Química

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Química
Teoria da dissociação eletrolítica de Arrhenius
Teoria da dissociação eletrolítica de Arrhenius - Quando uma substância dissolve-se em
água, vai-se dividindo em partículas cada vez menores.Em alguns casos, essa divisão pára nas
moléculas e a solução não conduz a corrente elétrica. Em outros casos, a divisão vai além de
moléculas; estas dividem-se em partículas ainda menores, com carga elétrica, denominadas íons.
Nestes casos, a solução conduz a corrente elétrica.
Dissociação iônica é a separação dos íons de uma substância iônica, quando ela se dissolve na
água.
Ionização é a formação de íons na reação de uma substância molecular com a água, quando
esta substância molecular nela se dissolve.
Condutividade elétrica de substâncias puras (100%)
Composto iônico: conduz somente quando fundido.
Composto molecular: não conduz em nenhum estado físico.
Condutividade elétrica em solução aquosa
Composto iônico: conduz.
Composto molecular: conduz ou não, dependendo do fato de haver ou não
reação de ionização entre o composto dissolvido e a água.
Eletrólitos e não-eletrólitos
Soluções eletrolíticas são as que conduzem a corrente elétrica. São soluções iônicas. Ácidos,
bases e sais dão soluções eletrolíticas.
Eletrólitos são as substâncias que dão soluções eletrolíticas ou iônicas. Ácidos, bases e sais são
eletrólitos.
Soluções não-eletrolíticas não conduzem a corrente elétrica. São soluções moleculares.
Não-eletrólitos são as substâncias que dão soluções não-eletrolíticas ou moleculares.
Conceito de ácido de Arrhenius
Conceito de ácido de Arrhenius - Substância, em solução aquosa, que libera como cátions
somente íons H+.
Conceito atualizado de ácido de Arrhenius - Substância, em solução aquosa, que libera como
cátions somente íons H3O+ (íons hidrônio ou hidroxônio).
Conceito de base de Arrhenius - Substância, em solução aquosa, que libera como ânions
somente íons OH- (íons hidroxila ou oxidrila).
Conceito de sal de Arrhenius
Conceito de sal de Arrhenius - Substância formada na reação de neutralização entre um ácido
e uma base, com eliminação de água.
Equação de neutralização de um ácido de Arrhenius por uma base de Arrhenius:
H+(aq) + OH-(aq) ® H2O
Tipos de reação
Síntese ou adição:
aA + bB + ... ® xX
Decomposição ou análise:
xX ® aA + bB +...
Deslocamento:
AB + C ® AC + B (Reatividade: C > B)
AB + C ® CB + A (Reatividade: C > A)
Metais com a água:
Metais alcalinos fazem reação muito violenta (perigo!) com a água, mesmo a frio.
Metais alcalino-terrosos fazem reação branda com a água, a frio.
O magnésio faz reação muito lenta com a água fria; com a água quente é mais
rápida, porém branda.
Os metais menos reativos que o Mg e mais reativos que o H só reagem com vapor
de água a alta temperatura.
Os metais menos reativos que o H não reagem com a água em nenhuma condição.
Reação de dupla troca:
AB + CD ® AD + CB
A reação de dupla troca ocorre quando AD e/ou CB for
menos solúvel
eletrólito mais fraco
mais volátil
que AB e/ou CD.
Solubilidade em água
Regras de solubilidade em água:
Os sais dos metais alcalinos e de amônio são solúveis .
Os nitratos (NO3-) e os acetatos (CH3-COO-) são solúveis .
Os cloretos (Cl-), os brometos (Br-) e os iodetos (I-), em sua maioria, são solúveis .
Principais exceções:
PbCl2, AgCl, CuCl e Hg2Cl2 ® insolúveis
PbBr2, AgBr, CuBr e Hg2Br2 ® insolúveis
PbI2, AgI, CuI, Hg2I2 e HgI2 ® insolúveis
Os sulfatos (SO42-), em sua maioria, são solúveis na água.
Principais exceções:
CaSO4, SrSO4, BaSO4 e PbSO4 ® insolúveis
Os sulfetos (S2-) e hidróxidos (OH-), em sua maioria, são insolúveis na água.
