sexta-feira, 22 de maio de 2009

WEBQUEST - FUNÇÕES INORGÂNICAS


Introdução


Olá Alunos! Nesse segundo bimestre estaremos desenvolvendo um trabalho sobre as Funções Inorgânicas: ácidos, bases, sais e óxidos, onde veremos os conceitos de cada função, sua nomenclatura e aplicação no cotidiano. Você é o responsável pela abrangência e pela clareza dos conteúdos! Espero que façam um bom trabalho!!! Juntos conseguiremos bons resultados.
Prof. Neusa Nogueira Fialho


Tarefa
A tarefa que vocês terão que cumprir constitui de um trabalho de pesquisa escrita sobre o tema determinado para cada equipe, relacionado às funções inorgânicas e uma apresentação para os demais alunos, em sala de aula.


Processo
- Formem equipes de no máximo 5 alunos.
- Inscrevam-se nos grupos, conforme representação temática abaixo:
Grupo 1- ÁCIDOS: conceito, nomenclatura, exemplos de fórmulas e aplicações no cotidiano. COMPONENTES: Daysiele Dias de Meira , Ronaldo Adriano Alves , Michael Alan Dos Santos , Juliana Santos , Adriano Da Rocha Baggio .









Grupo 2 – BASES: conceito, nomenclatura, exemplos de fórmulas e aplicações no cotidiano. COMPONENTES: Everton Gonçalves Cardoso, Anderson Rodrigo Ramos, Wesley Moreira Vidal , Celso Carlos, Carlos Felipe Dias .


Grupo 3 – SAIS: explicação segundo Arrhenius e nomenclatura.




Grupo 4 – OBTENÇÃO DE SAIS: neutralização total, neutralização parcial e exemplos.


Grupo 5 - Apresentar pelo menos cinco sais, com seus devidos nomes e fórmulas e sua aplicabilidade no cotidiano.



Grupo 6 - ÓXIDOS: Explicação de Arrhenius e nomenclatura.
COMPONENTES: Gilson Ivanowski , Janislei Da Silva , Jefferson Ribas Bianchini , Christian Stickling , Marcelo Ferreira Mendes.

Grupo 7 - CLASSIFICAÇÃO DOS ÓXIDOS: óxidos básicos, óxidos ácidos, óxidos neutros, peróxidos e exemplos de formação de cada um.



Grupo 8 - Explicaçao de pelo menos 5 óxidos, com suas devidas fórmulas e nomes, bem como sua aplicabilidade no cotidiano.



Grupo 9 - CHUVA ÁCIDA: formação da chuva ácida; prejuízos; tipos de chuva ácida.
COMPONENTES:Arlei Paulo Tiel, David Santana Venancio, Marco Antonio Pivovarski, Diego José Gonçalves, Leandro Moreira Faria.

- Em seguida, distribuam o papel, a pesquisa ou a parte de cada elemento da equipe.
- Organizem-se com relação à entrega de um material impresso para ser avaliado, representando o grupo sobre o tema escolhido.
- Preparem uma forma de apresentar para a turma o tema escolhido, através de apresentações em power point, vídeos, softwares, etc.
- Tempo para apresentação de até 10 minutos.
- AS APRESENTAÇÕES DEVERÃO ACONTECER, IMPRETERIVELMENTE, NA SEQUÊNCIA QUE SEGUE A COLOCAÇÃO DOS GRUPOS, VISANDO MELHOR ENTENDIMENTO DOS DEMAIS; PORTANTO AS EQUIPES DEVERÃO ESTAR PREPARADAS NA ORDEM SEQUENCIAL DOS GRUPOS, POIS A EQUIPE QUE NÃO ESTIVER PREPARADA DE ACORDO COM A SEQUÊNCIA, PERDE A NOTA AVALIATIVA DA APRESENTAÇÃO, FICANDO APENAS COM A NOTA DA PARTE ESCRITA. - TODOS OS GRUPOS DEVEM TER ALUNOS INSCRITOS. - PRAZO FINAL DE INSCRIÇÃO: 30/04/2009. - INÍCIO DAS APRESENTAÇÕES: 05/05/2009.

Fontes de informação
Como fonte de informação os alunos podem pesquisar, além da apostila preparada para o bimestre, os sites abaixo:
http://www.fisica.net/quimica/resumo10.htm
http://www.fisica.net/quimica/resumo11.htm
http://www.fisica.net/quimica/resumo12.htm
http://www.fisica.net/quimica/resumo11.htm
http://jmacedoc.sites.uol.com.br/chuvaacida.htm http://www.mundodoquimico.hpg.ig.com.br/chuva_acida.htm

Avaliação
A avaliação será da seguinte forma:
- Trabalho escrito (1 por equipe) – 2,0
- Apresentação em sala de aula para a turma: 3,0

Observações: é imprescindível a participação de todos, pois ao final da apresentação deixarei livre para que a equipe se manifeste caso algum aluno não tenha contribuído e nem colaborado com o processo, ou seja, a equipe define se todos recebem a mesma nota a ser atribuída aos membros da equipe.

