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A neurose brasileira no etanol

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2011 — Ano Internacional da Química

 Mesmo que a Química possa passar despercebida em nosso cotidiano, essa ciência está presente em tudo ao nosso redor, inclusive em nós mesmos. Pelo fato de 2011 ter sido escolhido para ser o Ano Internacional da Química (AIQ), essa ciência ganhará um destaque ainda mais especial.

  Essa data foi escolhida por todos os países-membros da Organização das Nações Unidas (ONU), pois marca o centenário da entrega do Prêmio Nobel a Marie Sklodowska Curie, condecorada cientista polonesa que foi responsável pela descoberta de dois elementos químicos: o rádio (Ra) e o polônio (Po).

  O Ano Internacional da Química servirá de alicerce para a divulgação da Química no mundo todo, tendo os seguintes objetivos:

• estimular a valorização e o entendimento público sobre a Química, com o intuito de atender às necessidades do mundo;
• aumentar o interesse dos jovens por essa ciência;
• gerar um maior entusiasmo pelo futuro criativo da Química;
• comemorar o papel importantíssimo das mulheres na Química, associando-o aos aspectos históricos, como o centenário do Prêmio Nobel a Marie Curie e também da fundação da Associação Internacional de Sociedades Químicas.

  No Brasil, os órgãos que representam a Química brasileira uniram-se à UNESCO e à IUPAC com o intuito de celebrar esse acontecimento e apresentar um conjunto de ideias e ações que podem contribuir para a melhoria da educação e da pesquisa em Química, em todo o País.

  Confira a seguir o vídeo de divulgação do Ano Internacional da Química.

Fibra de carbono

  Material muito leve, mais forte que o aço e de aspecto extremamente elegante, a fibra de carbono não é mais um material utilizado exclusivamente em automóveis. Devido à sua grande leveza e alta resistência, esse material apresenta diversas aplicações na indústria aeronáutica e na indústria naval.

 A fibra de carbono ou fibra carbônica é um material em cuja produção se emprega alta tecnologia, pois apresenta em sua composição polímeros de epóxi, poliéster, vinil ou nylon, reforçados com fibras de carbono.

 Na produção dessas fibras,  é utilizado o método conhecido como pirólise, ou seja, a decomposição pelo calor. A partir de um material rico em carbono, são feitos tratamentos térmicos que resultam em carbonização, produzindo um alto resíduo carbonáceo.

 Os materiais carbonáceos podem ser naturais ou ainda sintéticos. No momento em que acontece a pirólise, começam a surgir os subprodutos devidos à decomposição gasosa. Acontece, então, a contração do material, que acaba aumentando a sua rigidez mecânica. Na fabricação de certos tipos de fibras de carbono são liberados alguns compostos, como gás hidrogênio, dióxido de carbono, vapor d’água, cianureto de hidrogênio e também amônia.

 Falando um pouco mais da utilização das fibras de carbono, esses compostos são muito usados quando associados a materiais compósitos, também chamados de materiais plásticos, que recebem como reforço a fibra de carbono, cuja sigla é CFRP (Carbon Fiber Reinforced Plastic). Na indústria aeronáutica, a fibra de carbono é utilizada na fabricação das peças das asas. Na indústria das bicicletas, pode-se usar essa fibra na produção de quadros, selins e rodas. Nos esportes automotivos, a estrutura principal das máquinas é formada basicamente de fibra de carbono. Esse material é muito utilizado também na fabricação de instrumentos para outros esportes: nas raquetes de tênis, nos tacos de golfe e nos bastões de beisebol.

  Abaixo temos duas imagens que mostram raquetes de tênis e tacos de golf, que podem ser fabricadas com fibra de carbono. Confira!

Foto: Vectorportal. Licenciada pelo Creative Commons Atribuição 2.0 Genérica.

Foto: Teamstickergiant. Licenciada pelo Creative Commons Atribuição 2.0 Genérica.

Aula de Eletroquímica

Função Óxidos

1 – Definição:

Óxidos são composto binário de oxigênio com outro elemento menos eletronegativo.

Exemplos: K₂O, CaO, Al₂O₃, CO₂, SO₃...