Principais exceções:
Sulfetos dos metais alcalinos e de amônio ® solúveis
Sulfetos dos metais alcalino-terrosos ® solúveis
Os carbonatos (CO32-), os fosfatos (PO43-) e os sais dos outros ânions não mencionados
anteriormente, em sua maior parte, são insolúveis na água.
Exceções: Os sais dos metais alcalinos e de amônio são solúveis.
Força
Principais ácidos fortes:
HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3 e outros ácidos oxigenados HxEOy, nos quais (y x) ³ 2
Principais ácidos semifortes:
HF, H3PO4, H2SO3 e outros ácidos oxigenados HxEOy, nos quais (y - x) = 1. No
H2CO3, (y - x) = 1, mas o ácido é fraco (exceção).
Principais ácidos fracos:
H2S, HCN, CH3-COOH e ácidos oxigenados HxEOy, nos quais (y - x) = 0
Nota: Na fórmula HxEOy, x representa o número de átomos de H ionizáveis.
Volatilidade
Todo composto iônico é não-volátil. Portanto, os sais e os hidróxidos metálicos são
não-voláteis
Principais ácidos voláteis: HF, HCl, HBr, HI, H2S, HCN, HNO2, HNO3 e CH3-COOH
Principais ácidos fixos ou não-voláteis: H2SO4 e H3PO4
Única base volátil: hidróxido de amônio
Indícios de ocorrência de uma reação
mudança de coloração no sistema e/ou
liberação de gás (efervescência) e/ou
precipitação (formação de composto insolúvel) e/ou
liberação de calor (elevação da temperatura do sistema reagente).
Reação de oxirredução
Reação de oxirredução ou redox - Reação com transferência de elétrons de um reagente para
outro, ou reação com variação de nox de pelo menos um elemento.
Oxidação - Perda de elétrons ou aumento de nox.
Redução - Ganho de elétrons ou diminuição de nox.
Agente oxidante ou substância oxidante - Substância que sofre a redução ou substância que
ganha elétrons.
Agente redutor ou substância redutora - Substância que sofre a oxidação ou substância que
perde elétrons.
Balanceamento de equações de oxirredução - Fundamenta-se no fato de o número de
elétrons cedidos na oxidação ser igual ao número de elétrons recebidos na redução.
Reação auto-oxirredução
Reação auto-oxirredução ou de desproporcionamento - Quando um mesmo elemento em
parte se oxida e em parte se reduz.
Ácido de Arrhenius - Substância que, em solução aquosa, libera como cátions somente íons
H+ (ou H3O+).
Nomenclatura
Ácido não-oxigenado (HxE):
ácido + [nome de E] + ídrico
Exemplo: HCl - ácido clorídrico
Ácidos HxEOy, nos quais varia o nox de E:
Grupo
de E
Nox de
E
Nome do ácido HxEOy
Exemplo
7
7
ácido per + [nome de E] + ico
HClO4 ácido perclórico
Nox do Cl = +7
a<7
ácido [nome de E] + ico
HClO3 ácido clórico
Nox do Cl = +5
b<a
ácido [nome de E] + oso
HClO2 ácido cloroso
Nox do Cl = +3
c<b
ácido hipo + [nome de E] + oso
HClO ácido hipocloroso
Nox do Cl = +1
G¹7
G
ácido [nome de E] + ico
H3PO4 ácido fosfórico
Nox do P = +5
a<G
ácido [nome de E] + oso
H3PO3 ácido fosforoso
Nox do P = +3
b<a
ácido hipo + [nome de E] + oso
H3PO2 ácido hipofosforoso
Nox do P = +1
Ácidos orto, meta e piro. O elemento E tem o mesmo nox. Esses ácidos diferem no grau de
hidratação:
1 ORTO
1 H2O
=
1 META
2 ORTO
1 H2O
=
1 PIRO
Nome dos ânions sem H ionizáveis - Substituem as terminações ídrico, oso e ico dos ácidos
por eto, ito e ato, respectivamente.
