sexta-feira, 22 de maio de 2009

WEBQUEST - FUNÇÕES INORGÂNICAS


Introdução

Olá Alunos!

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

Prof. Neusa Nogueira Fialho


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

Processo
- Formem equipes de no máximo 5 alunos.
- Inscrevam-se nos grupos, conforme representação temática abaixo:

Grupo 1- ÁCIDOS: onceito, nomenclatura, exemplos de fórmulas e aplicações no cotidiano. COMPONENTES: Marcos, Everson, Mariana, Jonatha, Oberdan

Grupo 2 – BASES: conceito, nomenclatura, exemplos de fórmulas e aplicações no cotidiano. COMPONENTES: Everton Bino, Daniel, Dean, Eraldo, Heberson



Grupo 3 – SAIS: explicação segundo Arrhenius e nomenclatura.
COMPONENTES: Maicon, Robson, Francisco

Grupo 4 – OBTENÇÃO DE SAIS: neutralização total, neutralização parcial e exemplos.
COMPONENTES: Jhonatan, Sérgio, Leandro, Rodrigo

Grupo 5 - Apresentar pelo menos cinco sais, com seus devidos nomes e fórmulas e sua aplicabilidade no cotidiano.
COMPONENTES: Fábio, Marciane, Tatiane, Anderson, Francieli

Grupo 6 - ÓXIDOS: Explicação de Arrhenius e nomenclatura.
COMPONENTES: Micki, Everton, Flávio , Adriano

Grupo 7 - CLASSIFICAÇÃO DOS ÓXIDOS: óxidos básicos, óxidos ácidos, óxidos neutros, peróxidos e exemplos de formação de cada um.
COMPONENTES: Hugo, Fernando, Cleverson, Brunno, Eduardo

Grupo 8 - Explicaçao de pelo menos 5 óxidos, com suas devidas fórmulas e nomes, bem como sua aplicabilidade no cotidiano.
COMPONENTES: Paulo, Ordilei, Lucas. Leandro, Heber

Grupo 9 - CHUVA ÁCIDA: formação da chuva ácida; prejuízos; tipos de chuva ácida. COMPONENTES: Rafael, Aline, Everton, Darlan, Marcos Ruiz

- Em seguida, distribuam o papel, a pesquisa ou a parte de cada elemento da equipe. - Organizem-se com relação à entrega de um material impresso para ser avaliado, representando o grupo sobre o tema escolhido.

- Preparem uma forma de apresentar para a turma o tema escolhido, através de apresentações em power point, vídeos, softwares, etc. - Tempo para apresentação de até 10 minutos.

- AS APRESENTAÇÕES DEVERÃO ACONTECER, IMPRETERIVELMENTE, NA SEQUÊNCIA QUE SEGUE A COLOCAÇÃO DOS GRUPOS, VISANDO MELHOR ENTENDIMENTO DOS DEMAIS; PORTANTO AS EQUIPES DEVERÃO ESTAR PREPARADAS NA ORDEM SEQUENCIAL DOS GRUPOS, POIS A EQUIPE QUE NÃO ESTIVER PREPARADA DE ACORDO COM A SEQUÊNCIA, PERDE A NOTA AVALIATIVA DA APRESENTAÇÃO, FICANDO APENAS COM A NOTA DA PARTE ESCRITA.

- TODOS OS GRUPOS DEVEM TER ALUNOS INSCRITOS.

- PRAZO FINAL DE INSCRIÇÃO: 30/04/2009.

- INÍCIO DAS APRESENTAÇÕES: 05/05/2009.

