Ácido Cianídrico

Também conhecido como ácido prússico ou, ainda, cianureto de hidrogênio, o ácido cianídrico é um ácido fraco representado pela fórmula química HCN, encontrado naturalmente tanto no estado líquido quanto no estado gasoso (altamente volátil), de odor semelhante ao de amêndoas amargas, solúvel em água, álcoois e éteres, com baixos pontos de fusão e ebulição, baixo peso molecular e de altíssimo grau de toxidez e inflamabilidade.

O ácido cianídrico foi descoberto pelo químico Scheele em 1782 na Prússia, que o sintetizou a partir do azul da Prússia, daí o nome ácido prússico, muito utilizado antigamente. Cerca de 30 anos mais tarde, o químico francês Louis Joseph Gay-Lussac obteve esse ácido na sua forma pura, permitindo determinar sua fórmula com exatidão, desde então, o ácido recebeu o nome de ácido cianídrico. É sintetizado principalmente pela reação de metano com amônia e oxigênio, a altas temperaturas, tendo aplatina como agente catalisador da reação, produzindo água, além do próprio ácido.

Usa-se muito o ácido cianídrico na fabricação do plástico, corantes diversos, acrílicos, pesticidas (propriedade descoberta durante a Primeira Guerra Mundial), fertilizantes agrícolas e na extração de minérios como ouro e prata. Pode ser encontrado em algumas espécies de mandioca e em sementes de frutas como maçã, cereja, alperce, pêssego e amêndoas.

No grupo dos venenos mais letais já descobertos, o ácido cianídrico é um importante membro. Quando disperso em locais pouco ventilados, se adere a tudo o que for úmido, mantendo seu efeito danoso por vários dias. É tão nocivo, que durante a Primeira Guerra Mundial foi utilizado como arma química por ambos os lados conflitantes. Em corrente sanguínea, esse ácido estabelece ligações extremamente estáveis com o ferro da hemoglobina, impedindo o transporte de oxigênio e gás carbônico, além de desativar oxidases (enzimas de oxidação), tornando ineficaz a cadeia de transporte de elétrons.

Um dos casos mais conhecidos de acidentes fatais envolvendo ácido cianídrico é a morte de três crianças em 1995 na França. Elas encontraram numa caverna um dispositivo à base do ácido e atearam fogo, o ácido cianídrico é altamente inflamável e a explosão levou as crianças à morte. O pai de uma das crianças e os bombeiros que as procuraram na caverna também morreram dias após, pois o gás proveniente da explosão ainda estava disperso no ambiente e foi absorvido pela pele dessas pessoas. Em alguns países como Estados Unidos, o ácido cianídrico é utilizado nas câmaras de gás, para execução de criminosos condenados à pena de morte.

Referencia: InforEscola

Aluno: Vanderson William da Silva 

Dióxido de carbono

O dióxido de carbono gasoso pode ser convertido ao estado sólido “CO₂ (s)”, com este aspecto é conhecido como gelo seco e ganhou espaço no cinema, onde é usado como efeito especial em filmes de terror e shows de rock. Tudo porque quando o CO₂ (s) entra em contato com a pressão atmosférica é aquecido e torna-se um gás, dando origem a uma densa nuvem branca. Essa nuvem permanece ao nível do chão, pois é mais densa que o ar, e assim produz o efeito desejado.
O processo descrito acima é conhecido por Sublimação e consiste na passagem de um sólido ao estado de vapor sem antes passar pelo estado líquido, ou seja, à medida que o gelo-seco é aquecido, ele se transforma diretamente em dióxido de carbono gasoso e não em líquido.
E a utilização de CO₂ não para por aí, este gás pode ainda evitar incêndios. Os chamados extintores de dióxido de carbono são indicados para apagar o fogo gerado por equipamentos elétricos energizados, como motores, geradores, cabos, etc. Ao acioná-lo é formada no bocal uma espécie de "neve", esse vapor é o dióxido de carbono líquido em alta pressão.
Mas infelizmente o gás dióxido de carbono tem sua forma perigosa quando presente em nossa atmosfera: é responsável pelo efeito estufa (aquecimento do planeta). O gás prejudicial é lançado pelos automóveis e é proveniente da queima incompleta de combustíveis à base de petróleo.