Classificação
Quanto ao número de H ionizáveis:
monoácidos ou ácidos monopróticos
diácidos ou ácidos dipróticos
triácidos ou ácidos tripróticos
tetrácidos ou ácidos tetrapróticos
Quanto à força
Ácidos fortes, quando a ionização ocorre em grande extensão.
Exemplos: HCl, HBr, HI . Ácidos HxEOy, nos quais (y - x) ³ 2, como HClO4, HNO3 e
H2SO4.
Ácidos fracos, quando a ionização ocorre em pequena extensão.
Exemplos: H2S e ácidos HxEOy, nos quais (y - x) = 0, como HClO, H3BO3.
Ácidos semifortes, quando a ionização ocorre em extensão intermediária.
Exemplos: HF e ácidos HxEOy, nos quais (y - x) = 1, como H3PO4, HNO2, H2SO3.
Exceção: H2CO3 é fraco, embora (y - x) = 1.
Roteiro para escrever a fórmula estrutural de um ácido HxEOy
1.Ligue a E tantos -O-H quantos forem os H ionizáveis.
2.Ligue a E os H não-ionizáveis, se houver.
3.Ligue a E os O restantes, por ligação dupla (E = O) ou dativa (E ® O).
Ácidos mais comuns na química do cotidiano
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 poder econômico de um
país pode ser avaliado pela quantidade de ácido sulfúrico que ele fabrica e
consome.
O maior consumo de ácido sulfúrico é na fabricação de fertilizantes, como os
superfosfatos e o sulfato de amônio.
É o ácido dos acumuladores de chumbo (baterias) usados nos automóveis.
É consumido em enormes quantidades em inúmeros processos industriais, como
processos da indústria petroquímica, fabricação de papel, corantes, etc.
O ácido sulfúrico concentrado é um dos desidratantes mais enérgicos. Assim, ele
carboniza os hidratos de carbono como os açúcares, amido e celulose; a
carbonização é devido à desidratação desses materiais.
O ácido sulfúrico "destrói" o papel, o tecido de algodão, a madeira, o açúcar e
outros materiais devido à sua enérgica ação desidratante.
O ácido sulfúrico concentrado tem ação corrosiva sobre os tecidos dos organismos
vivos também devido à sua ação desidratante. Produz sérias queimaduras na pele.
Por isso, é necessário extremo cuidado ao manusear esse ácido.
As chuvas ácidas em ambiente poluídos com dióxido de enxofre contêm H2SO4 e
causam grande impacto ambiental.
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).
As chuvas ácidas em ambientes poluídos com óxidos do nitrogênio contém HNO3
e causam sério impacto ambiental. Em ambientes não poluídos, mas na presença de
raios e relâmpagos, a chuva também contém HNO3, mas em proporção mínima.
O ácido nítrico concentrado é um líquido muito volátil; seus vapores são muito
tóxicos. É um ácido muito corrosivo e, assim como o ácido sulfúrico, é necessário
muito cuidado para manuseá- lo.
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. Forma-se na reação
do gás carbônico com a água:
CO2 + H2O ® H2CO3
Base de Arrhenius - Substância que, em solução aquosa, libera como ânions somente íons
OH-.
Classificação
Solubilidade em água:
São solúveis em água o hidróxido de amônio, hidróxidos de metais alcalinos e
alcalino-terrosos (exceto Mg). Os hidróxidos de outros metais são insolúveis.
Quanto à força:
São bases fortes os hidróxidos iônicos solúveis em água, como NaOH, KOH, Ca(OH)2
e Ba(OH)2.
São bases fracas os hidróxidos insolúveis em água e o hidróxido de amônio.
O NH4OH é a única base solúvel e fraca.
Ação de ácidos e bases sobre indicadores
Indicador
Ácido
Base
tornassol
róseo
azul
fenolftaleína
incolor
avermelhado
alaranjado de metila
avermelhado
amarelo
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 do sabão e glicerina:
(óleos e gorduras) + NaOH ® glicerina + sabão
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 consumido 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.
Teoria protônica de Brönsted-Lowry e teoria eletrônica de Lewis
Teoria protônica de Brönsted-Lowry - Ácido é um doador de prótons (H+) e base é um
receptor de prótons.
