Minivulcão submarino (experiência fácil de Física)

Camaleão químico (experiência de Química - mudança de cor da água)

O EFEITO DO ION COMUM

O EFEITO DO ION COMUM

Demonstração para o equilíbrio de solubilidade

À esquerda, uma solução aquosa saturada de cromato de chumbo e respectivo precipitado no fundo do tubo de ensaio. Só há precipitação quando se ultrapassa a saturação do soluto no solvente nas condições do experimento. A esse sistema adicionamos gotas de solução aquosa de cromato de potássio, sal solúvel em água. Enquanto se estabelece um equilíbio entre os íons Pb(II) e cromato com o precipitado, isso não ocorre com o sal de potássio devido à solubilidade deste em água. Ambos tem o íon cromato como ânion, e o ânion do sal solúvel interfere no equilíbrio de solubilidade do sal pouco solúvel (no caso, o de chumbo). Como a constate do produto de solubilidade (Kps) não varia, mantidas as condições do experimento, a elevação da concentração de cromato em solução significa que a de Pb(II) deve diminuir para que o produto de solubilidade seja obedecido. Como resultado, a solubilidade do PbCrO4 em solução de K2CrO4, mesmo diluída, é menor do que em água pura. Isso demonstra o efeito do íon comum (que, no caso, é devido ao ânion dos dois sais; o efeito também ocorre quando os dois sais têm o mesmo cátion em comum). Na prática, esse efeito é muito explorado, como nas reações de precipitação (análise gravimétrica), na titulação (volumetria) de precipitação, e na preparação em laboratório ou industrial dos mais variados sólidos a partir de reações de dupla troca ou de metátese.

E que fique desde já informado que o efeito do íon comum também pode aparecer nos demais equilíbrios fundamentais em solução aquosa: ácido-base, oxirredução e complexação.

Como age um Indicador.

Como age um Indicador.

Um Método Analítico muito utilizado e a chamada Titulação Acidam Base ou Alcalimétrica, onde usamos na ordem um Acido e uma Base. Uma aplicação direta esta no Controle de Qualidade de determinado Produto se atende determinadas especificações exigidas pelo fabricante para o mesmo.

Exemplificando: o Vinagre não poderá exceder a quantidade de 3% em

Acido Acético a uma Concentração 0.66 Mol/l. como Padrão referencia.

O aumento de Concentração e acidez poderá ser prejudicial a Saúde.

A Titulação e finalizada quando o Indicador atinge a chamada Zona de Viragem ou Ponto de Equivalência, mais precisamente neste caso, na Neutralização. Com base no descrito, temos a foto abaixo representada.

Hipoclorito de Sódio

Hipoclorito de sódio

Também conhecido como água sanitária ou água de javelle, o hipoclorito de sódio é um composto químico de fórmula NaClO, encontrado normalmente sob a forma líquida, de cor levemente amarela-esverdeada, odor picante, solúvel em água, não-inflamável, fotossensível (decompõe-se quando em contato direto com a luz), corrosivo a metais, de fácil oxidação e decomposição, libera gases tóxicos quando em contato com ácidos, obtido a partir da reação do cloro com uma solução diluída de hidróxido de sódio (soda cáustica).

O hipoclorito de sódio tem propriedades germicidas e, por isso, é amplamente utilizado no tratamento e purificação da água, na desinfecção de legumes, verduras e frutas, na produção de desinfetantes industriais, no tratamento de piscinas para desinfecção da água, na composição de pesticidas convencionais e como agente de esterilização nas indústrias de bebidas como cerveja, vinho e refrigerantes à base de cola. É muito indicado para esterilização de ambientes domésticos como banheiros e cozinhas (partes domésticas mais propícias à proliferação de germes). Outra característica importante do hipoclorito de sódio é a ação alvejante, sendo, portanto, bastante útil no clareamento de tecidos, pisos e azulejos brancos e na indústria do papel. Também pode ser utilizado em tratamentos dentários como solução irrigante (utilidade ainda pouco difundida no Brasil, e que por isso, faz com que muitos dentistas façam uso da água sanitária).