Referência: Brasil Escola

Aluno: Vanderson William da Silva 

Sulfato de Cobre

O sulfato de cobre, também conhecido como “pedra azul” ou “azul virulência”, é um composto químico utilizado em uma  vasta gama de indústrias. A fórmula química de base de sulfato de cobre é, CuSO4, mas este sal existe com uma série de compostos diferentes, dependendo do grau de hidratação.

Por exemplo, a Calcita, sob a forma de sulfato de cobre anidro, ocorre como um mineral raro e existe como pó branco acinzentado ou verde pálido.

As diferentes formas hidratadas de sulfato de cobre incluem tri-hidratadas, penta hidrato e hepta hidrato, no entanto, o penta hidrato de sulfato de cobre (CuSO4.5H2O), é o sal mais comum encontrados. Ele possui a coloração azul brilhante na cor. A cor azul brilhante dos cristais de sulfato de cobre hidratado é acontece  devido à presença de água de cristalização e é o melhor modo para distinguir entre as formas anidra e hidratada.

O sulfato de cobre pode ser preparado no laboratório por reação de vários compostos de cobre com ácido sulfúrico. No entanto, está disponível comercialmente em grande escala e é uma fonte econômica de cobre. O sulfato de cobre penta hidratado, dissolve-se prontamente em água, e é também solúvel em metanol, glicerol e, em certa medida, em etanol. Quando os cristais azuis de sulfato de cobre são aquecidos em uma chama aberta, eles são desidratados e virar branco acinzentado.

O sulfato de cobre é um composto químico muito versátil e com diversos tipos de  aplicações na agricultura, bem como as indústrias farmacêutica e química.

Sulfato de cobre penta hidratado é comumente usado como um fungicida para o controle de várias doenças bacterianas e fungicidas de culturas, frutas e legumes, tais como mofo, manchas foliares, pragas e sarna da macieira.

Ele é utilizado na purificação de gases por remoção do cloreto de hidrogênio e sulfureto de hidrogênio. Ele  ainda é utilizado como um aditivo em produtos adesivos.

O sulfato de cobre serve também como um agente de coloração do vidro, cimento e produtos cerâmicos e é utilizado em uma série de conjuntos de química para a realização de diversos experimentos.

Referência: Citra 

Aluno: Vanderson William Da Silva 

óxido de cálcio

O óxido de cálcio (CaO), normalmente conhecido como cal virgem ou cal queimado, é um composto químico largamente utilizado. É branco, cáustico e alcalino sólido cristalino à temperatura ambiente.

O termo amplamente divulgado tem a conotação de uma cal contendo cálcios materiais inorgânicos, na qual os carbonatos, óxidos e hidróxidos de cálcio, silício, magnésio, alumínio, ferro, predominam como calcário. Em contrapartida, a cal se aplica especificamente a um composto químico simples.

O óxido de cálcio é geralmente feito pela decomposição de materiais como o calcário, que contêm carbonato de cálcio (CaCO3; mineral calcita) em um forno de cal. Isso é feito pelo aquecimento do material acima de 825 ° C, num processo chamado de calcinação ou queima de cal, para liberar uma molécula de dióxido de carbono (CO2), deixando a cal. A cal virgem não é estável e, quando esfria, irá espontaneamente reagir com o CO2 do ar até que, após bastante tempo, é completamente convertido de volta para o carbonato de cálcio.

Uso

A cal viva é relativamente barata. Tanto ela como um derivado químico (hidróxido de cálcio) são substâncias químicas ou commodities importantes.

A cal viva produz energia térmica pela formação do hidrato, hidróxido de cálcio, através da seguinte equação:

CaO (s) + Ca (l) H2O (OH) 2 (aq) (ΔHr = -63,7 kJ / mol de CaO)

O produto, comumente chamado de "cal hidratada", tem muitos usos por ele próprio. Por ele se hidratar, o resultado é uma reação exotérmica. O hidrato pode ser reconvertido em cal virgem por eliminação de água por aquecimento ao rubro para reverter a reação de hidratação. Um litro de água combina com aproximadamente 3,1 kg de cal para dar mais hidróxido de cálcio mais 3,54 MJ de energia. Este processo pode ser usado para fornecer uma fonte conveniente portátil de calor, como para um local para aquecer alimentos em um sistema de auto-aquecimento.