Conclusão
Nosso objetivo aqui foi levar os alunos a pesquisar e entender as funções inorgânicas: ácidos, bases, sais e óxidos, tão presentes em nosso dia-a-dia. As funções inorgânicas encontram-se presentes em nosso cotidiano, portanto conhecê-las é de grande importância, agregando conhecimentos futuros, necessários à prática na engenharia de produção, pois em determinados momentos poderão estar sujeitos à utilização desses conhecimentos em seu ambiente de trabalho.

Créditos
As imagens foram retiradas dos sites: http://www.mundodoquimico.hpg.ig.com.br/chuva_acida.htm http://jmacedoc.sites.uol.com.br/chuvaacida.htm
http://www.fotosearch.com.br/fotos-imagens/refrigerante-lata_2.html http://www.fotosearch.com.br/clipart/sal_2.html

quarta-feira, 20 de maio de 2009

GRUPO 1 - ÁCIDOS

Boa Leitura!!!



ÁCIDOS....

Segundo SVANTE ARRHENIUS - ÁCIDO É TODA SUBSTÂNCIA QUE SE IONIZA EM PRESENÇA DE ÁGUA E ORIGINA, COMO UM DOS IONS, O CATION H+

CLASSIFICAÇÃO:

Presença de Oxigênio:

HIDRÁCIDOS – HCL – HCN
OXIÁCIDOS – H2SO4 – HNO3

Volatidade

VOLATÉIS - MENOR PONTO DE EBULIÇÃO (MAIOR FACILIDADE À EVAPORAÇÃO)
HCL/ H2S

FIXOS - MAIOR PONTO DE EBULIÇÃO (MENOR FACILIDADE À EVAPORAÇÃO)
SOMENTE - H2SO4 & H3PO4

Número de Hidrogênios Ionizáveis
MONOÁCIDOS – HCL = H+ + CL
DIÁCIDOS – H2SO4 = 2H+ + SO4 2
TRIÁCIDOS – Possuem 3 “H” Ionizáveis
TETRÁCIDOS – Possuem 4 “H” Ionizáveis

Grau de Ionização
Pode ser determinado medindo-se a condutibilidade das soluções aquosas dos ácidos - Quanto Maior o grau de ionização, mais forte é o ácido!
Fortes – Maior 50%
Semifortes – Entre 5% e 50%
Fracos – Menor 5%
Oxiácidos – Pode ser determinado pela diferença entre o nº de átomos de oxigênio e hidrogênio ionizáveis!

Fortes – Diferença 3 ou 2
Semifortes – Diferença 1
Fracos – Diferença 0

Exemplo:

H2SO4 – ACIDO SULFURÍCO
Ácido Forte – Diferença 02
Oxiácido – Presença de Oxigênio
Fixo – Menor Tendência à Evaporação
Diácido – 2 “H” Ionizáveis


FORMULAÇÃO DOS ÁCIDOS:

NO3 1- = HNO3
SO4 2- = H2SO4

NOMENCLATURA DOS ÁCIDOS


HIDRÁCIDOS
ÁCIDO + [nome do elemento] + ídrico
Exemplos:
HCl – ÁCIDO CLORÍDRICO
H2S – ÁCIDO SULFÍDRICO
HF – ÁCIDO FLUORÍDRICO
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OXIÁCIDOS
ÁCIDO PADRÃO
HX E OY
Ácido + [nome do Elemento] + ICO
Ácido PER + [Nome do Elemento] + ICO
(+1 átomo de oxigênio)
Ácido + [nome do Elemento] + OSO
( -1 átomo de oxigênio)
Ácido HIPO + [Nome do Elemento] + OSO
(-2 átomos de oxigênio)
Exemplo:
H2SO4 - PADRÃO (ÁCIDO SULFURICO)
H2SO3 ( -1 átomo de oxigênio) (ÁCIDO SULFOROSO)
H2SO2 ( -2 átomo de oxigênio) (ÁCIDOHIPO SULFOROSO)
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ÁCIDOS INORGÂNICOS
-----------------------------------
ÁCIDO CLORÍDRICO (HCL)
ÁCIDO IMPURO, É VENDIDO NO COMÉRCIO COM O NOME DE ÁCIDO MURIÁTICO, UTILIZADO PARA LIMPEZA DE PISOS;*É ENCONTRADO NO SUCO GÁSTRICO;
ÁCIDO SULFURÍCO (H2SO4)
O poder de um país pode ser medido pela quantidade que se utiliza deste ácido!
É o ácido mais importante na indústria e no laboratório.
O maior consumo de ácido sulfúrico é na fabricação de fertilizantes.
É o ácido dos acumuladores de chumbo (baterias) usados nos automóveis.
É consumido em enormes quantidades em inúmeros processos industriais.
O ácido sulfúrico concentrado é um dos desidratantes mais enérgicos.
O ácido sulfúrico concentrado tem ação corrosiva sobre os tecidos dos organismos vivos também devido à sua ação desidratante.
ÁCIDO NÍTRICO (HNO3)
FABRICAÇÃO DE EXPLOSIVOS COMO: NITROGLICERINA – DINAMITE
TRINITROTOLUENO - TNT
IDENTIFICAÇÃO DE AMOSTRAS DE OURO.
ÁCIDO FLUORÍDRICO (HF)
UTILIZADO PARA GRAVAÇÃO EM VIDROS E CRISTAIS
ÁCIDO CIANÍDRICO (HCN)
NOS EUA É USADO NAS CÂMARAS DE GÁS, PARA EXECUTAR PESSOAS CONDENADAS A MORTE, POIS LIBERA UM, GÁS EXTREMAMENTE TÓXICO
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CURIOSIDADES!!
ÁCIDOS ORGÂNICOS ENCONTRADOS NO DIA-A-DIA!
ÁCIDO ACÉTICO – Vinagre
ÁCIDO TARTÁRICO – Uva
ÁCIDO MÁLICO – Maça
ÁCIDO CÍTRICO – Laranja, Acerola, Limão
ÁCIDO FOSFÓRICO – Refrigerantes à base de cola
ÁCIDO CARBÔNICO – (sob a forma de gás carbônico) Águas minerais e Refrigerantes gaseificados
Daysiele Meira
Ronaldo Alves
Adriano Baggio
Juliana Santos
Michael Santos

