Importância.

A estequiometria é de extrema importância no cotidiano, principalmente nas indústrias ou laboratórios, pois objetiva calcular teoricamente a quantidade de reagentes a ser usada em uma reação, prevendo a quantidade de produtos que será obtida em condições preestabelecidas.

Conheça Noções Básicas do Cálculo Estequiométrico.

Exemplos.

01. O nitrogênio pode ser obtido pela decomposição térmica do nitrito de amônio.

a) Escreva a equação de decomposição do nitrito de amônio.
b) Calcule o volume de nitrogênio obtido, nas condições normais de pressão e de temperatura, pela decomposição de 12,8g de nitrito de amônio, supondo que o rendimento da reação seja de 80% (em massa).
(massas atômicas: H = 1,0; N = 14,0; O = 16,0)
R-  a) A equação de decomposição do nitrito de amônio é:
       NH4NO2 N2 + 2 H2O
    
      b) Cálculo do volume de nitrogênio:
       NH4NO2 N2 + 2 H2O
          1 mol                       1 mol

64g      ¾¾ → 22,4 l (CNTP)
12,8g   ¾¾ →   x
        x = 4,48 l

100% ¾¾ → 4,48 l
80 %  ¾¾ →  x
    x = 3,58 l 

02. Quantos moles de clorato de potássio são necessários para a produção de 33,6 litros de oxigênio (CNTP) na decomposição térmica do clorato de potássio?

R-  A reação é:  2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2
        moles            volume (CNTP)
       2 moles ¾¾¾¾¾ 3 x 22,4 l
       x moles ¾¾¾¾¾ 33,6 l
       Resp.: 1 mol de KClO3 

Cálculos Estequiométricos.

O cálculo estequiométrico, ou cálculo das medidas apropriadas, é um dos maiores passos dados pela humanidade no campo científico e é o cerne da química quantitativa.
Lavoisier (1743-1794), o pai da química moderna, foi capaz de associar todos os conhecimentos qualitativos da sua época à exatidão da matemática.

Para tanto, desenvolveu vários equipamentos de medição, entre eles a balança analítica de laboratório, permitindo ao químico medir ou calcular as massas dos reagentes e produtos envolvidos em uma reação química.

Atualmente, o cálculo estequiométrico é utilizado em várias atividades, tais como: pela indústria que deseja saber quanto de matéria-prima (reagentes) deve utilizar para obter uma determinada quantidade de produtos, pelo médico que quer calcular quanto de determinada substância deve ministrar para cada paciente, entre inúmeras outras.

Apesar de temido por muitos vestibulandos, o cálculo estequiométrico deixa de ser um problema se os seguintes passos forem seguidos:

1^o passo - Montar e balancear a equação química;
2^o passo - Escrever a proporção em mols (coeficientes da equação balanceada);
3^o passo - Adaptar a proporção em mols às unidades usadas no enunciado do exercício (massa, volume nas CNTP, n? de moléculas etc);
4^o passo - Efetuar a regra de três com os dados do exercício.

Verifique o exemplo abaixo.Depois confira estas outras dicas importantes: se a reação for representada em várias etapas (reações sucessivas), some todas para obter uma só e faça o cálculo com esta; se for apresentado rendimento no exercício, efetue o cálculo normalmente. A quantidade calculada supõe rendimento de 100% e com uma simples regra de 3 você adapta o resultado ao rendimento dado.
O cálculo estequiométrico é um assunto muito abordado nos vestibulares. Vamos tentar entender:

Para fazermos um bolo simples é necessário respeitar uma receita padrão:
3 xícaras de farinha de trigo
4 ovos
1 copo de leite
É evidente que aqui não levaremos em conta o recheio. Este fica a critério do freguês.
Podemos identificar que a receita nos traz os ingredientes e suas quantidades.
No Cálculo Estequiométrico, temos a mesma situação. Para resolvê-lo precisamos de uma receita (reação) que traga os ingredientes (reagentes e/ou produtos) e suas quantidades (coeficientes estequiométricos da reação).

