tag:blogger.com,1999:blog-78948651092449417472024-03-13T19:00:28.317-07:00QUÍMICA DO PROF.CHARLES XAVIERcharles xavierhttp://www.blogger.com/profile/09206461378121817435noreply@blogger.comBlogger3125tag:blogger.com,1999:blog-7894865109244941747.post-63686090186960160762010-09-23T12:34:00.001-07:002010-09-23T12:34:26.697-07:00A QUÍMICA DO COTIDIANO<span style="font-size: small;">A ciência, como um conjunto organizado de conhecimentos, apresenta-se dividida em várias disciplinas, que se relacionam entre si. Entre elas temos a Química, que estuda a natureza da matéria, suas propriedades, suas transformações e a energia envolvida nesses processos.<br />
<br />
Podemos dizer que tudo à nossa volta é Química, pois todos os materiais que nos cercam passaram ou passam por algum tipo de transformação.<br />
<br />
Desde muitos séculos se sabe que muitos materiais também podem emitir luz quando excitados. Isto ocorre quando os elétrons dos átomos absorvem energia e passam para níveis mais altos. Quando os elétrons voltam para os níveis mais baixos, liberam a diferença de energia. E esta liberação pode ocorrer na forma de emissão de luz. Este fenômeno é usado, por exemplo, na confecção dos fogos de artifício. Quando os fabricantes desejam produzir fogos de artifício coloridos, misturam à pólvora compostos de certos elementos químicos apropriados, utilizam sais de diferentes metais na mistura explosiva (pólvora) para que, quando detonados, produzam cores diferentes. Para se obter a cor amarela, por exemplo, adicionam sódio (Na), para conseguir o vermelho-carmim, colocam estrôncio (Sr). Quando querem o azul-esverdeado, utilizam cobre (Cu). Desejando o verde, empregam o bário (Ba), se a cor desejada for a violeta, usam o potássio (K) e para o vermelho podem utilizar o cálcio (Ca). Na hora em que a pólvora explode, a energia produzida excita os elétrons desses átomos, ou seja, os elétrons "saltam" de níveis de menor energia (mais próximos do núcleo) para níveis de maior energia (mais distantes). Quando retornam aos níveis de menor energia, liberam a energia que absorveram, na forma de luz colorida.<br />
<br />
As diferentes cores são observadas quando os elétrons dos íons metálicos retornam para níveis menores de energia (mais internos), emitindo radiações com a coloração característica de cada "salto" energético (diferentes comprimentos de onda).<br />
<br />
Lembremos do que acontece na sua cozinha, quando a água com sal do arroz escorre na panela e atinge a chama azul do fogo. Aparece uma coloração amarela bem forte. O sal de cozinha é o cloreto de sódio, e a cor característica do sódio é amarela.<br />
<br />
Os luminosos de neônio (Ne) e as lâmpadas de vapor de sódio ou mercúrio (Hg), utilizadas em iluminação pública, são dispositivos baseados em tubos de raios catódicos. Estes tubos são ampolas de vidro com um gás no seu interior, a baixa pressão, e que possuem extremidades metálicas onde se aplica uma diferença de potencial elétrico. Eles são semelhantes aos tubos de imagem dos televisores. Nestes, há uma substância no estado gasoso, cujos elétrons são excitados por ação da corrente elétrica. Quando esses elétrons retornam, há a emissão e luz. Nos luminosos de gás neônio, a luz emitida é vermelha, e nas lâmpadas de vapor de sódio é amarela.<br />
<br />
Alguns seres vivos possuem um interessante mecanismo em seus organismos: reações química utilizam a energia (proveniente dos alimentos) para excitar elétrons de alguns átomos. Quando os elétrons voltam ao estado fundamental, há emissão de luz. Esse fenômeno é chamado de bioluminescência.<br />
<br />
O caso mais conhecido de bioluminescência é o dos vaga-lumes (ou pirilampos). Há evidências de que eles utilizam os sinais luminosos para se comunicarem com os parceiros do sexo oposto. A emissão de luz neste caso, tem portanto, finalidade relacionada ao acasalamento dos vaga-lumes.<br />
<br />
Há outras espécies de seres vivos (por exemplo, alguns fungos, algas, vermes e cnidários) que também apresentam bioluminescência, porém os cientistas ainda não esclareceram, em muitos casos, qual o papel que este fenômeno desempenha em suas vidas.<br />
<br />
Alguns materiais, quando absorvem radiação, emitem de volta luz visível. Esse fenômeno é chamado genericamente de luminescência. Quando a emissão ocorre imediatamente após a incidência da radiação, o fenômeno é chamado de fluorescência. Se, por outro lado, a emissão demorar alguns segundos ou até mesmo algumas horas, chamamos de fosforescência. Portanto as lâmpadas são fluorescentes e os interruptores de luz são fosforescentes.<br />
