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Ensino de Química – Tópicos em Química
TÓPICOS BÁSICOS EM QUÍMICA
GUIA DE ESTUDO 2
PROFESSOR (A): COORDENAÇÃO PEDAGÓGICA
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SUMÁRIO
1 INTRODUÇÃO .............................................................................................. 03
2 OS PRIMEIROS PASSOS DA QUÍMICA ...................................................... 05
3 CONCEITOS FUNDAMENTAIS EM QUÍMICA ............................................. 08
3.1 Matéria ........................................................................................................ 08
3.2 Substâncias e misturas ............................................................................... 08
3.3 Átomos........................................................................................................ 09
3.4 Elementos ................................................................................................... 10
3.5 Compostos.................................................................................................. 11
3.6 Moléculas.................................................................................................... 11
3.7 Íons ............................................................................................................. 11
3.8 Energia química .......................................................................................... 12
3.9 Reações químicas ...................................................................................... 12
3.10 Ligações químicas .................................................................................... 13
4 A DIVISÃO DA QUÍMICA ............................................................................. 14
5 AS LEIS DA QUÍMICA .................................................................................. 16
6 A QUÍMICA A SERVIÇO DA VIDA ............................................................... 26
REFERÊNCIAS CONSULTADAS E UTILIZADAS .......................................... 33
ANEXOS – TEMAS PARA DESENVOLVER PROJETOS............................... 35
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1 INTRODUÇÃO
Segundo consta nos Parâmetros Curriculares Nacionais para o Ensino Médio
(Brasil, 1999), o ensino de Química no Ensino Médio deveria ter como foco as
“explicações químicas” necessárias à vida do aluno/cidadão, pois elas:

Têm significado prático na vida dos indivíduos;

Permitem que as pessoas entendam muitas das notícias veiculadas na mídia,
nas quais questões de dimensão científica estão envolvidas;

Podem mudar a maneira como o aluno/cidadão percebe o mundo,
despertando novos interesses.
Para isso, ao se planejar um curso deve-se ter claro algumas das principais
ideias e/ou conceitos que qualquer cidadão deveria saber sobre Química.
Pois bem, partindo das premissas acima começamos nosso curso de
especialização no ensino de química que tem como objetivo geral proporcionar
conhecimentos teóricos e metodológicos que subsidiem a prática do professor de
Ensino de Química.
O curso está dividido em quatro apostilas específicas, a saber:
Apostila 1 – Tópicos Básicos em Química: Os primeiros passos da química.
A divisão da química. As leis da química. Conceitos básicos. Materiais. Energia.
Classificação dos materiais e das substâncias, misturas. Alotropia. Sistemas e
fenômenos químicos.
Apostila 2 – Noções de Química Geral: classificação dos elementos da
química orgânica (hidrocarbonetos, alcoóis, ésteres, ácidos carboxílicos, aldeídos e
cetonas, aminas, amidas, polímeros), inorgânica (ácidos, bases, óxidos e sais),
analítica, físico-química, espectrocospia.
Apostila 3 – Metodologia do Ensino de Química:
Apostila 4 – Educação em Química ambiental: Introdução à Química
Ambiental. A função social da química. Noções de Toxicologia ambiental e
ocupacional. Efeitos antropogênicos: chuva ácida, camada de ozônio, dioxinas,
pesticidas, efeito estufa. Resíduos industriais: definição e tratamento.
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Esclarecemos dois pontos importantes.
Primeiro: este trabalho não é original, trata-se de uma reunião de materiais e
pensamentos de autores diversos que acreditamos, fornecem o essencial para o
curso em epígrafe.
Segundo: ainda que a apostila de Metodologia Científica e as Orientações de
Trabalhos de Conclusão de Curso tenham explicado que, embora haja
controvérsias, trabalhos científicos devem ser redigidos preferencialmente em
linguagem impessoal, justificamos que nossa intenção é dialogar com o aluno,
portanto abrimos mão dessa regra e optamos por uma linguagem, digamos,
informal, tentando nos aproximar e nos fazermos entender mais claramente.
Questionamentos e dúvidas podem surgir ao longo desse caminho, e muito
embora tenhamos como missão abrir os horizontes, levá-los a se tornarem
especialistas na questão, pedimos desculpas por essas lacunas que possam surgir,
no entanto, deixamos ao final da apostila uma lista de referências bibliográficas
consultadas e utilizadas onde poderão pesquisar mais profundamente algum tema
que tenha chamado atenção ou a desejar.
Boa leitura e bons estudos a todos!
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2 OS PRIMEIROS PASSOS DA QUÍMICA
A ciência química surgiu no século XVII a partir dos estudos de alquimia,
populares entre muitos dos cientistas da época. Considera-se que os princípios
básicos da química se recolhem pela primeira vez na obra do cientista britânico
Robert Boyle: The Sceptical Chymist (1661).
A química, como tal, começa um século mais tarde com os trabalhos do
francês Antoine Lavoisier e suas descobertas em relação ao oxigênio, à lei da
conservação da massa e à refutação da teoria do flogisto como teoria da combustão.
Química (do egípicio kēme – chem, significando “terra”) é a ciência que trata
das substâncias da natureza, dos elementos que a constituem, de suas
características,
propriedades
combinatórias,
processos
de
obtenção,
suas
aplicações e sua identificação. Estuda a maneira que os elementos se ligam e
reagem entre si, bem como, a energia desprendida ou absorvida durante estas
transformações.
Entendida também como o estudo das interações das substâncias químicas e
com a energia baseado nas estruturas dos átomos, moléculas e outros tipos de
agregações.
A racionalização da química
Um ponto crucial no desenvolvimento da química como ciência foi a
racionalização dos conhecimentos empíricos obtidos, procurando criar leis racionais
e simplificar de forma coerente as informações obtidas. O princípio de conservação
da massa e o entendimento da influência da composição da atmosfera nos
experimentos, ambos amplamente disseminados a partir dos trabalhos de A.
Lavoisier no final do século XVIII, permitiram que os experimentos se tornassem
cada vez mais rigorosos e precisos, em oposição ao caráter qualitativo das
experimentações alquimistas.