Curiosidades

 Vários fatores são responsáveis pela ocorrência de uma reação química. Entre os reagentes deve existir uma tendência à reação (afinidade química) e, além disso, eles devem estar em contato, o que irá permitir a colisão entre suas moléculas, acarretando quebra de ligações e formação de novas ligações.

Teoria da colisão

Em todas as reações, os átomos que formam os reagentes se rearranjam, originando os produtos. No entanto, nem todos os choques entre as partículas que compõem os reagentes dão origem a produtos (choques não-eficazes). Os choques que resultam em quebra e formação de novas ligações são denominadas eficazes ou efetivos.

 No momento em que ocorre o choque em uma posição favorável, forma-se uma estrutura intermediária entre os reagentes e os produtos, denominada complexo ativado.

Complexo ativado é o estado intermediário (estado de transição) formado entre reagentes e produtos, em cuja estrutura existem ligações enfraquecidas (presentes nos reagentes) e formação de novas ligações (presentes nos produtos).

Para que ocorra a formação do complexo ativado, as moléculas dos reagentes devem apresentar uma certa quantidade de energia, denominada energia de ativação (E_a).

Energia de ativação (Ea) é a menor quantidade de energia que deve ser fornecida aos reagentes para a formação do complexo ativado e, consequentemente, para a ocorrência da reação.

Experimentalmente, sabemos que reações diferentes apresentam energias de ativação diferentes e que as reações que exigem menor energia de ativação ocorrem mais facilmente, ou seja, com maior velocidade.
Os fósforos usados diariamente só entram em combustão quando atritados. Nesse caso, a E_a é obtida pelo atrito. Já na combustão do gás de isqueiro, a E_a é fornecida por uma faísca.
A faísca também é usada para fornecer a E_a a um dispositivo usado em carros para proteger os motoristas, o airbag. Esse dispositivo é inflado pelo gás nitrogênio (N₂) produzido numa reação praticamente instantânea que ocorre entre o nitreto de sódio e o óxido de ferro III:

FAÍSCA

6NaN_3(l) + Fe₂O_3(s) ¾® 3Na₂O_(s) + 2Fe_(s) + 9N_2(g)

Porque devemos balancear uma reação química?

 

Porque não há nada perdido nem criado na equação. O balanceamento só equaliza a quantidade de material que entra com o que sai.

Se estiver desigual, o balanceamento foi feito de modo errado ou a equação não é possível.

Por exemplo, se em certa transformação entrarem 3 moléculas de oxigênio, obrigatoriamente existirão 3 moléculas de oxigênio do outro lado da equação, mesmo que organizadas de maneira diferente.

Importância das Reações Químicas.

As reações quimicas são muito importantes, pois está em tudo.

Reações químicas, processos que caracterizam as transformações químicas, são fenômenos que ocorrem aos milhares em diversas situações e condições ao nosso redor. Às vezes percebemos algumas delas, mas muitas vezes não as notamos.

Por exemplo, a formação de ferrugem em um portão de ferro exposto à ação do ar é uma dessas reações que percebemos. É comum os químicos representarem as reações químicas por meio de equações químicas. No caso da ferrugem pode-se representá-la assim:

Nesta equação verifica-se a combinação química do ferro (Fe) com o oxigênio (O₂) e água (H₂O), formando óxido de ferro, ou ferrugem (Fe₂O₃.H₂O), material que é facilmente verificado pelos sinais apresentados no processo, ou seja, as evidências de uma transformação química. No caso em questão, há formação de uma substância marrom insolúvel em água.

Contudo, é necessário certo cuidado ao analisar as evidências, pois nem sempre elas caracterizam uma transformação química. Os processos de dissolução (soluto sendo dissolvido por um solvente), por exemplo, em geral não são classificados como transformações químicas, pois esses processos caracterizam-se, a rigor, por serem transformações físicas.

Exemplos de reações químicas.