sexta-feira, 15 de maio de 2009

GRUPO 2 - BASES

BASES

Conceito
Segundo Svante 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 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)

Nomenclatura
Não possui subgrupos Há duas maneiras de se dar nome às bases:
1ª maneira: Hidróxido de (Nome do elemento) (Algarismo romano indicando o Nox do cátion, opcionalmente entre parêntesis) ou
2ªmaneira: Hidróxido (nome do elemento) [sufixo(oso, se for menor NOx; e ico, se for o maior NOx)] .
Exemplos:
Fe(OH)3 - hidróxido de ferro (III) ou hidróxido férrico Fe(OH)2 - hidróxido de ferro (II) ou hidróxido ferroso



Bases mais comuns na química do cotidiano

Hidróxido de sódio ou soda cáustica (NaOH)
É a base mais importante da indústria e do laboratório, fabricado e consumido em grandes quantidades. E também usado na fabricação do sabão e glicerina:(óleos e gorduras) + NaOH  glicerina + sabão Usado na fabricação de sais de sódio em geral. Exemplo: salitre.HNO3 + NaOH  NaNO3 + H2O Em inúmeros processos industriais na petroquímica e na fabricação de papel, celulose, corantes e na limpeza doméstica. É muito corrosivo e exige muito cuidado ao ser manuseado. 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)
É a cal hidratada ou cal extinta ou cal apagada, obtida pela reação da cal viva ou cal virgem com a água. É o que fazem os pedreiros ao preparar a argamassa. Consumido em grandes quantidades nas pinturas a cal (caiação) e no preparo da argamassa usada na alvenaria.
Amônia (NH3) e hidróxido de amônio (NH4OH)
Hidróxido de amônio é a solução aquosa do gás amônia. Esta solução é também chamada de amoníaco. A amônia é um gás incolor de cheiro forte e muito irritante, fabricada em enormes quantidades na indústria. Sua principal aplicação é a fabricação de ácido nítrico. É também usada na fabricação de sais de amônio, muito usados como fertilizantes na agricultura. Exemplos: NH4NO3, (NH4)2SO4, (NH4)3PO4. Muito usada na fabricação de produtos de limpeza doméstica, como Ajax, Fúria, etc.
Hidróxido de magnésio (Mg(OH)2)
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)
É muito usado em medicamentos antiácidos estomacais, como Maalox, Pepsamar, etc.

EVERTON CARDOSO, ANDERSON RAMOS, WESLEY MOREIRA VIDAL, CELSO CARLOS MOREIRA, CARLOS FELIPE DIAS.

quarta-feira, 13 de maio de 2009

GRUPO 3 - SAIS

1. SAIS

Os sais são também muito comuns em nosso cotidiano: o sal comum NaCl (cloreto de sódio), está presente em nossa alimentação, na conservação de alimentos(carne-seca, bacalhau e outros),o bicarbonato de sódio, NaHCO3, é usado como antiácido e também no preparo de bolos e biscoitos; o sulfato de sódio Na2SO4 e o sulfato de magnésio, MgSO4 (sal amargo), são usados como purgante; gesso usado em ortorpedia ou em construção é o sulfato de cálcio hidratado, 2 CaSO4 . H2O; e assim por diante.

Os sais também são muito usados nas Indústrias químicas. O sal comum NaCl é muito usado na fabricação de soda caustica (Na OH), do gás hidrogênio (H2) e do gás cloro (Cl2). Outro exemplo importante é do calcário (Ca CO3) usado na fabricação da cal (CaO), do vidro do cimento, como fundente em indústrias metalúrgicas etc.

IMPERIO DO SAL

Os chineses foram os primeiros a encarar a produção de sal como um negócio de grandes proporções. Desde o século IX a C, eles obtinham cristais de sal fervendo água do mar em vasilhas de barro. Esta técnica se espalharia pelo mundo ocidental e, um milênio depois, no Império Romano, ainda seria a mais disseminada. Quando o mar estava longe, o jeito era cavar a terra em busca do sal. Foi o que os celtas, os inventores da mineração de sal-gema. Segundo os registros arqueológicos, procuravam sal sob o solo já em 1300 a.C.
O sal logo virou alvo de cobiça dos governantes, que passaram a tributar seu comércio e rodução, e arrecadar grandes somas de dinheiro com isso. Em várias civilizações, a extração de sal era monopólio estatal.