Por ser um forte oxidante, deve ser ministrado com cuidado, uma vez que, os produtos da sua oxidação são corrosivos e podem ocasionar queimaduras na pele e nos olhos, principalmente quando em altas concentrações. A reação de hipoclorito de sódio com compostos orgânicos é violenta e dá origem a substâncias tóxicas e até cancerígenas. Misturas de hipoclorito com urina, por exemplo, devem ser evitadas, pois areação desse composto com a amônia dá origem à cloramina, substância tóxica ao organismo.

Acidentes envolvendo hipoclorito de sódio podem trazer efeitos nocivos à saúde. Se inalado, pode causar irritações no aparelho respiratório, provocando tosse e dispneia. Se ingerido, provoca vômitos sanguinolentos, náuseas e diarreias, ulcerações no esôfago e estômago, além disso, altas concentrações de sódio no corpo podem levar à desidratação. O contato com pele e olhos causa irritação, que perduram por mais de 24 horas. Nesses casos, o mais correto a fazer é procurar orientação médica imediatamente.

Em linhas gerais, o uso do hipoclorito de sódio é bastante vantajoso, pois tem baixo custo, baixo teor de toxidez, age rapidamente, é fácil de ser preparado e ministrado, age contra uma gama de microrganismos (incluindo esporos) e não deixa resíduos tóxicos.

Amoníaco

Amoníaco

A amônia ou gás amônia, também chamado de amoníaco em solução aquosa, é um composto químico constituído por um átomo de nitrogênio (N) e três átomos de hidrogénio (H). Estes átomos distribuem-se numa geometria molecular piramidal e a fórmula química do composto é NH₃.

Geometria

A molécula não é plana, apresentando geometria piramidal com angulação de aproximadamente 107,8º. Esta geometria ocorre devido à formação de orbitais híbridos sp³. Em solução aquosa se comporta como uma base transformando-se num íon amônio, NH₄⁺, com um átomo de hidrogênio em cada vértice do tetraedro.

Obtenção

Atualmente o processo de Haber-Bosch (cujo desenvolvimento valeu a Fritz Haber e a Carl Bosch o Prémio Nobel da Química de 1918 e 1931, respectivamente) é o mais importante método de obtenção da amônia. Neste processo os gases nitrogênio e hidrogênio são combinados diretamente a uma pressão de 20 MPa e temperatura de 500°C, utilizando o ferro como catalisador. Reação de síntese do amoníaco:

N2(g) + 3 H2(g) ⇄ 2 NH3(g)

A reação é na uma reação de equilíbrio química altamente exotérmica na direção de produção de amônia. Para a reação da amônia, o nitrogênio é obtido do ar atmosférico previamente destilado fracionado mente e o hidrogênio produzido a partir do gás natural.

A amônia pode ser produzida também com a reação do sal amoníaco com hidróxido de sódio, e depois se deve aquecer a solução para se liberar o gás amônia. A reação do processo está descrita abaixo:

NH4Cl(aq) + NaOH(aq) → NH4OH(aq) + NaCl(aq)

NH4OH(aq) + CALOR → NH3(g) + H2O(g)

Aplicações

A amônia utiliza-se como refrigerante há mais de 120 anos e, por isso, as suas propriedades e aplicações são bastante conhecidas. No entanto, é devido a certos inconvenientes que esta substância apresenta no que respeita à segurança, quanto ao uso do amoníaco, limita-se exclusivamente a grandes fábricas e indústrias que necessitam do uso deste composto.

História

A amônia foi reconhecida como refrigerante em 1860 quando o francês Ferdinand Carre criou um sistema de refrigeração do tipo “absorção”, onde se utilizava o amoníaco como refrigerante e a água como agente de absorção. Aproximadamente uma década depois, o americano David Byle desenvolveu um compressor que se podia usar com amoníaco.

Ambas estas técnicas se vieram a desenvolver posteriormente, sendo que a estrutura básica do compressor elaborada em 1870 ainda se utiliza e está diretamente relacionada com a refrigeração atual do amoníaco.

É de salientar que a amônia foi substituída pelos cloro-fluo carbonetos (CFCs) nos anos trinta do século XX, pois o seu destino era outro. Servia para o combate, nomeadamente na fabricação de armas e explosivos. Mais recentemente voltou a ganhar “o papel principal” nos processos de arrefecimento, pois os CFCs causam um enorme dano à camada de ozônio.

