relatório quim exp. (1)

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO DE JANEIRO
Departamento de Química Analítica
Curso: Nutrição – 2008.1 
Aluna: Márcia Toledo de Miranda
Prof.ª: Márcia
 Relatório da Segunda Aula
Funções da Química Inorgânica
 	Química inorgânica é a química que estuda os elementos químicos e as substâncias da natureza que não possuem o carbono coordenado em cadeias, investigando as suas estruturas, propriedades e a explicação do mecanismo de suas reações e transformações.
	As substâncias inorgânicas que servem para estudo para a quimica inorgânica se origina dos minerais, e como o número de compostos inorgânicos é muito grande, esses são divididos em 4 grupos denominados funções da química inorgânicas:
Ácidos
Bases ou hidróxidos 
Sais 
Óxidos 
Pesquisa Bibliográfica
ÓXIDOS
 	Um óxido é um composto químico binário formado por átomos de oxigênio com outros elementos. Nos óxidos, o elemento mais eletronegativo deve ser o oxigênio. Os compostos OF2 ou O2F2 não são óxidos pois o flúor é mais eletronegativo que o oxigênio. Estes compostos são chamados fluoretos de oxigênio. Além disso, os óxidos constituem um grande grupo na química pois a maioria dos elementos químicos formam óxidos. Ex.: Na2O, SO2, Fe2O3, NO, etc.
Tipos de Óxidos
 - Óxidos Básicos: São óxidos que reagem com água, produzindo uma base, ou reagem com um ácido, produzindo sal e água. São óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um metal com baixo número de oxidação (+1 e +2). Os óxidos de caráter mais básico são os óxidos de metais alcalinos e alcalino-terrosos. Ex.: CaO.
 - Óxidos ácidos ou anidridos: São óxidos que reagem com água, produzindo um ácido ou reagem com base, produzindo sal e água. 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. Ex.: Cl2O.
- Óxidos Anfóteros: São os óxidos que podem se comportar ora como óxido básico, ora como óxido ácido. São óxidos de metais de transição e semi-metais capazes de reagir tanto com ácidos quanto com bases, fornecendo sal e água. Dependendo do metal ligado ao oxigênio pode haver predominância do caráter ácido ou básico. Ex.: ZnO.
- Óxidos Neutros: São óxidos que não reagem com água, nem com ácidos e nem com bases. Ou seja, são óxidos que não apresentam características ácidas nem básicas. O fato de não apresentarem caráter ácido ou básico não significa que sejam inertes. São formados por não-metais ligados ao oxigênio. Ex.: CO.
- Óxidos Salinos: São óxidos que se comportam como se fossem formados por dois outros óxidos do mesmo elemento químico. Quando reage-se um óxido duplo com um ácido, o produto formado é composto de dois sais de mesmo cátion, e mais água.
- Peróxidos: São óxidos que reagem com água ou com ácidos diluídos, produzindo “água oxigenada” (H2O2). 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.
- Superóxidos: São óxidos que reagem com água ou com ácidos diluídos, produzindo “água oxigenada” (H2O2) e oxigênio. É uma associação de uma molécula de O2 (oxigênio atômico) com uma de O2-2 (peróxido), assim, o oxigênio tem nox igual a -1/2.
 ÁCIDOS E BASES
Ácido
Teorias
→ Arrhenius, é toda substância que, em solução aquosa, libera única e exclusivamente os íons H+ . Um exemplo é o ácido clorídrico
HCl 
→ Brønsted e Lowry propuseram a idéia de que ácido é uma substância que pode ceder prótons (íons H+). Esta última definição generaliza a teoria de ácidos de Arrhenius. A teoria de Brønsted e Lowry de ácidos também serve para dissoluções não aquosas; as duas teorias são muito parecidas na definição de ácido, mas a de Brønsted-Lowry é muito mais geral. 
