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Química
componentes mais leves, como o nitrogênio e o argônio, e, 
por último, o oxigênio.
Além disso, o oxigênio também pode ser obtido por 
eletrólise da água, através da seguinte reação: 
2 H2O → 2 H2 + O2
Na área da medicina, o oxigênio é utilizado em ina-
lações e em aparelhos de respiração artificial para tratar 
envenenamentos causados por gases como o monóxido 
de carbono (CO). Também é utilizado na fabricação do aço 
e em equipamentos de mergulho.
Nitrogênio (N2)
O nitrogênio é um gás incolor, inodoro, insípido e iner-
te. Na Terra, ele é o principal constituinte do ar atmosféri-
co, representando cerca de 78% em volume.
Compostos inorgânicos de nitrogênio, como minerais, 
são difíceis de serem encontrados, pois a maioria deles é 
solúvel em água na forma de nitratos (NO3
-). No entanto, o 
nitrogênio está presente em moléculas orgânicas de todos 
os seres vivos, incluindo animais e plantas.
Algumas bactérias presentes no solo e nas raízes de 
certas plantas, especialmente leguminosas, realizam a con-
versão do nitrogênio atmosférico em nitrogênio orgânico. 
Esse nitrogênio orgânico é posteriormente transformado 
por outras bactérias em nitrato, que é a forma de nitrogê-
nio mais utilizada pelas plantas na síntese de proteínas.
Industrialmente, o nitrogênio é obtido por meio da 
liquefação e subsequente destilação fracionada do ar at-
mosférico.
Em laboratórios, o nitrogênio pode ser obtido pela de-
composição do nitrito de amônia (NH4NO2): 
NH4NO2 → N2 + 2 H2O
Devido à sua natureza inerte, o gás nitrogênio é uti-
lizado em embalagens de alimentos e no interior de lâm-
padas incandescentes. Na forma líquida, é empregado na 
conservação de alimentos e no armazenamento de sêmen 
para inseminação artificial e também na gastronomia.
Além disso, o nitrogênio é utilizado na síntese da 
amônia e do ácido nítrico.
Amônia ou gás amoníaco (NH3)
A amônia é um gás incolor, com odor característico e su-
focante, que tem um ponto de ebulição normal de -33,4 ºC. 
A inalação em altas concentrações pode causar problemas 
respiratórios.
A amônia é altamente solúvel em água e forma o hi-
dróxido de amônio, que não existe isoladamente: 
NH3 + H2O → NH4OH 
NH4OH → NH4
+ + OH-
Industrialmente, a amônia é obtida por meio da sínte-
se catalítica, usando os seguintes processos:
1) Processo de Haber-Bosch: ocorre em temperaturas 
entre 500 a 600 ºC, com pressão de 200 atmosferas e o 
catalisador pode ser ósmio ou urânio. O resultado é uma 
solução aquosa de amônia com rendimento de 15%.
2) Processo de Cℓaude: ocorre em temperaturas entre 
500 a 600 ºC, com pressão de 1,00 atmosferas e o catali-
sador é o ferro. O resultado é a liquefação do gás amônia, 
com rendimento de 40%.
3) Processo Solvay: envolve a reação da cal viva quen-
te com cloreto de amônio: 
2 NH4Cℓ + CaO → CaCℓ2 + 2 NH3 + H2O
A amônia é utilizada em diversas aplicações, incluindo 
refrigeração, produção de fertilizantes e na preparação de 
ácido nítrico. Além disso, pode ser obtida reagindo um sal 
de amônio com uma base solúvel, como no exemplo: 
NH4NO3 + NaOH → NaNO3 + H2O + NH3
Ácido nítrico (HNO3)
O ácido nítrico (HNO3) é um líquido incolor, mas ad-
quire uma coloração castanha quando exposto à luz devi-
do à reação de fotodecomposição:
2 HNO3 → 2 NO2 + ½ O2 + H2O 
 (incolor) (castanho)
O HNO3 é obtido industrialmente a partir da reação 
entre NH3, O2 e água. O processo ocorre em etapas:
Reator: 2 NH3 + ½ O2 → 2 NO + 3 H2O 
Torre de oxidação: NO + ½ O2 → NO2 
Torre de absorção: 3 NO2 + H2O → 2 HNO3 + NO
Em laboratório, o HNO3 pode ser obtido pela reação 
de NaNO3 com H2SO4:
NaNO3 + H2SO4 → NaHSO4 + HNO3
O ácido nítrico possui diversas aplicações, sendo utili-
zado principalmente na fabricação de fertilizantes e explo-
sivos, como pólvora, TNT e nitroglicerina.
VOLUME 4 | CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias
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Enxofre
O enxofre é encontrado tanto livre na crosta terrestre 
quanto combinado com outros elementos, principalmente 
na forma de sulfetos, como a galena (PbS) e a pirita (FeS2), 
e diversos sulfatos, como o sulfato de cálcio.
