SORAIA DE FÁTIMA HENRIQUES SALEH

PRODUÇÃO DIDÁTICO PEDAGÓGICA

Projeto apresentado ao Programa de Desenvolvimento Educacional na disciplina de Química, Universidade Tecnológica Federal do Paraná.Profª Orientadora Maria Teresa G. Badoch

CURITIBA

2008

Sumário1- Introdução.................................................................................................. 032- Unidade Didática........................................................................................ 042.1- Chuva Ácida............................................................................................ 042.2- Efeitos da Chuva Ácida........................................................................... 052.2.1- Atividade sobre Chuva Ácida............................................................... 063- Um pouco da história da química sobre ácidos e bases............................ 083.1- Ácidos e bases........................................................................................ 083.1.1- Atividades sobre ácidos e bases..........................................................3.1.2- Atividade Experimental.........................................................................

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4. Função química........................................................................................... 114.1- Teoria da dissociação iônica de Arrhenius.............................................. 114.2- Indicadores de Ácidos e bases................................................................ 114.3- Acidez versus pH..................................................................................... 124.3.1- Valores de pH para soluções aquosas em CNTP................................ 124.3.2- Exemplos de indicadores utilizados em laboratório.............................. 124.3.3- Experimentação.................................................................................... 124.3.4- Reação de neutralização...................................................................... 145- Os Sais....................................................................................................... 155.1- Principais sais do nosso cotidiano........................................................... 156- Óxidos......................................................................................................... 176.1- Principais óxidos do nosso cotidiano....................................................... 177- Pesquisa sobre Efeito Estufa...................................................................... 198- Outros conceitos que poderão ser contextualizados................................... 199- Referências.................................................................................................. 20

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1. Introdução

Essa unidade didática começa com um questionamento para que os alunos associem a sua vida cotidiana, e um texto sobre chuva ácida e seus efeitos. A seguir um pouco da história da química no que diz respeito a ácidos e bases. Um pouco da definição de ácidos e bases e uma atividade sobre os mesmos. Uma atividade experimental sobre condutibilidade elétrica para que os alunos possam partir da prática para a teoria para melhor entender os conteúdos. Após a Teoria da Dissociação Iônica de Arrhenius e um contexto de indicadores de ácidos e bases e exemplos de indicadores utilizados em laboratório. Várias atividades experimentais sobre: o uso de indicador repolho roxo e fenolftaleína, produção do sangue do diabo, e formação de chuva ácida. Um pouco de conceito sobre sais e óxidos e sua obtenção e aplicação dos mesmos no nosso dia a dia.

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E por último um pedido de pesquisa sobre Efeito Estufa.

2. UNIDADE DIDÁTICA

• De quem é a culpa pela destruição de grandes florestas , extinção de vidas em alguns rios e lagos e a deteriorização de monumentos de mármores e estruturas metálicas de construções?

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2.1. Chuva Ácida

Há mais de cem anos, o químico Robert Angus Smith, estudando a poluição na região de Manchester na Inglaterra, verificou que monumentos da cidade estavam sendo danificados devido à ação da chuva. Foi a primeira vez que o termo “chuva ácida” foi utilizado. Porém, essa percepção só aconteceu mundialmente a partir de meados do século XX, quando diversos ecossistemas já estavam comprometidos. Os ambientes naturais demoram algum tempo para responder a agressões, como a acidificação: a água e o solo possuem capacidade de neutralizarem ácidos e bases e, só depois de esgotadas essas possibilidades, é que o ambiente sofre mudança acentuada. O conceito de pH nos diz que a água pura tem pH=7. Não existe chuva totalmente ‘pura’, pois ela sempre arrasta consigo componentes da atmosfera. O próprio CO2, que existe normalmente na atmosfera, como resultado da respiração dos seres vivos e da queima de materiais orgânicos, ao se dissolver na água da chuva já a torna ácida devido à reação CO2 + H2O H2CO3. O ácido carbônico formado é, porém, muito fraco, e a chuva assim “contaminada” tem pH por volta de 5,6. A situação, contudo, se complica em função dos óxidos de enxofre SO2 e SO3 e dos óxidos de nitrogênio NO e NO2 existentes na atmosfera. O SO2, existente na atmosfera, pode ser de origem natural ou artificial. O SO2 natural é proveniente das erupções vulcânicas e da decomposição de vegetais e animais, no solo, nos pântanos e nos oceanos. O SO2 artificial é proveniente principalmente da queima de carvão mineral (em caldeiras industriais, em usinas termoelétricas,etc.) e da queima dos derivados de petróleo ( em motores de automóveis, de caminhão, de avião, etc.). Na atmosfera ocorrem, por exemplo, as reações: 2SO2 + O2 2SO3