A partir desse momento, a medição de massas assume um caráter
fundamental na história da química, tendo sido esse o principal impulsor para o
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desenvolvimento da balança a partir da época de Lavoisier, tendo ele próprio
construído os equipamentos mais precisos desse período.
A hipótese atomística
Uma das maiores vitórias da Química, devido ao uso de balanças nos
experimentos, foi sem dúvida, devido a John Dalton. Esse cientista inglês ficou
intrigado com o fato de que, ao decompor qualquer substância em seus constituintes
mais simples, as razões entre as massas das diversas substâncias obtidas podem
ser sempre escritas a partir de números inteiros de pequeno valor, ocorrendo
frequentemente
razões
do
tipo
1:2,
2:3,
5:2,
etc.
Com base nesse curioso dado experimental, Dalton propôs, em 1881, um modelo
para a constituição da matéria: tais dados seriam facilmente explicados se toda a
matéria fosse constituída de unidades indivisíveis, nomeadas de átomo (do grego,
indivisível). Tal conceito, cuja primeira descrição provinha do Filósofo grego
Demócrito, agora surgia, naturalmente, de medidas quantitativas rigorosas.
A racionalização da matéria
A teoria atomística de Dalton teve importantes repercussões. Baseado em
dados experimentais, um cientista francês chamado Joseph Proust já tinha proposto
formalmente o conceito de que toda substância tinha uma composição constante e
homogênea. Assim, a água, por exemplo, independente de sua origem, era sempre
composta pela mesma proporção de dois gases: oxigênio e hidrogênio. Juntando
esse conceito e seus postulados atomísticos, Dalton organizou de forma racional as
diversas substâncias conhecidas, criando uma tabela de substâncias que seriam
formadas por apenas um tipo de átomo, e substâncias que eram formadas por uma
combinação característica de átomos.
Assim, tanto o grafite como os gases hidrogênio e oxigênio, por exemplo,
eram formados apenas por um tipo de átomo, enquanto que outras substâncias,
como a água, eram formadas pela combinação de dois ou mais átomos. Nesse
caso, dos elementos hidrogênio e oxigênio (As dificuldades de obter certos dados
com uma precisão razoável levaram Dalton a propor erroneamente para a água a
fórmula HO, em vez de H2O). Apesar das dificuldades experimentais, Dalton propôs
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formulas certas para diversos compostos conhecidos na época, tendo seu trabalho
revolucionado de forma definitiva o entendimento da matéria.
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3 CONCEITOS FUNDAMENTAIS EM QUÍMICA
3.1 Matéria
Matéria é tudo que tem massa e ocupa um lugar no espaço, ou seja, possui
volume. Enquanto ferro, areia, água são exemplos de matéria, o vácuo é a ausência
completa de matéria.
Fases ou estados da matéria são conjuntos de configurações que objetos
macroscópicos podem apresentar. São três os estados ou fases considerados:
sólido, líquido e gasoso. Outros tipos de fases da matéria, como o estado pastoso
ou o plasma são estudados em níveis mais avançados de física.
 No estado sólido considera-se que a matéria do corpo mantém a forma
macroscópica e a posição relativa de suas partículas. No estado sólido, a
força de coesão é muito forte. Por isso, o movimento das moléculas é
pequeno e elas apenas vibram. É particularmente estudado nas áreas da
estática e da dinâmica.
 No
estado
líquido,
o
corpo
mantém
a
quantidade
de
matéria
e
aproximadamente o volume; a forma e posição relativa das partículas não se
mantêm. As moléculas tem menos força de coesão do que nos sólidos. Por
isso, elas se deslocam mais. É particularmente estudado nas áreas da
hidrostática e da hidrodinâmica.
 No estado gasoso, o corpo mantém apenas a quantidade de matéria,
podendo variar amplamente a forma e o volume. Nos gases, as moléculas se
movem livremente e com grande velocidade. A força de coesão é mínima e a
de repulsão é enorme. É particularmente estudado nas áreas da aerostática e
da aerodinâmica.
3.2 Substâncias e misturas
Uma substância possui uma composição característica, determinada e um
conjunto definido de propriedades. Um dos exemplos de substâncias são o cloreto
de sódio, a sacarose, o oxigênio, entre outros. Uma substância pode ser composta
por um único elemento químico, como, por exemplo, o ouro, ferro ou o cobre. Ou
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pode ser também composto por dois ou mais elementos numa proporção definida,
como é o caso do cloreto de sódio (39,34% de sua massa é de sódio e 60,66%,de
cloro).
Duas ou mais substâncias agrupadas constituem uma mistura, cuja
composição e propriedade são variáveis. O leite, por exemplo, é uma mistura
Mistura é qualquer sistema formado de duas ou mais substâncias puras,
denominadas componentes. Pode ser homogênea ou heterogênea, conforme
apresente ou não as mesmas propriedades em qualquer parte de sua extensão em
que seja examinada. Toda mistura homogênea é uma solução, por definição.
Substância pura é todo material com as seguintes características:

Unidades estruturais (moléculas, conjuntos iônicos) quimicamente iguais entre
si.

Composição fixa, do que decorrem propriedades fixas, como densidade,
ponto de fusão e de ebulição, etc.

A temperatura se mantém inalterada desde o início até o fim de todas as suas
mudanças de estado físico (fusão, ebulição, solidificação, etc.).

Pode ser representada por uma fórmula porque tem composição fixa.

Não conserva as propriedades de seus elementos constituintes, no caso de
ser substância pura composta.
As misturas não apresentam nenhuma das características acima. Essas são
as diferenças entre as misturas e as combinações químicas (substâncias puras
compostas).
3.3 Átomos
O átomo já não é mais a menor partícula que caracteriza um elemento
químico. Embora ele apresente um núcleo com carga positiva (Z é a quantidade de
prótons e “E” a carga elementar) que apresenta quase toda sua massa (mais que
99,9%) e Z elétrons determinando o seu tamanho, temos notícias da descoberta de
partículas subatômicas, chamadas de quark.