Industrialmente, o enxofre é obtido pelo processo Flas-
ch, onde vapor de água superaquecido (por volta de 170 ºC 
e sob pressão) e ar comprimido são injetados em depósitos 
subterrâneos. O enxofre fundido é forçado a subir para a 
superfície na forma de uma espuma de ar-água-enxofre.
O enxofre é um sólido cristalino de cor amarela, inso-
lúvel em água e solúvel em dissulfeto de carbono (CS2). Ele 
apresenta diversas formas alotrópicas. A forma estável à 
temperatura ambiente ou abaixo de 95,5 ºC é o enxofre 
rômbico, também conhecido como enxofre α, cujas molé-
culas são cíclicas (S8). Quando aquecido lentamente, trans-
forma-se na forma cristalina monoclínica acima de 95,5 ºC.
Se o enxofre líquido (ponto de fusão = 119 ºC) for 
resfriado rapidamente e despejado em água, forma-se o 
enxofre plástico ou amorfo, que se assemelha a uma goma 
de mascar. Essa forma aparenta consistir em cadeias lon-
gas e entrelaçadas.
O enxofre é utilizado na vulcanização da borracha, fa-
bricação de pólvora e em fogos de artifício. Na medicina, 
é empregado em pomadas e sabonetes para o tratamento 
de certas doenças de pele. Além disso, é utilizado na sínte-
se do ácido sulfúrico.
Ácido sulfúrico (H2SO4)
O ácido sulfúrico (H2SO4) é um líquido viscoso, cor-
rosivo, de alta densidade e com um alto ponto de ebuli-
ção (338 °C). O contato com a pele causa queimaduras 
e úlceras. Quando dissolvido em água, ocorre uma rea-
ção exotérmica intensa, resultando na liberação de calor. 
Isso pode causar ebulição violenta, explosões e respingos 
quentes e corrosivos da solução. É necessário tomar extre-
ma precaução ao manusear o ácido sulfúrico devido à sua 
natureza altamente perigosa.
O ácido sulfúrico é fabricado a partir das matérias-pri-
mas enxofre mineral, oxigênio do ar e água. 
S(s) + O2(g) → SO2(g)
SO2(g) + 1/2 O2(g) → SO3(g)
SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(aq)
É utilizado como eletrólito de bateria de autos, na fa-
bricação de outros ácidos, na produção de fertilizantes e 
na fabricação de explosivos.
Alumínio (Al)
O alumínio é o metal mais abundante na litosfera, 
encontrado em aluminossilicatos, argilas, micas e feldspa-
tos. Sua obtenção industrial ocorre pelo processo Hall, que 
envolve a eletrólise ígnea da alumina (Al2O3) obtida da 
bauxita. A bauxita é um mineral de alumínio composto por 
óxido de alumínio e hidrato impuro (Al2O3.nH2O). Primei-
ramente, a bauxita passa pelo processo de purificação de 
Bayer para obter a alumina (Al2O3). Em seguida, a alumina 
é dissolvida em criolita (Na3AlF6), fundida e submetida à 
eletrólise a aproximadamente 1.000 ºC, resultando na ob-
tenção do alumínio metálico e oxigênio.
O alumínio é um metal altamente versátil, que pode 
ser prensado, curvado, enrolado, moldado e estruturado 
em diversas formas. Sua baixa densidade torna-o útil na 
construção de aeronaves e sua utilização tem se expan-
dido na indústria automobilística para a fabricação de 
veículos mais leves. Além disso, o alumínio é amplamente 
empregado na produção de utensílios domésticos, como 
panelas, bacias, formas, entre outros, e também na fabri-
cação de fios elétricos.
Ferro (Fe)
O ferro ocorre naturalmente na forma de minérios, como 
hematita (Fe2O3), magnetita (Fe3O4) e pirita (FeS2). Sua obten-
ção industrial é realizada por meio da siderurgia do ferro, que 
consiste na redução da hematita em um alto-forno.
O alto-forno funciona de maneira contínua, onde a 
parte superior é carregada periodicamente com minério 
de ferro, calcário (CaCO3) e coque (carbono). O ferro fun-
dido e a escória, um material semifundido composto prin-
cipalmente de silicatos, são coletados através de aberturas 
inferiores no forno.
Ar quente é injetado na parte inferior do alto-forno, 
onde ocorre a queima do carbono presente no coque, ge-
rando monóxido de carbono (CO), que é o agente redutor 
principal no processo. Se o minério utilizado for Fe2O3, ele 
é reduzido a Fe3O4na parte superior do forno a uma tem-
peratura de cerca de 300 °C. Em seguida, o Fe3O4 desce 
para a parte inferior do forno, onde é reduzido a FeO a 
uma temperatura de aproximadamente 600 °C. Por fim, 
na parte mais baixa do forno, o FeO é reduzido a ferro me-
tálico (Fe) em temperaturas que variam de 800 a 1600 °C.
O calcário adicionado ao forno sofre uma decompo-
sição térmica, resultando na formação de óxido de cálcio 
(CaO) e dióxido de carbono (CO2). O CaO reage com as 
impurezas de sílica e silicato, formando uma escória de si-
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Química
licato que possui menor densidade que o ferro, permitindo 
que ela flutue e seja separada.
