo é na fabricação de explosivos, como nitroglicerina (dinamite), trinitrotolueno (TNT), trinitrocelulose (algodão pólvora) e ácido pícrico e picrato de amônio. É usado na fabricação do salitre (NaNO₃, KNO₃) e da pólvora negra (salitre + carvão + enxofre). As chuvas ácidas em ambientes poluídos com óxidos do nitrogênio contém HNO₃ e causam sério impacto ambiental. Em ambientes não poluídos, mas na presença de raios e relâmpagos, a chuva também contém HNO₃, mas em proporção mínima. O ácido nítrico concentrado é um líquido muito volátil; seus vapores são muito tóxicos. É um ácido muito corrosivo e, assim como o ácido sulfúrico, é necessário muito cuidado para manuseá- lo.
• –H₂CO_3(aq) (ácido carbônico): ácido fraco e instável. É um dos componentes das bebidas gaseificadas, sendo altamente instável, gerando água e gás carbônico, com os quais cria-se um equilíbrio dinâmico: CO₂ + H₂O –> H₂CO₃ . Quando se combina com a água da chuva, o gás carbônico origina-se no ácido carbônico, independentemente de poluição, o que faz com que concluamos que toda chuva é ácida.
• H₃PO_4(aq) (ácido fosfórico): É um sólido incolor contendo Ponto de Fusão (PF) de 42ºC. É encontrado comumente no comércio na forma de um líquido viscoso, ou seja, em solução aquosa a 85%. É utilizado na fabricação de fertilizantes (superfosfatos e fosfatos) e nas indústrias de vidro e tinturaria, por exemplo. Além disso, também é empregado como acidulante em refrigerantes, principalmente os de sabor Cola.
• CH₃ – COOH (ácido acético): É um líquido incolor, de cheiro peculiar e penetrante, solúvel em água em qualquer proporção. Na atualidade é utilizado principalmente como condimento culinário, ou seja, no vinagre, sendo uma solução aquosa de ácido acético a ± 4%.

Fontes:

• Ácidos mais comuns na química do cotidiano
• Principais ácidos do cotidiano
• Química 1 – Química Geral – Editora COC
• Ácidos – Brasil Escola

Conceitos de Arrhenius sobre Ácido e Base

Teoria Eletrolítica de Arrhenius

No final do século XIX, o químico sueco Svante August Arrhenius (1859-1927), verificou que determinadas soluções aquosas conduziam corrente elétrica e outras não.

Por exemplo, o que acontecerá se introduzirmos dois fios condutores ligados a um gerador numa solução aquosa de cloreto de sódio (NaCl) ou se os introduzirmos numa solução aquosa de sacarose (C₁₂H₂₂O₆) ?

Teste de condutibilidade de água com diferentes solutos - Clique na figura para ampliar

A lâmpada acende somente quando há uma solução de NaCl e água (solução aquosa de cloreto de sódio) – figura da esquerda. Há passagem de corrente elétrica – ela é uma solução eletrolítica.

No caso da solução de água com açúcar (solução aquosa de sacarose), a lâmpada continua apagada – figura da direita, indicando que o circuito não se fechou e, portanto a solução não conduz corrente elétrica – ela é uma solução não-eletrolítica.

Para justificar esse comportamento distinto das soluções, Arrhenius propôs que as moléculas das substâncias, na presença de água, se dividem em entidades menores, podendo ou não ter carga elétrica. Nas soluções eletrolíticas, essas entidades são partículas carregadas eletricamente, denominadas íons, que são responsáveis por conduzir a eletricidade. Nas soluções não-eletrolíticas, essas entidades são as próprias moléculas e, portanto, não têm carga, não conduzindo eletricidade.

Conceito ácido-base de Arrhenius

Com base na existência de íons nas soluções eletrolíticas, de acordo com a teoria da dissociação iônica, Arrhenius estabeleceu o conceito de ácido e de base:

• Ácidos: substâncias que, dissolvidas em água, se ionizam, liberando, na forma de cátions, exclusivamente íons H⁺.
• Bases: substâncias que, dissolvidas em água, sofrem dissociação iônica, liberando, na forma de ânions, exclusivamente íons OH^-.

Tradução do “quimiquês” para o português:

*Íon = partícula carregada eletricamente. 

*Cátion = íon positivo. Quando um átomo doa elétrons, ele fica com carga positiva. Ex: Na⁺ significa que o átomo de Sódio doou 1 elétron que estava na sua última camada.

*Ânion = íon negativo. Quando um átomo recebe elétrons, ele fica com carga negativa. Ex: Cl^- significa que o átomo de Cloro recebeu 1 elétron na sua última camada.

*Ionização = Alguns compostos moleculares, como os ácidos, quando colocados em um solvente são “atacados” por esse solvente e acabam formando íons. Perceba claramente que não existiam íons na molécula original. Quando ela foi colocada na presença do solvente, este conseguiu, por força magnética, “arrancar” um ou mais de seus átomos mas, nesse processo, o átomo arrancado acaba tendo que deixar um elétron para trás, tornando-se um íon. Nesses casos, dizemos que houve uma ionização, pois uma molécula que não possuía originalmente íons passa a tê-los (livres no solvente). É o que acontece com os ácidos.

*Dissociação Iônica = Já existiam os íons nos compostos iônicos (aqueles formados por metais e não-metais ou por metais e hidrogênio – esse tipo de composto faz a chamada ligação iônica). Os íons preexistentes apenas foram separados. É o que acontece com os sais e as bases.

 

Fontes de Pesquisa: 

• SARDELLA, Antonio. Química – Volume Único. Série Novo Ensino Médio – 5ª edição – São Paulo: Editora Ática, 2003.
• Química 1 – Química Geral – Editora COC
• Processos que facilitam a ocorrência de reações