Quando a cal é aquecida a 2400 ° C (4300 ° F), ela emite um brilho intenso. Esta forma de iluminação é conhecida como “luz da cal”, e foi largamente utilizada em produções teatrais antes da invenção da luz elétrica.

A produção mundial anual de cal é de cerca de 283 milhões de toneladas. A China é de longe o maior produtor do mundo, com um total de cerca de 170 milhões de toneladas métricas por ano. Os Estados Unidos são o seguinte maior produtor, com cerca de 20 milhões de toneladas métricas por ano.

Uso como arma

O historiador e filósofo David Hume de Godscroft, na sua história da Inglaterra, conta que no início do reinado de Henrique III, a Marinha Inglêsa destruiu uma frota invasora francesa, cegando a frota inimiga com cal.

D'Albiney aplicou um estratagema contra eles, o que é dito ter contribuído para a vitória. Tendo ganho um vento em popa na direção dos Franceses, arremessou-se sobre eles com violência, jogando em seus rostos uma grande quantidade de cal virgem, que propositadamente lavava a bordo, cegando-os tanto que não puderam se defender.

A cal virgem também é conhecida por ter sido um componente do fogo Grego. Em contato com a água ela aumentaria a sua temperatura acima de 150 ° C e inflamaria o combustível.

Problemas de saúde

Devido à reação vigorosa da cal virgem com a água, a cal causa irritação severa quando inalada ou colocada em contato com a pele ou olhos. A inalação pode causar tosse, espirros, respiração difícil. Nesse caso, pode evoluir para queimaduras com perfuração do septo nasal, dor abdominal, náuseas e vômitos. Apesar da cal não ser considerada um risco de incêndio, a sua reação com a água pode liberar calor suficiente para inflamar materiais combustíveis. 

Referencia: NANUM

Aluno: Vanderson William da Silva 

Carbonato de Sódio

 

O Carbonato de sódio (Na₂CO₃) é um sal branco e translúcido. Ele endurece e se agrega quando exposto ao ar devido à formação de hidratos, pode ser produzido por cristalização adequada de seus depósitos naturais (trona; natro; ranksita; pirsonita e gailussita).

O carbonato de sódio é usado em fotografia, em limpezas, no controle do pH da água, no tratamento têxtil, como aditivo alimentar, na fabricação de vidros, sabão, tintas, papel, corantes e no tratamento da água de piscinas.

Pode ser obtido na natureza ou artificialmente. No método Leblanc, a reação do sal comum com o ácido sulfúrico é:

2 NaCl + H₂SO₄ ==> Na₂SO₄ + 2 HCl .

A reação do Na₂SO₄ com calcário e carvão:

Na₂SO₄ + CaCO₃ + 2 C ==> Na₂CO₃ + CaS + 2 CO₂ .

Tal método foi substituído pelo método de Ernest Solvay que tornou o sal mais barato e sem tantos problemas como o anterior.

O carbonato de sódio é também conhecido como barrilha ou soda, e sua principal aplicação é na fabricação de vidro comum, veja o processo:

Barrilha + calcário + areia → vidro

Os três componentes acima quando passam pelo processo de fusão originam o vidro.


Referencia: Brasil Escola

Aluno: Vanderson William da Silva

Hidrogenossais

Hidrogenossais

Os hidrogenossais (sais ácidos) se originam numa reação ácido/base, quando a concentração da base não é suficiente para neutralizar todos os hidrogênios do ácido.Por exemplo, na preparação de sulfato de sódio uma certa quantidade de hidróxido de sódio é necessária para neutralizar o ácido sulfúrico para produzir este sal.

Em termos de equações, temos a neutralização completa =>
H2SO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + 2 H2O

E a neutralização parcial =>
H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O

















Aluno:Ruan Gomes

OXIÁCIDOS

CLASSIFICAÇÃO DOS ÁCIDOS QUANTO A PRESENÇA OU NÃO DE OXIGÊNIO EM SUA MOLÉCULA:

Dependendo de sua composição, podemos classificar os ácidos em:

OXIÁCIDOS

Existem ácidos que possuem o elemento oxigênio em sua composição, como por exemplo, o ácido nítrico (HNO3) e o ácido sulfúrico (H2SO4), substancias muito utilizadas na industria química. Esses ácidos são chamados OXIÁCIDOS.