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Até fins do século XIX, era considerado a menor porção em que se poderia
dividir a matéria. Mas nas duas últimas décadas daquele século, as descobertas do
próton e do elétron revelaram o equívoco dessa ideia. Posteriormente, o
reconhecimento do nêutron e de outras partículas subatômicas reforçou a
necessidade de revisão do conceito de átomo.
3.4 Elementos
Denomina-se elemento químico todos os átomos que possuem o mesmo
número de prótons em seu núcleo, ou seja, o mesmo número atômico (Z). O termo
elemento químico pode se referir também a uma substância química pura composta
por átomos com o mesmo número de prótons em seu núcleo. Este último conceito
algumas vezes é chamado de substância elementar, diferindo da primeira definição,
mas muitas vezes, o conceito de elemento químico é usado em ambos os casos.
Temos elementos químicos naturais, encontrados na natureza. São em
número de 92, sendo o de maior número atômico o urânio (Z=92).
Os elementos sintéticos são produzidos artificialmente. Os elementos com
número atômico superior ao do urânio (Z > 92) são todos artificiais (elementos
transurânicos).
Alguns elementos químicos como ouro, platina, cobre, gases nobres e outros,
existem em estado natural. Entretanto, a maioria ocorre combinado com outros
elementos constituindo os compostos químicos como, por exemplo, hidrogênio e
oxigênio constituindo a água.
Cada elemento químico, natural ou sintetizado, é representado por um
símbolo que o identifica graficamente.
Desde o tempo dos alquimistas os elementos químicos conhecidos já eram
representados por símbolos. Por exemplo: o ouro era identificado pelo símbolo do
Sol e a prata pelo símbolo da Lua.
Atualmente adota-se o método de J. J. Berzelius sugerido em 1811:
Os símbolos são adotados internacionalmente. Qualquer que seja a língua ou
alfabeto o símbolo é o mesmo.
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O símbolo é a letra inicial, maiúscula, do seu nome latino seguida, quando
necessário, de uma segunda letra minúscula do seu nome
3.5 Compostos
Um composto químico é uma substância química constituída por moléculas
ou cristais de 2 ou mais átomos ou íons ligados entre si. As proporções entre
elementos de uma substância não podem ser alterados por processos físicos.
Em química, um composto é uma substância formada por dois ou mais
elementos, ligados numa proporção fixa e definida. Por exemplo, a água é um
composto formado por hidrogênio e oxigênio na proporção de dois para um.
3.6 Moléculas
Uma molécula é um conjunto eletricamente neutro de dois ou mais átomos
unidos por pares compartilhados de elétrons (ligações covalentes) que se
comportam como uma única partícula. Uma substância que apresente somente
ligações covalentes e formada por moléculas discretas é chamada de substância
molecular cuja ligação suficientemente forte caracteriza como uma identidade
estável.
3.7 Íons
Um íon é uma espécie química eletricamente carregada, geralmente um
átomo ou molécula que perderam ou ganharam elétrons. Íons carregados
negativamente são conhecidos como ânions (que são atraídos para ânodos),
enquanto íons carregados positivamente são conhecidos como cátions, ou (que são
atraídos por cátodos).
3.8 Energia química
Denomina-se energia a capacidade de realizar trabalho e tudo que pode
modificar a matéria, por exemplo, na sua posição, fase de agregação ou natureza
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química. Energia é também tudo o que pode provocar ou anular movimentos e
causar deformações. Há várias formas de energia: a energia mecânica, que engloba
as energias potencial (de posição) e cinética (de movimento), a energia elétrica, a
energia química, a energia nuclear e assim por diante.
Energia química é a energia potencial das ligações químicas entre os átomos.
Sua liberação é percebida mais claramente, por exemplo, numa combustão. A
energia química é liberada ou absorvida em qualquer reação química.
As propriedades fundamentais da energia são a transformação e a
conservação.
3.9 Reações químicas
Uma reação química é uma transformação da matéria em que ocorrem
mudanças qualitativas na composição química de uma ou mais substâncias
reagentes, resultando em um ou mais produtos.
Para estudarmos as transformações da matéria devemos isolar os materiais.
Após isolar tais substâncias, nós as denominamos de Sistema.
Aspectos observados diante de transformações ou reações químicas:
- A liberação de gases;
- Alteração na coloração;
- Mudança de energia térmica (reações exotérmicas e endotérmicas);
- Formação de precipitado.
Exemplos de reações químicas:
- Queima (combustão) de madeira, álcool, querosene.
- Fermentação da massa do pão.
- Aparecimento de ferrugem em alguns metais.
A característica fundamental das reações químicas é o seguinte processo:
ESTADO INICIAL
REAÇÃO QUÍMICA
ESTADO FINAL
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reagentes
---------------------->
produtos
Nas transformações físicas, as substâncias mudam apenas seu estado de
agregação. As mudanças de estado são:
De Sólido para Líquido
Fusão
De Líquido para Gasoso
Vaporização ou ebulição
De Gasoso para Líquido
Condensação ou liquefação
De Líquido para Sólido
Solidificação
De Sólido para Gasoso
Sublimação
De Gasoso para Sólido
Sublimação
3.10 Ligações químicas
As ligações químicas são uniões estabelecidas entre átomos para formarem
as moléculas, que constituem a estrutura básica de uma substância ou composto.
Na Natureza existem aproximadamente uma centena de elementos químicos. Os
átomos destes elementos químicos ao se unirem formam a grande diversidade de
substâncias químicas.
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4 A DIVISÃO DA QUÍMICA
Segundo a União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC) a
química se divide assim:
 Química física e biofísica
 Química inorgânica
 Química orgânica e química biométrica
 Polímeros
 Química analítica
 Química e meio ambiente
 Química e saúde humana
 Nomenclatura química e representação estrutural
Mais tradicionalmente, a química pode, também, ser dividida em diversas
modalidades:
1. Química orgânica - É a ciência da estrutura, das propriedades, da
composição e das reações químicas dos compostos orgânicos que, em
principio, são os compostos cujo elemento principal é o carbono.
