Experimentos.

Reações Químicas

          Reações  Químicas

Uma reação química ocorre quando certas substâncias sofrem transformações em relação ao seu estado inicial (reagentes). Para que isso possa acontecer, as ligações entre átomos e moléculas devem ser rompidas e devem ser restabelecidas de outra maneira. Como essas ligações podem ser muito fortes, geralmente é necessária energia na forma de calor para iniciar a reação.

A ocorrência de uma reação química é indicada pelo aparecimento de novas substâncias (produtos), diferentes das originais (reagentes). Quando as substâncias reagem, às vezes ocorrem fatos bastante visíveis que confirmam a ocorrência da reação e dentre eles, podemos destacar: desprendimento de gás e luz, mudança de coloração e cheiro, formação de precipitados, etc.

Em certas situações, os reagentes se encontram com impurezas e as reações químicas não acontecem com aproveitamento total devido ao fato de não ocorrem somente nos laboratórios, mas, em toda a parte e a todo o momento. Oxidação e redução são exemplos desses tipos de reações que ocorrem em nosso dia-a-dia.

Quando dois reagentes são misturados e eles não se encontram em proporções iguais, um deles será consumido totalmente enquanto o outro poderá deixar certa quantidade sem reagir. O reagente que teve seu aproveitamento total é chamado de reagente limitante e o outro será o reagente em excesso.

Um exemplo de reação química muito comum em nosso cotidiano é a reação de combustão, para que ela ocorra é necessária a presença de três fatores: um combustível, um comburente e energia de ativação. Essa reação consiste na queima de um combustível que pode ser a gasolina, álcool, etc., através da energia de ativação (calor de uma chama, faísca elétrica), na presença de um comburente que, em geral, é o oxigênio do ar (O₂).

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.

Importância do pH

Importância do pH

INDICE

I - pH: o que é e como determiná-lo O que é o pH? Como determinar o pH? II - Importância do controlo e existência de um pH adequado Importância do controlo do pH no sangue Água e sangue pH e chuva ácida Formação da chuva ácida Reacções Químicas da Chuva Ácida Efeitos prejudiciais da chuva ácida Conclusão Bibliografia

I – pH: o que é e como determiná-lo

O que é o pH? Definição

O pH ou potencial de hidrogénio iónico, é um índice que indica a acidez, neutralidade ou alcalinidade de um meio. O conceito foi introduzido por S. P. L. Sørensen em 1909. O "p" deriva do alemão potenz, que significa poder de concentração, e o "H" é para o ião de hidrogénio (H⁺). Às vezes é referido do latim pondus hydrogenii. O "p" equivale ao simétrico do logaritmo de base 10 da actividade dos iões a que se refere, ou seja,

em que [H⁺] representa a actividade de H⁺ em mol/dm³.

A equação é simplesmente uma definição concebida com o objectivo de simplificar a representação numérica de [H⁺]. Como se pode ver, o pH é dado por um número positivo. Se não o sinal menos a afectar o logaritmo, o pH seria um numero negativo devido aos valores normalmente muito pequenos de [H⁺]. Repare-se que o termo [H⁺] na equação acima apenas diz respeito à parte numérica da concentração do ião de hidrogénio, pois não se pode determinar o logaritmo em unidades. Assim, tal como a constante de equilíbrio, o pH de uma solução é uma quantidade adimensional. Como o pH é simplesmente uma forma de exprimir a concentração do ião hidrogénio, as soluções ácidas e básicas a 25º C podem ser identificadas através dos seus valores de pH, como se segue:

.     Soluções ácidas: [H⁺] > 1,0 x 10 ^-7 M, pH < 7,00

.     Soluções básicas: [H⁺] < 1,0 x 10 ^-7 M, pH > 7,00

.     Soluções neutras: [H⁺] = 1,0 x 10 ^-7 M, pH = 7,00

Como determinar o pH?

O pH pode ser determinado:

.     por adição de um indicador¹ de pH na solução em análise. A cor do indicador varia consoante o pH da solução.

.     usando um medidor de pH acoplado a um eléctrodo de pH. O medidor de pH é um milivoltímetro com uma escala que converte o valor de tensão do eléctrodo de pH em unidades de pH. Este tipo de eléctrodo é chamado "ião selectivo"

nota 1:Um indicador é uma substância que varia de cor dentro de um pequeno intervalo de pH, devido ao facto de poder existir em duas ou mais formas que têm estruturas distintas e apresentam cores diferentes.

Os indicadores empregam-se para medir de modo apropriado o pH das soluções, uma vez que, em geral, a zona de viragem (mudança de cor) dos indicadores é de 2 unidades de pH.

II – Importância do controlo e existência de um pH adequado

II.1-Importância do controlo do pH no sangue

Equilíbrio ácido-base no sangue

O grau de acidez é uma importante propriedade química do sangue e de outros líquidos corporais. Normalmente, o sangue é discretamente alcalino, com um pH situado na faixa de 7,35 a 7,45. O equilíbrio ácido-base é controlado com precisão pois, mesmo um pequeno desvio da faixa normal, pode afectar gravemente muitos órgãos.

O organismo utiliza três mecanismos para controlar o equilíbrio ácido-base do sangue. Em primeiro lugar, o excesso de ácido é excretado pelos rins, principalmente sob a forma de amónia. Os rins possuem uma certa capacidade de alterar a quantidade de ácido ou de base que é excretada, mas, geralmente, esse processo demora vários dias. Em segundo lugar, o corpo utiliza soluções tampão1 do sangue para se defender contra alterações súbitas da acidez. O tampão mais importante do sangue utiliza o bicarbonato (um composto básico) que se encontra em equilíbrio com o dióxido de carbono (um composto ácido). À medida que mais ácido ingressa na corrente sanguínea, mais bicarbonato e menos dióxido de carbono são produzidos.

À medida que mais base entra na corrente sanguínea, mais dióxido de carbono e menos bicarbonato são produzidos. Em ambos os casos, o efeito sobre o pH é minimizado. O terceiro mecanismo de controlo do pH do sangue envolve a excreção do dióxido de carbono. O dióxido de carbono é um subproduto importante do metabolismo do oxigénio e, consequentemente, é produzido constantemente pelas células. O sangue transporta o dióxido de carbono até os pulmões, onde é expirado. Os centros de controlo respiratório localizados no cérebro regulam a quantidade de dióxido de carbono que é expirado através do controlo da velocidade e profundidade da respiração.

Quando a respiração aumenta, a concentração de dióxido de carbono diminui e o sangue torna-se mais básico. Quando a respiração diminui, a concentração de dióxido de carbono aumenta e o sangue torna-se mais ácido. Através do ajuste da velocidade e da profundidade da respiração, os centros de controlo respiratório e os pulmões são capazes de regular o pH sanguíneo minuto a minuto. Uma alteração em um ou mais desses mecanismos de controlo do pH pode produzir uma das principais alterações do equilíbrio ácido-base: a acidose ou a alcalose. A acidose é uma condição na qual o sangue apresenta um excesso de ácido (ou uma falta de base), acarretando frequentemente uma redução do pH sanguíneo.

A alcalose é uma condição na qual o sangue apresenta um excesso de base (ou uma falta de ácido), acarretando ocasionalmente um aumento do pH sanguíneo. A acidose e a alcalose não são doenças, mas sim consequências de vários distúrbios. A presença de uma acidose ou uma alcalose provê um indício importante ao médico de que existe um problema metabólico grave. A acidose e a alcalose podem ser classificadas como metabólicas ou respiratórias, de acordo com a sua causa primária. A acidose metabólica e a alcalose metabólica são causadas por um desequilíbrio na produção e na excreção de ácidos ou bases pelos rins. A acidose respiratória e a alcalose respiratória são causadas principalmente por distúrbios pulmonares ou respiratórios.