A escória resultante do processo pode ser utilizada na 
construção de estradas, na fabricação de blocos, pedras ar-
tificiais, adubos, entre outros produtos. O produto principal 
do alto-forno é o ferro-gusa, que contém impurezas como 
silício (Si), fósforo (P), manganês (Mn) e enxofre (S). Essas 
impurezas são geralmente oxidadas e removidas do ferro, 
resultando no ferro fundido, que ainda possui quantidades 
significativas de carbono.
O aço é uma liga de ferro que contém de 0,1% a 
1,5% de carbono. Aços inoxidáveis são ligas que possuem 
resistência à corrosão e geralmente contêm cromo e/ou 
níquel. Outros metais, como vanádio, titânio e manganês, 
também podem ser utilizados na composição dos aços.
3. Chuvas ácidas
A expressão “chuva ácida” é usada para descrever 
qualquer chuva que tenha um valor de pH inferior a 4,5. A 
acidez da chuva é causada pela dissolução de certos gases 
presentes na atmosfera terrestre, cuja hidrólise resulta em 
uma solução ácida. Entre esses gases, destacam-se aque-
les contendo enxofre, provenientes das impurezas resul-
tantes da queima de combustíveis fósseis.
Pode-se dizer também que as chuvas “normais” são 
ligeiramente ácidas, uma vez que seu valor de pH está pró-
ximo de 5,6. Essa acidez natural é causada pela dissolução 
do dióxido de carbono na água, formando um ácido fraco 
conhecido como ácido carbônico, de acordo com a seguin-
te reação química:
CO2(g) + H2O(l) → H2CO3(aq)
Os principais contribuintes para a produção dos gases 
lançados na atmosfera, que causam chuvas ácidas natu-
rais, são as emissões vulcânicas e processos biológicos que 
ocorrem nos solos, pântanos e oceanos.
A ação humana também desempenha um papel sig-
nificativo nesse fenômeno. As principais fontes humanas 
desses gases são as indústrias, as usinas termoelétricas e 
os veículos de transporte.
Esses gases podem ser transportados por longas distân-
cias, percorrendo milhares de quilômetros na atmosfera an-
tes de reagirem com partículas de água, formando os ácidos 
que posteriormente se precipitam. Essa precipitação ocorre 
quando a concentração de dióxido de enxofre (SO2) e óxidos 
de nitrogênio (NO, NO2, N2O5) é suficiente para reagir com 
as gotículas de água presentes no ar (nuvens).
Tipicamente, o pH da chuva ácida varia em torno de 
4,5 e pode causar danos à superfície do mármore, trans-
formando-a em gesso.
A chuva ácida proveniente de atividades industriais 
é um problema significativo na China, Europa Ociden-
tal, Rússia e em áreas influenciadas por correntes de ar 
provenientes desses locais. Os poluentes resultam princi-
palmente da queima de carvão contendo enxofre em sua 
composição, utilizado para geração de calor e eletricidade.
No entanto, nem sempre as áreas onde os poluen-
tes são liberados, como as regiões industriais, sofrem as 
consequências diretas dessa chuva, devido ao constante 
deslocamento das massas de ar, que transportam esses 
poluentes para regiões distantes. Por essa razão, a chuva 
ácida é considerada uma forma de poluição transfronteiri-
ça; regiões que não contribuem para a poluição podem ser 
severamente afetadas pela precipitação ácida.
Como se formam as chuvas ácidas?
Os dois principais compostos originários desse pro-
blema ambiental desencadeiam processos diferentes de 
formação de ácidos:
Enxofre
O enxofre é uma impureza comum encontrada nos 
combustíveis fósseis, especialmente no carvão mineral e no 
petróleo. Quando esses combustíveis são queimados, o en-
xofre presente neles promove a seguinte reação química:
S(s) + O2(g) → SO2(g)
Além disso, os vulcões também liberam enxofre e óxi-
dos de enxofre na atmosfera.
Os óxidos de enxofre formados reagem com a água 
para produzir ácido sulfúrico (H2SO4), de acordo com a se-
guinte equação:
SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(aq)
Também pode ocorrer a reação formando ácido sulfu-
roso (H2SO3):
SO2(g) + H2O(l) → H2SO3(aq)
Nitrogênio
O nitrogênio (N2) é um gás abundante na atmosfera e 
apresenta baixa reatividade. Para reagir com o oxigênio do 
ar, requer uma grande quantidade de energia, como a pro-
veniente de uma descarga elétrica ou do funcionamento 
de um motor de combustão - que atualmente são os prin-
cipais responsáveis pela oxidação do nitrogênio. Quando 
reagem com a água, os óxidos de nitrogênio formam ácido 
nitroso (HNO2) e ácido nítrico (HNO3), de acordo com as 
seguintes reações químicas:
Na câmara de combustão dos motores, ocorre a se-
guinte reação química:
N2(g) + O2(g) → 2 NO(g)
O monóxido de nitrogênio (NO) formado, na presença 
de oxigênio do ar, reage para produzir dióxido de nitrogênio:
2 NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g)