Fontes de informação

Como fonte de informação os alunos podem pesquisar, além da apostila preparada para o bimestre, os sites abaixo:

http://www.fisica.net/quimica/resumo10.htm http://www.fisica.net/quimica/resumo11.htm http://www.fisica.net/quimica/resumo12.htm http://www.fisica.net/quimica/resumo11.htm http://jmacedoc.sites.uol.com.br/chuvaacida.htm http://www.mundodoquimico.hpg.ig.com.br/chuva_acida.htm

Avaliação

A avaliação será da seguinte forma:

- Trabalho escrito (1 por equipe) – 2,0

- Apresentação em sala de aula para a turma: 3,0

Observações:

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

Conclusão

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

Créditos

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











GRUPO 1 - ÁCIDOS

ÁCIDOS
CONCEITO____________________________________________________________________ Ácidos são compostos hidrogenados suscetíveis a se combinar com bases para dar sais. Em solução aquosa sofrem ionização, liberando cátions H+. E ter como característica própria, o sabor azedo. O conceito que temos hoje sobre ácidos é baseado em três principais teorias: * "Ácido é toda solução aquosa que se dissocia fornecendo íons H+, como um único tipo de cátion" Corresponde a teoria de Arrhenius (1887) * "Qualquer espécie química que doa elétrons' Bronsted Lowry (1923). e por fim, * “Toda espécie química que recebe par de elétrons" Lewis (1923)
CLASSIFICAÇÃO ___________________________________________________________________ 1- Hidróxidos
Não possuem oxigênio. Ex: HCl, HCN.
2- Oxiácidos
Possuem Oxigênio. Ex: HClO3, HNO3.
3- Quanto à volatilidade:
3.1- Voláteis: Tendência à evaporação. Ex: HNO2, HNO3 e Hidrácidos.
3.2- Fixos: Pouca tendência a evaporação. Ex: Oxiácidos.
4- Número de Hidrogênios ionizáveis:
4.1- Monoácidos ou ácidos monopróticos: Um hidrogênio ionizável. Ex: HNO3.
4.2- Diácidos ou ácidos dipróticos: Possuem dois hidrogênios ionizáveis. Ex: H2CO3.
4.3- Triácido ou ácidos tripróticos: Três hidrogênios ionizáveis. Ex: H3SbO4.
4.4- Tetrácidos: Quatro hidrogênios ionizáveis. Ex: H4P2O7.
5- Quanto à força e grau de ionização: Medindo-se a condutibilidade das soluções aquosas dos ácidos obtem-se o grau de ionização. (d= numero de moléculas ionizadas/ numero total de moléculas dissolvidas.)
5.1- Forte: d = 50%. Ex: HCl.
5.2- Semifortes ou moderados: 5%d50%. d="5%.">
NOMENCLATURA ____________________________________________________________________ 1- Hidrácidos
ÁCIDO + NOME DO ELEMENTO + ÍDRICO EX: HCl H + CLORO + ÍDRICO = Ácido Clorídrico HBr H + BROMO + ÍDRICO = Ácido Bromídrico
2- Oxiácidos
Variam de acordo com o número de oxigênios:
+1 Átomo de Oxigênio = ÁCIDO PER + NOME DO ELEMENTO + ICO
1 Átomo de Oxigênio = ÁCIDO + NOME DO ELEMENTO + ICO
-1 Átomo de Oxigênio = ÁCIDO + NOME DO ELEMENTO + OSO
-2 Átomos de Oxigênio = ÁCIDO HIPO + NOME DO ELEMENTO + OSO
Ex: - HClO4 - Ácido Perclórico - HClO3 - Ácido Clórico - HClO2 - Ácido Cloroso - HClO - Ácido Hipocloroso
ÁCIDOS – OS MAIS UTILIZADOS NO COTIDIANO E SUAS FÓRMULAS
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 maior consumo de ácido sulfúrico é na fabricação de fertilizantes.
•É o ácido dos acumuladores de chumbo (baterias) usados nos automóveis.
•É consumido em enormes quantidades em inúmeros processos industriais.
•O ácido sulfúrico concentrado é um dos desidratantes mais enérgicos.
•O ácido sulfúrico concentrado tem ação corrosiva sobre os tecidos dos organismos vivos também devido à sua ação desidratante.
Ácido nítrico (HNO3)
•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).
•O ácido nítrico concentrado é um líquido muito volátil; seus vapores são muito tóxicos. 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. Hidróxido de magnésio (Mg(OH)2)
•A suspensão aquosa de Mg(OH)2 é o leite de magnésia, usado como antiácido estomacal.
Engenharia de Produção 1D
Everson Hoepers, Jonatha Joman Barreiros, Marcos Roberto Doniak, Mariana Alves de Andrade e Oberdan Fernandes de Oliveira.