2 – Fórmula Geral dos Óxidos:

E^carga+ O^2-  à  E₂O_carga

Como devo montar a fórmulas?!

·Observe que:

Trocam-se as cargas, mas, sem os sinais (todos os exemplos);

Não se escreve o número 1 na atomicidade (1º. exemplo);

E, quando os números forem múltiplos, simplifique-os (2º. e 4º. exemplos).

Como vou saber as cargas?!

· Lembre-se:

1A (H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) e a prata (Ag) têm carga 1+;

2A (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) e o zinco (Zn) têm carga 2+;

3ª (Al e Bi) têm carga 3+.

· Metais com duas cargas:

Cobre (Cu): 1+ = oso  e 2+ = ico

Ouro (Au): 1+ = oso  e 3+ = ico

Ferro, níquel e cobalto (Fe, Ni e Co): 2+ = oso  e 3+ = ico

Chumbo, Estanho e Platina (Pb, Sn e Pt): 2+ = oso  e 4+ = ico

Exemplos: monte a fórmula dos óxidos.

1º.) Li¹⁺ O^2-  =  Li₂O₁ = Li₂O

2º.) Ca²⁺ O^2- =  Ca₂O₂ = CaO

3º.) Al³⁺ O^2- =  Al₂O₃

4º.) Fe²⁺ O^2- =  Fe₂O₂ = FeO

5º.) Fe³⁺ O^2- =  Fe₂O₃

3 – Nomenclatura dos Óxidos:

3.1 – Nomenclatura Oficial:

3.2 – Nomenclatura Usual:

Importante:

- Só indique a carga em algarismo romano ou use as terminações ico e oso (na nomenclatura usual) para elementos com duas cargas;

- Nos óxidos de ametais (carbono, C; enxofre, S; nitrogênio, N; cloro, Cl; fósoforo, P;...) usamos a nomenclatura de prefixos.

Exemplos: dê o nome aos óxidos

1º.)   Na₂O  =  óxido de sódio

2º.)   CaO    =  óxido de cálcio (cal viva ou cal virgem)

3º.)   BaO    =  óxido de bário

4º.)   Al₂O₃   =  óxido de alumínio

5º.)   CuO    =  óxido de cobre II (óxido cúprico)

6º.)   Cu₂O   =  óxido de cobre I (óxido cuproso)

7º.)   Fe₂O₃  = óxido de ferro III (óxido férrico)

8º.)   FeO    =  óxido de ferro II (óxido ferroso)

9º.)   CO₂    =   dióxido de carbono ou anidrido carbônico

10º.) SO₂    =   dióxido de enxofre ou anidrido sulfuroso.

11º.) SO₃    =   trióxido de (mono)enxofre ou anidrido sulfúrico.

12º.) Cl₂O   =    monóxido de dicloro

13º.) Cl₂O₇  =   heptóxido de dicloro

14º.) MnO₃  =   trióxido de (mono)manganês

15º.) Mn₂O₇ =   heptóxido de dimanganês

4 – Classificação dos Óxidos:

4.1 – Óxidos Ácidos ou Anidridos

Definição:

          São óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um semi-metal ou metal com alto número de oxidação (nox > +4) ou qualquer não-metal. Resultam da desidratação dos ácidos e, por isso, são chamados anidridos de ácidos.        

Exemplos:

CO₂    =   dióxido de carbono ou anidrido carbônico

SO₂    =   dióxido de enxofre ou anidrido sulfuroso.

SO₃    =   trióxido de (mono)enxofre ou anidrido sulfúrico.

Cl₂O   =    monóxido de dicloro

Cl₂O₇  =   heptóxido de dicloro

MnO₃  =   trióxido de (mono)manganês

Mn₂O₇ =   heptóxido de dimanganês

4.2 – Óxidos Básicos

Definição:

            São  óxidos  em  que  o elemento ligado ao oxigênio é um metal com baixo número de oxidação (+1,+2 e+3). Os óxidos de caráter mais básico são os óxidos de metais alcalinos e alcalino-terrosos.