1º - Reação de Oxidação da palha de aço (bombril)
Palha de aço + Oxigênio --> aço oxidado
2º - Reação de oxidação de uma maça cortada.
Quando se corta uma maça, e a deixa exposta, ela começa a ficar escura, isto é devido a sua oxidação.

3º- Reação de saponificação
Algumas donas de casa, realizam esta reação química para a produção do sabão caseiro. Os ingredientes usados são: Gordura; Soda Cáustica; Água e Cinzas.

4º- Preparação de um café.
Quando se faz um café, usando açúcar, água, e pó de café, realiza-se uma reação química, onde o produto final é o café.

5º - Combustão de gasolina em um carro
Quando a gasolina reage com o oxigênio do ar produz dióxido de carbono (CO2), água (H2O) e a energia que é utilizada para fazer com que o carro entre em movimento

6º - Combustão do gás de cozinha
Gás Butano reage com o oxigênio produzindo dióxido de carbono, àgua e energia (fogo)
7º - Uso de água oxigenada para descolorir Pêlos em mulheres
à água oxigenada (Peróxido de Hidrogênio) reage com os Pêlos, alterando a sua coloração.

Experimento - Reações Químicas.

Reações Químicas.

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

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

Curiosidades

O ácido mais temido de uso corrente nos laboratórios é o ácido fluorídrico (HF), que é utilizado para limpar metais. As soluções de HF são transparentes e incolores com uma densidade similar à da água. A propriedade mais extensamente conhecida do HF é a de atacar o vidro. Também atacará esmaltes, cimento, borracha, couro, metais (especialmente o ferro), e compostos orgânicos.

Você já observou como cada pessoa possui um cheiro característico? Esse odor é devido ao ácido carboxílico presente em nosso organismo, pessoas diferentes apresentam pequenas variações em seu metabolismo, secretando diferentes ácidos carboxílicos de baixa massa molecular. 

Experimento - Chuva Ácida

Experimento - Ácidos e Bases

Principais Sais e suas aplicações.

Peróxidos: na indústria são usados como clarificadores (alvejantes) de tecidos, poupa de celulose, etc. Para essas utilizações sua concentração é superior a 30% de peróxido de hidrogênio. 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.

Dióxido de silício: é o óxido mais abundante da crosta terrestre, ele é um dos componentes dos cristais, das rochas e da areia.

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

Óxido Nitroso (N₂O): Conhecido como gás hilariante, esse óxido inalado em pequena quantidade provoca euforia, mas pode causar sérios problemas de saúde; é utilizado como anestésico.

Dióxido de Enxofre (SO₂): É usado para a obtenção de ácido sulfúrico e no branqueamento de óleos alimentícios, entre outras aplicações. É um dos principais poluentes atmosféricos; em dias úmidos, combina-se com o vapor de água da atmosfera e origina a chamada chuva ácida.

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

Principais Óxidos e suas aplicações.

Dióxido de carbono (CO₂): O gás carbônico é encontrado nos refrigerantes e na água mineral gaseificados. Ele reage com a água fazendo com que o meio fique ácido, daí o porquê dos refrigerantes serem ácidos.

Peróxido de hidrogênio (H₂O₂): É um líquido incolor que pode explodir violentamente se for aquecido e, justamente por isso, é utilizado na projeção de foguetes.
Este composto também é conhecido como “água oxigenada”, aquela usada para clarear pêlos e cabelos. A solução aquosa concentrada a 3 % de peróxido de hidrogênio é vendida em farmácias para uso anti-séptico e alvejante. Soluções com concentração superior a 30 % são utilizadas na indústria como alvejante de madeira e fibras têxteis e na propulsão de foguetes.

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

Óxido Nitroso (N₂O): Conhecido como gás hilariante, esse óxido inalado em pequena quantidade provoca euforia, mas pode causar sérios problemas de saúde; é utilizado como anestésico.