SO3 + H2O H2SO4

formando o H2SO4, que é um ácido forte e constitui o maior “vilão” da chuva ácida. Fatos semelhantes ocorrem, na atmosfera, com os óxidos do nitrogênio especialmente NO e NO2. O ar é formado principalmente por N2 e O2, durante as tempestades, os raios provocam a reação N2+O2 2NO. Além disso, a decomposição de vegetais e animais, por bactérias do solo, também produz óxidos de nitrogênio. Além desses fenômenos naturais, as combustões nos motores de

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automóveis, de caminhão, de avião, etc.constituem fontes artificiais de grandes quantidades de óxidos de nitrogênio. Na atmosfera podem então ocorrer reações como: 2NO+O2 2NO2

2NO2+H2O HNO2+HNO3

2HNO2+O2 2HNO3

formando o HNO3, que é o segundo “vilão da chuva “ácida. Pois bem, em grandes cidades (devido às indústrias e ao número de automóveis) e em regiões muito industrializadas (com refinarias de petróleo, indústrias metalúrgicas, etc.), o ar acaba se carregando de H2SO4 e HNO3, e a chuva traz esses ácidos para o solo, dando origem ao fenômeno chamado de Chuva Ácida.

Tecnicamente, chama-se de “chuva ácida” a qualquer chuva com pH<5,6; em regiões populosas e industriais são comuns chuvas com pH=4,5(já foram registradas chuvas com pH=2, o que corresponde então a um verdadeiro “suco de limão” ou “vinagre concentrado”).

2.2. EFEITOS DA CHUVA ÁCIDA

Quando o ambiente não consegue mais neutralizar a chuva ácida, começa sua degradação. Com o aumento da acidez, metais tóxicos como alumínio, manganês e cádmio são solubilizados, causando graves problemas aos ecossistemas. O alumínio, por exemplo, diminui a habilidade das plantas em

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absorver nutriente e água do solo afetando diretamente seu crescimento. Um lago acidificado não contém vida, a acidez da água interfere diretamente no metabolismo dos peixes. Em geral, à medida que a acidez da água aumenta, espécies de crustáceos, plânctons e insetos começam a desaparecer. Os efeitos da chuva ácida são múltiplos e sempre bastante nocivos. Nos lagos, a chuva ácida provoca a morte dos peixes. Nas florestas, a destruição das árvores. O próprio solo se altera quimicamente, envenenando as plantações e reduzindo as colheitas. As águas subterrâneas são contaminadas. Há corrosão e desgaste dos prédios e dos monumentos. Por fim, a própria saúde do homem e dos animais é prejudicada, com o aparecimento de várias enfermidades do sistema respiratório, como tosse, bronquite e enfisema pulmonar. As soluções para a chuva ácida são caras e de aplicação complicada, pois envolvem aspectos técnicos, econômicos, políticos e sociais, etc. Do ponto de vista técnico, recomendam-se, como medidas principais: - a purificação do carvão mineral, antes do seu uso; - o emprego de caldeiras como sistemas de absorção do SO2; - o uso de petróleo de melhor qualidade e a purificação de seus derivados, visando à eliminação de compostos no enxofre; - nas cidades, o maior uso de transporte coletivo (metrôs, trens suburbanos, ônibus,etc.) e o desencorajamento do uso de carros particulares; - a construção de carros menores, com motores mais eficientes e com escapamentos providos de catalisadores que “destruam” os gases nocivos; - e muitas outras medidas, aplicáveis às indústrias, às residências, aos transportes e a nossa vida diária.

2.2.1. ATIVIDADE 1

Pesquise mais medidas para o combate à chuva ácida

Conteúdo Básico: Matéria e sua natureza Conteúdo Estruturante: Funções Inorgânicas

3. UM POUCO DA HISTÓRIA DA QUÍMICA SOBRE ÁCIDOS E BASES

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Os alquimistas foram os descobridores dos ácidos clorídrico, nítrico e sulfúrico, denominados ácidos minerais por se originarem de minerais. Dos ácidos citados, o primeiro foi descoberto no século XIII, mas seu método de obtenção era muito difícil na época. Embora os outros dois tenham sido muito usados a partir do século XIV – principalmente pelo alquimista árabe Geber, que dominava suas técnicas de preparo - existem relatos não muito claros de que esses mesmos materiais já tinham sido utilizados anteriormente.