quarta-feira, 20 de maio de 2009

GRUPO 2 - BASES

Conceito
É qualquer substância que libera única e exclusivamente o ânion OH– (íons hidroxila ou oxidrila) em solução aquosa. São consideradas bases as soluções que têm pH acima de 7.
O que é PH?
O PH ( potencial hidrogeniônico ou potencial hidrogênio ) é uma medida que indica se uma solução líquida é ácida (pH < ph =" 7),"> 7). Uma solução neutra só tem o valor de pH = 7 a 25 °C, o que implica variações do valor medido conforme a temperatura.
Nomenclatura das Bases
Não possui subgrupos e há duas maneiras de se dar nome às bases:
1ª maneira:
Hidróxido de (Nome do elemento), Algarismo romano indicando o nox do cátion, opcionalmente entre parêntesis
2ª maneira:
Hidróxido (nome do elemento), sufixo oso, se for menor nox; e ico, se for o maior nox
Exemplos
Fe(OH)3 - hidróxido de ferro (III) ou hidróxido férrico
Fe(OH)2 - hidróxido de ferro (II) ou hidróxido ferroso
Classificação
Quanto ao número de hidroxilas
* Monobases: ( 1 OH– ): NaOH, KOH, NH4OH
* Dibases: ( 2 OH– ): Mg(OH)2, Ca(OH)2, Fe(OH)2
* Tribases: ( 3 OH– ): Al(OH)3, Fe(OH)3
* Tetrabases: ( 4 OH– ): Sn(OH)4, Pb(OH)4
Quanto ao grau de dissociação
· Bases fortes: São as que dissociam muito. Em geral os metais alcalinos e alcalino-terrosos formam bases fortes (família IA e IIA da Tabela periódica). Porém, o hidróxido de Berílio e o hidóxido de Magnésio são bases fracas.
· Bases fracas: São as bases formadas pelos demais metais e o hidróxido de amônio, por terem caráter molecular.
Quanto a solubilidade
· Solúveis: Todas as bases formadas pelos metais alcalinos são solúveis. Podemos citar também o hidróxido de amônio, que apesar de ser uma base fraca, é solúvel.
· Pouco solúveis: São as bases formadas pelos metais alcalino-terrosos em geral.
· Insolúveis: As demais bases. Vale lembrar sempre alguma parcela dissolve, mas chama-se insolúvel quando essa quantidade é insignificante em relação ao volume total.
Bases mais comuns na química do cotidiano
Hidróxido de sódio ou soda cáustica (NaOH)
· É a base mais importante da indústria e do laboratório. É fabricado e consumido em grandes quantidades.
· É usado na fabricação de sais de sódio em geral. Exemplo: salitre, HNO3 + NaOH ® NaNO3 + H2O
· É usado em inúmeros processos industriais na petroquímica e na fabricação de papel, celulose, corantes, etc.
· É usado na limpeza doméstica. É muito corrosivo e exige muito cuidado ao ser manuseado.
· É fabricado por eletrólise de solução aquosa de sal de cozinha. Na eletrólise, além do NaOH, obtêm-se o H2 e o Cl2, que têm grandes aplicações industriais.
Hidróxido de cálcio (Ca(OH)2)
· É a cal hidratada ou cal extinta ou cal apagada.
· É obtida pela reação da cal viva ou cal virgem com a água. É o que fazem os pedreiros ao preparar a argamassa:
· É consumida em grandes quantidades nas pinturas a cal (caiação) e no preparo da argamassa usada na alvenaria.
Amônia (NH3) e hidróxido de amônio (NH4OH)
· Hidróxido de amônio é a solução aquosa do gás amônia. Esta solução é também chamada de amoníaco.
· A amônia é um gás incolor de cheiro forte e muito irritante.
· 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.
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.

