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quarta-feira, 26 de agosto de 2015

Decomposição dos Alimentos (Química)

A química orgânica faz parte do nosso dia a dia,ela está presente ate nos alimentos que consumimos.
Mas porque os alimentos estragam?
Do ponto de vista químico, o "estragar" dos alimentos nos diz muito mais do que simplesmente estar apodrecendo.
Emite-nos uma ideia de uma oxidação/redução.
A matéria orgânica tem como característica fundamental a interação com o meio onde está situada. Essa interação acontece principalmente através da troca ou aquisição de massa no intuito do seu desenvolvimento próprio. Ao obter mais massa, a matéria orgânica reage bioquimicamente obtendo assim a energia e a massa para crescer.
As milhares de bactérias que acompanharam o crescimento da matéria orgânica continuam a se alimentar da mesma quebrando suas células  moléculas, ... em outras reações bioquímicas até que restem somente os minerais que compunham a matéria orgânica que sofreu a decomposição. Dependendo de alguns fatores externos como temperatura, acidez e presença ou não de oxigênio  alguns grupos de bactérias conseguem se desenvolver  melhor que outros.


Decomposição Aeróbia e Anaeróbia
Decomposição na presença de oxigênio é chamada de decomposição aeróbia. Esse processo é o principio básico da compostagem. Na compostagem é muito importante portanto o processo de aeração. Como resultado deste processo temos basicamente o húmus, os minerais, gás carbônico e água.

Quando a decomposição acontece na ausência de oxigênio  chamamos então de decomposição anaeróbia. Esse é o princípio de funcionamento de biodigestores. Como resultado desse processo temos basicamente o biofertilizante e o biogás. O biogás é composto em sua grande parte por metano e gás carbônico.

Pelo fato de matérias orgânicas diferentes possuírem composições químicas diferentes, temos na decomposição anaeróbia diferentes concentrações de metano e gás carbônico no biogás resultantes.

O processo de decomposição faz com que os nutrientes retornem ao meio

Quando um ser vivo morre e fica exposto, a decomposição aeróbia acontece na superfície e a anaeróbia acontece no interior do animal. A medida que o mesmo perde massa, seu interior vai ficando exposto ao oxigênio do meio ambiente e a decomposição aeróbia acontece em maior parte

Fungos e bactérias promovem o processo de decomposição

A Química dos Alimentos


Etileno-glicol é um diálcool utilizado como agente umectante em doces, solvente e como aditivo anti-congelante em radiadores de automóveis localizados países frios.



Cafeína pertence ao grupo de compostos químicos denominados metil-xantinas, presente em uma grande quantidade de vegetais como café, guaraná, cola, cacau ou chocolate, mate.



Ácido benzóico é utilizado como reagente orgânico e como conservante de alimentos, por possuir ação bacteriostática (inibidora do crescimento de população bacteriana). 



Ácido ascórbico é conhecido como vitamina C podendo ser encontrado em frutas cítricas, acerola, tomate e outras fontes naturais, oxida-se quando exposto ao ar, perdendo suas propriedades terapêuticas.



Ácido etanóico ou ácido acético é o constituinte do vinagre (solução aquosa 4 a 5% em ácido acético). Quando se diz que o vinho “avinagra”, é porque o álcool etílico foi oxidado (em presença de acetobactérias) a aldeído acético e este, por sua vez oxidado a ácido acético.
amarelo da manteiga um corante usado para dar cor à margarina. Tem se mostrado um agente cancerígeno ativo. Seu uso em alimentos não é mais permitido.



.Ácido cítrico é também utilizado para remoção de impurezas dos metais. Age como acidulante/conservante e agente de sabor de alimentos. É obtido em maior quantidade por oxidação parcial aeróbica de hidratos de carbono (Ex.: a sacarose, C12H22O11) por ação de certos fungos.



.Conservantes evitam a ação do tempo nos alimentos, as indústrias utilizam agentes que preservam a integridade do produto aumentando o prazo de validade. Os antioxidantes são compostos que previnem a deterioração dos alimentos por mecanismos oxidativos.
 
http://aquimicadocarbono.blogspot.com.br/2010/09/quimica-organica-presente-nos-alimentohttp://http://www.trsolidos.com/2013/03/decomposicao-da-materia-organica.html

segunda-feira, 17 de agosto de 2015

Ligações Químicas (Química)

Molécula Ciclohexano
As ligações químicas correspondem a união dos átomos para a formação das moléculas; em outras palavras, as ligações químicas acontecem quando os átomos reagem entre si. São classificadas em: ligação iônicaligação covalente,ligação covalente dativa ligação metálica.