→ Lewis ampliou ainda mais a definição de ácidos, teoria que não obteve repercussão até alguns anos mais tarde. Segundo a teoria de Lewis um ácido é aquela espécie química que, em qualquer meio, pode aceitar um par de elétrons. Desta forma incluem-se substâncias que se comportam como ácidos, mas não cumprem a definição de Brønsted e Lowry, sendo denominadas ácidos de Lewis. Visto que o próton, segundo esta definição, é um ácido de Lewis (tem vazio o orbital 1s, onde pode alojar-se o par de elétrons), pode-se afirmar que todos os ácidos de Brønsted-Lowry são ácidos de Lewis, e todos os ácidos de Arrhenius são de Brønsted-Lowry.
Bases
Teorias
→Arrhenius segundo ele uma base (também chamada de álcali) é qualquer substância que liberta única e exclusivamente o ânion OH– (íons hidroxila ou oxidrila) em solução aquosa.
→Brønsted-Lowry propôs a seguinte definição: Uma base é um aceitador de prótons (íon hidrônio H+)
→Gilbert Lewis definiu como base qualquer substância que doa pares de elétrons não ligantes, numa reação química - doador do par eletrônico.
INDICADORES, que mudam de cor quando colocados junto à determinada substância. A fenolftaleína é um bom exemplo de indicador; quando gotejamos fenolftaleína em uma substância, ela ficará vermelha caso se tratar de uma base, qualquer que seja a base, porém, se a substância pertencer à outra função, a fenolftaleína ficará incolor. 
Além de indicadores para bases, existem indicadores para ácidos e bases, como o azul de timol.
Para saber se uma substância tem caráter ácido ou básico, os químicos desenvolveram uma escala que vai de 0 a 14. Por meio desta escala (pH) podemos ver que toda substância ácida tem pH entre 0 e 7 e as básicas entre 7 e 14. O pH 7 é neutro, ou seja, nem ácido nem básico. 
SAIS
 	São compostos que podem ser formados na reação de um ácido com uma base de arrhenius, ou seja, proveniente de uma neutralização. Em química, sais são compostos iônicos que possuem pelo menos 1 (um) cátion diferente do hidroxônio (H+) e 1 (um) ânion diferente da hidroxila (OH–). Ex.: NaCl, KCl, Na2SO4, etc.
 A Importância do pH na Nutrição
O pH na Fisiologia Celular
A estrutura de muitas moléculas presentes na composição celular e, por conseguinte, a grande maioria dos processos bioquímicos, são extremamente sensíveis a variações de pH. 
Nos seres humanos, o pH plasmático deve ser mantido numa faixa muito estreita, em torno de 7,4. Diminuição do pH plasmático a valores próximos de 7,0 acarreta sérias conseqüências ao organismo. O pH intracelular também deve ser mantido. 
Um exemplo da importância do pH na fisiologia celular é dado pela sua interferência na atividade das enzimas, catalisadores de todas as reações químicas celulares. Muitas destas reações processam-se com liberação ou captação de prótons do meio aquoso em que estão dissolvidas as substâncias presentes na célula. Entretanto, o valor do pH celular ou plasmático é mantido fixo. A manutenção do pH ideal é conseguida pelos seres vivos graças existência dos sistemas-tampão.
O pH na Nutrição Clínica
O nutricionista clínico, independente de sua especialização, deve estar atento aos teores de acidez dos alimentos ao preparar uma dieta personalizada, principalmente no caso de pacientes que possam apresentar doenças do trato digestivo, além de levar em consideração se os mesmos fazem uso de fármacos que possam interferir na digestão, a fim de que não se potencialize nenhum tipo de gastroenteropatia, e em alguns casos, buscar uma dieta que possa auxiliar no tratamento, no que diz respeito ao pH do trato gastrointestinal, como por exemplo gastrites e úlceras. 
Equilíbrio Ácido-Básico
O metabolismo humano requer equilíbrio entre os componentes de suas reações químicas. Os alimentos podem ser classificados em ácidos ou básicos (alcalinos). Como exemplo, tem-se o estômago, que produz o suco gástrico, essencialmente ácido; e as glândulas salivares, que produzem a saliva, alcalina.