quarta-feira, 13 de maio de 2009

GRUPO 3 - SAIS


Trabalho de Química
Grupo 3
Maicon Borin
Robson de Souza
Sais
O que são?
São compostos que provêm ou dos ácidos, pela substituição total ou parcial dos seus hidrogênios ionizáveis por cátions, ou das bases, pela substituição total ou parcial dos grupos OH- pelos ânions dos ácidos
Suas Características
1 - Conduzem corrente elétrica quando estão em solução.
2 - Os sais têm sabor salgado
3 - Os sais reagem com ácidos, com hidróxidos, com outros sais e com metais
4- São sólidos
Sais podem ser considerados como produtos de uma reação de neutralização. Será uma neutralização total quando no sal formado não restarem nem grupos OH- nem hidrogênios ácidos (H+).
Os sais provenientes de neutralização total são chamados de Sais neutros - Normais.
Os que apresentam grupos básicos (OH-) são chamados de Sais básicos - Hidroxissais.
Os que apresentam hidrogênios ácidos são chamados de Sais ácidos - Hidrogenossais.
Nomenclatura
Os sais podem ser obtidos a partir de ácidos. Neste caso, a nomenclatura de seus ânions é baseada no ácido de origem, obtida da seguinte maneira:
Nome do Sal ( ___________________ ) de ( ____________________ ) nome do ânion nome do cátion
Os nomes dos sais são formados pela mudança de sufixos que provém do ácido que originou o ânion participante do sal.
Sufixo do ácido
Sufixo do ânion
-idrico
-eto
-ico
-ato
-oso
-ito
KCl: este sal é derivado do ácido clorídrico, de acordo com a tabela acima o sufixo do ácido é –idrico, portanto o sufixo do ânion será –eto.
Ânion (Cl-) + Cátion (K+) Nomenclatura: Cloreto de potássio
Exemplos
Ácido de origem
Ânion
Cátion
Sal formado
HCl Clorídrico
Cl- cloreto
Na+
NaCl
cloreto de sódio
H2SO4 sulfúrico
SO2- sulfato
Ca2+
CaSO4
sulfato de cálcio
HNO2 nitroso
NO2- nitrito
Al3+
Al(NO2)3 nitrito de alumínio
Principais Sais
Bicarbonato de Sódio (NaHCO3) --> É usado em medicamentos que atuam como antiácidos estomacais. É também empregado como fermento na fabricação de pães, bolos.
Carbonato de Cálcio (CaCO3) --> Componente do mármore, é usado na confecção de pisos, pias, etc. O carbonato de cálcio (calcário) é também empregado na fabricação do vidro comum e do cimento.
Fluoreto de Sódio (NsF) --> É um sal usado na fluoretação da água potável e como produto anticárie, na confecção de pasta de dente.
Principais Sais importantes para os seres vivos
- Cálcio → necessário durante o processo de calcificação e manutenção óssea, compondo também a estruturação dos dentes, além de colaborar com a condução de impulsos nervosos e contração muscular; Fonte: leite e seus derivados (queijo, iogurte) e vegetais com coloração verde escuro. - Fósforo → auxilia a manutenção óssea, está presente na composição da molécula de DNA, RNA e ATP; Fonte: carne em geral e legumes.
- Sódio → atua na osmoregulação, difusão dos impulsos nervosos e auxílio no processo de contração muscular. Fonte: condimento (sal) utilizado no preparo dos alimentos. - Flúor → proporciona a formação dos dentes e ossos. Fonte: presente em baixa concentração nos alimentos e adicionada ao fornecimento de água potável.