O diagrama de Pauling

Teoria do Octeto

Na Teoria do Octeto, criada por Gilbert Newton Lewis (1875-1946), químico estadunidense e Walter Kossel (1888-1956), físico alemão, surgiu a partir da observação de alguns gases nobres e algumas características como por exemplo, a estabilidade desse elementos preenchidas por 8 elétrons na Camada de Valência.
A partir disso, a "Teoria ou Regra do Octeto" postula que um átomo adquire estabilidade quando possui 8 elétrons na camada de valência (camada eletrônica mais externa), ou 2 elétrons quando possui apenas uma camada. Para tanto, o átomo procura sua estabilidade doando ou compartilhando elétrons com outros átomos, donde surgem as ligações químicas.

Tipos de Ligações Químicas

Ligação Iônica

Também chamada de ligação eletrovalente, esse tipo de ligação é realizada entre íons (cátions e ânions), daí o termo "ligação iônica". Os Íons são átomos que possuem uma carga elétrica por adição ou perda de um ou mais elétrons, portanto um ânion, de carga elétrica negativa, se une com um cátion de carga positiva formando um composto iônico por meio da interação eletrostática existente entre eles.
Exemplo: Na+Cl- = NaCl (cloreto de sódio ou sal de cozinha)

Ligação Covalente

Também chamada de ligação molecular, as ligações covalentes são ligações em que ocorre o compartilhamento de elétrons para a formação de moléculas estáveis, segundo a Teoria do Octeto; diferentemente das ligações iônicas em que há perda ou ganho de elétrons. Além disso, os pares eletrônicos é o nome dado aos elétrons cedido por cada um dos núcleos, figurando o compartilhamento dos elétrons das ligações covalentes.
Como exemplo, observe a molécula de água H2O: H - O - H, formada por dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio em que cada traço corresponde a um par de elétrons compartilhado formando um molécula neutra, uma vez que não há perda nem ganho de elétrons nesse tipo de ligação.

Ligação Covalente Dativa

Também chamada de ligação coordenada, a ligação covalente dativa é semelhante à dativa, porém ela ocorre quando um dos átomos apresenta seu octeto completo, ou seja, oito elétrons na última camada e o outro, para completar sua estabilidade eletrônica necessita adquirir mais dois elétrons. Representada por uma seta um exemplo desse tipo de ligação é o composto dióxido de enxofre SO2: O = S → O
Isso ocorre porque é estabelecida uma dupla ligação do enxofre com um dos oxigênios a fim a de atingir sua estabilidade eletrônica e, além disso, o enxofre doa um par de seus elétrons para o outro oxigênio para que ele fique com oito elétrons na sua camada de valência.
Resultado de imagem para ligações covalentes dativa

Ligação Metálica

É a ligação que ocorre entre os metais, elementos considerados eletropositivos e bons condutores térmico e elétrico. Para tanto, alguns metais perdem elétrons da sua última camada chamados de "elétrons livres" formando assim, os cátions.
A partir disso, os elétrons liberados na ligação metálica formam uma "nuvem eletrônica", também chamada de "mar de elétrons" que produz uma força fazendo com que os átomos do metal permaneçam unidos. Exemplos de metais: Ouro (Au), Cobre (Cu), Prata(Ag), Ferro (Fe), Níquel (Ni), Alumínio (Al), Chumbo (Pb), Zinco (Zn), entre outros.
http://www.todamateria.com.br/ligacoes-quimicas/

Distribuição Eletrônica (Química)

Linus Pauling imaginou um diagrama que simplificaria a tarefa da distribuição eletrônica
Nos elementos químicos conhecidos, os átomos po­dem distribuir-se em 7 níveis de energia (contendo elétrons) que são re­presentados, em sequência, a partir do núcleo, pelas letras K, L, M, N, O, P, Q ou pelos números 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7
Estes números são chamados de números quânticos principais, eles representm a aproximada dis­tância do elétron ao núcleo, como também a energia do elé­tron. Se um elétron tem número quântico principal igual a 3, ele pertence à camada M e tem a energia desse nível.