Retrato do século XV de Geber

Já na Idade Média, ao estudar os materiais, os alquimistas perceberam que muitas substâncias podiam ser classificadas quanto à alteração que produziam na cor de certos extratos vegetais, quando em contato com eles. Essa classificação deu origem a dois grupos. Um deles constitui os ácidos e o outro, os álcalis. Posteriormente, surgiu a teoria ácido-alcalino, que classificava as substâncias de acordo com esse critério, sendo bem aceita pelos químicos da época. Essa teoria teve suas origens no pensamento vitalista do químico belga Johan Baptist van Helmont. Ele acreditava que poderia unificar a química e a fisiologia porque a fermentação de produtos da digestão de seres vivos segrega, ao final, materiais ácidos ou básicos. Para ele, a relação entre os materiais orgânicos e inorgânicos poderia ser explicada pela teoria ácido-alcalina. Ainda segundo a teoria vitalista, as substâncias, independentemente de sua origem, deveriam conter um componente ácido ou básico. Robert Boyle considerava um erro generalizar que todas as substâncias poderiam ser explicadas pela teoria ácido-alcalino. Segundo ele, o melhor método para identificar a acidez ou alcalinidade de substâncias era por meio de testes químicos bastante difundidos naquela época, como o da efervescência, do gosto e

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da mudança de cor. Esses testes deveriam ser estudados em conjunto e somente substâncias que apresentassem resposta positiva a todos eles poderiam ser classificadas como ácidas ou alcalinas. O teste de mudança de cor já era bastante difundido, mas Boyle está entre os primeiros a notar que todos os ácidos, e não apenas alguns realizavam a mudança de cor nas substâncias usadas como indicadores. Ele também foi um dos primeiros a perceber que os indicadores poderiam ser usados ainda para testar a alcalinidade. Antoine Lavoisier propôs que todos os ácidos eram formados pela combinação de oxigênio, nome que tem origem pela combinação do prefixo grego oxy – picante ou acre - e o sufixo gen - formação ou produção. Naquela época só se conheciam ácidos que possuíam gás oxigênio em suas composições. Mais tarde, foi descoberto um ácido que não possui o gás oxigênio: o ácido clorídrico, HCl. O extrato de beterraba ou de repolho roxo é um indicador natural, como os usados pelos alquimistas. Os indicadores são substâncias orgânicas que possuem moléculas grandes que se alteram em função do “controle de pH”. E importante que esse controle seja feito com rigor, principalmente em ambientes onde haja seres vivos, como um aquário ou um jardim, para manter o meio em equilíbrio. O pH é na verdade uma escala que indica diferentes graus de acidez ou basicidade. Certos peixes só sobrevivem com saúde em um determinado pH. Para controlar o pH de um aquário o criador utiliza indicadores. Concluindo que o meio está excessivamente ácido, o criador irá adicionar conchinhas ou pedaços de mármore ao aquário Esses materiais são básicos e diminuem a acidez. Se o criador concluir que o meio está excessivamente básico, ele adicionará ao aquário um pedaço de xaxim, que por ser ácido irá diminuir a basicidade. Diversos frutos e flores possuem substâncias que são pigmentos sensíveis à variação da acidez do meio. Por isso, frutas maduras normalmente apresentam cores diferentes de quando estão “verdes”. Os agricultores sabem que a acidez e a alcalinidade dos solos são fatores importantes para o desenvolvimento das plantas. A acidez ou alcalinidade do solo depende de sua composição. O solo se forma como resultado da fragmentação de rochas, através da ação exercida pelo clima como chuva e vento e, pelos microorganismos. . O Brasil, por constituir um território onde predomina o clima tropical com chuvas e temperaturas altas o ano inteiro, possui solos mais ácidos. Para corrigir a acidez do solo usa-se um processo denominado de calagem. O agricultor aplica o calcário em solo úmido. O calcário (CaCO3) se incorpora ao solo e pela ação da

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água da chuva produz hidróxido de cálcio, Ca (OH) 2 que vai neutralizar a acidez do solo. A medida do pH do solo é muito importante na agricultura. De fato, cada vegetal cresce melhor em um determinado valor de pH. Cada planta precisa de um tipo de solo, ácido ou alcalino, para se desenvolver melhor. Duas espécies que requerem solos ácidos são a erva-mate e a mandioca, uma vez que são nativas da América, onde predominam solos ácidos. Culturas como soja, alfafa, algodão e feijão são menos tolerantes à acidez, ou seja, se adaptam e crescem melhor em solos corrigidos com calcário, cujo pH se situa na faixa de 6,0 a 6,2. O pH do solo não influencia apenas o crescimento dos vegetais. No jardim, também há a necessidade de conhecermos a acidez do solo, pois várias flores como, dálias e hortências, mudam de cor de acordo com a acidez. As hortências são azuis em solo ácido, lilases em solo levemente ácido a neutro e rosas em solo alcalino. Desde os tempos dos alquimistas, extratos de tornassol (uma espécie de líquen) e repolho roxo são usados na química como indicadores. Esse processo de extração de corantes naturais obteve tal desenvolvimento que se afirma terem sidos eles os verdadeiros precursores da química dos corantes sintéticos