<br />
Podemos notar que a química está mesmo presente em tudo, desde a fabricação de fogos de artifício, até a comunicação entre os insetos. Este fenômenos aparentemente são bem diferentes mas, na realidade, utilizam as mesmas propriedades básicas da matéria como a espectroscopia, estrutura atômica, etc.<br />
<br />
As reações químicas ocorrem constantemente no ambiente, nas fábricas, nos veículos e em nosso corpo. Em uma reação química, um ou mais tipos de matéria se transformam em um novo tipo — ou em vários novos tipos — de matéria. Abaixo, mostram-se algumas reações comuns. A vida tal como a conhecemos não existiria sem esses processos: as plantas não poderiam realizar a fotossíntese, os automóveis não se moveriam, os músculos não teriam força, a cola não grudaria e o fogo não poderia arder.<br />
<br />
<br />
<strong>Química do Músculo</strong> <br />
<br />
Energia consumida<br />
<br />
ATP à ADP + Pi<br />
<br />
Ácido Láctico<br />
<br />
CH3COCOOH à CH3CHCHCOOH <br />
<br />
<strong><br />
Química Indústrial</strong> <br />
<br />
Fe2O3 + 3CO à 2Fe + 3CO2<br />
<br />
<br />
<strong>Combustão </strong><br />
<br />
2C8H18 + 25 O2 à 16CO2 + 18 H2O<br />
<br />
<br />
<strong>Química Atmosférica </strong><br />
<br />
Ozônio<br />
<br />
3 O2 à 2 O3<br />
<br />
Chuva Ácida<br />
<br />
SO3 + H2O à H2SO4<br />
<br />
<br />
<strong>Oxidação </strong><br />
<br />
4Fe + 3 O2 + 6H2O à 4Fe(OH)3<br />
<br />
<br />
<strong>Bioquímica </strong><br />
<br />
Fotossíntese<br />
<br />
6CO2 + 6H2O à C6H12O6 + 6 O2<br />
<br />
<br />
Uma parte maravilhosa da química em nosso cotidiano são os remédios. Todos eles são desenvolvidos com o maior cuidado e preocupação, são uns dos maiores bens químicos da humanidade. Vejamos alguns: <br />
<br />
<strong>Hidroclorotiazida (Hydrochlorothiazidum) </strong><br />
<br />
C7 H8 Cln3 O4 S2</span><br />
<span style="font-size: small;"><span style="font-family: Verdana;"><img alt="" border="0" height="113" src="http://www.coladaweb.com/quimica/cotidiano_arquivos/image002.gif" v:shapes="_x0000_s1027" width="229" /></span><br />
<br />
Descrição: pó cristalino branco ou praticamente branco, quase inodoro.<br />
<br />
Solubilidade: levemente solúvel em água; facilmente solúvel em solução de hidróxido de sódio. Insolúvel em éter, em clorofórmio, em benzeno e em ácidos minerais diluídos.<br />
<br />
A hidroclorotiazida deve ser ingerida devido ao desequilíbrio hidroelétrico e hipotensão. Ex: Neopress<br />
<br />
<br />
<strong>Paracetamol (Paracetamolum) </strong><br />
<br />
C8 H9 NO2<br />
<br />
<span style="font-family: Verdana;"><img alt="" border="0" height="70" src="http://www.coladaweb.com/quimica/cotidiano_arquivos/image004.gif" v:shapes="_x0000_s1026" width="241" /></span> <br />
<br />
Descrição: pó cristalinos, brancos, inodoros, com leve sabor amargo.<br />
<br />
Solubilidade: solúvel em água fervente e hidróxido de sódio, completamente solúvel em álcool.<br />
<br />
Categoria: Analgésico, antipirético.<br />
<br />
O paracetamol, cuja atividade se faz sentir como analgésico pela elevação do eliminar da dor e como antipirético através de ação no centro hipotalãmico que regula a temperatura. Ex: Tylenol<br />
<br />
<strong><br />
Betametosana (Betamethasonum)</strong> <br />
<br />
C22 H29 FO5 <br />
<br />
Descrição: Pó cristalino branco ou amarelos pálidos, inodoros.<br />
<br />
Solubilidade: Pouco solúvel em etanol e em dioxano, muito pouco solúvel em clorofórmio; praticamente insolúvel em água.<br />
<br />
A betametasoma, derivado sintético de prendisolona, produz efeito antiflamatório, anti-reumático e antiarlégico no tratamento de doenças que correspondem ao corticosteróide. Ex: celestone<br />
<br />
<br />
<strong>Sulfato de neomicina (neomicini sulfas) </strong><br />
<br />
Descrição: Pó ou cristais brancos ou branco-amarelados; inodoro e higroscópico.<br />
<br />
Solubilidade: facilmente solúvel em 3 partes de água; lentamente solúvel em 1 parte de água; muito pouco solúvel em álcool, insolúvel em acetona, éter.<br />
<br />
Categoria: Antibacteriano.<br />
<br />
A neomicina determina um erro na leitura do código genético da bactéria, interferindo na síntese de suas proteínas assim a síntese bacteriana é afetada. Ex:teutomian<br />
<br />
<br />
<strong>Sulfato de Gentamicina (gentamicina sulfas) </strong><br />
<br />