ácido(1) + base(2) Û ácido(2) + base(1)
Um ácido (1) doa um próton e se tranforma na sua base conjugada (1). Um ácido (2) doa um
próton e se tranforma na sua base conjugada (2).
Quanto maior é a tendência a doar prótons, mais forte é o ácido.
Quanto maior a tendência a receber prótons, mais forte é a base, e vice-versa.
Teoria eletrônica de Lewis - Ácidos são receptores de pares de elétrons, numa reação
química.
Sal de Arrhenius - Composto resultante da neutralização de um ácido por uma base, com
eliminação de água. É formado por um cátion proveniente de uma base e um ânion proveniente
de um ácido.
Nomenclatura
nome do sal = [nome do ânion] + de + [nome do cátion]
Classificação
Os sais podem ser classificados em:
sal normal (sal neutro, na nomenclatura antiga),
hidrogênio sal (sal ácido, na nomenclatura antiga) e
hidróxi sal (sal básico, na nomenclatura antiga).
Reações de salificação
Reação da salificação com neutralização total do ácido e da base
Todos os H ionizáveis do ácido e todos os OH- da base são neutralizados. Nessa reação,
forma-se um sal normal. Esse sal não tem H ionizável nem OH-.
Reação de salificação com neutralização parcial do ácido
Nessa reação, forma-se um hidrogênio sal, cujo ânion contém H ionizável.
Reação de salificação com neutralização parcial da base
Nessa reação, forma-se um hidróxi sal, que apresenta o ânion OH- ao lado do ânion do
ácido.
Sais naturais
CaCO3
NaCl
NaNO3
Ca3(PO4)2
CaSO4
CaF2
silicatos
sulfetos metálicos
(FeS2, PbS, ZnS,HgS)
etc.
Sais mais comuns na química do cotidiano
Cloreto de sódio (NaCl)
Alimentação - É obrigatória por lei a adição de certa quantidade de iodeto (NaI,
KI) ao sal de cozinha, como prevenção da doença do bócio.
Conservação da carne, do pescado e de peles.
Obtenção de misturas refrigerantes; a mistura gelo + NaCl(s) pode atingir -22°C.
Obtenção de Na, Cl2, H2, e compostos tanto de sódio como de cloro, como
NaOH, Na2CO3, NaHCO3, HCl, etc.
Em medicina sob forma de soro fisiológico (solução aquosa contendo 0,92% de
NaCl), no combate à desidratação.
Nitrato de sódio (NaNO3)
Fertilizante na agricultura.
Fabricação da pólvora (carvão, enxofre, salitre).
Carbonato de sódio (Na2CO3)
O produto comercial (impuro) é vendido no comércio com o nome de barrilha ou
soda.
Fabrição do vidro comum (maior aplicação):
Barrilha + calcáreo + areia ® vidro comum
Fabricação de sabões.
Bicarbonato de sódio (NaHCO3)
Antiácido estomacal. Neutraliza o excesso de HCl do suco gástrico.
NaHCO3 + HCl ® NaCl + H2O + CO2
O CO2 liberado é o responsável pelo "arroto".
Fabricação de digestivo, como Alka-Seltzer, Sonrisal, sal de frutas, etc.
O sal de frutas contém NaHCO3 (s) e ácidos orgânicos sólidos (tartárico, cítrico e
outros). Na presença de água, o NaHCO3 reage com os ácidos liberando CO2 (g),
o responsável pela efervecência:
NaHCO3 + H+ ® Na+ + H2O + CO2
Fabricação de fermento químico. O crescimento da massa (bolos, bolachas, etc) é
devido à liberação do CO2 do NaHCO3.
Fabricação de extintores de incêndio (extintores de espuma). No extintor há
NaHCO3 (s) e H2SO4 em compartimentos separados. Quando o extintor é
acionado, o NaHCO3 mistura-se com o H2SO4, com o qual reage produzindo
uma espuma, com liberação de CO2. Estes extintores não podem ser usados para
apagar o fogo em instalações elétricas porque a espuma é eletrolítica (conduz
corrente elétrica).
Fluoreto de sódio (NaF)
É usado na prevenção de cáries dentárias (anticárie), na fabricação de pastas de
dentes e na fluoretação da água potável.