HIDRÁCIDOS

São ácidos que não possuem o elemento oxigênio em sua composição. Podemos citar o ácido clorídrico (HCl), presente em nosso estômado, e o gás sulfúrico (H2S), um gás tóxico produzido em determinadas reações químicas.

 

OS ÁCIDOS EM NOSSO DIA A DIA

Em nosso cotidiano, estamos em contato com várias substâncias ácidas; o ácido cítrico, componente de várias frutas de sabor azedo, como limão; o ácido acético, presente no vinagre, o ácido carbônico, presente nos refrigerantes e nas águas minerais gasosas, o ácido fosfórico, presente em refrigerantes à base de cola e em alguns medicamentos que possuem ácido acetilsalicílico (AAS) em sua formação.

PARA COMPREENDER MELHOR OS OXIÁCIDOS EIS AI UM VÍDEO PESSOAL :D

BEIJOS .. ATÉ MAIS! U-U

Aluna: Ruth Cristina da Silva Lima

Fonte: http://www.sobiologia.com.br/conteudos/Oitava_quimica/funcaoquimica3.php

PROPRIEDADES E OBTENÇÕES ÁCIDO CARBÔNICO

FÍSICAS

* NOME IUPAC: ÁCIDO TRIO CARBÔNICO (IV) 
* OUTROS NOMES TRIO CARBÔNICO (IV) DE HIDROGÊNIO
* FORMULA SEMI-DESENVOLVIDO H2CO3
* H2CO3 MOLECULAR FÓRMULA
* ESTADO DE AGREGAÇÃO LÍQUIDO
* APARENCIA INCOLOR
* DENSIDADE 1000 kg /M3; 1 g/cm3
* PONTO DE FUSÃO K(-273,15°C)
* PONTO DE EBULIÇÃO K(-273,15°C)

OBTENÇÃO

É FORMADA POR DISSOLUÇÃ DE DIÓXIDO DE CARBONO, CO2, EM ÁGUA. A SOLUBILIDADE DO DIÓXIDO DE CARBONO EM ÁGUA É IMPORTANTE, COMO SE SEGUE:

* 0° 10° 20° 25° 60° C
* 171 119 88 75,7 36 VOLUME DE CO2 EM UM CAIXA ELETRÔNICO 100 VOLUME DE ÁGUA. 

ESTAS SOLUÇÕES PARA SE COMPORTAR COMO UM FRACO, PAPEL DECISIVO MODERADAMENTE AVERMELHADA, E PARA CONTER CARBÔNICO,H2CO3, FORMADO NA REAÇÃO CO2+H2O=H2CO3. A PARTIR DESTAS SOLUÇÕES NÃO PODEM ISOLAR, UMA VEZ QUE A DESIDRATAÇÃO(EVAPORAÇÃO OU CONGELAÇÃO) PODE SER VISTO PELO CO2 PARA A ESQUERA E DECOMPÕE H2CO3. NO ENTANTO, TEM SIDO DEMONSTRADO QUE EXISTE COMO UMA H2CO3 ESTÁVEL EM ÉTER ANIDRO À TEMPERATURA DE -30°C QUANDO A ENTIDADE HCL É ADICIONADO A UMA DISPERÇÃO DE NaHCO3 ATÉREO À TEMPERATURA DE -30°C. ESTA FORMA PODE SER SEPARADA POR ARREFECIMENTO A -78°C H2CO3 UMA FÓRMULA DE BORO (C2H5), QUE SE DECOMPÕE À TEMPERATURA DE -10°C. NO ÁCIDO CARBONICO E SEU SAIS (CARBONATOS) É COORDENADA POR TRÊS OXIGÊNIOS, DE MODO QUE OS QUATRO ÁTOMOS SÃO COMPLANARES CO3=GRUPO.



Aluna: Ruth Cristina da Silva Lima
Fonte:http://www.ecured.cu/index.php/%C3%81cido_Carb%C3%B3nico

Curiosidades sobre Sais e Óxidos

Os elementos da química orgânica estão divididos em quatro grupos, segundo o conceito de Arrhenius, ácidos, bases, sais e óxidos. Como já vimos anteriormente ácidos e bases, hoje vamos ficar por dentro de algumas curiosidades sobre sais e óxidos. Os óxidos e sais são, por vezes, os alvos principais da química inorgânica.