Exemplo:

Represente, esquematicamente, o átomo de número atômico 17 e número de massa 35.
Temos:                        Nº de prótons: Z = 17
Z = 17                         Nº de elétrons: Z = 17
A = 35                         Nº de nêutrons N = A – Z = 35 – 17 = 18

Distribuição eletrônica:

Distribuição eletrônica do átomo Z=17

Camada de valência

O nível de energia mais externo do átomo é denomi­nado camada de valência. Assim, no átomo do exemplo anterior é a camada M. Ela pode conter, no máximo, 8 elétrons.

Subníveis de energia

Verificou-se que a radiação correspondente à energia liberada, quando um elétron passa de um nível de energia mais afastado para outro mais próximo do núcleo, é, na realidade, a composição de várias ondas luminosas mais simples. Conclui-se, então, que o elétron percorre o ca­minho “aos pulinhos’, isto é, os níveis de energia subdividem-se em subníveis de energia.
Nos átomos dos elementos conhecidos, podem ocor­rer 4 tipos de subníveis, designados sucessivamente pe­las letras s (“sharp”), p (“principal”), d (“diffuse”) e f (“fundamental”).
O número máximo de elétrons distribuído em cada subnível é:

Notação da configuração eletrônica

Escreve-se o número quântico principal antes da letra indicativa do subnível, a qual possui um “expoente” que indica o número de elétrons contidos nesse subnível.
Exemplo: 3p5
Significado: Na camada M (número quântico prin­cipal = 3), existe o subnível p, contendo 5 elétrons.
Para se dar a configuração eletrônica de um átomo, colocam-se os elétrons, primeiramente, nos subníveis de menor energia (estado fundamental).
Exemplo: Na (Z = 11)
Na: 1s2 2s2 2p6 3S1
Deve-se observar a ordem energética dos subníveis de energia, que infelizmente não é igual à ordem geométrica. Isso porque subníveis de níveis superiores po­dem ter menor energia total do que subníveis inferiores.

Exemplo de distribuição eletrônica:

Átomo de ferro (Z=26).
Solução:
Escrevendo na ordem de preenchimento (energética), temos:
1s2   2s2   2p6   3s2   3p6   4s2   3d6
Escrevendo na ordem de camada (geométrica):
K:  1s2
L:   2s2   2p6
M:  3s2   3p6   3d6
N:  4s2
KLMN
28132
Assim, seguindo o diagrama de Pauling, podemos montar a distribuição eletrônica de qualquer elemento químico, como por exemplo:
Elemento químico
Número atômico
Distribuição eletrônica
He Hélio
2
1s2
K = 2
Cl Cloro
17
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
K = 2, L = 8, M = 7
Zr Zircônio
40
1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 3d10 4p6 5s2 4d2
K = 2, L = 8, M = 18, n = 10, O =2
Pt Platina
78
1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 3d10 4p6 5s2 4d105p6 6s1 4f14 5d9
K = 2, L = 8, M = 18, N = 32, O = 17, P = 1

http://educacao.uol.com.br/disciplinas/quimica/distribuicao-eletronica-linus-pauling-e-as-camadas-eletronicas-do-atomo.htmhttp://www.coladaweb.com/quimica/quimica-geral/distribuicao-eletronica

Polaridade das Ligações (Química)

Molécula de CO2
A polaridade das moléculas pode ser identificada de acordo com dois critérios: a diferença de eletronegatividade dos átomos e a geometria molecular.
A polaridade de uma ligação e de uma molécula está relacionada à distribuição dos elétrons ao redor dos átomos. Se essa distribuição for simétrica, a molécula será apolar, mas se for assimétrica,sendo que uma das partes da molécula possui maior densidade eletrônica, então se trata de uma molécula polar.
Metano-Molécula Apolar
A polaridade das moléculas pode ser visualizada quando a sua substância constituinte é submetida a um campo elétrico externo. Se as moléculas se orientarem na presença desse campo, ou seja, se uma parte for atraída pelo polo positivo e a outra parte da molécula for atraída pelo polo negativo, então, elas são polares.Do contrário, se elas não se orientarem, elas são apolares.
Por exemplo, quando atritamos bastante um bastão de vidro com uma flanela, ele fica carregado positivamente. Se o aproximarmos de um filete de água que cai de uma torneira, veremos que a água não continuará caindo na trajetória retilínea na vertical, mas ela será atraída pelo bastão, sofrendo um desvio. Isso mostra que a água é polar. Mas se fizermos essa mesma experiência com um filete de óleo, ele não sofrerá desvio na sua trajetória, mostrando que suas moléculas são apolares.