2. Química inorgânica - É o ramo da química que trata das propriedades e das
reações dos compostos inorgânicos. Neste é incluída a geoquímica.
3. Físico-Química ou Química Física - É o estudo dos fundamentos físicos dos
sistemas químicos e dos processos físicos. Em particular, a descrição
energética das diversas transformações faz, por exemplo, parte deste ramo
da química. Nela encontram-se disciplinas importantes como a termodinâmica
química e a termoquímica, a cinética química, a mecânica estatística, a
espectroscopia e eletroquímica mecânica estatística, a espectroscopia e a
eletroquímica.
4. Bioquímica - É o estudo dos compostos químicos, das reações químicas e
das interações químicas que acontecem nos organismos vivos.
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5. Química analítica - É o estudo de amostras de material para conhecer a sua
composição química e sua estrutura.
6. Química nuclear - É o estudo dos fenômenos materiais e energéticos que
aparecem no nível do núcleo dos átomos.
7. Química dos polímeros - Alguns elementos como o carbono e o silício têm a
propriedade de poder formar cadeias repetindo numerosas vezes a mesma
estrutura. Estas macromoléculas têm propriedades químicas e físicas
exploradas pela indústria.
Outros ramos da química seriam:
 Química industrial;
 Química ambiental;
 Química medicinal;
 Petroquímica;
 Mineralogia;
 Engenharia Química;
 Cálculo de Reatores;
 Carboquímica;
 Catálise química;
 Ciência dos materiais;
 Química Quântica.
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5 AS LEIS DA QUÍMICA
As reações químicas são governadas por certas leis, as quais trazem
conceitos fundamentais em química e que os educadores não precisam “decorar”,
mas precisam entender para que levem seus alunos a perceberem a evolução dessa
ciência maravilhosa e suas inúmeras utilizações a serviço do ser humano e da vida
na terra.
Algumas delas mesmo que sucintamente, serão apresentadas abaixo.
Lei da conservação das massas, que de acordo com alguns físicos
modernos considera-se que a energia é conservada, e que massa e energia são
relacionadas; um conceito que torna-se importante em química e física nuclear.
Lei da conservação da energia que conduz aos importantes conceitos de
equilíbrio, termodinâmica, e cinética.
A Lei de Boyle-Mariotte (enunciada por Robert Boyle e Edme Mariotte) diz
que:
“Sob temperatura constante (condições isotermas), o produto da pressão e do
volume de uma massa gasosa é constante, sendo, portanto, inversamente
proporcional. Qualquer aumento de pressão produz uma diminuição de volume e
qualquer aumento de volume produz uma diminuição de pressão”.
Em um gráfico pressão x volume, sob uma temperatura constante, o produto
entre pressão e volume deveria ser constante, se o gás fosse perfeito. Existe uma
temperatura em que o gás real aparentemente obedece à lei de Boyle-Mariotte. Esta
temperatura é chamada de temperatura de Mariotte.
O princípio de Le Châtelier, postulado por Henri Louis Le Châtelier (18501936), um químico industrial francês, estabelece que:
“Se for imposta uma alteração, de concentrações ou de temperatura, a um
sistema químico em equilíbrio, a composição do sistema deslocar-se-á no sentido de
contrariar a alteração a que foi sujeito”.
O aumento do valor da concentração de um componente do sistema, é
seguida do consumo desse componente, até se atingir um novo estado de equilíbrio.
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Já a diminuição do valor da concentração de um componente do sistema é seguida
do consumo dos componentes do lado oposto do mesmo até se atingir um novo
estado de equilíbrio.
Quando há um aumento da concentração de um ou mais reagentes, o
sistema evolui no sentido direto de forma a diminuir a sua concentração. O mesmo
acontece com o aumento da concentração dos produtos.
Por outro lado, quando há uma diminuição da concentração de um ou mais
reagentes, o sistema volta ao estado de equilíbrio, deslocando-se a reação no
sentido inverso, diminuindo a concentração dos produtos e aumentando a dos
reagentes para que se atinja novamente o estado de equilíbrio. O mesmo acontece
no caso inverso.
O aumento da temperatura favorece a reação endotérmica em que há
absorção de calor, deslocando-se assim para o lado dos reagentes. O contrário é
visto quando se diminui a temperatura, deslocando a reação para o sentido
exotérmico.
A diminuição de volume de um gás, com consequente aumento do número de
partículas por unidade de volume (e, assim, aumento da pressão do sistema pois
pressão e volume são inversamente proporcionais), é seguida da deslocação da
reação no sentido em que diminui o número de partículas, ou seja, sentido do menor
número de moles, tendendo a diminuir a pressão do sistema. O contrário é visto
quando se diminui a pressão e, logo, aumentando o volume do gás.
Por outro lado, é de notar que a diminuição do número de moles de gases
como consequência de uma diminuição de volume pode corresponder a uma
tentativa do sistema diminuir a sua pressão, para que a concentração dos
compostos aumente, havendo mais produtividade no decorrer da reação química.
O catalisador apenas acelera a velocidade a que decorre a reação química,
não afetando o equilíbrio químico, rendimento ou constante de equilíbrio. Um
catalisador pode assim ser útil numa reação química, afetada pelos fatores
anteriormente mencionados, pois permite que o equilíbrio seja atingido mais
rapidamente, e que o rendimento seja o mesmo mas num menor espaço de tempo
aumentando assim a produtividade da reação (RUSSELL, 1981; MAHAN; MYERS,
1995; FERREIRA; HARTWIG; ROCHA FILHO, 1997).
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Lei de Proust ou “lei das proporções constantes” ou ainda “lei das
proporções definidas”. Proust realizou experimentos com substâncias puras e
concluiu que independentemente do processo usado para obtê-las, a composição
em massa dessas substâncias era constante. A Lei de Proust é definida assim:
As massas dos reagentes e produtos participantes de uma reação mantêm
uma proporção constante.
Através de análises de inúmeras substâncias adquiridas por diferentes
processos foi possível verificar que uma mesma substância tem sempre a mesma
composição qualitativa e quantitativa. Por exemplo, qualquer amostra de água
apresenta sempre 88,9 % de oxigênio e 11,1 % em massa de hidrogênio
combinados na mesma proporção.