Aprenda como dar nó em pingo d'água

Você vai precisar dos seguintes materiais:

– água

– uma garrafa PET grande (2L)

– algo para furar a garrafa, como a ponta de um compasso



Primeiro, coloque um pouco de corante (da cor que você mais gostar!) na água e despeje dentro da garrafa PET. Apoie a garrafa em algum potinho, para que ela fique mais alta, e coloque uma bacia de plástico na frente, evitando que caia água para todos os lados.



Faça dois furinhos na garrafa, distantes mais ou menos 2 milímetros um do outro, e abra a tampinha da garrafa. Quando a água começar a fluir pelos buraquinhos, passe a mão por eles e veja a mágica acontecendo!



Mas por que isso acontece?
As moléculas de água tem uma grande atração umas pelas outras. Quando você passa a mão pelos dois fluxos de água, as moléculas começam a andar juntas e não se separam mais. Mas se você quiser que elas se separem de novo, é só passar o dedo pelos fluxos e elas vão se separar de novo ;)

Como fazer um tornado luminoso (experiência de Química e Física)

Como fazer fogo colorido (experimento de Química)

A explosão dos fogos de artifício fica colorida, pois os fabricantes adicionam alguns produtos que ao reagirem com o calor mudam de cor. Fica lindo!



 A explicação científica está no vídeo!

Para fazer seu fogo colorido, você vai precisar de:



1 lamparina;

1 par de luvas de couro – para proteger suas mãos do calor;

1 pedaço de cobre;

sal de cozinha – para fogo amarelo;

magnésio – para fogo branco;

sulfato de cobre – para fogo verde;

cloreto de estrôncio – para fogo vermelho.

Álcool

Álcool

São denominados álcoois todo composto orgânico que apresenta em sua estrutura a hidroxila ( -OH ), que deve estar ligada a um átomo de carbono saturado.

- Monoálcoois

São os compostos que apresentam apenas uma hidroxila. Exemplo:

CH3-CH2-OH (etanol)

CH3-CH2-CH2-OH (propanol-1)

A hidroxila em monoálcoois pode estar ligada à carbono primário, secundário ou terciário, formando assim, álcool primário, secundário e terciário, respectivamente.

- Diálcoois

Possuem duas hidroxilas. Exemplo:

HO-CH2-CH2-OH

Obs: não existem álcoois com duas hidroxilas no mesmo carbono. Quando isso acontece, o composto fica instável, e transforma-se em aldeídos.

- Poliálcoois

Possuem três ou mais hidroxilas:

Glicerina

Nomenclatura (I.U.P.A.C.)

A nomenclatura dos álcoois é bastante semelhante à dos hidrocarbonetos:

- Prefixo do número de carbonos (met, et, prop, but, ...) + tipo de ligações (an, en, in, dien, ...) + OL

- A numeração da cadeia principal começa da ponta mais próxima à hidroxila. Se a hidroxila estiver exatamente no meio da cadeia, a numeração deverá ser feita de acordo com a insaturação, e por último, pela ramificação.

Exemplos:

met + an + ol = metanol (um carbono, ligação simples (na verdade, não há ligação entre carbonos pois só existe um carbono no composto), OL pois é um álcool)

et + an + ol = etanol (dois carbonos, ligação simples, e OL porque é um álcool)

prop + an + ol = propanol-1 (três carbonos, ligação simples, e OL porque é um álcool, o 1 indica a posição da hidroxila)

prop + an + ol = propanol-2 (três carbonos, ligação simples, e OL porque é um álcool, o 2 indica a posição da hidroxila)

2,4-dimetil-3-pentanol

2,4 = posições dos radicais metil

3 = posição da hidroxila

pent + an + ol = quantidade de carbonos da cadeia principal + tipo das ligações + OL

Nomenclatura usual

A nomenclatura usual é bastante limitada, somente usada nos compostos que são comumente usados em laboratórios:

Álcool radical+ico

Exemplos:

Álcool metílico (metanol)

Álcool etílico (etanol)

Álcool isopropílico (propanol-2)

Propriedades físicas

Os álcoois geralmente são líquidos (no máximo 10 carbonos no composto) ou sólidos (mais de 10 carbonos).