segunda-feira, 11 de maio de 2009

GRUPO 4 - SAIS

Obtenção de SaísOs sais podem ser obtidos pela reação entre ácidos e bases. Essa reação é denominada Neutralização.Existem dois tipos de neutralização: total e parcial.Neutralização TotalOcorre quando a quantidade de íons H+ proveniente do ácido é igual á de íons OH- proveniente da base.Exemplos:Cloreto de SódioNaOH + HClNaCl + H2OSAL + ÁguaOs saís formados na neutralização total são classificados como sais normais ou neutros.Neutralização ParcialQuando um ácido e uma base são misturados em quantidades diferentes daquelas que levarão a uma neutralização total, ocorre uma neutralização parcial do ácido ou da base.Nessas reações as quantidades de ácido e base são predeterminadas.Exemplos:H2SO4 + KOHKHSO4 + H2OSAL + ÁGUASobrou: H = ÁCIDOExemplos:Didroxi cloreto de alumínioHCl + Al(OH)3Al(OH)2Cl + H2OSal BaseSobrou: (OH)2Saiba agora como a Neutralização é aplicada a um fenômeno da natureza: a picada de insetos.Como é feito o tratamento para minimizar a dor causada por picadas de abelhas?Através de uma reação de neutralização. Primeiro você precisa saber que o veneno injetado pelo ferrão do inseto é um ácido, e então para se cortar o efeito do ácido utiliza-se uma base (leite de magnésia).Como é feito o tratamento para minimizar a dor causada por picadas de vespas?A redução de edemas provocados por picadas de vespas é realizada com a aplicação de vinagre (ácido acético), já que o veneno neste caso se trata de uma base.Se você faz uma limonada e ela fica muito azeda o que acrescentar para amenizar a acidez?Trata-se de uma reação de neutralização, então escolha uma das opções:SalVinagreBicarbonato de sódioAçúcar.Se você optar pela opção 1 deixará sua limonada salgada.Se você optar pela opção 2 fará com que ela fique ainda mais azeda, e não adiantará em nada colocar muito açúcar, o amargo continuará presente.A solução é acrescentar a base Bicarbonato de sódio, ela vai neutralizar a ação do ácido cítrico presente no limão.