Lei de Hess - Em termodinâmica, a lei proposta pelo químico russo, em 1840,
estabelece que a energia não pode ser nem criada nem destruída; somente pode
ser trocada de uma forma em outra. A lei de Hess é utilizada para prever a
transferência de entalpia de uma reação ΔHr, quando a reação é lenta, incompleta,
explosiva ou quando ocorrem outras reações simultaneamente.
A troca de entalpia de uma reação química que transforma os reagentes em
produtos é independente do caminho escolhido para a reação. Isto é chamado
função de estado. Em outras palavras, a troca de entalpia que vai desde os
reagentes aos intermediários A e posteriormente aos produtos finais é a mesma que
a troca quando se vai dos mesmos reagentes aos componentes intermediários B e
posteriormente aos mesmos produtos finais, e assim pode-se considerar que as
equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem equações
matemáticas (equações algébricas).
O estado padrão corresponde à substância pura em seu estado (físico,
alotrópico) mais comum e estável a 25°C e 100 kPa.
Pode ser escrita como:
A variação de entalpia de uma reação química depende apenas dos estados
inicial e final, não importando o caminho da reação.
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A soma de equações químicas pode levar a mesma equação resultante. Se a
energia se inclui para cada equação e é somada, o resultado será a energia para a
equação resultante.
Em outras palavras o ΔH de uma reação é igual a soma dos ΔH das etapas
em que a reação pode ser desmembrada, mesmo que esse desmembramento seja
apenas teórico.
Lei de Beer-Lambert, também conhecida como lei de Beer ou lei de BeerLambert-Bouguer é uma relação empírica que, na Óptica, relaciona a absorção de
luz com as propriedades do material atravessado por esta.
Em resumo, a lei explica que há uma relação exponencial entre a transmissão
de luz através de uma substância e a concentração da substância, assim como
também entre a transmissão e a longitude do corpo que a luz atravessa. Se
conhecemos l e α, a concentração da substância pode ser deduzida a partir da
quantidade de luz transmitida.
As unidades de c e α dependem do modo em que se expresse a
concentração da sustância absorvente. Se a sustância é líquida, se deve expressar
como uma fração molar. As unidades de α são o inverso do comprimento (por
exemplo cm-1). No caso dos gases, c pode ser expressada como densidade (a
longitude ao cubo, por exemplo cm-3), em cujo caso α é uma seção representativa
da absorção e tem as unidades em comprimento ao quadrado (cm2, por exemplo).
Se a concentração de c está expressa em moles por volume, α é a absorvância
molar normalmente dada em mol cm-2.
A lei tende a não ser válida para concentrações muito elevadas,
especialmente se o material se dispersa muito a luz.
A relação da lei entre concentração e absorção de luz é a base do uso de
espectroscopia para determinar a concentração de substâncias em química
analítica.
Lei de Raoult - Na química, a lei de Raoult é dedicada a François-Marie
Raoult (1830-1901) e afirma que a pressão parcial de cada componente em uma
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solução ideal é dependente da pressão de vapor dos componentes individuais e da
fração molar dos mesmos componentes.
Uma vez alcançado o equilíbrio na solução, a pressão de vapor total da
solução é:
e a pressão de vapor individual ou pressão parcial de cada componente é
onde
(Pi)puro ou Pi* é a pressão de vapor do componente puro
Xi é a fração molar do componente na solução
Como consequência, com o aumento do número de componentes em uma
solução, a contribuição individual de cada componente na pressão de vapor diminui,
já que a fração molar de cada componente diminui a cada acréscimo de um novo
componente. Se um soluto puro tem pressão de vapor zero (isto é, não evapora) e é
dissolvido em um solvente, a pressão de vapor da solução final (solvente-soluto)
será menor que o do solvente puro.
Esta lei é válida estritamente apenas se a ligação entre, por exemplo, as
moléculas de diferentes líquidos em uma mistura for qualitativamente igual à ligação
entre moléculas dos próprios líquidos individualmente (que é a condição de uma
solução ideal).
Portanto, a comparação entre valores de pressões de vapor reais e valores
preditos pela lei de Raoult permite obter informações sobre a força relativa da
ligação entre os líquidos presentes na mistura estudada.
Por exemplo, se o valor real for menor que o valor esperado, é porque menos
moléculas escaparam da solução líquida para a fase vapor; isto pode ser explicado
ao afirmar que a força de ligação entre as moléculas dos diferentes líquidos é mais
forte do que a ligação dentro dos próprios líquidos individualmente, de forma que
menos moléculas têm energia suficiente para escapar à fase vapor. Se, porém, o
valor real é maior que o valor esperado, é porque mais moléculas escaparam para a
fase vapor devido à ligação mais fraca entre as diferentes moléculas da mistura.
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A partir da Lei de Raoult também é possível observar que em uma solução
ideal de dois líquidos voláteis, a pressão de vapor total (em uma dada temperatura)
varia linearmente com a composição da solução de P2* a P1* quando X1 varia de 0
a 1 (figura abaixo)
A variação da pressão de vapor total de uma mistura binária com a fração
molar do composto 1 quando a Lei de Raoult é obedecida.
Lei de Henry – a solubilidade de um gás dissolvido em um líquido é
proporcional à pressão parcial do gás acima do líquido. Este é o enunciado da lei de
Henry, que pode ser escrita.
onde:
X = fração molar de equilíbrio do gás em solução (sua solubilidade);
P = pressão parcial na fase gasosa;
K = constante de proporcionalidade, ou constante da lei de Henry.
Valores da constante da lei de Henry na água (Kx105 atm-1)
Gás
0°C
20°C
40°C
60°C
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H2
1,72
1,46
1,31
1,21
N2
1,86
1,32
1,00
0,874
O2
3,98
2,58
1,84
1,57
A lei de Henry aplica-se somente quando a concentração do soluto e a sua
pressão parcial são baixas, isto é, quando o gás e sua solução são essencialmente
ideais, e quando o soluto não interage fortemente de nenhuma maneira com o
solvente.