Descrição: Pó branco e amarelo claro.<br />
<br />
Solubilidade: solúvel em água; insolúvel em álcool, em acetona e em benzeno.<br />
<br />
Categoria: antibacteriano.<br />
<br />
O sulfato de gentamicina é o sal sulfato das substâncias antibióticas aminoglicosídeo, hidrossolúvel, bactericida de amplo espectro, contra bactérias. Ex: garamicina.<br />
<br />
<br />
<strong>Cloreto de amônio (Ammonii chloridum) <br />
</strong><br />
NH4 Cl <br />
<br />
Descrição: Pó cristalino branco incolor, inodoro, sabor salino.<br />
<br />
Solubilidade: facilmente solúvel em água; solúvel em metanol e em álcool; praticamente insolúvel em acetona, em éter e em acetato de etila.<br />
<br />
Categoria: expectorante.<br />
<br />
O cloreto de amônio facilita a expectoração, reduzindo a viscosidade da secreção brônquica. Ex:santussal.<br />
<br />
<strong><br />
Àcido Acentilsalicílico (Acidum Acetylsalicylicum) </strong><br />
<br />
C9 H8 O4 (acetato de ácido salicílico)<br />
<br />
<span style="font-family: Verdana;"><img alt="" border="0" height="108" src="http://www.coladaweb.com/quimica/cotidiano_arquivos/image006.gif" v:shapes="_x0000_s1025" width="173" /></span><br />
<br />
Descrição: Pó cristalino branco, inodoro tem odor leve, estável ao ar úmido hidrolisa-se gradualmente a ácido salicílico.<br />
<br />
Solubilidade: levemente solúvel em água.<br />
<br />
Categoria: analgésico, antipirético. Ex: aspirina e melhoral.</span>charles xavierhttp://www.blogger.com/profile/09206461378121817435noreply@blogger.com1tag:blogger.com,1999:blog-7894865109244941747.post-3333232217548241382010-09-23T12:19:00.001-07:002010-09-23T12:19:51.585-07:00Ácidos<h2>Características e propriedades</h2><div id="credito-texto">Erivanildo Lopes da Silva*<br />
Jacques Antonio de Miranda** </div><div id="texto"> Este texto apresenta algumas contribuições para o estudo dos <strong>ácidos</strong>, destacando características, propriedades e algumas reações químicas. <br />
<br />
Ao buscarmos uma definição preliminar sobre o termo ácido, recorrendo para isto a um dicionário, podemos nos deparar com uma ampla lista de terminologias e definições paralelas. Tal análise preliminar deixaria, sem dúvida, qualquer estudante confuso e perplexo com a gama de informações. <br />
<br />
Entretanto, o caráter experimental da química permite-nos conhecer melhor as características dessas substâncias analisando conceitos e definições a respeito do assunto. <br />
<br />
A palavra "ácido" é originária do termo em latim <i>acidu</i>, que significa "azedo". Esta talvez seja uma das características mais facilmente encontrada nas soluções de ácidos. A evolução do termo tem nos permitido elaborar conceitos mais amplos e úteis. <br />
<br />
<h3>Teorias</h3>Três teorias se destacaram para a definição destes compostos. <br />
<br />
Em 1887, o químico sueco Svante Arrhenius propôs o conceito de <strong>dissociação</strong>. De acordo com ele, um <strong>ácido</strong> é uma substância que, dissociado em água, libera íons de hidrogênio (por outro lado, apenas explorando a proposição de Arrhenius, uma <strong>base</strong> seria uma substância capaz de liberar íons hidroxila quando em solução). Por exemplo:<br />
<br />
<table align="center" border="0" cellpadding="0" cellspacing="0" style="width: 150px;"><tbody>
<tr><td><img alt="Reprodução" src="http://n.i.uol.com.br/licaodecasa/ensmedio/quimica/cloreto-hidrog.gif" /></td></tr>
<tr><td><span style="font-family: verdana,arial; font-size: xx-small;"> (Esquema 1)</span></td></tr>
</tbody></table><br />
Íons hidrogênio reagem com a água para formar íons hidrônio:<br />
<br />
<table align="center" border="0" cellpadding="0" cellspacing="0" style="width: 150px;"><tbody>
<tr><td><img alt="Reprodução" src="http://n.i.uol.com.br/licaodecasa/ensmedio/quimica/ions-hidronio.gif" /></td></tr>
</tbody></table><br />
Embora esta seja a representação mais correta da presença de íons hidrogênio em água, para simplificar, usaremos o termo H<sup>+</sup> neste texto. <br />
<br />
Em 1923, Bronsted, na Dinamarca, e Lowry, na Inglaterra, agindo independentemente, sugeriram uma definição bastante interessante. Na definição de Bronsted-Lowry, ácido é uma espécie que tende a dar um próton, enquanto uma base seria uma espécie capaz de receber o próton. Esta definição permite entender, por exemplo, a atuação da água na reação abaixo:<br />
<br />
<table align="center" border="0" cellpadding="0" cellspacing="0" style="width: 150px;"><tbody>