3.1. ÁCIDOS E BASES

A palavra ácido vem do latim acidus e significa “azedo” ou “picante”. Em geral, as soluções aquosas das substâncias classificadas como ácidas apresentam as seguintes propriedades químicas: reagem com certos metais (ferro, zinco, etc.), liberando H2; reagem com bicarbonatos e carbonatos, liberando gás carbônico; neutralizam soluções básicas. A palavra álcali tem origem árabe e significa “cinzas vegetais”. A partir do século XVI, essas substâncias passaram a ser também denominadas bases, que é atualmente o nome mais difundido. Já as soluções aquosas de bases apresentam, geralmente, sensações escorregadias ao tato (cuidado: essas substâncias são corrosivas) e neutralizam ácidos.

3.1.1. ATIVIDADE 2

A seguir serão enumerados alguns ácidos que são conhecidos no nosso cotidiano, relacione os mesmos com a sua função ou onde ele é encontrado.

• ácido carbônico

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• ácido cianídrico• ácido clorídrico• ácido fosfórico• ácido fluorídrico• ácido nítrico• ácido sulfúrico

a) O estômago o segrega, quando impuro é denominado ácido muriático, é o ácido industrial mais barato, sendo extensivamente utilizado para neutralizações;b) O encontramos nas folhas da mandioca, quando cortadas e expostas ao sol liberam um gás extremamente tóxico;c) Esse ácido tem cheiro de ovo podre;d) Forma-se pela reação do CO2 + H2O, é um dos constituintes dos refrigerantes e das águas minerais gaseificadas;e) Reage com o vidro e, conforme o seu manuseio, pode ser utilizado para fazer gravações sobre o mesmo;F) É um ácido desidratante que transforma o açúcar (C12 H22O11) em carvão e está presente nas baterias dos automóveis;g) É utilizado na fabricação de explosivos como, por exemplo, a dinamite, é usada também em medicamentos;h) É usado na fabricação de fertilizantes, em indústrias de vidro e tinturaria, na produção de refrigerantes à base de coca;

Agora faremos o mesmo com algumas bases:

• hidróxido de amônio• hidróxido de cálcio• hidróxido de magnésio• hidróxido de sódio• hidróxido de alumínio

a) É utilizado na fabricação do sabão, a partir de óleos e gorduras. É conhecido como soda cáustica. É utilizada na indústria de processamento químico, de papel e celulose, de alumínio, de celofane, de petróleo, alimentos e tecidos, dentre outras;b) É utilizado nas pinturas a cal e na preparação da argamassa ou do tronco de

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árvores para afastar algumas pragas. É conhecido como cal apagada, cal extinta, água de cal ou leite de cal;c) Está presente no leite de magnésia, um antiácido estomacal e laxante;d) É utilizado como antiácido estomacale) É de importância fundamental para a humanidade, pois a partir dela são produzidos os fertilizantes, que permitem que aumente a produção de alimentos. Esse tipo de hidróxido também é encontrado em produtos de limpeza para remoção de crostas de gordura e na revelação de filmes fotográficos.

3.1.2. ATIVIDADE EXPERIMENTAL 3

VERIFICANDO A CONDUTIBILIDADE ELÉTRICA

Construa um equipamento que permita verificar a condutibilidade elétrica em meio aquoso, de acordo com o esquema acima. Depois, introduza os dois eletrodos (fios de cobre mais grossos) num recipiente com a solução a ser testada. Prepare as soluções aquosas a seguir e teste a condutibilidade elétrica de cada uma delas:

a) salmourab) água de torneirac) água com açúcard) vinagree) água com Ájax ou com limpa-forno f) refrigeranteg) ácido muriáticoh) suco de laranja

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Use sua criatividade e teste também outras soluções aquosas. A seguir, prepare duas outras soluções aquosas de vinagre:

1ª solução: ½ copo de água e 1 colher sopa de vinagre.2ª solução: ½ copo de água e 2 colheres de sopa de vinagre.

Teste a condutibilidade de cada uma. O que você observou?

As diferenças na intensidade do brilho da lâmpada podem ser explicadas relacionando-as à quantidade de íons presentes na solução. Assim, para que se estabeleça corretamente essa relação (intensidade do brilho/quantidade de íons), como devem ser completados os quadros a seguir?Quanto_________a concentração de íons livre_____________a passagem da corrente e_____________a luminosidade.