Dióxido de Enxofre (SO₂): É usado para a obtenção de ácido sulfúrico e no branqueamento de óleos alimentícios, entre outras aplicações. É um dos principais poluentes atmosféricos; em dias úmidos, combina-se com o vapor de água da atmosfera e origina a chamada chuva ácida.

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

Principais Bases e suas aplicações.

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

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

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

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

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

Principais Ácidos e suas aplicações.

Principais ácidos e algumas de suas aplicações: 

Ácido clorídrico (HCl)
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.
Ácido sulfúrico (H₂SO₄)
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. Produz sérias queimaduras na pele. Por isso, 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.

Ácido nítrico (HNO₃)
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).
A amônia é um gás incolor de cheiro forte e muito irritante.
A amônia é 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
A amônia é usada na fabricação de produtos de limpeza doméstica, como Ajax, Fúria, etc.

Ácido fosfórico (H₃PO₄)

Os seus sais (fosfatos) têm grande aplicação como fertilizantes na agricultura.  
É usado como aditivo em alguns refrigerantes.
Ácido acético (CH₃ - COOH)
É o ácido de vinagre, produto indispensável na cozinha (preparo de saladas e maioneses).
Ácido fluorídrico (HF)
Tem a particularidade de corroer o vidro, devendo ser guardado em frascos de polietileno. É usado para gravar sobre vidro.
Ácido carbônico (H₂CO₃)
É o ácido das águas minerais gaseificadas e dos refrigerantes. Forma-se na reação do gás carbônico com a água: CO₂ + H₂O ⇒ H₂CO₃

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.

Sais e cotidiano.

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

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

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

O vidro é usado na fabricação de utensílios domésticos.

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

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

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

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

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

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

Bicarbonato de sódio (NaHCO₃) -  Antiácido;

Carbonato de amônio (NH₄)₂CO₃ - Expectorante;

Carbonato de lítio (Li ₂CO₃ ) - Antidepressivo;

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

Cloreto de sódio (NaCl) - Soro fisiológico;

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

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

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

Nitrato de potássio (KNO₃) - Diurético;

Permanganato de potássio ( KMnO₄) - Antimicótico;

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

Sulfato de cálcio (CaSO₄) - Gesso para imobilizações;

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

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

Sulfato de magnésio (MgSO₄) - Laxante.

Tabela de Ph e como funciona.

Importância das bases.

Base é toda substância que em solução aquosa, sofre dissociação iônica, liberando o ânion OH^- (Hidróxido).

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

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

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

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

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

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

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

                                               O sabonete é feito através da base NaOH.

Efeito Estufa e os óxidos.

O Efeito Estufa é a forma que a Terra tem para manter sua temperatura constante. A atmosfera é altamente transparente à luz solar, porém cerca de 35% da radiação que recebemos vai ser refletida de novo para o espaço, ficando os outros 65% retidos na Terra. Isto deve-se principalmente ao efeito sobre os raios infravermelhos de gases como o Dióxido de Carbono, Metano, Óxidos de Azoto e Ozônio presentes na atmosfera (totalizando menos de 1% desta), que vão reter esta radiação na Terra, permitindo-nos assistir ao efeito calorífico dos mesmos.

Nos últimos anos, a concentração de dióxido de carbono na atmosfera tem aumentado cerca de 0,4% anualmente; este aumento se deve à utilização de petróleo, gás e carvão e à destruição das florestas tropicais. A concentração de outros gases que contribuem para o Efeito de Estufa, tais como o metano e os clorofluorcarbonetos também aumentaram rapidamente. O efeito conjunto de tais substâncias pode vir a causar um aumento da temperatura global (Aquecimento Global) estimado entre 2 e 6 ºC nos próximos 100 anos. Um aquecimento desta ordem de grandeza não só irá alterar os climas em nível mundial como também irá aumentar o nível médio das águas do mar em, pelo menos, 30 cm, o que poderá interferir na vida de milhões de pessoas habitando as áreas costeiras mais baixas.
Se a terra não fosse coberta por um manto de ar, a atmosfera, seria demasiado fria para a vida. As condições seriam hostis à vida, a qual de tão frágil que é, bastaria uma pequena diferença nas condições iniciais da sua formação, para que nós não pudessemos estar aqui discutindo-a.