GRUPO 5 - SAIS

Funções da química inorgânica: SAIS
Cinco Sais mais comuns na química do cotidiano
1. Cloreto de sódio ( NaCl )
2. Nitrato de sódio ( NaNO3 )
3. Carbonato de sódio ( Na2CO3 )
4. Sulfato de cálcio ( CaSO4 )
5. Carbonato de cálcio ( CaCO3 )
Fontes de informação Cinco Sais mais comuns na química do cotidiano
1.1 - Cloreto de sódio (NaCl)
Conhecido como sal ou sal de cozinha, é uma substância largamente utilizada na proporção de um átomo de cloro para cada átomo de sódio. O sal é essencial para a sobrevivência de todos os seres vivos e incluindo os seres humanos, é também um importante conservante de alimentos. O Cloreto de sódio e íons os dois principais componentes do sal, o sal está envolvido na regulação da quantidade de água organismo, mas com o aumento excessivo de sal causa riscos de problemas de saúde como pressão alta. No norte dos Estados Unidos da América e na Europa, grandes quantidades de sal são utilizadas para limpar as rodovias do gelo durante o inverno. • Alimentação – É obrigatória por lei a adição de certa quantidade de iodeto de sódio (Nal) e o iodeto de potássio (Kl), ao sal de cozinha, como prevenção d a doença do bócio. • A causa mais comum de bócio é a falta de iodo, um átomo químico que a tiróide usa para produzir as hormonas tiróideias, que tem sido resolvido com administração de iodo ao sal de cozinha. • Conservação da carne, do pescado e de peles. • Obtenção de misturas refrigerantes; a mistura gelo + NaCl(s) pode atingir – 22ºC. • Em medicina sob forma de soro fisiológico (solução aquosa contendo 0,92% de NaCl), no combate à desidratação. Cloreto de Sódio – NaCl.
1.2 - Nitrato de sódio ( NaNO3 )
É um composto cristalino inodoro e incolor, tem semelhança com o nitrato de potássio (KNO3), até no comportamento químico. Solúvel em água, álcool e amônia líquida. • Fertilizantes na agricultura. • Encontrado na natureza, uma fonte comercial, grandes depósitos naturais no Chile, Peru, Argentina e Bolívia. Também chamado salitre do Chile. • Fabricação da pólvora ( carvão, enxofre e salitre). Grãos de pólvora sem fumaça.
1.3 - Carbonato de sódio (Na2CO3) Ou carbonato “sódico”
É um sal branco e translúcido de fórmula química (Na2CO3), usados entre outras coisas na fabricação de sabão, vidro e tintas. Conhecido como “barrilha ou soda”, não confundir com a soda cáustica que é o hidróxido de sódio (NaOH). Ingestão: Causa irritação. Inalação: Danoso. Contato com a pele: Irritação e queimaduras. Contato com os olhos: Irritação grave, provocando feridas graves. Barrilha
1.4 - Sulfato de Cálcio ( CaSO4 )
É um composto químico, em que um cátion de cálcio(Ca) se liga a ânion de sulfato por uma ligação bivalente. Na natureza pode se apresentar como um composto mineral na forma de cristais de anidrita ou gipsita. • É matéria prima para fabricação de giz. O gesso usado na construção civil e em ortopedia para imobilização, em caso de luxação, fratura óssea é o sulfato de cálcio hidratado (2CaSO4H2O).
1.5 - Carbonato de Cálcio (CaCO3)
Principal componente de casas como os calcários, características alcalinas, (é um sal com características básicas, possuindo um ph alto quando em solução aquosa ),é resultado da reação do óxido de cálcio ( CaO, cal virgem ), com dióxido de carbono (CO2). CaO + CO2 = CaCO3 Quando em solução aquosa sofre uma hidrólise salina, produzindo uma base forte. CaCO3 + H2O = CO2 + Ca(OH)2 Esta característica básica é utilizada para reduzir a acidez do solo para a agricultura. • O (CaCO3), é encontrado na natureza constituindo o calcário e o mármore. • Fabricação de (CO2) e cal viva (CaO), a partir da qual se obtém cal hidratada (Ca(OH)2: CaCO3 = CaO + CO2 CaO + H2O = Ca(OH)2 • Fabricação do vidro comum. • Fabricação do cimento Portland : Calcáreo + argila + areia • Sob forma de mármore é usado em pias, pisos etc. Carbonato de cálcio.
Fontes de informação: -
http://www.fisica.net/quimica/resumo12.htm - http://brasilescola.com/quimica/carbonato-de-calcio.htm www.armazemdasartes.com.br/files/160.jpg disponível em 04/05/2009 www.fazfacil.com.br/materiais/gesso.html disponível em 04/05/2009 www.damquimica.com.br/loja/index.php?cpath=38 disponível em 04/05/2009 www.saberweb.com.br/armas/polvora/ disponível em 04/05/2009 www.ufrsgs.br/prospeq/livro2/jose/fig/jm8htm disponível em 04/05/2009 www.cinco.med.br/_dicas.php?id=25 disponível em 04/05/2009

terça-feira, 5 de maio de 2009

GRUPO 6 - ÓXIDOS

CONCEITO:
Óxido é todo composto binário em que o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. Quando um óxido é formado pela união de oxigênio com não metal, dizemos que ele é molecular. As ligações neste tipo de óxido são covalentes. Quando um óxido é formado pela união de oxigênio com metal, dizemos que ele é iônico.