Dá-se o nome de enzima às substâncias existentes em todos os organismos vivos e também os do corpo humano, que agem como fermentos específicos e que controlam muitas funções celulares. As enzimas da saliva são a ptialina e a amilase salivar e atuam, preferencialmente, nos carboidratos ingeridos. Essa é uma das razões para que as pessoasmastiguem bem e lentamente os alimentos. É para dar tempo para as enzimas atuarem nos alimentos. Se a pessoa comer depressa essa fase será comprometida.
No estômago, as principais enzimas são a pepsina e a lipase.
O pâncreas secreta a amilase e a tripsina, e o intestino delgado secreta a maltase, a sacarase e a lactase. A intolerância a alimentos está freqüentemente associada a deficiência orgânica de sua enzima específica. Exemplo, muitas pessoas depois dos 4 anos de idade não têm a enzima lactase, responsável para atuar na lactose do leite. Conseqüentemente se beber leite, o mesmo não será digerido satisfatoriamente, comprometendo a digestão.
Grande parte dos alimentos é ácida ou forma ácidos na sua decomposição, sendo estes chamados de acidificantes. Para manter o equilíbrio deve-se ingerir mais ou menos 4 alimentos alcalinos para cada alimento ácido ou acidificante. Traduzindo em porcentagens, 80% de alcalinos e 20% de ácidos.
O álcool e o fumo contribuem para a acidez do organismo. O oxigênio, por sua vez, é um elemento alcalino, que deve participar sempre das nossas reações químicas. A acidez é prejudicial ao organismo, devendo-se, sempre que possível, reduzir alimentos e bebidas que produzem acidez.
Alimentos Ácidos e Básicos
Como exemplo de alimentos que produzem acidez, tem-se: açúcar; arroz polido; bebidas alcoólicas; café; doces (chocolates, bolos, tortas, sorvete, bala, adoçados com açúcar); refrigerantes normais; e todos os cereais descascados. 
Alguns alimentos ácidos: aves; caldo de carnes; carnes e miúdos; ovos (a gema é alcalina); tomate cozido; queijos; chá preto; e aromáticos.
Alguns alimentos alcalinos: batata; legumes; frutas; creme de leite; água natural; tomate cru; temperos como orégano, salsinha, coentro, manjerona, tomilho, sálvia, mostarda, pimenta, páprica etc.
Objetivo da aula
 Verificar a formação de óxidos,ácidos e bases e a variação do caráter ácido , básico e óxidos de determinadas substâncias, com a ajuda de indicadores de pH, bem como observar a condutividade elétrica de certas soluções.
 
 Experimento 1: Obtenção de Oxigênio e Formação de Óxidos
Primeira parte (enxofre)
 O enxofre é aquecido no Bico de Bulsen,colocado diretamente no béquer e tampado com um vidro de relógio.Neste instante,quando terminada a reação,pode-se observar a liberação de um vapor (tóxico) de coloração acinzentada que corresponde ao óxido de enxofre gasoso.
 
Ao se acrescentar água destilada ao béquer,esta reagiu com o óxido de enxofre,formando H2SO4 ,um ácido,fato confirmado pelo papel de tornassol azul que, ao entrar em contato com a solução no béquer,assumiu uma coloração vermelha,indicando meio ácido.
 Por se tornar ácido ao entrar em contato com a água, o óxido de enxofre é classificado como um óxido ácido.
 
 Segunda parte (magnésio)
 O magnésio, cuja a coloração é prata e se encontra no estado sólido, reage com oxigênio, isto é, entra em combustão, emitindo uma luz branca intensa e brilhante (“flash”). Simultaneamente, forma-se uma nova substância sólida e de cor branca. Depois, mistura se óxido de magnésio com água formando o hidróxido de magnésio, cuja a coloração é branca e se encontra no estado líquido. 
 	Ao colocar o papel de tornassol rosa na solução, o papel fica azul, o que prova o caráter básico da solução. E se colocar o papel de tornassol azul, ele não mudará de cor.