Ao analisarmos as estruturas das moléculas, podemos determinar se elas são polares ou não, levando em consideração dois fatores importantes: a diferença de eletronegatividade entre os átomos e a geometria da molécula.
1º) Eletronegatividade entre os átomos:
Se a molécula for formada por ligações entre átomos dos mesmos elementos químicos, isto é, se forem substâncias simples, tais como O2, H2, N2, Cℓ2, P4, S8, etc., elas serão apolares, porque não há diferença de eletronegatividade entre os seus átomos.
A única exceção é a molécula de ozônio (O3), que será vista mais adiante.

Se a molécula for diatômica e formada por elementos de eletronegatividades diferentes, então, a molécula será polar. Exemplos: HCℓ, HF, HBr e HI.


2º) Geometria da molécula:
A geometria da molécula interfere em como os elétrons estarão distribuídos nela e, consequentemente, na sua polaridade. Se a molécula for formada por três átomos ou mais, teremos que analisar cada ligação que é feita e a geometria da molécula. Veja um exemplo: CO2 – molécula linear:
 δ-    δ+      δ-

O = C = O

Observe que o oxigênio é mais eletronegativo que o carbono, por isso, os elétrons das ligações são mais atraídos para os oxigênios. Neles é formada uma carga parcial negativa (δ-), enquanto no carbono é formada uma carga parcial positiva (δ+). A multiplicação da distância entre os núcleos dos átomos ligados com essas cargas em módulo (isto é, somente o número sem sinal de positivo ou negativo) é chamada de momento dipolar e é representada por μ.
μ = d . |δ|
Esse momento dipolar é indicado por setas que apontam na direção do elemento mais eletronegativo, que atrai os elétrons: O ← C → O. Isso mostra que essa grandeza é um vetor (grandeza que apresenta módulo ou intensidade, direção e sentido). Portanto, ele é mais bem representado por: Vetor momento dipolar.
Vetor do momento dipolar resultante do dióxido de carbono
Somando-se todos os vetores, encontramos o momento dipolar resultante, Vetor momento dipolar resultante, que nesse caso deu igual a zero porque os dois momentos dipolares possuem valores iguais, mas vão em direções opostas, anulando-se.
Quando o vetor momento dipolar resultante der igual a zero, a molécula é apolar, mas se der diferente de zero, ela será polar.
Portanto, no caso da molécula de CO2, ela é apolar.
Agora, veja outro exemplo: H2O – geometria angular (porque o oxigênio possui dois pares de elétrons disponíveis no nível mais externo, que repelem os elétrons das ligações com os hidrogênios):
Vetor do momento dipolar resultante da molécula de água
Os elétrons são atraídos para o oxigênio. Mas, nesse caso, os vetores não se anulam, porque a geometria molecular da água é angular, já que suas direções não são opostas, dando um vetor momento dipolar resultante diferente de zero e, portanto, a molécula de água é polar.
Veja mais exemplos na tabela abaixo:
Tabela com polaridade das moléculas baseando-se na análise dos momentos dipolares resultantes

A eletronegatividade é a capacidade que um átomo tem de atrair para si o par de elétrons que ele compartilha com outro átomo em uma ligação covalente. As medidas experimentais foram feitas pelo cientista Linus Pauling, que criou uma escala de eletronegatividade.
De acordo com a diferença de eletronegatividade dos elementos, pode-se classificar a ligação covalente em polar ou apolar.
Durante as ligações químicas, podem sobrar elétrons do átomo central.
Então:
molécula polar – quando não sobram elétrons do átomo central.
molécula apolar – quando sobram elétrons do átomo central
http://www.soq.com.br/conteudos/em/ligacoesquimicas/p4.php
http://www.brasilescola.com/quimica/polaridade-das-moleculas.htm