Da mesma forma que deveria estar disponível para o cidadão comum, o sal era imprescindível para os legionários romanos, que conquistavam e mantinham o gigantesco império. Tanto que os soldados chegavam a ser pagos em sal, de onde vêm as palavras “salário”, soldo (pagamento em sal) e “soldado” (aquele que recebeu o pagamento em sal).

1.1 CONCEITUAÇÃO DOS SAIS

Do ponto de vista prático, podemos dizer que:
Sais são compostos formados juntamente com água na reação de um ácido com base de Arrhenius.
Do ponto de vista teórico, dizemos que:
Sais são compostos iônicos que possuem, pelo menos, um cátion diferente do H+ e um ânion diferente do OH-.

1.2 NOMENCLATURA DOS SAIS
A família dos sais é muito grande e bastante diversificada mas podemos dividir sua nomenclatura em 6 grupos:

1.2.1 Sal Neutro
É todo sal que não possui hidrogênio na fórmula (não forma, portanto, o cátion H3O¹+ ) e também não possui o ânion hidróxido, OH¹-.
Exemplo:
Ca3 (PO4) Fosfato de cálcio

1.2.2 Sal Ácido
São sais que apresentam hidrogênios ionizáveis em suas estruturas. Por Exemplo:
Na HCO3 Carbonato monossódio

1.2.3 Sal Básico
È todo sal que possui o ânion OH¹- na fórmula e não possui hidrogênio ionizável (que venha dar origem ao cátion H3O¹+)
Exemplo:
MG (OH)Cl Carbonato monossódio

1.2.4 Sal duplo ou Misto
São sais derivados de dois ácidos (ou duas bases) diferentes. Por exemplo:
NaKSO4 Sulfato duplo de sódio e potássio ou Sulfato de sódio e potássio
Observação: A palavra duplo é opcional .

1.2.5 Sal Hidratado
É o sal que possui moléculas de água integradas ao seu arranjo cristalino.As moléculas de água encontram-se em uma proporção determinada em relação a uma fórmula do sal. A essa proporção da-se o nome de grau de hidratação. O grau de hidratação é indicado na fórmula do sal por um ponto de multiplicação
. Exemplo:
CaCl2 . 2 H2O Cloreto de cálcio dihidratado

1.2.6 Alúmen
São sulfatos duplos quanto ao cátion, sendo um cátion monovalente e um trivalente, cristalizados com 24 moléculas de H2O.
Exemplo:
Na2SO4Bi(SO4)3 . 24 H2O Alúmen de potássio

O alúmen de potássio é conhecido também por alúmen comum ou pedra-ume, que age como coagulante em pequenos cortes.


Substâncias complexas são muito importantes na manutenção da vida. Basta dizer que, em nosso sangue, existe a hemoglobina, que é um complexo de ferro com ligantes de estruturas complicadas. O mesmo acontece com a clorofila dos vegetais, que é um complexo do magnésio.
A água já foi mencionada, acima, como água de cristalização em muitos sais. Em muitos casos a água funciona na verdade, como um ligante, formando-se então um sal complexo.

REFERÊNCIA:
FELTRE,Ricardo Componente curricular (p. 207) Química volume 1, 6ª edição, Editora Moderna São Paulo,2004 REIS, Martha Química Integral (p. 153) volume único, São Paulo FTD,1993

INTEGRANTES DO GRUPO :

Marcos Alexandre Gonçalves
Blaudemir Pires
Vinicius Camusssi
Ezequiel Kavalkievicz
Beraldo Zeni Borges

sexta-feira, 8 de maio de 2009

GRUPO 5 - SAIS NO COTIDIANO

Sais no cotidiano

Sais:
De acordo com Arrhenius, sal é toda substância que, em solução aquosa, sofre dissociação, produzindo pelo menos um cátion diferente do H+ e pelo menos um ânion diferente do OH-.
Suas características são:
- SABOR SALGADO: exemplo típico é o cloreto de sódio empregado para temperar alimentos
- ESTADO FÍSICO: os sais geralmente se apresentam no estado sólido cristalino e apresentam temperaturas de fusão e ebulição elevadas.
SOLUBILIDADE EM ÁGUA: existe uma quantidade muito grande de sais, alguns solúveis em água, outros não.