• OBSERVAÇÕES:

1) O ácido muriático é tóxico e corrosivo.2) Ao preparar as soluções sempre adicione o ácido à água.

4. FUNÇÃO QUÍMICA

É o conjunto de substâncias com propriedades químicas semelhantes, denominadas propriedades funcionais. As principais são: ácidos, bases, sais e óxidos.

4.1. TEORIA DA DISSOCIAÇÃO IÔNICA DE ARRHENIUS

Arrhenius verificou, no fim do século passado, que algumas soluções aquosas conduzem corrente elétrica e outras não. Por exemplo: A água com açúcar não conduz corrente elétrica, (é uma solução não-eletrolítica). A água com sal conduz a corrente elétrica porque se subdivide em partículas carregadas eletricamente denominadas íons (no caso do sal, temos Na+ e Cl-). Os íons positivos ou cátions caminham em direção ao pólo negativo; os íons negativos ou ânions caminham em direção ao pólo positivo; desse modo, a corrente

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elétrica poderá fluir pela solução e, como o circuito elétrico não fica interrompido, a lâmpada irá acender. É interessante ainda notar que dentre os eletrólitos existem substâncias iônicas e moleculares.O sal comum, por exemplo, já é formado por íons (Na+ e Cl-) no estado sólido; ao ser dissolvido na água, esta apenas separa os íons já existentes.

H2O NaCl Na+ + Cl-

(essa separação chama-se dissociação iônica ou eletrolítica). Em outros casos, o eletrólito é formado por moléculas; a água é que irá quebrar as moléculas, produzindo os íons. Por exemplo:

H2O HCl H++Cl-

(essa quebra de moléculas com formação de íons chama-se ionização).

4.2. INDICADORES DE ÁCIDOS E BASES

Indicadores são substâncias que mudam de cor na presença de um ácido ou uma base. A forma mais simples é utilizar substâncias denominadas indicadores de ácido e base, como o extrato de repolho roxo ou indicadores comerciais produzidos por indústrias químicas. Além disso, os químicos contam com equipamentos que fornecem resultados mais precisos. Para isso, eles desenvolveram uma grandeza denominada pH. Materiais que apresentam pH abaixo de 7 são ácidos, enquanto materiais com valores de pH acima de 7 são básicos e quando esse valor é igual a 7 diz-se que o material é neutro.

4.3. ACIDEZ VERSUS pH

A acidez das soluções e materiais é determinada com base na escala de pH. A escala de pH está relacionada com a concentração de íons hidrogênio (H+ ou H3O+) presentes na solução. Essa escala varia de 0 a 14, embora algumas soluções

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possam apresentar valores fora dela. Para uma solução aquosa, em CNTP (condições normais de temperatura e pressão), o pH está relacionado com a acidez, como mostra a tabela abaixo.

4.3.1. VALORES DE pH PARA SOLUÇÕES AQUOSAS EM CNTP

Solução aquosa (CNTP) pHÁcida <7Neutra =7Básica >7

Quanto mais ácida (menos básica) a solução, menor será o valor do pH, quanto mais básica maior será o valor do pH.

4.3.2. EXEMPLOS DE INDICADORES UTILIZADOS EM LABORATÓRIO COR NA SOLUÇÃO

Indicador Tornasol Fenolftaleína Alaranjado de metila

Azul de bromotimol

Ácido Rosa Incolor Vermelho AmareloBase Azul Vermelho Amarelo Azul

4.3.3. EXPERIMENTAÇÃO

• Experiência 1

Essa experiência é para verificar se a substância tem caráter ácido ou básico. Triture algumas folhas de repolho roxo em um recipiente com água. Filtre e coloque num béquer, O suco extraído do repolho roxo pode ser utilizado como indicador do caráter ácido (pH entre 0 e 7) ou básico (pH entre 7 e 14). Misturando-se um pouco do suco de repolho e da solução, a mistura passa a apresentar diferentes cores, se for ácida fica vermelha, se for básica fica verde-amarelado.

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Separe oito béqueres e coloque um pouco da solução de repolho roxo observando a cor e escreva ao lado se ela tem caráter ácido ou básico. A seguir use um pedaço de papel indicador para confirmação da experiênciaa) suco de laranjab) soda limonadac) vinagred) leite de magnésiae) limpa forno f) amoníacog) leite de vacah) água da chuva

• Experiência 2

Essa atividade é para mostrar a mudança de cor quando usamos o indicador fenolftaleína Coloque em um béquer 30 ml de água e acrescente 2 ml de vinagre. Adicione 10 gotas de fenolftaleína e vá acrescentando, gota a gota, agitando sempre, leite de magnésia (hidróxido de magnésio) até obter mudança de cor. Qual a cor da fenolftaleína no vinagre? Qual a cor obtida após adição do leite de magnésia? Por que ocorreu mudança de cor?