<tr><td><img alt="Reprodução" src="http://n.i.uol.com.br/licaodecasa/ensmedio/quimica/agua-proton.gif" /></td></tr>
<tr><td><span style="font-family: verdana,arial; font-size: xx-small;"> (Esquema 2)</span></td></tr>
</tbody></table><br />
No mesmo ano em que Bronsted e Lowry apresentavam seus trabalhos, o químico norte-americano G. N. Lewis fez sua proposição. De acordo com Lewis, ácido é uma espécie com um orbital vazio capaz de receber um par de elétrons, enquanto uma base seria uma espécie capaz de doar um par de elétrons para formar uma ligação covalente coordenada. Assim, o ácido seria um receptor de par de elétrons. <br />
<br />
<h3>Propriedades</h3>Tais definições nos ajudarão a entender uma série de propriedades dos ácidos. Note que na dissociação apresentada no Esquema 1 são fornecidos íons à solução. Sempre que uma espécie química apresenta tal comportamento, definimos tais solutos como eletrólitos. Vale lembrar que uma solução de um eletrólito conduzirá melhor a eletricidade que o solvente puro. <br />
<br />
É importante realizarmos tal comentário, deixando claro que somente quando os íons provenientes do ácido estiverem presentes é que temos uma solução condutora. O exemplo citado acima deixa claro que apesar de o HCl ser um composto molecular, trata-se de um eletrólito. (Sugestão: ler o texto <a href="http://educacao.uol.com.br/quimica/solucoes-aquosas.jhtm"><u>Soluções aquosas - Estudo qualitativo e quantitativo das concentrações</u></a>.) <br />
<br />
Para o caso dos ácidos, poderíamos afirmar que quando o ácido está presente somente como íons em solução (completamente dissociado, por exemplo, HCl), tem-se um eletrólito forte. Quando a solução é constituída por íons e moléculas não-dissociadas (por exemplo, HF) trata-se de um eletrólito fraco. Vale ressaltar que esta nossa aproximação foi construída considerando-se soluções não muito concentradas. <br />
<br />
A seguir, enumeramos alguns ácidos comuns.<br />
<br />
<table border="0" cellpadding="4" cellspacing="2" style="width: 420px;"><tbody>
<tr align="CENTER" valign="TOP"><td bgcolor="#ffffcc" colspan="4"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;"><b>Tabela 1 - Ácidos comuns</b></span></td></tr>
<tr align="CENTER" valign="TOP"><td bgcolor="#ccffcc" colspan="2"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;"><b>Ácido forte (eletrólito forte)</b></span></td><td bgcolor="#cccccc" colspan="2"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;"><b>Ácido fraco (eletrólito fraco)</b></span></td></tr>
<tr align="CENTER" valign="TOP"><td bgcolor="#ccffcc"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">HCl</span></td><td bgcolor="#ccffcc"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Ácido clorídrico</span></td><td bgcolor="#cccccc"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">H<sub>3</sub>PO<sub>4</sub></span></td><td bgcolor="#cccccc"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Ácido fosfórico</span></td></tr>
<tr align="CENTER" valign="TOP"><td bgcolor="#ccffcc"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">HBr</span></td><td bgcolor="#ccffcc"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Ácido bromídrico</span></td><td bgcolor="#cccccc"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">H<sub>2</sub>CO<sub>3</sub></span></td><td bgcolor="#cccccc"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Ácido carbônico</span></td></tr>
<tr align="CENTER" valign="TOP"><td bgcolor="#ccffcc"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">HI</span></td><td bgcolor="#ccffcc"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Ácido iodídrico</span></td><td bgcolor="#cccccc"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">CH<sub>3</sub>CO<sub>2</sub>H</span></td><td bgcolor="#cccccc"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Ácido acético</span></td></tr>
<tr align="CENTER" valign="TOP"><td bgcolor="#ccffcc"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">HNO<sub>3</sub></span></td><td bgcolor="#ccffcc"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Ácido nítrico</span></td><td bgcolor="#cccccc"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">H<sub>2</sub>C<sub>2</sub>O<sub>4</sub></span></td><td bgcolor="#cccccc"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Ácido oxálico</span></td></tr>