Sulfato de Ferro
Formula molecular: FeSo4
O sulfato de ferro e encontrado em medicamentos para combater anemia, suplemento nutricional, Corantes, em alguns alimentos como o fígado de boi, açaí e flocos de cereais.











figado de boi rico em sulfato de ferro
Carbonato de cálcio
Formula molecular: CaCO3
É utilizada para reduzir a acidez do solo para a agricultura.. Fabricação de (CO2) e cal viva (CaO), a partir da qual se obtém cal hidratada (Ca(OH)2: O carbonato de cálcio é encontrado no mármore, na casca do ovo, nas pérolas, e calcário. Por sua capacidade abrasiva é como redutor de acidez do solo.
E utilizado e componente de cremes dentais, e matéria prima para a obtenção de cal viva que pode ser usado em pintura e argamassa,









Fluoreto de sódio
Formula molecular: NaF

É um dos componentes dos cremes dentais, inseticidas, no tratamento de água potável,











Bicarbonato de Sódio
Formula molecular: NaHCO 3
É componente da formula de medicamentos que atuam como antiácidos estomacais, fermento para fabricação de pães, bolos e etc.Usado na fabricação de extintores de incêndio (extintores de espuma), em produtos de limpeza e creme dental













Nitrato de prata
Formula molecular: AgNO 3
É um composto que e usado em fotografia convencional, na fabricação de vidros e espelhos, como germicida, em tintas capilares, anti-sépticos. Também estão presente na formula de alguns remédios.









terça-feira, 5 de maio de 2009

GRUPO 6 - ÓXIDOS

EXPLICAÇÃO DE ARRHENIUS

Óxidos são compostos binários, isto é possuem dois elementos químicos, sendo o oxigênio o elemento mais eletronegativo.
Exemplos: CaO, CO2 , H2O , H2O2 etc.
Os óxidos sempre possuem dois elementos químicos e um deles é obrigatoriamente o oxigênio, o qual aparece do lado direito da fórmula, pois é o átomo mais eletronegativo.
Veja as seguintes substâncias binárias: OF2 , O2F2 elas não são óxidos, pois apesar de possuírem apenas dois elementos e sendo um deles o oxigênio, o átomo de flúor (F) é o elemento mais eletronegativo e por isso aparece à direita da fórmula.

NOMENCLATURA: Podemos nomear os óxidos de acordo com os grupos de divisão:

Óxidos moleculares: óxido de "elemento"; antes da palavra óxido e do nome do elemento, colocamos os prefixos mono, di, tri, tetra, penta, etc. para indicar a quantidade de átomos de oxigênio e do elemento existentes na fórmula:
Ex: CO2 - dióxido de carbono
N2O5 - pentóxido de dinitrogênio
Cl2O7 - Heptóxido de dicloro
O uso do prefixo mono é facultativo.

Óxidos iônicos: escrevemos a palavra óxido seguida da preposição de e do nome do elemento associado ao oxigênio.
Ex: Na2O - óxido de sódio
CaO - óxido cálcio

Observações:
1) Óxidos de metais com dois Nox utiliza-se as terminações oso ou ico no cátion de menor e maior Nox, respectivamente.
Ex: FeO - óxido de ferro II ou óxido ferroso
Fe2O3 - óxido de ferro III ou óxido férrico

sexta-feira, 1 de maio de 2009

Grupo 7 - CLASSIFICAÇÃO DOS ÓXIDOS

Óxidos Básicos

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

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

Reações
Reagem com a água formando uma base e com ácidos formando sal e água (neutralizando o ácido)O cálculo do nox em alguns casos ajuda a dar a nomenclatura do elementos. Exemplos:

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

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Óxidos Ácidos ou Anidridos

Definição
São óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um ametal ou metal com alto número de oxidação (nox +5 +6 +7) . Possuem estrutura molecular, pois a diferença de eletronegatividade entre o oxigênio e o outro elemento não é tão grande. Resultam da desidratação dos ácidos e, por isso, são chamados anidridos de ácidos. Alguns exemplos:

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

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

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

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Óxidos Neutros

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

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

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Óxidos Duplos ou Mistos

Definição
São aqueles que originam dois óxidos ao serem aquecidos.

Quando se reage um óxido duplo com um ácido, o produto formado é composto de dois sais de mesmo cátion, mas com nox diferentes, e mais água. Alguns exemplos: Fe3O4, Pb3O4, Mn3O4

Exemplo de reação: Fe3O4 +8 HCl ----> 2FeCl3 + FeCl2 + 4H2O

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

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

Na2O2
BaO2

terça-feira, 28 de abril de 2009

GRUPO 8 - APLICAÇÃO ÓXIDOS

Óxidos

Óxidos são substâncias que possuem oxigênio ligado a outro elemento químico, eles são compostos binários, ou seja, formados pela combinação de dois elementos. Um desses elementos é sempre o oxigênio (O).

Os óxidos podem ser classificados em diferentes grupos: ácidos, básicos, neutros, duplos, peróxidos ou anfóteros.
Óxidos ácidos: se formam a partir da reação com água originando ácidos também chamados de anidridos.
Exemplo: o ácido sulfúrico (H2SO4) se forma a partir do trióxido de enxofre (SO3) em presença de água (H2O).

Óxidos básicos: a reação é feita a partir de bases levando à formação de sal e água. Exemplo: o hidróxido de cálcio (Ca (OH)2) provém da reação do óxido de cálcio (CaO) com a água.
Óxidos neutros: são formados por ametais, portanto são covalentes e não reagem com água, ácido ou base.

Óxidos duplos ou mistos: são resultantes da combinação de dois óxidos de um mesmo elemento.

Peróxidos: esses óxidos possuem dois oxigênios ligados entre si. Exemplo: (O-O)2-.
Óxidos anfóteros: se comportam como óxidos básicos na presença de ácidos e como óxidos ácidos na presença de bases.