• Experiência 3

(PRODUZINDO O SANGUE DO DIABO) Essa experiência é para saber como ocorre uma reação química e o que é substância volátil. Antigamente, no carnaval, as crianças costumavam jogar na roupa das pessoas uma mistura preparada em casa chamada sangue do diabo. Essa solução aquosa de cor avermelhada, ao atingir a roupa, produzia uma mancha vermelha, dando a impressão de que a peça de roupa havia sido danificada. Porém, após certo tempo, a mancha desaparecia. a) Dissolva 20 ml de Hidróxido de amônio (NH4OH) em partes iguais de água e álcool etílico, tomando cuidado ao manusear a base (o cheiro é sufocante). b) Adicione um pouco de fenolftaleína a essa solução, que imediatamente adquire uma coloração vermelha intensa.

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c) Em seguida, jogue um pouco dessa solução vermelha em um pano branco e explique o que acontece:1) Quando se adiciona o NH4OH a fenolftaleína.2) Quando a mancha rósea fica incolor novamente.3) Quando o tecido é lavado com sabão e volta a apresentar a coloração rósea.

• Experiência 4

TITULAÇÃO Essa experiência é para observarmos a viragem da cor quando todos os íons são neutralizados em uma reação de neutralização.

Como foi visto, uma das maneiras de identificar um ácido ou uma base é utilizando um indicador. É o caso da fenolftaleína, substância cristalina e incolor que permanece incolor em meio ácido, mas que adquire cor vermelha em meio básico. Desse modo, fica fácil identificar uma solução desconhecida quanto a sua acidez, bastando para isso adicionar a ela algumas gotas de fenolftaleína e observar a sua cor. A fenolftaleína é muito utilizada para acompanhar uma reação de neutralização, na qual tanto um ácido pode neutralizar uma base quanto uma base pode neutralizar um ácido.

Uma solução de NaOH é básica, portanto, quando colocamos fenolftaleína ela fica vermelha. Quando adicionamos HCl a essa solução, ocorre a neutralização, conforme a reação abaixo:

HCl + NaOH NaCl + H2O

4.3.4. Reação de neutralização

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ácido + base sal + água

Neste caso, à medida que gotejamos a solução de HCl no interior do recipiente com NaOH, as hidroxilas, OH-, vão-se combinando com o próton, H+, formando água. Quando as quantidades de íons se igualarem, teremos a neutralização. Podemos identificar o momento exato quando isso acontece devido à presença da fenolftaleína que passará a incolor nesse momento. O método aqui exemplificado chama-se titulação.

• Experiência 5

CHUVA ÁCIDA

Essa experiência é para termos uma noção do que é a chuva ácida.

Uma das chuvas ácidas mais perigosas é a ocasionada pelo dióxido de enxofre (SO2), que é produzido na queima de combustíveis fósseis, como o petróleo. Você pode obter esse gás queimando enxofre, vendido em farmácias.a) Pegue uma colher metálica de chá que já não esteja sendo usada, dobre o cabo e amarre nele um arame ou um fio metálico longo;b) Pegue a tampa metálica de um vidro de maionese (ou palmito) e faça um furo que permita a passagem do arame. Na extremidade superior do fio metálico, coloque uma rolha de cortiça, para evitar queimaduras na etapa seguinte;c) No fundo do vidro de maionese, coloque uma solução aquosa de repolho roxo;d) Agora, para obter SO2, coloque um pouco de enxofre em pó na colher e aqueça até que se inicie a combustão, que é visível pelo aparecimento de uma chama azul. Coloque esse aparato imediatamente no vidro preparado anteriormente, até que apareça uma névoa densa dentro do frasco. Agite o frasco que a névoa desaparece. Observe e explique o que aconteceu?

5. OS SAIS

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Os sais são também muito comuns em nosso cotidiano: o sal comum, NaCl ( cloreto de sódio), está presente em nossa comida diária: o bicarbonato de sódio, NaHCO3, é usado como antiácido e também no preparo de bolos e bolachas: o sulfato de sódio, Na2SO4 (sal de Glauber), e o sulfato de magnésio, MgSO4 (sal amargo), são usados como purgante: o gesso usado em ortopedia ou em construção é o sulfato de cálcio hidratado, 2CaSO4.H2O: e assim por diante. CUIDADO: muitos sais são altamente tóxicos Juntando-se um ácido e uma base, um irá “anular” as propriedades do outro. Isso ocorre porque o ácido e a base reagem quimicamente entre si; a reação, por esse motivo, é chamada reação de neutralização. Além da água, essa reação forma um sal; por isso, ela é também chamada de reação de salificação.