<tr align="CENTER" valign="TOP"><td bgcolor="#ccffcc"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">HClO4</span></td><td bgcolor="#ccffcc"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Ácido perclórico</span></td><td bgcolor="#cccccc"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">C<sub>4</sub>H<sub>6</sub>O<sub>6</sub></span></td><td bgcolor="#cccccc"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Ácido tartárico</span></td></tr>
<tr align="CENTER" valign="TOP"><td bgcolor="#ccffcc"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub></span></td><td bgcolor="#ccffcc"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Ácido sulfúrico </span></td><td bgcolor="#cccccc"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">C<sub>6</sub>H<sub>8</sub>O<sub>7</sub></span></td><td bgcolor="#cccccc"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Ácido cítrico</span></td></tr>
<tr align="CENTER" valign="TOP"><td bgcolor="#ccffcc"><br />
</td><td bgcolor="#ccffcc"><br />
</td><td bgcolor="#cccccc"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">C<sub>9</sub>H<sub>8</sub>O<sub>4</sub> </span></td><td bgcolor="#cccccc"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Aspirina </span></td></tr>
<tr align="CENTER" valign="TOP"><td colspan="4"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Fonte: KOTZ; TREICHEL Jr., 2006.</span></td></tr>
</tbody></table><br />
<h3>Classificações</h3>Dos exemplos citados na tabela, destacaremos alguns para introduzir algumas classificações. <br />
<br />
É fácil perceber que o átomo de hidrogênio é comum a todas as espécies citadas acima. Contudo, a presença do átomo de oxigênio não é geral. Ácidos que apresentam o átomo de oxigênio na fórmula são classificados como ácidos oxigenados, enquanto que aqueles que não apresentam o oxigênio são chamados de ácidos não-oxigenados ou hidrácidos. <br />
<br />
Talvez a propriedade mais conhecida dos ácidos esteja associada à sua reação com hidróxidos metálicos, formando sal e água. Alguns exemplos são apresentados a seguir:<br />
<br />
<table align="center" border="0" cellpadding="0" cellspacing="0" style="width: 150px;"><tbody>
<tr><td><img alt="Reprodução" src="http://n.i.uol.com.br/licaodecasa/ensmedio/quimica/sal-agua.gif" /></td></tr>
<tr><td><span style="font-family: verdana,arial; font-size: xx-small;"> (Esquema 3)</span></td></tr>
</tbody></table><br />
Tais reações são conhecidas como reações de neutralização. <br />
<br />
Além destes exemplos, é possível estender tais reações para o campo da química orgânica, analisando a reação entre ácidos e alguns corantes orgânicos. <br />
<br />
Alguns corantes podem sofrer protonação (receptor de H<sup>+</sup>) ou desprotonação (doador de H<sup>+</sup>) de grupos funcionais específicos, geralmente sem que ocorra (mas não necessariamente) a destruição da molécula. Trata-se de um princípio químico, que permite acompanhar a mudança de cor do corante, dependendo das características ácidas ou básicas do meio. <br />
<br />
Esses compostos são conhecidos como indicadores, bastante utilizados em procedimentos analíticos de titulação. Por exemplo, a fenolftaleína é um composto que apresenta características distintas quando na presença de soluções de ácidos ou bases. Quando em meio básico, esse composto apresenta-se na coloração rosa, enquanto que em meio ácido torna-se incolor. <br />
<br />
Talvez a compreensão fique mais clara se analisarmos o comportamento dos indicadores por meio da escala de pH. Neste texto, a escala será apenas apresentada, sem discussões sobre sua construção e potencialidades de análise:<br />
<br />
<table border="0" cellpadding="4" cellspacing="0" style="width: 420px;"><tbody>
<tr align="CENTER" valign="TOP"><td bgcolor="#ffffcc"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">0</span></td><td bgcolor="#ffffcc"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">1</span></td><td bgcolor="#ffffcc"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">2</span></td><td bgcolor="#ffffcc"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;"><b><span style="color: #cc0000;">3</span></b></span></td><td bgcolor="#ffffcc"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">4</span></td><td bgcolor="#ffffcc"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">5</span></td><td bgcolor="#ffffcc"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">6</span></td><td bgcolor="#ccffcc"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;"><b><span style="color: #cc0000;">7</span></b></span></td><td bgcolor="#ccccff"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">8</span></td><td bgcolor="#ccccff"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">9</span></td><td bgcolor="#ccccff"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">10</span></td><td bgcolor="#ccccff"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;"><b><span style="color: #cc0000;">11</span></b></span></td><td bgcolor="#ccccff"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">12</span></td><td bgcolor="#ccccff"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">13</span></td><td bgcolor="#ccccff"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">14</span></td></tr>