O Efeito Estufa consiste, basicamente, na ação do dióxido de carbono e outros gases sobre os raios infravermelhos refletidos pela superfície da terra, reenviando-os para ela, mantendo assim uma temperatura estável no planeta. Ao irradiarem a Terra, parte dos raios luminosos oriundos do Sol são absorvidos e transformados em calor, outros são refletidos para o espaço, mas só parte destes chega a deixar a Terra, em consequência da ação refletora que os chamados "Gases de Efeito Estufa" (dióxido de carbono, metano, clorofluorcarbonetos- CFCs- e óxidos de azoto) têm sobre tal radiação reenviando-a para a superfície terrestre na forma de raios infravermelhos.

 

Desde a época pré-histórica que o dióxido de carbono tem tido um papel determinante na regulação da temperatura global do planeta. Com o aumento da utilização de combustíveis fósseis (Carvão, Petróleo e Gás Natural) a concentração de dióxido de carbono na atmosfera duplicou nos últimos cem anos. Neste ritmo e com o abatimento massivo de florestas que se tem praticado (é nas plantas que o dióxido de carbono, através da fotossíntese, forma oxigênio e carbono, que é utilizado pela própria planta) o dióxido de carbono começará a proliferar levando, muito certamente, a um aumento da temperatura global, o que, mesmo tratando-se de poucos graus, levaria ao degelo das calotes polares e a grandes alterações a nível topográfico e ecológico do planeta.

Poluentes capazes de gerar chuva ácida.

O que é chuva ácida?

A chuva ácida é um tipo de poluição resultante do acúmulo de dióxido de enxofre (SO₂) na atmosfera. O gás SO₂é um subproduto da utilização de combustíveis fósseis como a gasolina e o óleo diesel, que apresentam teores de enxofre. Quando estes combustíveis são queimados nos veículos, o enxofre presente é oxidado a SO₂:

Atividades industriais, como a siderurgia, contribuem significativamente com a formação de SO₂, devido à presença de sulfeto de ferro (FeS) no minério de ferro (Fe₂O₃). O sulfeto de ferro forma SO₂ durante o processo de obtenção do Fe.
Na atmosfera, o SO₂ eliminado pelas fontes poluentes sofre a série de reações a seguir, originando o ácido sulfúrico, H₂SO₄:
Etapa I: oxidação de SO₂ a SO₃:

Etapa II: hidratação do SO₂ e formação do H₂SO₄:

Curiosamente, essas são as mesmas etapas usadas para a produção industrial de ácido sulfúrico, reagente imprescindível para muitos processos. Porém, no caso da chuva ácida, o ácido sulfúrico, além de não poder ser aproveitado, representa um problema ambiental sério.
Isso ocorre porque o H₂SO₄é um ácido forte, causando problemas como a irritação das vias respiratórias, e levando a danos visíveis em edifícios nas cidades, sobretudo aqueles que apresentam fachada de mármore. O mármore é um mineral formado basicamente por carbonato de cálcio (CaCO₃), que é atacado pelo H₂SO₄ presente na chuva ácida:

Nos campos, a chuva ácida torna os solos menos produtivos, provocando a sua acidificação.
A chuva ácida termina sua trajetória nos rios e lagos, onde aumenta a acidez da água.

Quais as formas de combater a chuva ácida?

A utilização de catalisadores no escapamento de automóveis é uma delas. O catalisador promove a redução de SO₂ para ácido sulfídrico (H₂S), que é menos poluente.
O H₂S é um ácido fraco, cujo odor característico de ovo podre pode ser facilmente identificado, às vezes, na fumaça dos carros.
Porém, medidas como o incentivo ao transporte coletivo, ao uso racional do automóvel e ao uso de combustíveis livres de enxofre também contribuem muito para resolver o problema.
Nas indústrias, sistemas de tratamento dos gases expelidos também têm sido empregados para diminuir a emissão de SO₂.
Nos campos, o excesso de acidez no solo é combatido com um processo denominado correção do solo, que consiste na adição de calcário (CaCO₃) ou óxido de cálcio, a cal (CaO). O calcário neutraliza o H₂SO₄ da chuva ácida por meio da mesma reação de corrosão das estátuas, e a cal, pela reação seguinte:

Funções Inorgânicas

Funções inorgânicas  são aquelas constituídas por todos os demais elementos químicos que constituem os ácidos, bases, sais e óxidos, estudados pela química inorgânica. A química mineral ou inorgânica abrange o estudo dos metalóides e dos metais e das combinações químicas, tem composição qualitativa, que varia muito de um para outro elemento.

As principais funções químicas inorgânicas – ácidos, bases, sais e óxidos – são encontradas em nosso cotidiano e também em nosso organismo. Por exemplo: o ácido clorídrico é um dos constituintes do suco gástrico, encontrado no estômago; a soda cáustica é constituinte de produto de uso doméstico para desentupir pias e utilizado para fabricar o sabão; o sal de cozinha é constituído pelo cloreto de sódio e a cal viva, utilizado na construção civil e também na culinária, é constituída pelo óxido de cálcio.

Curiosidades da pilha e baterias .

As pilhas e baterias, quando descartadas em lixões ou aterros sanitários, liberam componentes tóxicos que contaminam o solo, os cursos d’água e os lençóis freáticos, afetando a flora e a fauna das regiões circunvizinhas e o homem, pela cadeia alimentar.
Devido a seus componentes tóxicos, as pilhas podem também afetar a qualidade do produto obtido na compostagem de lixo orgânico. Além disso, sua queima em incineradores também não consiste em uma boa prática, pois seus resíduos tóxicos permanecem nas cinzas e parte deles pode volatilizar, contaminando a atmosfera.
Os componentes tóxicos encontrados nas pilhas são: cádmio, chumbo e mercúrio. Todos afetam o sistema nervoso central, o fígado, os rins e os pulmões, pois eles são bioacumulativos. O cádmio é cancerígeno, o chumbo pode provocar anemia, debilidade e paralisia parcial, e o mercúrio pode também ocasionar mutações genéticas.
Considerando os impactos negativos causados ao meio ambiente pelo descarte inadequado das pilhas e baterias usadas e a necessidade de disciplinar o descarte e o gerenciamento ambientalmente adequado (coleta, reutilização, reciclagem, tratamento ou disposição final) de pilhas e baterias usadas, a Resolução n° 257/99 do CONAMA resolve em seu artigo primeiro:

• As pilhas e baterias que contenham em suas composições chumbo, cádmio, mercúrio e seus compostos, necessário ao funcionamento de quaisquer tipos de aparelhos, veículos ou sistemas, móveis ou fixos, bem como os produtos eletroeletrônicos que os contenham integrados em sua estrutura de forma não substituível, após seu esgotamento energético, serão entregues pelos usuários aos estabelecimentos que as comercializam ou à rede de assistência técnica autorizada pelas respectivas indústrias, para repasse aos fabricantes ou importadores, para que estes adotem diretamente, ou por meio de terceiros, os procedimentos de reutilização, reciclagem, tratamento ou disposição final ambientalmente adequado”.

Experimento : Pilha de Cobre e Zinco

Aplicação do NOX - Pilhas

As pilhas secas, bastante utilizadas em nossa sociedade, ainda passam
por ilustres desconhecidas, mesmo nos meios técnicos. Desde a construção da
primeira pilha pelo físico italiano Alessandro Volta, em 1800, discutimos, quando
muito, o seu princípio básico de operação.
Atualmente os materiais empregados na confecção de pilhas são bastante
diversificados, diferindo radicalmente de um tipo para outro, conforme a
aplicação. Já podemos ter ouvido falar em pilhas de zinco-carbono (usada no
experimento Pilhas Secas), alcalinas, de mercúrio, de níquel-cádmio e outras.
Mas o que significam estas diferenças? A multiplicação e miniaturização dos
aparelhos eletrônicos, principalmente, têm obrigado o mercado a produzir um
número cada vez maior de tipos de pilhas com aplicações específicas e com o
melhor rendimento possível.