Carbonato de cálcio (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 hidradatada
(Ca(OH)2):
CaCO3 ® CaO + CO2
CaO + H2O ® Ca(OH)2
Fabricação do vidro comum.
Fabricação do cimento Portland:
Calcáreo + argila + areia ® cimento Portland
Sob forma de mármore é usado em pias, pisos, escadarias, etc.
Sulfato de cálcio (CaSO4)
Fabricação de giz escolar.
O gesso é uma variedade de CaSO4 hidratado, muito usado em Ortopedia, na
obtenção de estuque, etc.
Óxido - Composto binário de oxigênio com outro elemento menos eletronegativo.
Nomenclatura
Óxido ExOy:
nome do óxido = [mono, di, tri ...] + óxido de [mono, di, tri...] + [nome de E]
O prefixo mono pode ser omitido.
Os prefixos mono, di, tri... podem ser substituídos pelo nox de E, escrito em algarismo
romano.
Nos óxidos de metais com nox fixo e nos quais o oxigênio tem nox = -2, não há
necessidade de prefixos, nem de indicar o nox de E.
Óxidos nos quais o oxigênio tem nox = -1:
nome do óxido = peróxido de + [nome de E ]
Óxidos ácidos, óxidos básicos e óxidos anfóteros
Os óxidos dos elementos fortemente eletronegativos (não-metais), como regra, são
óxidos ácidos. Exceções: CO, NO e N2O.
Os óxidos dos elementos fracamente eletronegativos (metais alcalinos e alcalino-terrosos)
são óxidos básicos.
Os óxidos dos elementos de eletronegatividade intermediária, isto é, dos elementos da
região central da Tabela Periódica, são óxidos anfóteros.
Óxidos ácidos
Cl2O Cl2O7 I2O5 SO2 SO3 N2O3 N2O5 P2O3 P2O5 CO2 SiO2 CrO3 MnO3 Mn2O7
Reações caraterísticas
Exemplos de reações
óxido ácido + água ® ácido
óxido ácido + base ® sal + água
SO3 + H2O ® H2SO4
SO3 +2KOH ® K2SO4 + H2O
N2O5 + H2O ® 2HNO3
N2O5 + 2KOH ® 2KNO3 + H2O
Óxidos ácidos mistos
NO2
Reações caraterísticas
Exemplos de reações
óxido ácido misto + água ® ácido(1) + ácido(2)
óxido ácido misto + base ® sal(1) + sal(2) + água
2NO2 + H2O ® HNO3 + HNO2
2NO2 + 2KOH ® KNO3 + KNO2 + H2O
Óxidos básicos
Li2O Na2O K2O Rb2O Cs2O MgO CaO SrO BaO RaO
Cu2O CuO Hg2O HgO Ag2O FeO NiO CoO MnO
Reações caraterísticas
Exemplos de reações
óxido básico + água ® base
óxido básico + ácido ® sal + água
Na2O + H2O ® 2NaOH
Na2O + 2HCl ® 2NaCl + H2O
CaO + H2O ® Ca(OH)2
CaO + 2HCl ® CaCl2
Óxidos anfóteros
As2O3 As2O5 Sb2O3 Sb2O5 ZnO Al2O3 Fe2O3 Cr2O3 SnO SnO2 PbO PbO2 MnO2
Reações caraterísticas
Exemplos de reações
óxido anfótero + ácido ® sal + água
óxido anfótero + base ® sal + água
ZnO + 2HCl ® ZnCl2 + H2O
ZnO + 2KOH ® K2ZnO2 + H2O
Al2O3 + 6HCl ® 2AlCl3 + 3H2O
Al2O3 + 2KOH ® 2KAlO2 + H2O
Óxidos neutros
NO N2O CO
Não reagem com a água, nem com os ácidos, nem com as bases.