Utilizações dos Óxidos:

- Óxido de Cálcio (CaO): É usado na agricultura para diminuir a acidez do solo e também na preparação de argamassa na construção civil.

- Óxido Nitroso (N2O): Utilizado como anestésico, também conhecido como gás hilariante. Esse óxido inalado em pequena quantidade provoca euforia, mas pode causar sérios problemas de saúde.

- Dióxido de Enxofre (SO2): É usado 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.

- Monóxido de Carbono (CO): Usado na metalurgia do aço. É normalmente o principal poluente da atmosfera das zonas urbanas.

- Peróxido de hidrogênio (H2O2): A solução aquosa com concentração de 3% de peróxido de hidrogênio, popularmente conhecida como água oxigenada, é usada como anti-séptico e algumas pessoas a utilizam para a descoloração de pêlos e cabelos. Na indústria, os peróxidos são usados como clarificadores (alvejantes) de tecidos, poupa de celulose, etc. Para essas utilizações sua concentração é superior a 30% de peróxido de hidrogênio.

GRUPO 8 - ÓXIDOS NO COTIDIANO

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quinta-feira, 23 de abril de 2009

GRUPO 9 - CHUVA ÁCIDA

CHUVA ÁCIDA

A Revolução Industrial do século XVIII trouxe vários avanços tecnológicos e mais rapidez na forma de produzir, por outro lado originou uma significativa alteração no meio ambiente. As fábricas com suas máquinas a vapor, queimavam toneladas de carvão mineral para gerar energia. Neste contexto, começa a surgir a chuva ácida. Porem, o termo apareceu somente em 1872, na Inglaterra.
O climatologista e químicoRobert A. Smith foi o primeiro a pesquisar a chuva ácida na cidade industrial de Manchester.Atualmente, a chuva ácida é um dos principais problemas ambientas nos países industrializados. Ela é formada a partir de uma grande concentração de poluentes químicos, que são despejados na atmosfera diariamente. Estes poluentes, originados principalmente da queima de combustíveis fósseis, formam nuvens, neblinas e até mesmo neve.
A chuva ácida é composta por diversos ácidos como, por exemplo, o óxido de nitrogênio e os dióxidos de enxofre, que são resultantes da queima de combustíveis fósseis (carvão, óleo diesel, gasolina entre outros). Quando caem em forma de chuva ou neve, estes ácidos provocam danos no solo, plantas, construções históricas, animais marinhos e terrestres etc. Este tipo de chuva pode até mesmo provocar o descontrole de ecossistemas, ao exterminar determinados tipos de animais e vegetais.
Poluindo rios e fontes de água, a chuva pode também prejudicar diretamente a saúde do ser humano, causando doenças pulmonares, por exemplo.Este problema tem se acentuado nos países industrializados, principalmente nos que estão em desenvolvimento como, por exemplo, Brasil, Rússia, China, México e Índia. A setor industrial destes países tem crescido muito, porém de forma desregulada, agredindo o meio ambiente.
Nas décadas de 1970 e 1980, na cidade de Cubatão, litoral de São Paulo, a chuva ácida provocou muitos danos ao meio ambiente e ao ser humano. Os ácidos poluentes jogados no ar pelas indústrias, estavam gerando muitos problemas de saúde na população da cidade. Foram relatados casos de crianças que nasciam sem cérebro ou com outros defeitos físicos. A chuva ácida também provocou desmatamentos significativos na Mata Atlântica da Serra do Mar.Estudos feitos pela WWF ( Fundo Mundial para a Natureza ) mostraram que nos países ricos o problema também aparece. Na Europa, por exemplo, estima-se que 40% dos ecossistemas estão sendo prejudicados pela chuva ácida e outras formas de poluição.

Protocolo de Kioto
Representantes de centenas de países se reuniram em 1997 na cidade de Kioto no Japão para discutirem o futuro do nosso planeta e formas de diminuir a poluição mundial. O documento resultante deste encontro é denominado Protocolo de Kioto. Neste documento ficou estabelecido que algumas propostas de redução da poluição seriam tomadas e seria criada a Convenção de Mudança Climática das Nações Unidas. A maioria dos países participantes votaram a favor do Protocolo de Kioto. Porém, os EUA, alegando que o acordo prejudicaria o crescimento industrial norte-americano, tomou uma posição contrária ao acordo.