Mg o + ½ O2 → MgO + “flash” (necessário energia térmica)
MgO + H2O → Mg(OH)
Experimento 2 : Determinação da acidez com indicadores
 Nesta experiência foram colocados indicadores numa placa e através destes indicadores misturados com determinadas substâncias,pôde ser verificada a acidez ou a basicidade, de acordo com a mudança de cores das soluções. 
	AMOSTRA
	TORNASSOL
VERMELHO
	TORNASSOL
AZUL
	ALARANJADO
DE METILA
	FENOFTA-
LEÍNA
	CONTROLE
	FAIXA
DE pH
	Água Destilada
	Vermelho
	Azul
	Alaranjado
	Incolor
	Incolor
	≈ 7,0
	Vinagre
	Vermelho
	Rosa Claro
	Rosa Intenso
	Branco
	Incolor
	≤ 3,1
	HCl Diluído
	Vermelho
	Vermelho
	Vermelho
	Incolor
	Incolor
	≤ 3,1
	Saco de Limão
	Vermelho
	Rosa Claro
	Rosa Intenso
	Incolor
	Incolor
	≤ 3,1
	Suco de Laranja
	Vermelho
	Vermelho
	Alaranjado
Intenso
	Incolor
	Alaranjado
	4,4 – 8,0
	Leite de
Magnésio
	Azul
	Azul
	Rosa
	Rosa Escuro
	Branco
	≥ 10,0
	Refrigerante
	Vermelho
	Alaranjado
	Alaranjado
	Branco
	Incolor
	4,4 – 8,0
	Soda Cáustica
	Azul
	Azul
	Alaranjado
	Rosa Claro
	Incolor
	≥ 10,0
Experimento 3 : Formação de íons
Condutibilidade elétrica das soluções:
 	A presença de íons nas soluções ácidas e básicas possibilita a passagem de corrente elétrica, e a condutibilidade é tanto mais intensa quanto maior a concentração de íons. Conclui-se que quanto maior a concentração de íons das soluções em que os fios elétricos estão mergulhados, mais intenso o brilho da lâmpada. 
Brilho intenso na lâmpada -> elevada quantidade de íons -> ácido forte ou base forte (α elevado)
NaCl – A lâmpada acende, ou seja, conduz corrente elétrica ( ácido e base forte)
Açúcar Refinado (substância molecular) – não conduz corrente elétrica, ou seja, a lâmpada não acende.
Ácido acético – A lâmpada acende com pouca intensidade ( ácido fraco – ioniza pouco).
Ácido clorídrico – A lâmpada acende com uma forte intensidade (ácido forte – ioniza muito)
Hidróxido de sódio – A lâmpada acende com uma intensidade muito forte (base forte)
Sulfato de cobre – A lâmpada acende ( ácido forte e base fraca)
H2O destilada – A lâmpada não acende, ou seja, não conduz corrente elétrica.
 Ordem crescente da intensidade do brilho da lâmpada:
H2O = Áçucar < C < F < A < D < E
	
	SUBSTÂNCIA
	PASSAGEM DE CORRENTE ELÉTRICA
	FÓRMULA
	Cloreto de Sódio
	Muito
	NaCl
	Açúcar Refinado
	–
	C12H22O11
	Ácido Acético
	Pouco
	CH3COOH
	Ácido Clorídrico
	Muito
	HCl
	Hidróxido de Sódio
	Muito
	NaOH
	Sulfato de Cobre
	Muito
	CuSO4
	Água Destilada
	–
	H2O
Conclusão:
 Na realização dos experimentos foi alcançado o objetivo da aula,depois de obtidos os resultados esperados,tanto na formação de óxidos,ácidos e bases,quanto na verificação de acidez ou basicidade ( pH ),quanto na condutividade de algumas soluções.
Referências Bibliográficas:
http://educar.sc.usp.br/quimapoio/acido.html
http://www.coladaweb.com/quimica/acidosebases.htm
http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%93xido
http://www.brasilescola.com/quimica/sais.htm
http://www.uol.com.br/cyberdiet