<tr align="CENTER" valign="TOP"><td bgcolor="#ffffcc" colspan="7"><span style="color: #cc0000; font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: xx-small;">Ácido</span></td><td bgcolor="#ccffcc"><span style="color: #cc0000; font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: xx-small;">neutro</span></td><td bgcolor="#ccccff" colspan="7"><span style="color: #cc0000; font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: xx-small;">Básico</span></td></tr>
<tr align="CENTER" valign="TOP"><td colspan="15"><span style="font-family: Verdana,Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: xx-small;">Esquema 4: Escala simplificada de PH</span></td></tr>
</tbody></table><br />
Um dos indicadores mais comuns para os ácidos é o tornassol. O tornassol azul muda para vermelho em presença de um ácido. Outros indicadores podem ser citados, mas vale ressaltar que suas características serão dependentes do pH de viragem, ou seja, a simples mudança de cor não será suficiente para classificar a espécie como ácida.<br />
<br />
<table border="0" cellpadding="4" cellspacing="2" style="width: 420px;"><tbody>
<tr align="CENTER" bgcolor="#ffffcc" valign="TOP"><td colspan="3"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;"><b>Tabela 2 - Alguns indicadores ácido-base</b></span></td></tr>
<tr align="CENTER" bgcolor="#ccffcc" valign="TOP"><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;"><b>Indicador</b></span></td><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;"><b>Transição de cor</b></span></td><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;"><b>pH de viragem</b></span></td></tr>
<tr align="LEFT" bgcolor="#cccccc" valign="TOP"><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Violeta de metila</span></td><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Amarelo - azul</span></td><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">0 - 1,6</span></td></tr>
<tr align="LEFT" bgcolor="#ccffff" valign="TOP"><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Azul de bromofenol</span></td><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Amarelo - azul</span></td><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">3,0 - 4,6</span></td></tr>
<tr align="LEFT" bgcolor="#cccccc" valign="TOP"><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Alaranjado de metila</span></td><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Vermelho - amarelo</span></td><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">3,1 - 4,4</span></td></tr>
<tr align="LEFT" bgcolor="#ccffff" valign="TOP"><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Azul de bromotimol</span></td><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Amarelo - azul</span></td><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">6,0 - 7,6</span></td></tr>
<tr align="LEFT" bgcolor="#cccccc" valign="TOP"><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Timolftaleína</span></td><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Incolor - azul</span></td><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">9,4 - 10,6</span></td></tr>
<tr align="LEFT" bgcolor="#ccffff" valign="TOP"><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Amarelo de alizarina </span></td><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Amarelo - vermelho </span></td><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">10,1 - 12,0 </span></td></tr>
<tr align="CENTER" valign="TOP"><td colspan="3"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Fonte: BACAN et.al., 1979.</span></td></tr>
</tbody></table><br />
<h3>Ácidos e metais</h3>Para encerrar as discussões propostas neste texto, finalizamos com a reação dos ácidos com metais. A série de atividade dos metais (Tabela 3) apresenta os metais em ordem decrescente de atividade. O hidrogênio foi propositalmente incluído na série, para que possamos compreender a reação dos ácidos com metais. Qualquer metal acima do hidrogênio nessa série deslocará o hidrogênio de um ácido (SACKHEIM; LEHMAN, 2001). Os metais superiores seriam aqueles que promoveriam tal reação com maior facilidade:<br />