Nomenclatura oficial:
A nomenclatura oficial dos oxidos, determinada pela IUPAC em 1957, segue o seguinte esquema:
1. Usamos os prefixos mono, di, tri, tetra, pent, hex, hept, para indicar tanto o numero de oxigenios como o numero de atomos do outro elemento. Observe que o prefixo mono, normalmente e opcional.
2. Ao prefixo adequado ligamos a palavra oxido + preposicao de + outro prefixo ligado ao nome do elemento.
Exemplos: SO3 – Trioxido de (mono)enxofre P2O5 – Pentoxido de difosforo CO2 – Dioxido de (mono)carbono CO – Monoxido de (mono)carbono Caráter de um óxido:
O carater de um oxido esta relacionado diretamente a eletronegatividade do elemento ligado ao oxigenio. Assim temos:
· Oxido de carater covalente ou molecular: O elemento ligado ao oxigenio possui alta eletronegatividade. Exemplos: Cl2O, CO2.
· Oxido de carater ionico: O elemento ligado ao oxigenio possui baixa eletronegatividade. Exemplos: Na2O, MgO.
· Oxido de carater intermediario entre covalente e o ionico: O elemento possui uma eletronegativadade media. Exemplos: Al2O3,ZnO.

Principais Óxidos e suas utilizações

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.

A DEFINIÇÃO DE ARRHENIUS: A relação entre o comportamento ácido e a presença de hidrogênio em um composto tornou-se mais clara em 1884 através do químico sueco Svante Arrhenius (1859 – 1927). Arrhenius, através da sua teoria da dissociação eletrolítica, propôs que ácidos são substâncias que contêm hidrogênio e produzem o íon H+ [ H3O+ ] (íon hidrônio) como único cátion, quando em solução aquosa.
Exemplos:
HCl + H2O ==> H3O+ + Cl- HNO3 + H2O ==> H3O+ + NO3- H2SO4 + 2H2O ==> 2H3O+ + SO42- HCN + H2O ==> H3O+ + CN-
Em contrapartida, bases são substâncias que contêm oxidrila (grupo OH) e liberam íons OH- (íons hidróxido) em solução aquosa.
Exemplos: KOH + H2O ==> K+ + OH- NaOH + H2O ==> Na+ + OH- Ca(OH)2 + H2O ==> Ca2+ + 2OH- Ba(OH)2 + H2O ==> Ba2+ + 2OH-
Na visão de Arrhenius, a neutralização é definida como sendo a combinação do íon H+ com o íon OH- para formar moléculas de H2O. H+aq + OH-aq ==> H2Oaq
A teoria de Arrhenius aponta para as propriedades de muitos ácidos e bases comuns, mas apresenta importantes limitações.
A teoria de Arrhenius está restrita para soluções aquosas;
Não aponta para a basicidade da amônia (NH3), por exemplo, que não contém grupo OH;
O solvente não desempenha um papel importante na teoria de Arrhenius. Um ácido é esperado para ser um ácido em qualquer solvente. Mas isto se mostra não ser totalmente verdade. Por exemplo, HCl é um ácido em água, isto é, libera como cátion o íon H+, comportando-se da maneira que Arrhenius espera. Entretanto, se o HCl está dissolvido no benzeno, não há dissociação, o HCl permanece como uma molécula não-dissociada, não liberando o íon H+. A natureza do solvente desempenha um papel crítico nas propriedades das substâncias ácido-base;
Todos os sais na teoria de Arrhenius devem produzir soluções que não são nem ácidas, nem básicas. Não é o caso. Se uma quantidade equivalente de HCl e amônia reagem, por exemplo, a solução formada torna-se levemente ácida. Em contrapartida, se uma quantidade equivalente de ácido acético e hidróxido de sódio reagem, a solução resultante será básica. Arrhenius não apresenta explicação para este fato;
A necessidade da presença do íon hidróxido como característica de uma base levou Arrhenius a propor a fórmula HH4OH como sendo a fórmula da amônia em água. Isso levou a um erro de concepção de que NH4OH fosse a base verdadeira, não NH3. A teoria de Arrhenius sobre o comportamento ácido-base explicou satisfatoriamente reações de ácidos protônicos com hidróxidos metálicos. Foi uma contribuição significativa para o pensamento químico no início do século XIX. Nós usamos esta teoria na introdução de ácidos e bases e na discussão de algumas de suas reações. O modelo de Arrhenius de ácidos e bases, embora em uma esfera de ação limitada, levou para o desenvolvimento de outras teorias mais abrangentes sobre o comportamento ácido-base.