Solubilidade em água

A única parte polar dos álcoois é o grupo OH (hidroxila), por isso, quanto mais carbonos o álcool tiver, menor será a solubilidade, pois "semelhante dissolve semelhante" (a água é polar).

Pontos de fusão e ebulição

Quanto maior for a cadeia do composto, maior será seu ponto de fusão e de ebulição.

O Etanol

O etanol é o mais importante dos álcoois, pois ele é um dos combustíveis que tem maior propabilidade de substituir o petróleo nas próximas décadas. É obtido através da fermentação de açúcares, como os presentes na cana-de-açúcar, milho, cevada, malte, etc, ou pela hidratação do etileno.

Além de ser misturado à gasolina (geralmente para baratear o preço), ele também é o álcool que está presente nas bebídas alcoólicas (daí o nome), como cerveja, vodka, cachaça e o absinto (bebida com o maior teor alcoólico, entre 45 e 85% de álcool, porém é feita uma destilação para que chegue à essa porcentagem). O que diferencia uma bebida da outra são as impurezas.

Seu ponto de fusão é de -114ºC, o que faz com que seja utilizado também como fluido para termômetros de temperaturas muito baixas (o mercúrio não serviria já que seu PF é de -40ºC).

Para se obter um etanol 100% puro, é preciso desidratar o acetaldeído, feito sintéticamente.

Ácidos Sulfônicos

Ácidos Sulfônicos

Ácidos sulfônicos são ácidos sulfúricos que perdem seu grupo hidroxila  

(-OH), ganhando no lugar um radical derivado de hidrocarboneto.

Sua nomenclatura se da através da colocação da palavra ácido seguida do nome do hidrocarboneto e por fim sulfônico.

Podendo ser encontrado para vender comercialmente para fins de produção de produtos com principal destinação para a limpeza, sendo um liquido viscoso de cor marrom solúvel em água.

A principal aplicação dos ácidos sulfônicos é a da produção de detergentes líquidos e em pó. Principalmente pela característica que eles têm de quebrar a tensão superficial que é uma característica da água, principal agente usado para limpeza, mas que devido a esta tensão não surte efeito efetivo na limpeza, é neste contexto que entram os ácidos sulfônicos capazes de quebrar esta tensão e também com grande poder de limpeza e penetração tanto em superfícies quanto em tecidos.

Outros campos de utilização para os ácidos sulfônicos são na produção de drogas antibacterianas, corantes e também como catalisadores, trocadores de íons, usados para a purificação da água através da deionização, emulsificantes, dispersantes, umectantes, entre outros.

Cloretos de ácido sulfônico

Cloretos de ácido sulfônico é uma classe de compostos orgânicos com a fórmula geral R-SO2-Cl. Estes compostos reagem facilmente com núcleo fílicos (como álcoois, aminas etc). Se o núcleo fílico é um álcool o produto é um éster sulfônico, se é uma amina será uma sulfonamida. Cloretos de ácidos sulfônicos importantes são o cloreto de tosila, o cloreto de brosila, o cloreto de nosila e o cloreto de mesila. Um procedimento sintético para sintetizar os cloretos de ácido sulfônico é a reação de Reed.

ÁCIDO FOSFÓRICO

ÁCIDO FOSFÓRICO

Representado pela fórmula química H₃PO₄, o ácido fosfórico é um composto líquido, incolor, solúvel em água e etanol, isto é, absorve a umidade do ar e consegue se dissolver, formando uma solução aquosa concentrada. Reage com metais, liberando gás hidrogênio inflamável, incompatível com bases fortes e com a maior parte dos metais. Trata-se do mais importante dos ácidos de fósforo.

Industrialmente, o ácido fosfórico pode ser obtido a partir de dois processos diferentes. No primeiro, via úmida, rochas sedimentares ou magmáticas que contêm o mineral apatita reagem com o ácido sulfúrico, formando o ácido fosfórico e outros subprodutos como o CaSO₄ e o H₂SiF₆. No segundo processo, via seca ou térmica, o fósforo é submetido a uma queima ao ar livre, formando o P₄O₁₀, que depois sofre hidrólise, dando origem ao ácido fosfórico. A forma mais utilizada para obtenção desse ácido é a via úmida, sendo que a via seca é mais usada no ramo farmacêutico.