Características principais de cada substância

Sais: Os sais possuem sabor salgado, conduzem corrente elétrica quando estão em solução e são sólidos. Reagem com ácidos, hidróxidos, com metais e também com outros sais.

Óxidos: Além de possuírem várias classificações, os óxidos também são usados em várias áreas. Existem vários tipos de reações que envolvem os óxidos, eles podem reagir com água, formando ácidos ou hidróxidos; reagir com hidróxidos formando sais e água; e há ainda os óxidos que reagem com ácidos formando também sais e água.

Utilizações e Aplicações de Substâncias

Cloreto de Sódio (NaCl): É extraído na água do mar ou de minas subterrâneas. Ele é usado na alimentação ou conservação de carnes e de pescados.

Carbonato de Sódio (Na2CO3): É conhecida pelos nomes de soda ou barrilha. Sua principal aplicação é a fabricação do vidro; usado também na fabricação do sabão, de detergentes, de corantes e no tratamento de água de piscinas.

Hipoclorito de Sódio (NaOCl): Conhecido como água sanitária ou cloro, é um alvejante usado no branqueamento de roupas. Ele é bastante utilizado na limpeza de casas e em pequenas quantidades adicionadas à água para lavagem de vegetais.

Sulfato de magnésio (MgSO4): Utilizado na fabricação de sabão, tintas e é usado também como laxante.

Carbonato monossódico (NaHCO3): também conhecido como Bicarbonato de sódio; é usado na fabricação de fermentos químicos para bolos, desodorantes, cremes dentais, antiácidos estomacais e extintores de incêndio.

Fluoreto de Sódio (NaF): É muito utilizado na composição de vários cremes dentais, pois inibe a perda de minerais dos dentes.

Bom pessoal, por hoje é só, espero ter ajudado. Beijos e até a próxima! :*

Fontes: 

http://quimicaemaula.blogspot.com.br/2011/09/curiosidades-sobre-sais-oxidos-bases-e.html

http://www.marquecomx.com.br/2010/12/quimica-inorganica-e-suas-aplicacoes.html

Aluna: Sândylla Andrade

Comer mandioca faz mal?

Comer mandioca não faz mal para saúde , o que faz mal e a folha e o caule de mandioca, esses dois componentes liberam um gás chamado, gás cianídrico, mais conhecido como gás da morte.

uma pergunta que muitos fazem inclusive eu.
 Ficar perto de uma plantação de mandioca faz mal?, na verdade não faz; e só existe um tipo de folha de mandioca que faz mal a saúde  que é a mandioca brava.

As consequências de uma pessoa que inala, tem contato direto com esse gás pode morrer, ou ficar com sequelas graves como: anóxia celular, Distúrbios gastro intestinais, náuseas, vômitos, cólicas abdominais, diarreia, acidose metabólica, hálito de amêndoas amargas.
Distúrbios neurológicos: sonolência, torpor, convulsões e coma.



fontes:http://www.portaleducacao.com.br/farmacia/artigos/42079/plantas-toxicas-mandioca-brava-e-coracao-de-negro-ou-pessegueiro-bravo

http://www.infopedia.pt/$acido-cianidrico

aluna : Sarah Rodrigues dos Santos

Galerinha mais uma experiencia , dessa vez sobre teste de Ph com Repolho Roxo !!!

Aluno:Yuri Marcena

experiência com o isopor. É muito legal.

aluna: Sarah R. dos Santos.

Ácido cianídrico (HCN)

O ácido cianídrico também conhecido como ácido prússico foi descoberto pelo químico scheele em 1782 na Prússia por isso esta nomenclatura.

cerca de 30 anos depois, o químico Louis Joseph obteve esse gás na sua forma pura, que foi nomeado como ácido cianídrico.