Óxidos salinos
Fe3O4 Pb3O4 Mn3O4
Reações caraterísticas
Exemplos de reações
óxido salino + ácido ® sal(1) + sal(2) + água
Fe3O4 + 8HCl ® 2FeCl3 + FeCl2 + 4H2O
Peróxidos
Li2O2 Na2O2 K2O2 Rb2O2 Cs2O2 MgO2 CaO2 SrO2 BaO2 RaO2 Ag2O2 H2O2
Reações caraterísticas
Exemplos de reações
peróxido + água ® base + O2
peróxido + ácido ® sal + H2O2
Na2O2 + H2O ® 2NaOH + 1/2 O2
Na2O2 + 2HCl ® 2NaCl + H2O2
Óxidos mais comuns na química do cotidiano
Óxido de cálcio (CaO)
É um dos óxidos de maior aplicação e não é encontrado na natureza. É obtido
industrialmente por pirólise de calcário.
Fabricação de cal hidratada ou Ca(OH)2.
Preparação da argamassa usada no assentamento de tijolos e revestimento das
paredes.
Pintura a cal (caiação).
Na agricultura, para diminuir a acidez do solo.
Dióxido de carbono (CO2)
É um gás incolor, inodoro, mais denso que o ar. Não é combustível e nem
comburente, por isso, é usado como extintor de incêndio.
O CO2 não é tóxico, por isso não é poluente. O ar contendo maior teor em CO2
que o normal (0,03%) é impróprio à respiração, porque contém menor teor em O2
que o normal.
O CO2 é o gás usado nos refrigerantes e nas águas minerais gaseificadas. Aqui
ocorre a reação:
CO2 + H2O « H2CO3 (ácido carbônico)
O CO2 sólido, conhecido por gelo seco, é usado para produzir baixas
temperaturas.
Atualmente, o teor em CO2 na atmosfera tem aumentado e esse fato é o principal
responsável pelo chamado efeito estufa.
Monóxido de carbono (CO)
É um gás incolor extremamente tóxico. É um seríssimo poluente do ar atmosférico.
Forma-se na queima incompleta de combustíveis como álcool (etanol), gasolina,
óleo, diesel, etc.
A quantidade de CO lançada na atmosfera pelo escapamento dos automóveis,
caminhões, ônibus, etc. cresce na seguinte ordem em relação ao combustível
usado:
álcool < gasolina < óleo diesel.
A gasolina usada como combustível contém um certo teor de álcool (etanol), para
reduzir a quantidade de CO lançada na atmosfera e, com isso, diminuir a poluição
do ar, ou seja, diminuir o impacto ambiental.
Dióxido de enxofre (SO2)
É um gás incolor, tóxico, de cheiro forte e irritante.
Forma-se na queima do enxofre e dos compostos do enxofre:
S + O2 (ar) ® SO2
O SO2 é um sério poluente atmosférico. É o principal poluente do ar das regiões
onde há fábricas de 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 do 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 pelo uso do óleo diesel, como
combustível, é maior do que o da gasolina.
O álcool (etanol) não contém composto de enxofre e, por isso, na sua queima não
é liberado o SO2. Esta é mais uma vantagem do álcool em relação à gasolina em
termos de poluição atmosférica.
O SO2 lançado na atmosfera se transforma em SO3 que se dissolve na água de
chuva constituindo a chuva ácida, causando um sério impacto ambiental e
destruindo a vegetação:
2SO2 + O2 (ar) ® 2SO3
SO3 + H2O ® H2SO4
Dióxido de nitrogênio (NO2)
É um gás de cor castanho-avermelhada, de cheiro forte e irritante, muito tóxico.
Nos motores de explosão dos automóveis, caminhões, etc., devido à temperatura
muito elevada, o nitrogênio e oxigênio do ar se combinam resultando em óxidos do
nitrogênio, particularmente NO2, que poluem a atmosfera.
O NO2 liberado dos escapamentos reage com o O2 do ar produzindo O3, que é
outro sério poluente atmosférico
NO2 + O2 ® NO + O3
Os automóveis modernos têm dispositivos especiais que transformam os óxidos do
nitrogênio e o CO em N2 e CO2 (não poluentes).
Os óxidos do nitrogênio da atmosfera dissolvem-se na água dando ácido nítrico,
originando assim a chuva ácida, que também causa sério impacto ambiental.
Fonte: http://www.fisica.net/quimica
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