Faixa do pH normal do sangue e as suas principais alterações.

nota 1: O efeito tampão

Em linhas gerais, a definição de uma solução tampão seria aquela que é capaz de atenuar a variação do valor do seu pH, resistindo à adição, dentro de limites, de reagentes ácidos ou alcalinos. Ao mencionarmos os conceitos de  "ácido e base", estamos a referir-nos à definição de Brönsted-Lowry (1923), a qual diz que "ácido é uma substância que liberta protões (um doador de protões) e uma base é uma substância que se combina com os protões (um receptor de protões)".

Água e sangue

Uma água mineral de boa qualidade deve ter um pH compreendido entre 7,0 e 7,5.

Como foi acima referido, o sangue de um humano saudável tem um pH de 7,35 a 7,45 e contém cerca de 90 a 95% de água.

O nosso corpo tenta a todo custo manter o pH sanguíneo dentro destes valores, extraindo minerais do organismo para manter o pH. Quando não consegue equilibrar o pH, o nosso corpo torna-se ácido e propenso à infestação por parasitas e todos os males que eles trazem.

Um pH levemente alcalino do sangue aumenta a oxigenação das células e a imunidade, uma vez que, vírus e bactérias precisam de um meio ácido para sobreviver. Assim como o fogo precisa de oxigénio para existir, os vírus e bactérias necessitam de um meio ácido para se manterem vivos. Sendo assim, beber água com um pH neutro ou levemente alcalino contribui, também, para que o nosso corpo mantenha o seu pH nos níveis adequados.

II.2 – pH e chuva ácida

Em jeito de introdução...

A queima de carvão e de combustíveis fósseis e os poluentes industriais lançam dióxido de enxofre e de nitrogénio na atmosfera. Esses gases combinam-se com o hidrogénio presente na atmosfera sob a forma de vapor de água. O resultado são as chuvas ácidas. As águas da chuva, assim como a geada, neve e neblina, ficam carregadas de ácido sulfúrico ou ácido nítrico. Ao caírem na superfície, alteram a composição química do solo e das águas, atingem as cadeias alimentares, destroem florestas e lavouras, atacam estruturas metálicas, monumentos e edificações.

O dióxido de carbono (CO₂) expelido pela nossa respiração é consumido, em parte, pelos vegetais, plâncton e fito plâncton e o restante permanece na atmosfera.

Hoje em dia, a concentração de CO₂ no ar atmosférico tem vindo a tornar-se cada vez maior, devido ao grande aumento da queima de combustíveis que têm carbono na sua constituição. A queima do carbono pode ser representada pela equação:

C + O₂  ®CO₂

Tanto o dióxido de carbono como outros óxidos ácidos, por exemplo, SO₂ e NO_x, são encontrados na atmosfera e as suas quantidades crescentes são um factor de preocupação para os seres humanos, pois causam, entre outras coisas, as chuvas ácidas.

O termo chuva ácida foi usado pela primeira vez por Robert Angus Smith, químico e climatologista inglês. Usou a expressão para descrever a precipitação ácida que ocorreu sobre a cidade de Manchester no início da Revolução Industrial.

A chuva é considerada ácida quando seu PH é menor do que 5.

Os casos mais graves observados indicaram chuvas com PH 2,5.

O pH de uma chuva não ácida é pouco menor que 6.

 Com o desenvolvimento e avanço industrial, os problemas inerentes às chuvas ácidas têm vindo a tornar-se cada vez mais sérios.

Um dos grandes problemas das chuvas ácidas é o facto de poderem ser transportadas através de grandes distâncias.

Formação da chuva ácida

Como já foi referido, a água da chuva já é naturalmente ácida. Devido a uma pequena quantidade de dióxido de carbono (CO₂) dissolvido na atmosfera, a chuva torna-se ligeiramente ácida, atingindo um pH próximo de 6 (cerca de 5,6). Adquire assim um efeito corrosivo para a maioria dos metais, para o calcário e outras substâncias.

Quando não é natural, a chuva ácida é provocada principalmente por fábricas e carros que queimam combustíveis fósseis, como o carvão e o petróleo. Desta poluição um pouco se precipita, depositando-se sobre o solo, árvores, monumentos, etc. Outra parte circula na atmosfera e mistura-se com o vapor de água. Passa então a existir o risco da chuva ácida.