Este ácido  tem como principal característica estar no grupo de substancias mais letais, pelo fato de que se for inalado ou se sua pele entrar em contato com ele, ele se mistura rapidamente na corrente sanguínea, estabelecendo ligações estáveis com a hemoglobina do ferro, impedindo assim o transporte do oxigênio. 

esse gás foi usado na segunda guerra mundial nas câmaras de gás e é usado ainda hoje na execução de prisioneiros condenados a morte nos Estados Unidos.

o ácido cianídrico pode ser encontrado nas folhas de mandioca (onde, em contato com o sol, libera o ácido cianídrico), e nas sementes de maçã, pêssegos, cereja, alperce e amêndoas.

antigamente ele era feito com a mistura do NaCN e o ácido sulfúrico 

OBS: uma de suas características é seu cheiro de amêndoas.

Além disso a espuma de poliuretano quando está em contato com o fogo libera o gás (HCN).

 

OBS: um dos componentes do cigarro e o ácido cianídrico.

referência: http://www.infoescola.com/quimica/acido-cianidrico/

http://www.trabalhosfeitos.com/ensaios/%C3%81cido-Cian%C3%ADdrico/416229.html

aluna: Sarah Rodrigues dos Santos.









 

Introdução sobre Sais

Vou fazer uma introdução do nosso novo assunto que será : Sais , irei colocar de uma maneira resumida mas que possa ser compreendida.

O que são sais?

 Sais são compostos iônicos por isso são salgados e sólidos e nem sempre são encontrados apenas na cor branca com o Sal de cozinha (NaCl), eles podem ser definidos como compostos que contem pelo menos um cátion de base e um ânion de ácido, pois sempre um reação entre base e ácido resulta em água e sal. 

 Os sais podem ser encontrados natureza e ajudam na formação de ossos e dentes.

Características dos sais:

1- Conduzem corrente elétrica.

2- Os sais tem sabor salgado.

3- Eles podem reagir com ácidos,hidróxidos,metais e outros sais.

Os principais sais:

 

  Bicarbonato de Sódio (NaHCO₃).

 Carbonato de Cálcio (CaCO₃).

     

                                                                                                                         

Cloreto de Sódio(NaCl).

Fluoreto de Sódio(NaF).

Aluna: Sophia Lima

Fontes:http://tecciencia.ufba.br/sais-e-oxidos  http://www.mundoeducacao.com/quimica/os-sais.htm

Experiência !!!!

     Vídeo que fala um pouco sobre Ácidos e Bases e os                 problemas da chuva ácida nos seres vivos !!!!!

       Aluno:Yuri Marcena

Ácido Sulfúrico

                                   Ácido sulfúrico

 H2SO4: Líquido incolor, viscoso e oxidante. Densidade de 1,84g/cm3. Ao diluir o ácido sulfúrico, não se deve adicionar água, porque o calor liberado vaporiza a água rapidamente, à medida que ela vai sendo adicionada.

É uma das substâncias mais utilizadas nas indústrias. O maior consumo de ácido sulfúrico se dá na fabricação de fertilizantes, como os superfosfatos e o sulfato de amônio. É ainda utilizado nas indústrias petroquímicas, de papel, de corantes etc. e nas baterias de chumbo (baterias de automóveis).

Os alquimistas já utilizavam o ácido sulfúrico, e denominavam óleo de vitríolo.

A formula do ácido sulfúrico é H2SO4 e, quando livre, pode ser encontrado em fontes minerais como águas de rios.

O H2SO4 é um líquido incolor, inodoro, oleoso e pesado(densidade=1,4 a 15° C).

Ponto de Fusão é de 10,4° C  e o Ponto de Ebulição é de 290° C e a Massa Molar é de 98,08.

Sulfato de Hidrogênio, Ácido de Bateria e Espirito de enxofre, são seus sinônimos.

É comum encontrar H2SO4 no comércio sob forma de soluções aquosas de diversas Ácido Sulfúricoconcentrações.

A dissolução de trióxido de enxofre no ácido sulfúrico da origem ao ácido sulfúrico oleoso que pode emitir fumaças esbranquiçadas.

Reage fortemente com diversas substâncias orgânicas. A reação libera muito calor e pode ser explosiva. Ao se derramar água sobre ele (concentrado), ele explode, projetando líquido a distância.

Reage com água, álcool, metais em pó, carburetos, bases anídricas, clorados, cromatos, permanganatos, nitratos, fulminatos, fluosilícios.

Ele ataca o ferro, o zinco e o cobre, mas não tem ação sobre o chumbo.