5.1. PRINCIPAIS SAIS DO NOSSO COTIDIANO

CLORETO DE SÓDIO (NaCl)

O ser humano aprendeu a usar o cloreto de sódio, comumente chamado de “sal”, como tempero e conservante há muito tempo. Além desses usos, o sal já foi muito utilizado para sacrifícios religiosos e como símbolo de união e hospitalidade. O termo “O homem do meu sal” designava o amigo com o qual se partilhava o sal na refeição. Na Antiguidade, o sal chegou a ser tão valioso que originou a palavra salário, do latim salarium, que era o pagamento feito aos soldados romanos para que esses comprassem sal. Na época do Brasil colonial, para transportar o sal do local de onde era extraído até o local de consumo, foram abertas estradas chamadas “Estradas de sal”, usadas pelos bandeirantes para adentrar o interior do país. Hoje em dia, o sal é uma das riquezas do nordeste do Brasil, responsável por 60% da produção nacional, sendo o Rio de Janeiro o segundo produtor.

CARBONATO DE SÓDIO (Na2CO3)

O carbonato de sódio, cujo nome popular é “soda”, é usado na fabricação de vidros, detergentes, sabões e para neutralizar ácidos. No Egito Antigo, era

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considerado uma substância sagrada, utilizada para a realização da mumificação. Esse processo consistia em untar o corpo do morto com natrão – uma substância à base de carbonato de sódio – após a retirada do cérebro e das vísceras. Posteriormente, o corpo era envolto em tiras de tecido de linho impregnadas de uma resina com propriedades fungicidas.

CARBONATO DE CÁLCIO (CaCO3)

O carbonato de cálcio, insolúvel em água, em meio ácido (CaCO3) forma o bicarbonato de cálcio Ca(HCO3), solúvel em água. A formação das estalactites, que pendem do teto nas cavernas, ou das estalagmites, que se elevam do chão como conseqüência dos pingos de água que há milênios caem no mesmo lugar, regenera o carbonato de cálcio. A água no chão ou no teto se evapora, mas o carbonato de cálcio não, proporcionando um espetáculo natural de rara beleza.

CLORETO DE POTÁSSIO (KCl)

É um composto iônico cuja produção mundial é destinada principalmente à fabricação de fertilizantes. No entanto, uma utilização atípica dessa substância foi a de aumentar a incidência de chuva nas regiões propensas a estiagens. Normalmente, as nuvens liberam somente um terço de sua umidade na forma de chuva, mas essa quantidade pode ser duplicada se elas forem “semeadas” com partículas finas. Graeme Mather, da África do Sul, inventou um novo método de “semear” as nuvens. Ele consiste em colocar um queimador que libera uma fumaça de cloreto de potássio nas asas de um avião. Voando sob as nuvens, o cloreto liberado ascende para dentro delas – e embaixo começa a chover pesado. Testes realizados independentemente pelo Centro Nacional para Pesquisas Atmosféricas em Boulder, no estado norte-americano do Colorado, comprovaram que esse método realmente funciona.

NITRATO DE SÓDIO (NaNO3)

O nitrato de sódio é conhecido como salitre do Chile, e é usado na fabricação de fertilizantes e de pólvora.

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BICARBONATO DE SÓDIO (NaHCO3)

O bicarbonato de sódio é utilizado na fabricação de fermentos químicos, antiácidos e extintores de incêndio.

SULFATO DE CÁLCIO (CaSO4)

O sulfato de cálcio é utilizado como gesso, em medicina. Encontra-se também no giz escolar e porcelanas.

CURIOSIDADE: Antigamente, nas proximidades de um templo egípcio do deus Amon, ocorria o acúmulo de fezes dos camelos que transportavam as caravanas de peregrinação para cultuar esse deus. Nesses “depósitos” de fezes, ocorria a formação de um sal – o cloreto de amônio (NH4Cl) – chamado sal de Amon e, a partir dele, originou-se o nome amônio.

• Experiência 6

Essa experiência nos mostra um pouco da história da segunda Guerra Mundial.

TINTA INVISÍVEL

Na segunda Guerra Mundial, os espiões alemães transmitiam mensagens secretas escritas com solução incolor de nitrato de chumbo. A revelação era feita com sulfeto de sódio por meio da reação Pb+2(aq) + S2- (aq) PbS aparecendo as palavras em preto, a cor do sulfeto de chumbo , que é insolúvel.