Chuva ácida é um fenômeno recente?
Não. O termo chuva ácida foi cunhado por um químico, Robert Angus Smith, quando descrevia a poluição em Manchester, Inglaterra, há mais de um século. Entretanto, a nível mundial, a percepção da acidez da chuva só ocorreu a partir da década de 1950, quando diversos ecossistemas (lagos e florestas, principalmente) já estavam seriamente comprometidos. Esta percepção tardia deve-se ao fato de que os ambientes naturais possuem um longo tempo de resposta a agressões como a acidificação. A água e o solo possuem a capacidade de neutralizar adições de ácidos e bases, e só depois de esgotada esta capacidade é que o pH destes ambientes sofre mudanças bruscas e acentuadas.
Quais os efeitos da chuva ácida sobre o solo e a vegetação?
A solubilidade de metais potencialmente tóxicos como o alumínio, manganês e cádmio é dependente do pH e aumenta rapidamente com a diminuição do pH da solução do solo. O alumínio é fitotóxico e causa prejuízos ao sistema de raízes, diminuindo a habilidade das plantas para absorver os nutrientes e a água do solo, afetando o crescimento das sementes e a decomposição do folhedo, e interagindo sinergisticamente com os ácidos para aumentar o prejuízo às plantas e aos ecossistemas aquáticos. Outro efeito líquido sobre a vegetação é a redução no seu crescimento ou, no pior caso, a morte, devido não só à lixiviação dos nutrientes como o magnésio e o potássio pelo percolado ácido, mas também por causas secundárias afetando a planta enfraquecida.