Lei de Charles - A lei de Charles é uma lei dos gases perfeitos: à pressão
constante,
o
volume
de
uma
quantidade
constante
de
gás
aumenta
proporcionalmente com a temperatura.
Esta lei diz respeito às transformações isocóricas ou isométricas, isto é,
aquelas que se processam a volume constante, cujo enunciado é o seguinte:
O volume constante, a pressão de uma determinada massa de gás é
diretamente proporcional à sua temperatura absoluta, ou seja: = constante.
Desta maneira, aumentando a temperatura de um gás a volume constante,
aumenta a pressão que ele exerce, e diminuindo a temperatura, a pressão também
diminui. Teoricamente, ao cessar a agitação térmica das moléculas a pressão é
nula, e atinge-se o zero absoluto.
A representação gráfica da transformação isométrica é uma reta.
Lei de Gay-Lussac - Dentro do âmbito da Química e da Física a Lei de GayLussac é uma lei dos gases perfeitos que estabelece que sob um volume e
quantidade de gás constantes, a pressão é diretamente proporcional à temperatura.
onde:
P é a pressão do gás.
T é a temperatura termodinâmica.
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kPT é uma constante.
Portanto para comparar a mesma substância em estados diferentes (estando
de acordo com as condições acima) afirma-se que:
Lei de Avogadro - relacionada ao comportamento dos gases ideais segundo
o qual um aumento do número de partículas implica o aumento do número de
colisões e um igual número de partículas para gases diferentes implica um igual
número de colisões.
Lei de Dalton - A lei de Dalton é uma lei acerca do comportamento dos gases
ideais, que defende que se as moléculas de dois gases não se atraem nem se
repelem, as colisões de cada um deles não são afetadas pela presença do outro.
Por essa razão cada um dos gases exerce mesma pressão na mistura gasosa que
exerceria se estivesse sozinho; a isto se chama pressão parcial de um gás. A lei de
dalton, textualmente, afirma:
“Numa mistura gasosa, a pressão de cada componente é independente da
pressão dos demais, a pressão total (P) é igual à soma das pressões parciais dos
componentes”.
A pressão total exercida sobre as paredes em que a mistura está contida é
calculada através da soma das pressões parciais.
A expressão matemática da lei de Dalton é:
sendo pA a pressão parcial de A, Pt a pressão total da mistura e xA a fração
molar de A.
A lei de Fick é uma lei quantitativa na forma de equação diferencial que
descreve diversos casos de difusão de matéria ou energia em um meio no qual
inicialmente não existe equilíbrio químico ou térmico.
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Em situações nas quais existem gradientes de concentração de uma
substância, ou de temperatura, se produz um fluxo de partículas ou de calor que
tende a homogenizar a dissolução e uniformizar a concentração ou a temperatura. O
fluxo homogenizador é uma consequência estatística do movimento aleatório das
partículas que dá lugar ao segundo princípio da termodinâmica, conhecido também
como movimento térmico casual das partículas. Assim os processos físicos de
difusão podem ser vistos como processos físicos ou termodinâmicos irreversíveis.
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6 A QUÍMICA A SERVIÇO DA VIDA
Como vimos, a química, de forma ampla, pode ser definida como o ramo da
ciência dedicado à observação, transformação e construção, pois o trabalho do
Químico geralmente inclui a observação e/ou determinação da estrutura ou
composição de espécies químicas presentes nos seres vivos, no ambiente e nos
materiais, bem como a transformação e construção de novas moléculas.
Tradicionalmente, a Química compreende somente quatro divisões didáticas:
Química Analítica, Química Inorgânica, Química Orgânica e Físico-Química que,
atualmente, estão em crescente desuso. Novas subáreas temáticas estão
emergindo e representam de forma ampla os principais focos atuais da Química. Por
exemplo, a Química dos Materiais, Química Medicinal e Química Ambiental são
divisões interdisciplinares, bastante abrangentes, e englobam, majoritariamente, os
diversos campos de estudo e os desafios contemporâneos da química (SILVA;
ANDRADE, 2003).
No Quadro abaixo estão representadas algumas das principais missões da
Química, que demonstram a importância desta área do conhecimento para a
humanidade.
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O século passado presenciou o maior aumento na expectativa de vida do ser
humano, que saltou de cerca de 40 anos para aproximadamente 70 anos, e parte
significativa deste salto foi devido aos avanços da química. Entretanto, uma parcela
significativa dos atuais seis bilhões de habitantes do planeta não têm acesso a
alimentos em quantidade e qualidade adequadas.
Também, cerca de 1 bilhão de pessoas não têm acesso a água potável de
boa qualidade e 1,3 bilhão vivem em locais em que a qualidade do ar é imprópria.
Vale ressaltar que os danos ao ambiente e a preocupação com a questão ambiental
não são tão atuais. Na Roma Antiga, atividades como curtumes, matadouros,
lavanderias e fabricação de azeite, só eram permitidas em locais desabitados e, na
Grécia Antiga, era exigida autorização especial para a construção de curtumes e
fundições de prata (SILVA; ANDRADE, 2003).
A química ambiental (veremos em detalhes em outro momento do curso) é
uma das áreas da ciência que mais tem crescido nas últimas décadas. Ela procura
entender a composição e o comportamento do solo, da água e do ar, quais as
interações complexas entre esses sistemas, como eles são influenciados pelas
atividades humanas e quais são as suas consequências.
Os conhecimentos acumulados com esses estudos têm contribuído de forma
significativa na prevenção e correção de problemas ambientais, por exemplo, pela
produção de plásticos (usados em embalagens e utensílios) que se degradam
facilmente no ambiente, a descoberta de produtos usados como propelentes e em
sistemas de refrigeração que não danificam camada de ozônio e a reciclagem de
materiais como metais, plásticos, papel e borrachas.
Esses novos procedimentos e iniciativas, comumente chamados de “Química
Verde”, têm como foco desenhar produtos e processos que reduzam ou eliminem o
uso e a produção de substâncias danosas ou perigosas à saúde humana e ao
ambiente. Os conhecimentos gerados também podem servir de guia para mudanças
no comportamento humano, esclarecendo a sociedade sobre os riscos ambientais
que certos produtos e atitudes oferecem e a possibilidade de substituí-los por outros
menos nocivos.