Principais pilhas e baterias .

No Brasil, há algumas décadas, tínhamos apenas as pilhas comuns de
zinco-carbono, que ainda são as mais baratas do mercado. Após, surgiram as
pilhas alcalinas, opção importante para certos casos específicos. Além destas,geralmente as de zinco-carbono são subdivididas conforme a sua capacidade8
interna.
Existem também as pilhas miniatura, muito utilizadas em relógios de
pulso e minicalculadoras, das quais há uma variedade muito grande.
As pilhas (também conhecidas por células) podem ser classificadas em
dois grandes grupos:
¨ Pilhas primárias ou descartáveis;
¨ Pilhas secundárias ou recarregáveis.
Essa classificação não é absolutamente rígida, pois algumas pilhas
primárias podem ser recarregadas parcialmente, mas sem vantagens econômicas.
As pilhas secundárias podem ser recarregadas porque, em geral, são
projetadas de tal forma que os produtos da reação REDOX não se misturam com
o eletrólito. Desta forma, quando lhes fornecemos energia, estes produtos podem
migrar mais facilmente em direção ao cátodo e ao ânodo, regenerando os
reagentes originais.
A Tabela 3 fornece algumas informações básicas sobre 6 das principais
pilhas e baterias secas fabricadas no mundo.

Número de Oxidação ( Nox)

O Número de Oxidação (NOX) de um elemento químico é a carga que ele recebe em uma reação química. Por exemplo, no H₂SO₄o H ficará com carga +1 (cada átomo de hidrogênio), o S (enxofre) com +6, e o O com uma carga de -2 (cada átomo de oxigênio).
Para saber qual é o NOX de um átomo dentro de uma molécula, devemos seguir algumas regras:
1 – Todos os metais alcalinos, hidrogênio (H) e prata (Ag) terão nox +1
2 – Metais alcalinos terrosos, zinco (Zn) -> nox +2
3 – Alumínio (Al) -> nox +3
4 – Oxigênio (em qualquer parte da molécula) -> nox -2
5 – calcogênios (somente se aparecerem na extremidade direita da fórmula!) -> nox -2
6 – halogênios (somente se aparecerem na extremidade direita da fórmula!) -> nox -1
7 – Íons compostos -> nox igual a carga do íon (por exemplo, PO₄^-3 terá NOX -3)
8 – Soma de todos os NOX de uma molécula sempre será ZERO.
9 – Soma do NOX em íon sempre será a própria carga do íon.
10 – Elementos isolados e substâncias simples -> nox ZERO.
Exemplos
HCl
Hidrogenio se enquadra na regra 1 -> nox +1
O cloro se enquadra na regra 6 -> nox -1
1 – 1 = 0 (regra 8)
HClO
Hidrogênio -> nox +1
Cl -> não há regra que se aplica
Oxigênio -> nox -2
nox H + nox Cl + nox O = 0 , logo 1 + x + (-2) = 0, logo o NOX do Cloro será +1
OBSERVAÇÃO: um átomo que não se encaixe as regras (como o Cloro), não precisa ter o mesmo NOX em todas as moléculas. Acima notamos que no HCl, ele tem NOX = -1 , e no HClO, tem nox +1
CaCO₃
Neste caso, precisamos multiplicar o nox, das regras, pelo numero de átomos do elemento na molécula.
NOX oxigênio = -2 . 3 (porque são 3 átomos de oxigênio!)
NOX Ca = alcalino terroso = +2
Para descobrir o NOX do Carbono:
(-2 . 3) + 2 + X = 0
-6 + 2 + X = 0
Logo o NOX do carbono será +4