Reacções Químicas da Chuva Ácida

Chuva naturalmente ácida:

CO₂ (g) + H₂O (l)® H₂CO₃ (aq)

Chuva ácida causada pela queima de combustíveis que contêm enxofre como impureza (gasolina e óleo diesel):

I - Queima do enxofre:

S (g) + O₂ (g) ®  SO₂ (g)

II - Transformação do SO₂ em SO_3:

SO₂ (g) + ½ O₂ (g) ® SO₃ (g)

III - Reacções dos óxidos com água:

SO₂  (g) + H₂O (l) ® H₂SO₃  (g)

SO₃  (g) + H₂O (l) ®  H₂SO₄ (g)

Chuva ácida causada pelos óxidos de nitrogénio (NOx):

I - Reacção entre N₂ e O₂ nos motores dos automóveis (devido à temperatura elevada):

N₂   (g) + 2O₂   (g) ®   2NO₂   (g)

II - Reacção do óxido com água:

2NO₂  (g) + H₂O  (g) ® HNO₂  (g)  + HNO₃    (g)

Efeitos prejudiciais da chuva ácida

Prejuízos para o Homem

1. Saúde: os iões tóxicos libertados pela chuva ácida constituem a maior ameaça aos seres humanos. O cobre mobilizado foi implicado nas epidemias de diarreia em crianças jovens e acredita-se que existem ligações entre o abastecimento de água contaminado com alumínio e a ocorrência de casos da doença de Alzheimer.
2. Construção: a chuva ácida também ajuda a corroer os materiais usados nas construções como edifícios e monumentos, destruindo represas, turbinas hidroeléctricas…

Prejuízos para o meio ambiente

1. Lagos: Há uma forte relação entre baixos níveis de pH e a perda de populações de peixes em lagos. Com um pH abaixo de 4,5, praticamente nenhum peixe sobrevive, enquanto níveis iguais a 6 ou superiores promovem populações saudáveis. Ácidos na água inibem a produção das enzimas que permitem que as larvas de truta escapem das suas ovas. O baixo pH também faz circular metais pesados como o alumínio nos lagos. O alumínio faz com que alguns peixes produzam muco em excesso ao redor de suas guelras, prejudicando a respiração. O crescimento de fitoplâncton é inibido pelos grandes níveis de acidez e animais que se alimentam deles são prejudicados.
2. Agricultura: a chuva ácida afecta gravemente as plantações. Como, à partida, as plantações são géneros de tamanho semelhante, é muito fácil a chuva ácida conseguir afectar uma grande área de cultivo.

Conclusão: 

Com a elaboração deste trabalho, aprofundei as noções já adquiridas acerca da importância e controlo do pH em diversas situações.

 Para além das aqui focadas, durante o trabalho de pesquisa, adquiri conhecimentos em diversas outras situações, como o caso das alterações de pH caso ocorra uma overdose de medicamentos e a relação entre o pH e a cárie dental. Estes assuntos não são aqui incluídos, uma vez que a informação encontrada não se relacionava propriamente com o tema que era suposto abordar neste trabalho, mas sim com outras temáticas especificas, onde a relação com o pH apenas era evidenciada em segundo plano, simplesmente para explicar determinada reacção.

No início deparei-me com algumas dificuldades em encontrar informação adequada para a realização deste trabalho, no entanto, o balanço final é muito positivo. Deparei-me com situações em que o pH assume uma importância crucial e nas quais nunca tinha pensado. Foi muito enriquecedor, mesmo a nível cultural.

Bibliografia:

Chang, Raymond Química. Mc Graw Hill  Lisboa, Portugal. 1998. 5ª Ed.

http://pt.wikipedia.org

http://www.escolavesper.com.br

http://www.msd-brazil.com

http://www.ucs.br

http://www.mibasa.com.br

http://educar.sc.usp.br

http://www.ipb.8m.com

http://geocities.yahoo.com.br

http://abae.pt