Entretanto, a segurança do ambiente não é um problema local ou pontual e
exige esforços concentrados de todo o planeta. A geoquímica tem feito muitos
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progressos no entendimento da química da terra e seus componentes, incluindo rios,
lagos e oceanos.
Muitos desses envolvem teorias fundamentais como a termodinâmica, mas
em escala muito maior que a molecular. A química da atmosfera tem, também,
contribuído bastante para elucidar com detalhes várias questões ambientais, como a
depleção da camada de ozônio, o aquecimento global e o “sequestro” de carbono
(SILVA; ANDRADE, 2003).
Na década de 1970 surgiu a primeira pista de que os compostos
genericamente denominados de CFCs (do inglês chlorine-fluorinecarbon) podiam
estar destruindo a camada de ozônio, localizada na estratosfera, e que protege a
Terra dos raios solares ultravioleta que, entre outras ações, são cancerígenos. Por
ironia, os CFCs foram especialmente escolhidos pelos cientistas da Du Pont®, para
uso em refrigeração e como propelentes, por serem inertes. Entretanto, esses gases
são levados à estratosfera superior e, nessa altitude, a intensa luz ultravioleta do sol
promove a quebra de ligações liberando os átomos de cloro, que atuam como
iniciadores de reações em cadeia.
Esse processo foi elucidado por Paul Crutzen, Mario Molina e Sherwood
Rowland que, em 1995, receberam o Prêmio Nobel de Química. Embora os Estados
Unidos tivessem banido o uso desses compostos desde 1976, o mundo precisou de
mais de uma década para abrir os olhos para este problema, quando, em 1985,
cientistas descobriram um buraco potencialmente catastrófico na camada de ozônio
(SILVA; ANDRADE, 2003).
Essas descobertas levaram a Organização das Nações Unidas (ONU) a
redigir o Protocolo de Montreal, em 1987, com ajustes e emendas posteriores,
adotando medidas preventivas para regulamentar o total das emissões mundiais de
substâncias (CFCs e halons) que deterioram a camada de ozônio, em função da
evolução dos conhecimentos científicos e tendo em conta considerações técnicas e
econômicas. O objetivo era reduzir em 50% a produção e consumo dessas
substâncias até 1999, em relação aos níveis calculados de produção e consumo de
1986, com o objetivo final de eliminá-las, o que de fato ocorreu.
A interação de gases como o CO2 com a terra e a água também é objeto de
estudos da química do ambiente. O dióxido de carbono produzido principalmente
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pela respiração de plantas e animais e queima de combustíveis também é fixado no
processo de fotossíntese.
Embora a molécula de CO2 seja aparentemente inofensiva, os níveis
crescentes desse e de outros gases em nível de traços na atmosfera têm provocado
um aumento global da temperatura, conhecido como efeito estufa. A temperatura da
superfície da Terra é governada pelo balanço da luz solar incidente que é refletida
de volta ao espaço e a que é retida pela conversão em energia térmica.
Os gases estufa absorvem parte da radiação infravermelha e impedem sua
transmissão de volta ao espaço, o que provoca mudanças neste balanço e pode
afetar a temperatura global. Outros gases, como o vapor d’água, também
contribuem para o efeito estufa, mas o CO2 é particularmente importante porque o
aumento dos níveis deste gás na atmosfera está relacionado à atividade humana
(SILVA; ANDRADE, 2003).
Na Conferência da ONU sobre mudanças climáticas, realizada em Quioto,
Japão, em dezembro de 1997, 39 países desenvolvidos firmaram o compromisso de
adotar um protocolo segundo o qual os países industrializados reduziriam suas
emissões combinadas de gases de efeito estufa (dióxido de carbono, metano, óxido
nitroso, hidrofluorcarbonos, perfluorcarbonos, hexafluoreto de enxofre) em pelo
menos 5% em relação aos níveis de 1990, até o período entre 2008 e 2012. Ficou
acordado que cada Parte do Protocolo deveria adotar políticas nacionais e medidas
correspondentes para atenuar a mudança do clima, limitando suas emissões
antrópicas, protegendo e aumentando os sumidouros e reservatórios desses gases.
O Protocolo prevê também a criação de MDL (Mecanismos de Desenvolvimento
Limpo), que consiste na possibilidade de um país industrializado financiar projetos
ambientais em países em desenvolvimento, como forma de cumprir parte de sua
meta de redução de emissões. O compromisso promete reverter a tendência
histórica de crescimento das emissões nesses países, iniciada há 150 anos. No
entanto, o Protocolo de Quioto teve metas muito mais modestas que o Protocolo de
Montreal.
Enquanto o Protocolo de Montreal previa proibição total da produção dos
CFCs, o Protocolo de Quioto pedia apenas a estabilização, ou cortes relativamente
pequenos, das emissões dos gases estufa, que não foi acatado pelos principais
responsáveis por essas emissões, como os Estados Unidos.
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É muito pouco provável que a maior parte da produção de energia nas
próximas décadas seja outra senão a queima de combustíveis fósseis. O “sequestro”
de carbono, que é uma tentativa de reter o dióxido de carbono depois da combustão
em um lugar seguro, talvez seja uma das alternativas para contornar os problemas
causados pelo excesso de emissões.
Esses são alguns dos assuntos mundiais nos quais a Química está muito
presente. Estes assuntos são um “prato convidativo” que permitem aos professores
interagir e relacionar conteúdos e cotidianidade no ensino fundamental e médio.
Em anexo sugerimos alguns temas para desenvolvimento de projetos em
sala de aula que muito tem a contribuir com o crescimento dos alunos.
Sobre a importância da química para a vida, eis algumas abordagens para
enriquecer as aulas e “chamar” a atenção dos alunos.