O ácido fosfórico é muito empregado na indústria alimentícia como acidulante de refrigerantes (principalmente os de cola), doces, molhos para saladas, geleias, fermentos biológicos, refinação do açúcar, estabilizante de óleos vegetais, usinas de chocolate; na indústria farmacêutica na obtenção de insulina, produção de antibióticos, fortificantes, etc.; na indústria química, na fabricação de fertilizantes agrícolas, fosfato bi cálcico para ração animal, produção de carvão, formulação de detergentes, decapante, anti ferrugem. O ácido fosfórico também é utilizado no tratamento biológico de efluentes e no polimento químico ou eletroquímico de peças de alumínio.

Esse ácido inorgânico pode causar sérios riscos à saúde humana, se ingerido puro, por exemplo, gera queimaduras na boca, na traqueia e no estômago; se inalado, provoca irritação no sistema respiratório e dificuldade de respirar; o contato dérmico leva a queimaduras e irritação. Nos casos de ingestão acidental desse composto é importante não induzir o vômito e tomar um copo de água ou leite; quando houver inalação, conduzir o acidentado ao ar livre e retirar todas as suas roupas contaminadas com o ácido; se não estiver respirando, fizer respiração artificial; quando o acidente for contato com a pele, lavar o local de imediato com água em abundância por, no mínimo, 15 minutos, retirar as roupas e os sapatos contaminados e só usá-los novamente após lavados, neutralizar as queimaduras ocasionadas pelo ácido com leite de magnésio ou bicarbonato de sódio; finalmente, se houver contato com a região dos olhos, lavar adotando o mesmo procedimento do contato dérmico. Em todos esses casos é fundamental procurar o médico e seguir todas as suas orientações.

Características

O ácido H₃PO₄ é monovalente, isto é, os três hidrogênios ácidos podem ser convertidos por substituição gradual a fosfatos primários, secundários e terciários. Os valores respectivos de pKa são 2,15 / 7,1 e 12,4. O ácido fosfórico é, portanto, um ácido que varia de fraco a medianamente forte. Seus sais são chamados de fosfatos.

É muito solúvel em água e solúvel em etanol. O ácido fosfórico é muito deliquescente e é geralmente fornecido como uma solução aquosa concentrada a 85%.

É o derivado do fósforo mais importante comercialmente, respondendo por mais de 90% da rocha fosfática que é extraída.

O ácido fosfórico origina três séries de sais contendo os íons fosfato (V) cujos ânions são: [(HO)₂PO₂]^-, [(HO)PO₃]^2- e PO₄^3-. Estes sais apresentam um carácter respectivamente ácido, neutro e alcalino e são muitas vezes utilizados para se obter soluções tampão.

Fabricação

Na indústria, o ácido fosfórico pode ser feito por um métodos:

·         via úmida;

A via úmida é responsável pela maior parte da produção industrial de ácido fosfórico. Nesse processo, rochas sedimentares ou magmáticas portadoras do mineral apatita (Ca₅(PO₄)₃(X)), sendo X = F, OH ou Cl, reagem com ácido sulfúrico. Os subprodutos do processo são o CaSO₄(gesso, anidrita ou gipsita) e o H₂SiF₆.

A via seca ou térmica consiste na queima de fósforo branco ao ar, com a formação de P₄O₁₀ e sua hidrólise subsequente. O ácido fosfórico produzido dessa forma é de grau farmacêutico.

 

Propriedades                                   

·         Densidade: 1,69 típica.

·         Massa molecular: 97,97 g/mol

·         pH: < 1.

·         Ponto de congelamento: 21 °C.

·         Ponto de ebulição: 158 °C.

·         Pressão de vapor: (mmHg, 25 °C) 2,24 (água).

·         Solubilidade em água: Incompleta, 93%.

·         Concentração: 55%.

Principais usos

·         Indústria de fertilizantes, indústria de produção de sal mineral para alimentação animal, formulação de detergentes, decapante, refrigerantes.

·         Indústria de bebidas

·         Indústria farmacêutica

·         Indústria de bebidas

·         Usina de chocolate

·         Indústria farmacêutica