<br />
<table border="0" cellpadding="4" cellspacing="2" style="width: 300px;"><tbody>
<tr align="CENTER" bgcolor="#ffffcc" valign="TOP"><td colspan="2"><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;"><b>Tabela 3 - Série de atividade dos metais</b></span></td></tr>
<tr align="CENTER" bgcolor="#cccccc" valign="TOP"><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">K</span></td><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Potássio</span></td></tr>
<tr align="CENTER" bgcolor="#ccffff" valign="TOP"><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Ca</span></td><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Cálcio</span></td></tr>
<tr align="CENTER" bgcolor="#cccccc" valign="TOP"><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Na</span></td><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Sódio</span></td></tr>
<tr align="CENTER" bgcolor="#ccffff" valign="TOP"><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Mg</span></td><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Magnésio</span></td></tr>
<tr align="CENTER" bgcolor="#cccccc" valign="TOP"><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Al </span></td><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Alumínio</span></td></tr>
<tr align="CENTER" bgcolor="#ccffff" valign="TOP"><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Zn</span></td><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Zinco</span></td></tr>
<tr align="CENTER" bgcolor="#cccccc" valign="TOP"><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Fe</span></td><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Ferro</span></td></tr>
<tr align="CENTER" bgcolor="#ccffff" valign="TOP"><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Sn</span></td><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Estanho</span></td></tr>
<tr align="CENTER" bgcolor="#cccccc" valign="TOP"><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Pb </span></td><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Chumbo</span></td></tr>
<tr align="CENTER" bgcolor="#ccffff" valign="TOP"><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;"><b><span style="color: #0000cc;">H</span></b></span></td><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;"><b><span style="color: #0000cc;">Hidrogênio</span></b></span></td></tr>
<tr align="CENTER" bgcolor="#cccccc" valign="TOP"><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Cu</span></td><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Cobre</span></td></tr>
<tr align="CENTER" bgcolor="#ccffff" valign="TOP"><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Hg</span></td><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Mercúrio</span></td></tr>
<tr align="CENTER" bgcolor="#cccccc" valign="TOP"><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Ag</span></td><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Prata</span></td></tr>
<tr align="CENTER" bgcolor="#ccffff" valign="TOP"><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Au</span></td><td><span style="font-family: Arial,Helvetica,sans-serif; font-size: x-small;">Ouro</span></td></tr>
</tbody></table><br />
Para qualquer metal acima do hidrogênio, teríamos reação com ácidos, produzindo um sal e hidrogênio gasoso. Por exemplo:<br />
<br />
<table align="center" border="0" cellpadding="0" cellspacing="0" style="width: 150px;"><tbody>
<tr><td><img alt="Reprodução" src="http://n.i.uol.com.br/licaodecasa/ensmedio/quimica/sal-hidrog.gif" /></td></tr>
<tr><td><span style="font-family: verdana,arial; font-size: xx-small;"> (Esquema 5)</span></td></tr>
</tbody></table><br />
Note porque os ácidos não podem ser armazenados em recipientes desses metais ativos. Materiais cirúrgicos ou dentários, geralmente de aço inoxidável, não podem ser deixados na presença de ácidos, uma vez que estes materiais contêm ferro. <br />
<br />
Já os metais abaixo do hidrogênio na Tabela 3, não são capazes de substituir o hidrogênio no ácido. Ou seja, podemos esperar que a mistura de cobre com ácido clorídrico não produza hidrogênio, e isso realmente ocorre:<br />
<br />
<table align="center" border="0" cellpadding="0" cellspacing="0" style="width: 150px;"><tbody>