Compreender as inúmeras transformações pelas quais a Terra vem
passando, ao longo dos aproximados 4,5 bilhões de anos de existência, e os
impactos decorrentes do surgimento da vida no nosso planeta, principalmente
aqueles resultantes de atividades antrópicas, agravados nas últimas décadas
(SILVA; ANDRADE, 2003).
No artigo “A evolução da atmosfera terrestre”(Jardim, 2001) fez um paralelo
entre a termodinâmica e o conceito de vida. Dentro de uma concepção química
abrangente de vida, planetas vizinhos à Terra, como Marte e Vênus, são
considerados estéreis por conta de suas atmosferas encontrarem-se em equilíbrio
termodinâmico; ao passo que a atmosfera terrestre está muito distante deste
equilíbrio, coexistindo espécies oxidantes poderosas com um elevado número de
espécies reduzidas em constantes transformações.
Ambas as formas resultam principalmente de processos biológicos, ou seja,
da vida. E foi o surgimento da vida que desencadeou um dos maiores impactos
ambientais ocorridos na Terra, a mudança da atmosfera redutora para uma
atmosfera altamente oxidante, forçando os organismos vivos que habitavam o
planeta a uma readaptação.
Embora o processo de evolução tenha durado bilhões de anos, nas últimas
décadas, mudanças significativas na composição da atmosfera terrestre vêm
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acontecendo,
principalmente,
na
concentração
de
gases minoritários
com
importantes papéis na química da atmosfera.
Mozeto (2001) no artigo “Química atmosférica: a química sobre as nossas
cabeças”, discutiu a estrutura (divisão em camadas) e composição atual da
atmosfera terrestre de uma forma detalhada e bastante didática, destacando suas
funções vitais e as transformações decorrentes de reações químicas e fotoquímicas,
com efeitos benéficos de proteção das diversas formas de vida na Terra, além dos
efeitos deletérios como o buraco na camada de ozônio e a potencialização do efeito
estufa.
Um dos maiores desafios na atualidade é o atendimento à demanda por água
de boa qualidade. Grassi (2001) chamou atenção para esta questão no artigo “As
águas do planeta terra”, advertindo que, embora cerca de 71% da superfície do
planeta seja coberta por água, apenas 0,77% são de água doce disponível,
distribuídos em diversos compartimentos.
A qualidade dessa água doce disponível vem se deteriorando de forma
crescente, especialmente nos últimos 50 anos, fruto de um conjunto de atividades
humanas. Para contornar este problema, discute-se duas estratégias adotadas no
controle da poluição aquática: (1) redução na fonte; (2) tratamento dos resíduos para
remover os contaminantes ou convertê-los em formas menos nocivas. A discussão
deixa evidente que o uso sustentável da água é vital para a sobrevivência no
planeta, uma vez que a vida floresceu na água e é impossível concebê-la sem este
recurso fundamental.
Muito embora indispensável à vida, a água com a qualidade comprometida é
um dos principais vetores na transmissão de doenças. Estima-se que 65% das
internações hospitalares de crianças menores de 10 anos no Brasil (dados do
BNDES, 1998) estão associadas à falta de saneamento básico.
Diante deste quadro alarmante, Guimarães e Nour (2001) traçaram um perfil
da situação atual de tratamento de águas residuais no Brasil e os principais
processos de tratamento, envolvendo os físico-químicos e os biológicos, no artigo
“Tratando nossos esgotos: processos que imitam a natureza”.
Além da preocupação com o destino e tratamento de águas residuais, um
outro aspecto relevante que não só pode como deve ser abordado é o grande
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volume de resíduos sólidos gerados pela explosão demográfica nas últimas
décadas.
Fadini e Fadini (2001), no artigo “Lixo: desafios e compromissos” discutiram
os aspectos químicos e biológicos relacionados ao lixo e propõem um conjunto de
soluções que concilie desenvolvimento associado à sustentabilidade ambiental e
qualidade de vida.
No entanto, para melhor compreender a dinâmica do planeta e o impacto
global decorrente das mudanças ocorridas ao longo de bilhões de anos de evolução
e as ocorridas mais recentemente, é necessária uma avaliação num contexto mais
amplo que envolva os três grandes compartimentos do globo terrestre: atmosfera,
hidrosfera e litosfera.
Embora muitas vezes sejam tratados separadamente por questões didáticas,
percebe-se claramente as suas inter-relações.
Só o uso adequado da química poderá contribuir para mitigar a fome,
melhorar a qualidade de vida, conforto da população, enfim, construir uma
sociedade sustentável.
Sem a Química seria impossível manter a qualidade de vida da humanidade
com alimentos, segurança ambiental, longevidade e conforto (SILVA; ANDRADE,
2003).
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ANEXOS
Sugestões de Temas para Projetos
Condições básicas de vida
Interações vida x consumo
A qualidade de nossas possíveis
escolhas
O ambiente modificado
- Água: as muitas águas do planeta
- Água: tratamento de água
- Águas usadas: tratamento de esgotos
- Combustíveis bioenergéticos
- Alimentos: como estão as nossas fontes
- Alimentos: o que vemos e o que não
vemos
- O ar que respiramos
- Alimentos: o que pagamos e o que
compramos
- Alimentos: do grão de trigo ao pão
- Investigando as Embalagens: de onde
vêm para onde vão?
- Investigando a produção de lixo
- Calorias na alimentação
- Corantes alimentares: valor estético e
efeitos sobre a saúde
- Xampus
- Refrigerantes e outras bebidas
- Soluções nos produtos de supermercado
- Detergentes
- Rótulos de produtos comercializados
- Elementos e substâncias fundamentais na
alimentação
- A função da desidratação dos alimentos
- Minerações e impactos ambientais e
sociais
- Investigando a corrosão de metais
- Ozônio: do bem ou do mal?
- Chuva Ácida
- Os bioindicadores
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Tecnologias de ponta
A extensão do saber
- Pilhas e baterias
- Tintas
- Polímeros
- Fibras orgânicas
- Novos materiais: cerâmicas condutoras
- A química na medicina
- Conservação de alimentos através da
história
- A química nas artes plásticas
- Tinturas vegetais
- O emprego da química por outras culturas
- A química do espaço sideral
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