É o ácido mais importante economicamente. Na década de 60 o grau de desenvolvimento industrial de um país era avaliado pela quantidade de ácido sulfúrico que ele produzia e consumia.

O consumo se dá na fabricação de fertilizantes, papel, corantes e baterias de automóveis

Ele é oxidante e desidratante e, devido a isto, tem ação corrosiva sobre tecidos orgânicos vivos, produzindo queimaduras na pele, com a formação de manchas pretas ocasionadas pela carbonização.

Ele carboniza os hidratos de carbono:

C12H22O11 ⇒  H2SO4  ⇒  12C(carvão) + 11H2O

   (açúcar)

É utilizado na preparação da maioria dos ácidos minerais(clorídrico, nítrico, fosfórico, fluorídrico) e orgânicos(acético, esteárico, tartárico).

É empregado em pilhas , acumuladores, gases, bebidas efervescentes, papel, matérias , gordurosas animais e vegetais , tecidos e em metalurgia.

Dados do Ácido Sulfúrico

Sinônimos – Oil of vitriol; Babcock acid; Sulphuric acid

Fórmula Química – H2SO4

Identificação dos Danos

Corrosivo! Cancerígeno! Causa severas queimaduras por todo o corpo. Pode ser fatal se ingerido ou em contato coma pele, nocivo se for inalado, afetando apenas os dentes.

Equipamentos de Segurança para uso:

Óculos de segurança ou protetor facial

Avental ou Jaleco

Luvas impermeáveis

Efeitos potencias à saúde

Inalação

Causa irritação ao trato respiratório e mucosas das membranas. Sintomas incluem irritação do nariz e garganta e fadigo respiratória, pode causar edema pulmonar.

Ingestão

Pode causar severas queimaduras na boca, garganta e estômago, levando à morte, dor de garganta, vomito, diarréia, colapso circulatório, pulsação fraca e rápida, baixa respiração e pouca urina se o ácido for ingerido.

Contato com a pele

Os sintomas mais freqüentes são vermelhidão, dor e severas queimaduras, pulsação fraca e rápida, baixa respiração e pouca urina se o ácido for posto em contato com a pessoa.

Referência :
InforEscola, Cola da Web

Aluno: Vanderson William da Silva

IFPE - Campus Belo Jardim

Curso : Informatica

Turma: 1ºC

Al(OH)3 Hidróxido de alumínio

                                    Hidróxido de Alumínio

O hidróxido de alumínio consiste num composto cristalino branco, cuja fórmula química é Al(HO)3.

Este composto apresenta uma densidade relativa entre 2,42 e 2,52 e ocorre naturalmente como mineral gibsita (cristaliza no sistema monoclínico).

O hidróxido da alumínio pode ser preparado laboratorialmente pela precipitação de soluções de sais de alumínio.

Quando aquecido, o hidróxido de alumínio transforma-se num composto misto de óxido e de hidróxido (AlO.HO).

Esta substância ocorre naturalmente como diaspório e boemita. Acima de 450 ºC transforma-se em alumina.

Na prática pode-se produzir muitas substâncias que são formas cristalinas misturadas de hidróxido de alumínio, óxido de alumínio e óxido e hidróxido de alumínio com moléculas de água.

Estas são conhecidas como alumina hidratada.

Antigamente, o precipitado gelatinoso de hidróxido de alumínio era usado em toda a parte como mordente para tingir e na impressão de chita devido à sua habilidade para formar vernizes coloridos insolúveis com corantes vegetais.

                          

Denominação química 

hidróxido de alumínio é uma base considerada fraca, pois seu grau de ionização é inferior á 5%, é praticamente insolúvel em água.

 Atividades farmacológicas

 Além de suas ações antiácidas, o hidróxido de alumínio parece exercer outras ações terapêuticas, como: Ação demulcente formando uma película protetora sobre a lesão. Ação adsorvente da pepsina, além de diminuir a acidez gástrica, inibindo por esse mecanismo a atividade da pepsina, adsorve as moléculas dessa enzima, o que contribui para uma inativação ainda maior.O íon de alumínio tem ação constipante intestinal, atribuída a sua propriedade adstringente.

Referência :

Zé Moleza, Yahoo!

Aluno: Vanderson William da Silva

IFPE - Campus Belo Jardim

Curso : Informatica

Turma: 1ºC