6. ÓXIDOS

Os óxidos são também muito freqüentes em nosso dia-a-dia. É fora de dúvida que, de todos, o mais importante é a água; sem ela não existiria a vida como conhecemos na terra. Em segundo lugar vem o gás carbônico (CO2), que possibilita a fotossíntese pelos vegetais, que também garante a vida de todas as

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plantas e animais sobre a terra. Muito comum, também, é a areia (SiO2, sílica ou óxido de silício); aliás, a sílica forma também muitas pedras semipreciosas, como o quartzo, a ágata, a opala, a ametista,etc. Vários minerais são também óxidos, como por exemplo: a hematita (Fe2O3, minério de ferro); a pirolusita (MnO2, minério de manganês) e assim por diante.

6.1 PRINCIPAIS ÓXIDOS DO NOSSO COTIDIANO

DIÓXIDO DE CARBONO (CO2)

É um gás incolor, inodoro, mais denso que o ar. Não é combustível nem comburente, por isso é usado como extintor de incêndio. Como o CO2 não é tóxico, não é poluente. Entretanto, o ar com maior teor de CO2, que o normal (0,03%) é impróprio a respiração porque contém menor teor de O2 que o normal. O CO2 é o gás usado nos refrigerantes e nas águas minerais gaseificadas. O CO2 sólido, conhecido como gelo-seco, é usado para produzir baixas temperaturas. Atualmente, o teor de CO2 na atmosfera tem aumentado e esse fato é o principal responsável pelo chamado “Efeito estufa”.

ÓXIDO NITROSO (N2O)

O óxido nitroso está sendo usado com sucesso como sedativo em tratamento odontológico. Esse tratamento geralmente constitui em uma experiência que provoca medo, ansiedade e estresse em muitas pessoas. A sedação consciente é uma técnica que ameniza a dor ou a expectativa da dor, tornando o paciente relaxado, porém cooperativo. Ela envolve a administração de oxigênio (O2) e óxido nitroso (N2O) por inalação com a ajuda de uma máscara nasal em que a dosagem é controlada por um aparelho misturador. Durante a administração do gás, o paciente é monitorado por aparelhos que registram seus sinais vitais, como batimentos cardíacos, oxigenação do sangue e pressão arterial. Tudo para dar maior segurança ao paciente.

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DIÓXIDO DE ENXOFRE (SO2)

É um gás incolor, tóxico, de cheiro forte e irritante. Forma-se na queima do enxofre e dos compostos de enxofre. É um sério poluente atmosférico. É o principal poluente do ar nas regiões onde há fábricas de ácido sulfúrico (H2SO4). Uma das fases da fabricação desse ácido consiste na queima do enxofre. A gasolina, óleo diesel e outros combustíveis derivados do petróleo contêm compostos de enxofre. Na queima desses combustíveis, forma-se o SO2 que é lançado na atmosfera. O óleo diesel contém maior teor de enxofre do que a gasolina e, por isso, o impacto ambiental causado por ele é maior. O SO2 lançado na atmosfera se transforma em trióxido de enxofre (SO3), que se dissolve na água da chuva e constitui a chuva ácida, o que causa sério impacto ambiental e destruição da vegetação.

• Experiência 7

Essa experiência nos ensina como forma uma base usando as cinzas de um cigarro. Na cinza do cigarro existem um óxido básico (K2O) que, ao reagir com água origina uma base segundo a equação:

K2O + H2O 2KOH Em um béquer coloque um pouco de água e algumas gotas de fenolftaleína. A seguir jogue as cinzas de um cigarro e veja o que acontece?

7. FAZER UMA PESQUISA SOBRE EFEITO ESTUFA

8. OUTROS CONCEITOS QUE PODERÃO SER INTRODUZIDOS NESTA UNIDADE DIDÁTICA:

• Reação química

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• Tipos de reação química• Balanceamento das reações• Reação de combustão• Tipos de óxidos

9. Referências

BIANCHI, José Carlos de Azambuja. Universo da Química. 1ª ed. São Paulo: FTD, 2005.

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FELTRE, Ricardo. Fundamentos da Química. 2ª ed. São Paulo: Moderna, 1996.SANTOS, Wildson, Luiz Pereira dos; MÓL, Gerson de Souza. Química e Sociedade1ª ed. São Paulo: Nova Geração, 2005.USBERCO, João. Química essencial. 1ª ed. São Paulo: Saraiva, 2001.<http:/www.educar.s.c.usp.br/licenciatura/2000/ChuvaÁcida.htm-5k.<wikipédia.org/wiki/Geber-26k

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