As soluções
-Incentivar o transporte coletivo.Utilizar metrôs em substituição à frota de ônibus a diesel.
-Incentivar a descentralização industrial.
-Dessulfurar os combustíveis com alto teor de enxofre antes da sua distribuição e consumo.
-Dessulfurar os gases de combustão nas indústrias antes do seu lançamento na atmosfera.
-Subsidiar a utilização de combustíveis limpos (gás natural, energia elétrica de origem hidráulica,energia solar e energia eólica) em fontes de poluição tipicamente urbanas como hospitais, lavanderias e restaurantes.
-Utilizar combustíveis limpos em veículos, indústrias e caldeiras.
Efeito Estufa
O efeito estufa tem colaborado com o aumento da temperatura no globo terrestre nas últimas décadas. Pesquisas recentes indicaram que o século XX foi o mais quente dos últimos 500 anos. Pesquisadores do clima afirmam que, num futuro próximo, o aumento da temperatura provocado pelo efeito estufa poderá ocasionar o derretimento das calotas polares e o aumento do nível dos mares. Como conseqüência, muitas cidades litorâneas poderão desaparecer do mapa.O efeito estufa é gerado pela derrubada de florestas e pela queimada das mesmas, pois são elas que regulam a temperatura, os ventos e o nível de chuvas em diversas regiões. Como as florestas estão diminuindo no mundo, a temperatura terrestre tem aumentado na mesma proporção.Um outro fator que está gerando o efeito estufa é o lançamento de gases poluentes na atmosfera, principalmente os que resultam da queima de combustíveis fósseis. A queima do óleo diesel e da gasolina nos grandes centros urbanos tem colaborado para o efeito estufa. O dióxido de carbono e o monóxido de carbono ficam concentrados em determinadas regiões da atmosfera formando uma camada que bloqueia a dissipação do calor. Esta camada de poluentes, tão visível nas grandes cidades, funciona como um isolante térmico do planeta Terra. O calor fica retido nas camadas mais baixas da atmosfera trazendo graves problemas ao planeta.Pesquisadores do meio ambiente já estão prevendo os problemas futuros que poderão atingir nosso planeta caso esta situação persista. Muitos ecossistemas poderão ser atingidos e espécies vegetais e animais poderão ser extintos. Derretimento de geleiras e alagamento de ilhas e regiões litorâneas. Tufões, furacões, maremotos e enchentes poderão ocorrer com mais intensidade. Estas alterações climáticas poderão influenciar negativamente na produção agrícola de vários países, reduzindo a quantidade de alimentos em nosso planeta. A elevação da temperatura nos mares poderia ocasionar o desvio de curso de correntes marítimas, ocasionando a extinção de vários animais marinhos e diminuir a quantidade de peixes nos mares.Preocupados com estes problemas, organismos internacionais, ONGS e governos de diversos países já estão tomando medidas para reduzir a poluição e a emissão de gases na atmosfera. O Protocolo de Kioto, assinado em 1997, prevê a redução de gases poluentes para os próximos anos. Porém, países como os Estados Unidos tem dificultado o avanço destes acordos. Os EUA alegam que a redução da emissão de gases poluentes poderia dificultar o avanço das indústrias no país.
Poluição das águas
*FORMAS DE POLUIÇÃO DA ÁGUA -Esgotos pluviais; -Escoamento urbano; -Agrícola; -Industrial; -Extração de recursos:minas,petróleo,etc.
*POLUIÇÃO QUÍMICA -Biodegradáveis (lixo orgânico que pode ser decomposto por bactérias); -Persistentes. O calor pode ser considerado poluente quando se verte em cursos naturais a água usada para refrigeração de fábricas e centrais energéticas; com isso a temperatura torna-se prejudicial à animais e plantas aquáticas. Uma das piores conseqüências que provém da água são acidentes com petróleo,que derramam quantidades absurdas de tal. Isso tudo forma uma extensa mancha negra. São chamadas marés negras e seus efeitos provocam muitas mortes entre os animais marinhos. Quando as marés negras atingem a praia, a situação consegue piorar.Além de prejudicar o turismo e a utilização das praias,paralisa temporariamente a pesca da região.
*CONTAMINAÇÃO A água pode ser contaminada através de organismos patogênicos.
°Definição de alguns desses organismos: Bactérias: provocam infecções intestinais, epidérmicas e endêmicas.
Vírus: causam hepatites, infecções nos olhos , etc...
Protozoários: responsáveis pela Amebíase e pela Giardíase.
Vermes: causam esquistossomose e outras infestações.
*Algumas doenças: -Cólera - Gastroenterite Viral - Hepatite - Desinteria Bacilar - Poliomelite - Ascaridíase - Febre Paratifóide - Febre Tifóide - Doenças Respiratórias
Desmatamento
Há hoje uma visão catastrofista do futuro da Amazônia. Nela, pintam-se madeireiros e pecuaristas avançando sofregamente sobre um fiapo restante da selva. O fogo, utilizado para queimar a mata e dar lugar aos pastos, leva consigo árvores centenárias e destrói o habitat de centenas de espécies animais. No seu rastro, um cenário de terras devastadas e cidades miseráveis, herança da exploração desenfreada. Exagero? Sim e não. É improvável que a Amazônia, que é muito grande e só seria devastada por meio de um trabalho sistemático de desmatamento durante muitas gerações, chegue a correr o risco de destruição maciça, total, antes que a opinião pública se insurja e impeça a agressão. O apocalipse, no entanto, já desceu sobre pedaços consideráveis da região. Seria conveniente que eles funcionassem como alerta. Uma boa mostra fica na região do Vale dos Carajás, no Pará. Como em uma dúzia de outras áreas da Amazônia, ali hoje se reúnem dois tipos de degradação. Uma é a da terra, transformada num cemitério de tocos, onde havia antes uma floresta luxuriante. A outra é humana.Em menos de vinte anos, os 100.000 quilômetros quadrados do Vale dos Carajás deixaram de ser mata para virar pasto de quase 1 milhão de bois. O avanço da pecuária extensiva, a corrida dos garimpeiros até Serra Pelada e os empregos indiretos gerados pela atividade da Companhia Vale do Rio Doce criaram municípios miseráveis como Parauapebas, Curionópolis e Eldorado dos Carajás, que virou notícia em 1996 devido ao massacre de dezenove sem-terra por policiais militares. Ainda nesse ano, as três cidades registraram quase 6.000 casos de malária, que atingiu assim, em um único ano, 5% da sua população. Houve ainda 1.000 ocorrências de tuberculose e centenas de pessoas contraíram lepra. A cada ano, o pasto avança sobre o que sobrou da mata. Em vez de gastar dinheiro em calcário e outros corretivos para o solo, pobre em nutrientes, os pecuaristas preferem queimá-lo. O fogo fertiliza a terra com a cinza, mas consome a sua já pouca riqueza natural. No Pará, pesquisas mostram que em doze anos o solo fica tão destruído que nem a grama nasce mais. É como um deserto.Funcionários queimam sobra de madeira para fazer carvão no Pará: serrarias sem licença, compra ilegal e desperdício recorde l.Quem olha hoje o Vale dos Carajás duvida que um dia aquilo tenha sido coberto de floresta. Só acredita observando os últimos 4000 quilômetros quadrados de mata contínua da região, que sobreviveram à sanha da devastação porque estão na propriedade da Companhia Vale do Rio Doce. Mas mesmo essa última ilha verde está ameaçada. De sete anos para cá, a mata foi invadida nove vezes pelos sem-terra. Na última ocupação, no ano passado, em dois dias foi destruída uma área maior que a de um campo de futebol. "Não vamos deixar de tentar ocupar essa área só porque ela é de floresta", diz Raimundo Nonato Coelho de Souza, líder do Movimento Sem-Terra de Marabá. A ameaça de Souza mostra uma nova faceta do desmatamento no Pará. A maior parte das queimadas continua sendo feita por fazendeiros, mas os sem-terra e os posseiros são os novos vilões ambientais. Em agosto, 20 quilômetros quadrados do assentamento Macaxeira, em Eldorado dos Carajás, foram queimados. Os sem-terra dizem que o fogo veio de fazendas vizinhas, mas agora aproveitam a terra arrasada para preparar suas primeiras lavouras. Como se trata dos sem-terra, as ONGs fingem que esse desmatamento a fogo nunca existiu.A queimada é feita com uma câmara de pneu de carro presa a um pedaço de madeira. O fogo é colocado na borracha, que se derrete enquanto é arrastada no meio do mato ou do pasto. Cada pingo da borracha derretida provoca um pequeno foco de incêndio. Não há nenhum controle do alastramento do fogo. Segundo o Instituto Nacional de Pesquisas Espaciais, Inpe, entre julho e novembro ocorrem mais de 1000 focos de incêndio por dia na Amazônia, dois terços deles em Mato Grosso, no Pará e em Rondônia. O número é dez vezes menor que o dos anos anteriores, mas isso não quer dizer que as queimadas diminuíram. O motivo é que o governo decidiu trocar o satélite que capta as ondas térmicas da terra. Em vez do satélite que fazia a ronda do dia, quando as queimadas costumam acontecer, passou a utilizar os registros do satélite da noite, quando elas já estão acabando. A explicação oficial: durante o dia, o satélite estaria captando também reflexos do calor solar. A conclusão óbvia: na prática, a mudança é um truque, com o objetivo de dar a falsa idéia de que a situação melhorou.