<tr><td><img alt="Reprodução" src="http://n.i.uol.com.br/licaodecasa/ensmedio/quimica/sem-reacao.gif" /></td></tr>
<tr><td><span style="font-family: verdana,arial; font-size: xx-small;"> (Esquema 6)</span></td></tr>
</tbody></table><br />
<br />
É importante ressaltar que o fato de o cobre não reagir com ácido clorídrico não generaliza seu comportamento frente ao ataque ácido. Embora não liberem hidrogênio, eles reagem com ácidos oxidantes para formar produtos de redução dos ácidos oxidantes, os sais do respectivo metal e água:<br />
<br />
<table align="center" border="0" cellpadding="0" cellspacing="0" style="width: 150px;"><tbody>
<tr><td><img alt="Reprodução" src="http://n.i.uol.com.br/licaodecasa/ensmedio/quimica/cobre.gif" /></td></tr>
<tr><td><span style="font-family: verdana,arial; font-size: xx-small;"> (Esquema 7)</span></td></tr>
</tbody></table><br />
A reatividade (espontânea) de certo metal com ácido (H<sup>+</sup>) oxidante para liberar H é determinada pela posição do metal na série eletromotriz. Quanto mais eletropositivo e combinado com condições extremas, que combinem temperatura, superfície de contato, concentração do ácido, dentre outras, podemos interferir na velocidade da reação entre as espécies, como destacamos a seguir:<br />
<br />
<table align="center" border="0" cellpadding="0" cellspacing="0" style="width: 150px;"><tbody>
<tr><td><img alt="Reprodução" src="http://n.i.uol.com.br/licaodecasa/ensmedio/quimica/conc-acido.gif" /></td></tr>
<tr><td><span style="font-family: verdana,arial; font-size: xx-small;"> (Esquema 8)</span></td></tr>
</tbody></table><br />
<br />
<h3>Curiosidades</h3>Ácidos fortes atacam as roupas e a pele. Fibras vegetais (algodão, linho), animais (seda, lã) e sintéticas são rapidamente destruídas por ácidos fortes. O amarelamento da pele em contato com ácido nítrico é um teste específico para proteínas. <br />
<br />
Áreas da pele atacadas por ácido devem ser lavadas com água em abundância. Em seguida, devem ser tratadas com bicarbonato de sódio, para neutralização de qualquer porção de ácido remanescente. Já ácidos diluídos e/ou fracos, podem ser até utilizados no interior do corpo. <br />
<br />
A absorção de um medicamento está bastante associada ao seu caráter eletrolítico. Em geral, os medicamentos são mais bem absorvidos através do trato gastrointestinal quando se apresentam na forma não-ionizada. Assim, medicamentos fracamente ácidos serão mantidos, na forma não-ionizada, no estômago, fracas ao seu pH ácido, facilitando sua absorção. <br />
<br />
Já um medicamento fracamente básico será bastante ionizado no estômago e, portanto, pouco absorvido. Um exemplo seria a aspirina (ácido acetilsalicílico). Quando em solução ácida, como no estômago, ela se apresenta mais de 90% na forma não ionizada; enquanto que em solução neutra, apenas 1%. Assim, podemos concluir que ela seria facilmente absorvida no estômago (pH próximo de 2) e mais lentamente no intestino delgado, onde o pH é superior a 7. <br />
<br />
<h3>Bibliografia</h3><li>BACAN, N. et al. <i>Química analítica quantitativa elementar</i>. 2ª ed. São Paulo: Edgard Blucher, 1979.<br />
</li><br />
<li>KOTZ, J. C.; TREICHEL Jr, P. M. <i>Química geral e reações químicas</i>. 5ª ed. São Paulo: Thomson Learning, 2006.<br />
</li><br />
<li>RUSSEL, J. B. <i>Química geral</i>. 2ª ed. São Paulo: Makron Books, 1994. V.1. </li><br />
<li>SACKHEIM, G. I.; LEHMAN, D. D. <i>Química e bioquímica para ciências biomédicas</i>. 8ª ed. São Paulo: Manole, 2001. </li><br />
</div><div id="fonte"><b>*Erivanildo Lopes</b> é professor assistente da Universidade Federal da Bahia.<br />
<b>**Jacques Antonio de Miranda</b> é professor adjunto da Universidade Federal da Bahia. </div>charles xavierhttp://www.blogger.com/profile/09206461378121817435noreply@blogger.com0tag:blogger.com,1999:blog-7894865109244941747.post-89065905167848455592010-09-23T11:45:00.000-07:002010-09-23T11:45:58.173-07:00estrutura atômica<object width="500" height="405"><param name="movie" value="http://www.youtube.com/v/nxKm-xzOvtE?fs=1&hl=pt_BR&color1=0x234900&color2=0x4e9e00&border=1"></param><param name="allowFullScreen" value="true"></param><param name="allowscriptaccess" value="always"></param><embed src="http://www.youtube.com/v/nxKm-xzOvtE?fs=1&hl=pt_BR&color1=0x234900&color2=0x4e9e00&border=1" type="application/x-shockwave-flash" allowscriptaccess="always" allowfullscreen="true" width="500" height="405"></embed></object>charles xavierhttp://www.blogger.com/profile/09206461378121817435noreply@blogger.com0