Exemplos:

Na₂O   =  óxido de sódio

CaO     =  óxido de cálcio (cal viva)

BaO     =  óxido de bário

CuO     =  óxido de cobre II (óxido cúprico)

Cu₂O    =  óxido de cobre (óxido cúprioso)

FeO     =  óxido de ferro II (óxido ferroso)

4.3 – Óxidos Neutros ou Indiferentes

Definição

São óxidos que não apresentam características ácidas nem básicas. Não reagem com água, nem com ácidos, nem com bases.
São eles:

                  CO monóxido de carbono

                  NO óxido de nitrogênio

                  N₂O óxido de dinitrogênio

4.3 – Peróxidos:

São os óxidos formados por cátions das famílias dos metais alcalinos (1A) e metais alcalinos terrosos (2A) e pelo oxigênio com nox igual a -1. 

       Um exemplo é o peróxido de hidrogênio (H₂O₂).

Exemplos:

Na₂O₂ = peróxido de sódio

BaO₂   = peróxido de bário

Função Sal

1. Definição

            Sal é todo composto iônico que em água se dissocia liberando um íon positivo diferente do cátion hidrogênio, H+, e um íon negativo diferente do ânion hidroxila, OH–.

Exemplos:

                  Os sais podem ser obtidos por meio de reações entre ácidos e bases de Arrhenius.

            Essas reações são chamadas de reações de salificação (porque formam sais) ou de neutralização (porque também formam água).

Exemplo:

                 Assim, quando um ácido é colocado em presença de uma base, os cátions hidrogênio, H+, do ácido reagem com os ânions hidroxila, OH–, da base, formando água:

                    E o cátion da base com o ânion do ácido formam o sal:

2. Características dos Sais

· Sais são compostos iônicos;

· Sólidos à temperatura ambiente e pressão normal;

· Têm sabor salgado (mas, muitos deles são venenosos);

· Conduzem a corrente elétrica quando fundidos ou em solução aquosa;

· Apresentam elevadas temperaturas de fusão e de ebulição;

· São armazenados em frascos de vidro ou de polietileno.

3. Reação de Neutralização Total entre o Ácido e a Base (Sal Neutro ou Normal)

   

          

        Ocorre quando todos os íons H+ do ácido são neutralizados por todos os íons OH– da base, formando água, e quando o cátion da base liga-se ao ânion do ácido, formando o que chamamos de sal neutro ou sal normal.

Exemplo:

4. Fórmula Geral dos Sais Neutros ou Normais:

   C = cátion qualquer (metal ou amônio)           y = carga elétrica do cátion

A = ânion qualquer (com exceção do OH–)    x = carga elétrica do ânion

Exemplo:   

Al³⁺(NO₃)^1- = Al₁(NO₃)₃ = Al(NO₃)₃

K¹⁺Br^1- = K₁Br₁= KBr

Mg²⁺Cl^1- = Mg₁Cl₂ = MgCl₂

5. Nomenclatura dos sais neutros ou normais (IUPAC)

5.1 - Nox fixo:

Exemplo:    

Mg²⁺Cl^1- = Mg₁Cl₂ = MgCl₂ = cloreto de magnésio

Ca²⁺(NO₃)^1- = Ca₁(NO₃)₂ = Ca(NO₃)₂ = nitrato de cálcio

5.2 - Nox variável:

Oficial:

Exemplo:    

Fe²⁺(SO4)^2- = Fe₂(SO₄)₂  à:2 à FeSO₄ = sulfato de ferro II ou sulfato ferroso

Fe³⁺(SO4)^2- = Fe2(SO4)3 = sulfato de ferro III ou sulfato férrico

Usual:

Observação: os nomes dos ânions são obtidos por meio das trocas dos sufixos dos nomes dos ácidos que lhes deram origem. Assim temos:

Exemplo:    

Fe²⁺(SO4)^2- = Fe₂(SO₄)₂  à:2 à FeSO₄ = sulfato ferroso

Fe³⁺(SO₄)^2- = Fe₂(SO₄)₃ = sulfato férrico

6. Solubilidade dos sais neutros ou normais

            Em água e à 25 °C e pressão normal, a solubilidade dos sais pode ser prevista por meio das seguintes regras: