Sistemas Lineares

Equação Linear
É toda equação que possui variáveis e apresenta na seguinte forma a1x1 + a2x2 + a3x3 + ...+ anxn = b, em que a1, a2, a3, ....., são os coeficientes reais e o termo independente e representado pelo número real b.
Exemplos:

x + y + z = 20
2x –3y + 5z = 6
4x + 5y – 10z = –3
x – 4y – z = 0


Sistema Linear
Um conjunto de p equações lineares com variáveis x1, x2, x3,....,xn formam um sistema linear com p equações e n incógnitas.
Exemplos:

x + y = 3
x – y = 1
Sistema linear com duas equações e duas variáveis.

2x + 5y – 6z = 24
x – y + 10z = 30
Sistema linear com duas equações e três variáveis.

x + 10y – 12z = 120
4x – 2y – 20z = 60
–x + y + 5z = 10
Sistema linear com três equações e três variáveis.

x – y – z + w = 10
2x + 3y + 5z – 2w = 21
4x – 2y – z + w = 16
Sistema linear com três equações e quatro variáveis.


Solução de um sistema linear
Dado o sistema:
x + y = 3
x – y = 1 

Dizemos que a solução deste sistema é o par ordenado (2,1), pois ele satisfaz as duas equações do sistema linear. Observe:
x = 2 e y = 1

2 + 1 = 3 3 = 3
2 – 1 = 1 1 = 1


Dado o sistema:
2x + 2y + 2z = 20
2x – 2y + 2z = 8
2x – 2y – 2z = 0
Podemos dizer que o trio ordenado (5, 3, 2) é solução do sistema, pois ele satisfaz as três equações do sistema linear. Veja:

2 * 5 + 2 * 3 + 2 * 2 = 20      10 + 6 + 4 = 20     20 = 20
2 * 5 – 2 * 3 + 2 * 2 = 8        10 – 6 + 4 = 8        8 = 8
2 * 5 – 2 * 3 – 2 * 2 = 0         10 – 6 – 4 = 0       0 = 0


Classificação de um sistema linear 

Todo sistema linear é classificado de acordo com o número de soluções apresentadas por ele.

SPD – Sistema Possível e Determinado – possui apenas uma solução.
SPI – Sistema Possível e Indeterminado – possui infinitas soluções.
SI – Sistema Impossível – não possui solução.

Associando um sistema linear a uma matriz

Um sistema linear pode estar associado a uma matriz, os seus coeficientes ocuparão as linhas e as colunas da matriz, respectivamente. Veja exemplo 1:
O sistema:
x + y = 3
x – y = 1
pode ser representado por duas matrizes, uma completa e outra incompleta.
Matriz completa

1	1	3
1	-1	1

Matriz incompleta

1	1
1	-1

Exemplo 2
x + 10y – 12z = 120
4x – 2y – 20z = 60
–x + y + 5z = 10

Matriz completa
 

1	10	-12	120
4	-2	-20	60
-1	1	5	10

Matriz incompleta

1	10	-12
4	-2	-20
-1	1	5

 

Obs.: O sistema também pode possuir uma representação matricial. Observe o sistema de equações lineares:
x + 10y – 12z = 120
4x – 2y – 20z = 60
–x + y + 5z = 10

Equação matricial do sistema:

Por Marcos Noé
Graduado em Matemática
Equipe Brasil Escola

Veja mais!

Classificação de um sistema linear
SPD, SPI e SI.

Sistema Linear Homogêneo
Verificando as soluções de um sistema.

Citoesqueleto

Quando se diz que o hialoplasma é um fluido viscoso, fica-se com a impressão de que a célula animal tem uma consistência amolecida e que se deforma a todo o momento. Não é assim.

Um verdadeiro “esqueleto” formado por vários tipos de fibras de proteínas cruza a célula em diversas direções, dando-lhe consistência e firmeza.

Essa “armação” é importante se lembrarmos que a célula animal é desprovida de uma membrana rígida, como acontece com a membrana celulósica dos vegetais.

Entre as fibras protéicas componentes desse “citoesqueleto” podem ser citados os microfilamentos de actina, os microtúbulos e os filamentos intermediários.

Os microfilamentos são os mais abundantes, constituídos da proteína contráctil actina e encontrados em todas as células eucarióticas. São extremamente finos e flexíveis, chegando a ter 3 a 6 nm (nanômetros) de diâmetro, cruzando a célula em diferentes direções , embora concentram-se em maior número na periferia, logo abaixo da membrana plasmática. Muitos movimentos executados por células animais e vegetais são possíveis graças aos microfilamentos de actina.

Os microtúbulos, por sua vez, são filamentos mais grossos, de cerca de 20 a 25 nm de diâmetro, quefuncionam como verdadeiros andaimes de todas as células eucarióticas. São, como o nome diz, tubulares, rígidos e constituídos por moléculas de proteínas conhecidas como tubulinas, dispostas helicoidalmente, formando um cilindro. Um exemplo, desse tipo de filamento é o que organiza o chamado fuso de divisão celular. Nesse caso, inúmeros microtúbulos se originam e irradiam a partir de uma região da célula conhecida como centrossomo (ou centro celular) e desempenham papel extremamente importante na movimentação dos cromossomos durante a divisão de uma célula.

Outro papel atribuído aos microtúbulos é o de servir como verdadeiras “esteiras” rolantes que permitem o deslocamento de substâncias, de vesículas e de organóides como as mitocôndrias e cloroplastos pelo interior da célula. Isso é possível a partir da associação de proteínas motoras com os microtúbulos. Essas proteínas motoras ligam-se de um lado, aos microtúbulos e, do outro, à substância ou organóide que será transportado, promovendo o seu deslocamento. Por exemplo, ao longo do axônio (prolongamento) de um neurônio, as proteínas motoras conduzem, ao longo da “esteira” formada pelos microtúbulos, diversas substâncias para as terminações do axônio e que terão importante participação no funcionamento da célula nervosa.

Filamentos intermediários

Os filamentos intermediários são assim chamados por terem um diâmetro intermediário – cerca de 10 nm – em relação aos outros dois tipos de filamentos protéicos.

Nas células que revestem a camada mais externa da pele existe grande quantidade de um tipo de filamento intermediário chamado queratina. Um dos papeis desse filamento é impedir que as células desse tecido se separem ou rompam ao serem submetidas, por exemplo, a um estiramento.

Além de estarem espalhadas pelo interior das células, armando-as, moléculas de queratina promovem uma “amarração” entre elas em determinados pontos, o que garante a estabilidade do tecido no caso da ação de algum agente externo que tente separá-las. Esse papel é parecido ao das barras de ferro que são utilizadas na construção de uma coluna de concreto. Outras células possuem apreciável quantidade de outros filamentos intermediários. É o caso das componentes dos tecidos conjuntivos e dos neurofilamentos encontrados no interior das células nervosas.

Resumo

Gastrite

Gastrite é a inflamação aguda ou crônica da mucosa que reveste as paredes internas do estômago. Ela pode ser aguda ou crônica e é provocada por diferentes fatores:

* A bactéria Helicobacter pylorii foi encontrada no estômago de pacientes com gastrite ou úlcera. Não existem evidências, porém, que permitam distinguir a relação de causa e conseqüência entre ele e a gastrite a a úlcera, isto é, não se sabe se a bactéria é responsável pelo aparecimento de gastrite ou úlcera, ou se ela encontra nos pacientes com essas doenças ambiente ideal para seu desenvolvimento;

* Uso prolongado de ácido acetilsalicílico e de antiinflamatórios;

* Consumo de bebidas alcoólicas;

* Gastrite auto-imune, quando o sistema imune produz anticorpos que agridem o próprio organismo.

Sintomas

A dor da gastrite é circunscrita, começa na região epigástrica, logo abaixo do esterno, osso vertical situado na parte anterior do tórax. Na prática, a queixa é de dor na boca do estômago, que se irradia para outros locais, se surgirem complicações.

A dor da gastrite pode vir acompanhada de azia ou queimação, se houver retorno do suco gástrico por defeito no esfíncter, estrutura muscular que controla a comunicação entre esôfago e estômago. A azia pode piorar quando a pessoa se deita depois de uma refeição mais volumosa ou rica em gorduras.

Perda do apetite, náuseas e vômitos também são sintomas de gastrite, assim como a presença de sangue nas fezes e no vômito.

Diagnóstico

Histórico clínico e endoscopia (exame que permite visualizar a mucosa do estômago) são fundamentais para o diagnóstico da gastrite, o que não exclui a necessidade de fazer uma biópsia, ou seja, retirar fragmentos da mucosa estomacal para análise mais minuciosa ao microscópio.

Tratamento

O tratamento da gastrite tem de levar em conta o que causou a doença. Como existe associação entre Helicobacter pylorii e gastrite, se tratarmos apenas a segunda sem combater o primeiro, a probabilidade de a doença reaparecer aumenta. No entanto, ela diminuirá bastante, se os dois tratamentos ocorrerem simultaneamente. O uso de ácido acetilsalícilico, antiinflamatórios e álcool deve ser evitado.

A medicação para gastrite pode ser ministrada por via oral e os resultados obtidos são bastante satisfatórios.

Recomendações

* Respeite os horários das refeições. Separar algum tempo para café da manhã, almoço e jantar tranquilos não é luxo, é necessidade;

* Prefira fazer pequenas refeições ao longo do dia a fazer uma grande refeição;

* Mastigue bem os alimentos, pois a digestão começa na boca;

* Dê preferência a frutas, verduras e carnes magras;

* Não fume;

* Evite tomar analgésicos, café, bebidas alcoólicas e as que contêm cafeína;

* Procure um médico e siga suas recomendações se tiver azia, má digestão e sensação de estômago cheio depois de ingerir pequenas porções de alimentos.

Anemia Falciforme

A anemia falciforme é uma doença genética e hereditária, predominante em negros, mas que pode manifestar-se também nos brancos. Ela se caracteriza por uma alteração nos glóbulos vermelhos, que perdem a forma arredondada e elástica, adquirem o aspecto de uma foice (daí o nome falciforme) e endurecem, o que dificulta a passagem do sangue pelos vasos de pequeno calibre e a oxigenação dos tecidos.

As hemácias falciformes contêm um tipo de hemoglobina, a hemoglobina S, que se cristaliza na falta de oxigênio, formando trombos que bloqueiam o fluxo de sangue, porque não têm a maleabilidade da hemácia normal.

Causas

A anemia falciforme é causada por mutação genética, responsável pela deformidade dos glóbulos vermelhos. Para ser portador da doença, é preciso que o gene alterado seja transmitido pelo pai e pela mãe. Se for transmitido apenas por um dos pais, o filho terá o traço falciforme, que poderá passar para seus descendentes, mas não a doença manifesta.

Sintomas

São sintomas da anemia falciforme:

* Dor forte provocada pelo bloqueio do fluxo sangüíneo e pela falta de oxigenação nos tecidos;

* Dores articulares;

* Fadiga intensa;

* Palidez e icterícia;

* Atraso no crescimento;

* Feridas nas pernas;

* Tendência a infecções;

* Cálculos biliares;

* Problemas neurológicos, cardiovasculares, pulmonares e renais;

* Priapismo.

Diagnóstico

A eletroforese de hemoglobina é o exame laboratorial específico para o diagnóstico da anemia falciforme, mas a presença da hemoglobina S pode ser detectada pelo teste do pezinho quando a criança nasce.

Tratamento

Não há tratamento específico para a anemia falciforme, uma doença para a qual ainda não se conhece a cura. Os portadores precisam de acompanhamento médico constante (quanto mais cedo começar, melhor o prognóstico) para manter a oxigenação adequada nos tecidos e a hidratação, prevenir infecções e controlar as crises de dor.

Recomendações

* Exija que o teste do pezinho seja feito em seu filho/a logo depois do nascimento. Se for constatado que é portador de anemia falciforme, encaminhe-o logo para um médico especialista;

* Procure imediatamente assistência se a pessoa com anemia falciforme tiver uma crise de dor. Embora às vezes ela possa ser tratada em casa com analgésicos, repouso e ingestão de muito líquido, só o médico poderá avaliar a necessidade de internação hospitalar;

* Entenda a febre do portador de anemia falciforme como um sinal de alerta e não faça uso de medicamentos sem orientação médica que acompanha o caso;

* Leve imediatamente para o hospital mais próximo, a criança com anemia falciforme que ficou pálida de repente;

* Lembre-se de que alterações oculares podem ocorrer nesses pacientes. Por isso, eles devem ser avaliados periodicamente por um oftalmologista.

Materiais de Laboratório

O Aparelho de Kipp é um aparelho desenvolvido para produção de pequenos volumes de gases (hoje em dia não utilizado, pois a produção de gás aumentou necessitando novas maneiras de extração mais rendosas) podendo ser construído somente em vidro ou polietileno, devido aos constituintes das reações serem extremamente corrosivos. Sua principal atividade era a de extrair gases como H2S, CO2, H2S (gás sulfídrico).

Seu inventor Petrus Jacobus Kipp foi um químico flamengo que trabalhava em um laboratório em Delf (Países Baixos) desenvolveu o aparelho sob encomenda, mas acabou a utilizando para si, também na produção de vários gases na época, um reconhecimento disto esta entalhado no brasão de química holandesa que possui um aparelho de Kipp no desenho.

Seu principal uso é na extração de gases como mencionado acima como, por exemplo:

Ac. Sulfúrico (H2SO4) → Sulfeto Ferroso (FeS) = Ac. Sulfídrico (H2S) + H2O
Ac. Cloridrico (HCl) → Carbonato de Calcio (CaCo3) = Gás Carnono (CO2)
Ac. Cloridrico (HCl) → Metal Determinado = Gás Hidrogenio (H2)

OBS: mesmo o sendo Ac. sulfídrico este se encontra na forma de gás.

O aparelho é formado por três cilindros sobrepostos um sobre os outros, cada cilindro possui uma terminação em forma de tubo especial a cada um deles para a função, por exemplo, o primeiro tem um tubo responsável pela liberação do ácido no sólido, e contando que o cilindro central possui uma válvula (ou torneira) para a extração do gás e também de maneira simples controlar a reação, deixando-a fluir ou interronpendo-a.

No cilindro superior coloca-se a parte líquida da reação ou seja o ácido em questão como por exemplo o acido sulfúrico, no cilindro central coloca-se a parte solida no caso sulfeto ferroso. Quando a produção inicia-se o ácido entra em contato com a parte solida gerando a reação e o gás é libarado pela válvula do cilindro central, assim quando se quer interromper a reação a valvula é fechada e a pressão do gás aumenta no cilindro central fazendo com que o ácido seja empurrado para a parte superior encerrando o ciclo reacional.

Fontes:
http://www.krishnalaboratory.com/kipp-s-apparatus.htm
http://www.iqsc.usp.br/iqsc/servidores/docentes/pessoal/mrezende/arquivos/guia_de_aulas.pdf

O balão de destilação é uma vidraria utilizada em laboratórios com principal objetivo de conter algum líquido (mistura) que será levado à ebulição para que o componente mais volátil seja completamente vaporizado e posteriormente destilado.

Possui fundo chato e é constituído de borossilicato (uma miscelânea de óxidos de silício, sódio, alumínio e boro – comercialmente conhecido pelo nome pirex), pois como entra em contato direto com uma chama ou superfície aquecida, o material de constituição deve ser demasiado resistente (além de inerte frente à boa parte das substâncias químicas).

Para que a destilação ocorra satisfatoriamente, é preciso que os componentes possuam pontos de ebulição relativamente distantes. Caso contrário, a destilação simples não pode ser aplicada: para a separação de uma mistura azeotrópica (que se comporta como uma substância pura, por possuir ponto de ebulição constante e fixo – assim, toda a solução ferve a uma mesma temperatura, não havendo, portanto, distinção entre o ponto de ebulição entre um componente ou outro) é necessário adicionar outro componente que forme azeótropo com algum dos anteriores. Dessa forma, o componente livre pode ser separado.

O balão de Erlenmeyer é um frasco de vidro ou plástico que leva o nome do químico alemão, Emil Erlenmeyer. Sua utilização é vasta, podendo ser usado para misturas e soluções, mas a sua utilização mais comum é para a titulação, processo que determina a quantidade de uma determinada substância em uma solução.

Apesar de amplamente utilizado, o erlenmeyer possui limitações, já que não podem ser utilizados para determinar medidas precisas, e sim medidas aproximadas.
A boca estreita do Erlenmeyer se torna uma vantagem quando o solvente é volátil, impedindo-o de evaporar. Da mesma forma, em soluções químicas, o bico estreito não permite respingamento, mesmo quando há agitação de seu conteúdo. A agitação, aliás, é uma de suas utilizações, já que facilita algumas reações químicas.
Em alguns experimentos, o erlenmeyer pode ser desaerado e tampado, para que não ocorra qualquer influência externa ou em compostos sensíveis ao ar.
O erlenmeyer também pode ser aquecido diretamente no Bico de Bunsen, função que também é bastante utilizado em titulações. O erlenmeyer é usado em associação com diversos materiais, como a bureta e a pipeta. Pode ser utilizado para a criação de culturas bacterianas também.

Balão volumétrico é um recipiente utilizado em laboratórios científicos para preparação de líquidos em volumes muito precisos e exatos, geralmente usado quando o volume é grande para se medir com uma pipeta ou bureta. É um frasco com formato semelhante a uma pêra, mas com um longo pescoço cilíndrico e um maior fundo plano. O pescoço é marcado com uma linha (traço de aferição), para que se possa medir um determinado volume de líquido e possui também uma rolha de vidro ou tampa de plástico, para fechar a abertura no topo.

O uso de um balão volumétrico quase sempre envolve a medição de uma determinada quantidade de líquido, ou diluição de soluções com volumes precisos. Os balões volumétricos são feitas em diversos tamanhos, com volumes variados, entre 5 ml a 10 L, porém os mais comuns especialmente em laboratórios são volumes de 50, 100, 250, 500 e 1000 ml. São produzidos em vidro borossilicato e em polipropileno, sendo estes os mais utilizados em laboratórios. Também existem balões volumétricos feitos de polipropileno, um tipo de plástico, muito usado pelo baixo custo e também pela resistência à fratura (queda).
Um balão volumétrico, assim como todo material de medição exata, jamais deve ser utilizado para aquecer substâncias, pois o calor irá distorcer o vidro e mudar o volume calibrado. As medidas volumétricas tomam como referência alguma temperatura padrão, sendo este ponto de referência perto dos 20ºC (temperatura equivalente a maioria dos laboratórios).
Antes de utilizar o balão volumétrico é bom certificar se ele está devidamente limpo e seco. Este procedimento é feito enchendo todo o balão com água e observar atentamente o seu escoamento. Se por acaso gotículas ou uma película não uniforme de água estiverem nas paredes internas do recipiente, será necessária uma limpeza específica. Após a limpeza, evitar a secagem em estufa (calor), devido ao perigo irreversível de mudança de volume, como já citado anteriormente.

Referências Bibliográficas:
http://pt.wikipedia.org/wiki/Balão_volumétrico
http://www.infopedia.pt/$balao-volumetrico
http://www.profcupido.hpg.ig.com.br/aparelhos_volumetricos.htmhttp://www.scribd.com/doc/30295096/Apostila-de-Quimica-Analitica-Experimental-Da-Ufpe

Béquer ou Becker é um tipo de recipiente muito visto em laboratório de Química, Física e Biologia onde sua principal função é trabalhar com líquidos. São usados na maioria das vezes para fazer reações entre soluções, usados para dissolver diversas substâncias sólidas, efetuar reações de precipitação e preparar soluções simples. O mais comumente encontrado em laboratórios são os béqueres feitos de vidro borisilicato, pois estes são mais resistentes ao calor (podem ser aquecidos) e a maioria dos produtos químicos. Também existem béqueres de plástico (polipropileno) e de metal (aço inoxidável ou alumínio), disponíveis em uma ampla variedade de tamanhos e capacidades volumétricas (desde um milímetro até vários litros).


A palavra béquer deriva do latim medieval “bicarius“, cujo significado é copo. Ao contrário do que muitas pessoas pensam, não existe nenhum registro de algum inventor de sobrenome Becker, que esteja associado com o a invenção deste recipiente. Sabe-se que ele esta presente há muitos anos em laboratórios.
Os béqueres podem ser classificados em dois tipos: Copo Griffin (Becker Forma Baixa) e Copo Berzelius (Becker Forma Alta). Estes recipientes possuem como característica formato cilíndrico, fundo plano e um bico presente na borda superior, utilizado para despejar os líquidos. Na lateral, contém uma escala graduada impressa que auxilia nas medições. Por exemplo, em um béquer de 250 ml, lateralmente contém linhas para indicar 50, 100, 150, 200 e 250 mL de volume. Porém, essas marcas não são destinadas a obter uma medida precisa do volume como uma proveta graduada, mas sim indicar um volume aproximado.
A presença do bico na borda superior indica que este tipo de recipiente não se destina a ser hermeticamente fechado para manter as soluções. Porém, às vezes é necessário usar um vidro de relógio (peça usada para cobrir béqueres) um plástico ou uma tampa flexível, para limitar a evaporação, contaminação e / ou derramamentos acidentais.

Referências Bibliográficas:
http://pt.wikipedia.org/wiki/B%C3%A9quer
http://www.fcf.usp.br/Departamentos/FBF/Disciplinas/Farmacotecnica/instrumentos/BEQUER1.HTMhttp://www.scribd.com/doc/7241990/APOSTILA-Fundamentos-de-Laboratorio


Bico de Bunsen é um dispositivo amplamente usado em laboratórios científicos para aquecer substâncias. É utilizado na esterilização de pequenos objetos, para aquecer produtos químicos, polir a fogo vidros quebrados e para muitas outras finalidades. Basicamente, um bico de Bunsen é um queimador de gás de pequeno porte com uma chama ajustável, onde pode-se manipular a quantidade de gás e ar. O queimador recebeu este nome em homenagem a Robert Wilhelm Bunsen, químico alemão, que recebeu os créditos pela invenção do aparelho, baseado no projeto de seus assistentes Michael Faraday e Peter Desaga.

A constituição de um bico de Bunsen inclui um tubo de metal vertical com aproximadamente 13 cm de comprimento, que é ligado a uma base. Esta base inclui um bocal para conectar-se com uma fonte de combustível, bem como uma válvula de gás e um regulador de combustão para controlar a quantidade de ar através de pequenos buracos na base do tubo. O gás se mistura com o ar na parte inferior do tubo e, logo em seguida, vai em direção ao topo do tubo, onde pode ser aceso com um fósforo ou isqueiro, produzindo uma notável e luminosa chama, que pode ser controlada tanto na sua altura quanto em sua intensidade. Existem vários tipos de bicos de Bunsen disponíveis no mercado para uso com gás liquefeito de petróleo (GLP), gás do carvão hulha e gás natural.

1 - válvula de ar fechada; 2 - válvula de ar quase fechada; 3 - válvula de ar semi-aberta; 4 - válvula de ar totalmente aberta

A chama produzida pelo bico de Bunsen varia em cor (amarelo-laranja à azul) e temperatura (300º C à 1600º C). Quando os orifícios de ar (oxigênio) são totalmente fechados na base do aparelho, o gás só irá se misturar-se com o ar ambiente depois que ele saiu do tubo, na parte superior. Essa mistura produz uma chama amarelo brilhante conhecida como “Chama de Segurança”, pois é mais fácil de ser visualizada e menos quente. Esta chama também é referida como chama “suja” pelo fato de deixar uma camada de carbono (fuligem) sobre o que é aquecido. A temperatura atingida é de cerca de 300º C.
O tipo de chama mais usado para aquecimento é a chama azul, também referida como chama invisível, dificilmente vista em um quarto bem iluminado, por exemplo. Esta chama atinge uma temperatura boa para aquecimento. Para produzir esta chama azulada, deve-se regular a abertura dos os orifícios de ar na base do bico de Bunsen, para que o oxigênio misture-se com o gás, tornando a queima deste mais eficiente.
É muito importante antes de manusear este tipo de aparelho, haver um treinamento para evitar possíveis acidentes, visto que muitas tragédias de laboratório estão relacionadas com queimaduras ou chamas expostas. Deve-se proteger os olhos, cabelos e as roupas e manter a distância produtos químicos inflamáveis, pois oferecem risco de explosão.
A bureta é um tipo de vidraria utilizada em laboratórios, disposta na vertical (com escoamento de fluido de forma gravitacional), sustentada por um suporte universal (com garras) e, quando em utilização, posicionada sobre um béquer ou erlenmeyer. Seu principal objetivo de uso está na correta dosagem volumétrica de algum reagente nas titulações.

A titulação nada mais é que a determinação analítica de uma substância em uma mistura (como a determinação de ferro ou cálcio em solo, ou de sais de magnésio e sódio em água do mar). Caso essa titulação seja através da reação entre um titulante (contido na bureta) e o analito (substância a ser determinada) baseando-se nas relações de volume e concentração de ambos, denomina-se volumetria ou titulação volumétrica.
A bureta é utilizada como vidraria titulante por possuir facilidade na leitura do nível de líquido contido (portanto, é graduada. Em cm, de baixo para cima), além de ser de grande exatidão (exatidão no sentido de aproximar-se do valor real de volume de solução utilizado) e precisão (no sentido desses valores serem reproduzidos em sucessivas titulações com erro muito pequeno).
No fundo da bureta há uma torneira de precisão, onde pode ser cuidadosamente regulada sua abertura de modo a ultrapassar o mínimo possível o ponto de equivalência da titulação (quando a quantidade de matéria estequiometricamente calculada, portanto dependendo do balanceamento correto da reação, do titulante iguala-se a do titulado).

Condensador é um aparelho usado muito em laboratórios para condensação de gases (passagem do estado gasoso para o liquido). Este aparelho usa um sistema de resfriamento simples através do resfriamento do gás pela água em baixas temperaturas, mas sem o contado entre as duas.

Este aparelho também pode ser usado apara auxiliar na separação de substâncias, quando estas têm valor de ebulição diferente, aquecendo-se a mistura para a que tiver menor ponto de ebulição evapore antes e se condense novamente no condensador separando-se totalmente do resto da mistura.
Existem dois tipos de condensadores: Condensadores Friedrich e Condensadores Allihn.

Condensador Friedrich

Usa-se uma coluna especial de vidro, com uma serpentina em seu interior a qual leva água resfriada, enquanto a coluna possui duas entradas para balões volumétricos onde um deles leva a substancia e o outro servirá de coletor quando acorrer à condensação.
Neste tipo de condensador o gás entra na câmara maior enquanto que a água esta na serpentina, quando o gás entra em contado com a serpentina ele se condensa e escorre ate o balão coletor.
OBS: a água de resfriamento sempre esta em troca, para que sua temperatura sempre esteja baixa o suficiente para condensar o gás.

Condensador de Allihn

Neste tipo de condensador ocorre ao contrario, a água circula pela câmara maior injetada pela parte inferior e recolhida pela superior tornando a área de resfriamento maior, enquanto que o gás entra e circula pela parte inferior mas não por uma serpentina e sim por um conjunto de balões internos.
Os condensadores não servem apenas para separar misturas liquido-liquido, podem também ser usados na separação liquido-solido. Um exemplo bem prático é a mistura de água e sal, quando fervemos a água e ela entra em ebulição deixa todo o sal no recipiente, e condensando no aparelho se depositando no balão como água pura.
Fontes:
http://www.mocho.pt/search/local.php?info=local/imagens/quimica/laboratorio.info

O funil de bromo ou balão de decantação é uma das vidrarias utilizadas em laboratório com principal função de separar uma mistura líquida heterogênea por simples ação da gravidade: o componente líquido mais denso tende a ocupar a região inferior e, portanto, pode ser removido por método de dreno ( o funil de bromo possui um regulador de vazão no fundo que ao ser aberto deixa o líquido mais denso fluir. O analista deve ater-se a fechar essa pequena válvula tão logo a linha que divide as duas fases esteja imediatamente próxima do furo).

Essa vidraria pode ser confeccionada em vidro tipo borossilicato (pirex) ou plástico (a depender das substâncias que serão separadas, e mesmo que seja inerte à boa parte dos produtos químicos, pode haver interação da mistura com o vidro).
Geralmente é posicionada acima de um béquer e fixada por garras e um suporte universal.
A pipeta é um material de laboratório muito utilizado, e sua função principal é transportar quantidades precisas de material líquido. São usadas, por exemplo, em diversos exames médicos e no estudo da biologia molecular. Existem diversos tipos, como a pipeta graduada, pipeta volumétrica, a pipeta automática e também as micropipetas (para quantidades muito pequenas de líquido). Um tipo de pipeta mais barata é a Pipeta de Pasteur, utilizada geralmente para pingar líquidos em outras substâncias.

Funcionamento

Pipeta Graduada

As pipetas funcionam em sua maioria utilizando um sistema de vácuo. Existe em sua base uma abertura por onde entra o líquido, e uma ou mais saídas em seu topo, por onde sai o ar. Após colocar a pipeta no líquido, a substancia entrará pela base da pipeta e preencher a parte interna. Depois, fecha-se a abertura de cima, criando o vácuo que vai segurar o líquido dentro desse instrumento. Para capturar uma quantidade exatada, basta sugar mais do que é necessário, e depois ir soltando o ar aos poucos até se chegar na quantidade desejada (nas pipetas graduadas).
Na pipeta volumétrica só existe uma medida possível, marcada por uma linha.

Modelos de Pipeta

Pipeta graduada

Possui graduações ao longo de seu corpo, possibilitando a sucção de variadas quantidades de líquido. São utilizadas

Pipeta volumétrica

Com esse modelo é possível transportar apenas uma determinada quantidade de volume.

Pipeta de Pasteur

Uma pipeta bastante simples, não possuem abertura superior, apenas a inferior para entrada de liquido. Possuem na ponta um “balão” que quando pressionado expele o ar para fora. Daí mergulha-se a ponta no liquido e em seguida soltando o balão, trazendo o líquido para a pipeta. Geralmente são feitas de plástico e são descartáveis. Foi criada pelo médico francês Louis Pasteur em suas pesquisas.

Pipeta Pasteur

Pipeta Eletrônica

São mais utilizadas em laboratórios de pesquisa e em exames médicos, onde é necessário uma precisão muito grande. Alguns modelos possuem vários “canais”, que facilitam bastante em diversos casos e aumentam a produtividade do usuário. As suas pontas geralmente são descartáveis, para evitar a contaminação das substâncias manipuladas. Nessas micropipetas, o líquido sempre fica retido na parte removível, para que não haja descalibragem do equipamento.

Micropipeta eletrônica

A proveta é um tubo cilíndrico com base e aberto em cima, que pode ser fabricado com plástico ou vidro. Sua principal característica é a presença de medidas em toda a sua extensão. É utilizada para medição de volumes de líquidos, com baixa precisão. Sua graduação pode ser variada, assim como sua altura.
O termo “bebê de proveta” ficou famoso em todo o mundo, simbolizando a inseminação artificial. Apesar disso, o significado de proveta está relacionado apenas com a criação artificial de uma vida através da fecundação in vitro.
Em comparação com outro instrumento, a bureta possui menos possibilidade de erro do que a proveta.
Exemplo de utilização da proveta:
A proveta pode ser usada para determinar a densidade de um solido ou líquido. No primeiro caso tem-se como exemplo o procedimento abaixo:
Tem-se aproximadamente 20 g de Cobre metálico.
Ao adicionar a uma proveta de 50 mL um volume de água, o volume indicado na precisão de 0,1 mL deve ser registrado. Para que a densidade possa ser conhecida, deve-se, então, adicionar o solido aos poucos pelas paredes da proveta e ler novamente o volume. A diferença é a densidade. Pode-se repetir o mesmo experimento com outra amostra de Cobre.
No exemplo da determinação da densidade de um líquido, a proveta deve ser pesada limpa e seca. Deve-se adicionar 40 mL de glicerina e registrar o volume na precisão de 0,1 mL. Pesa-se novamente a proveta e registra-se a massa. A diferença entre a proveta vazia e seca e a proveta com a glicerina é a densidade.

Fontes:
http://clebiolim.vilabol.uol.com.br/relqui1.htm

Os tubos de ensaio são recipientes de vidro alongados e cilíndricos, comumente usados em experiências com pouco volume. Os tubos de ensaio podem ser aquecidos no Bico de Bunsen. O diâmetro da abertura geralmente fica entre 1 e 2 centímetros, e 5 a 20 cm de comprimento. Geralmente possuem um borda mais grossa na abertura, o que facilita o despejo do seu conteúdo em outro recipiente.

Como exemplo de um procedimento realizado num tubo de ensaio, tem-se a identificação de produtos vendidos comercialmente e que contém compostos de amônio. Estes produtos, quando aquecidos e com a adição de uma base forte, como a NaOH, libertam o amoníaco gasoso.
A experiência consiste no aquecimento do tubo de ensaio com produto comercial. Após o aquecimento, pode-se identificar a presença de compostos de amônio de várias formas, como a aproximação do tubo de ensaio aquecido com o papel tornassol que, em presença de compostos de amônio, se tornará azul.
Outra forma de identificar a presença de compostos de amônio é a formação de cloreto de amônio sólido na boca do tubo de ensaio, se houver aproximação de uma vareta umedecida com HCl.
A utilização do reagente de Nessler forma no tubo de ensaio um sólido amarelo-castanho, em razão da liberação de amoníaco, é outra forma de detectar a presença de compostos de amônio.
Estes são alguns exemplos de usos do tubo de ensaio com resultados e materiais diferentes.

Forças Intermoleculares

“Propriedades físicas” é uma expressão de significado muito amplo: engloba todas as propriedades das substâncias relacionadas a fenômenos físicos. Não teria nenhum sentido tentar estudar todas as propriedades físicas de uma vez; apenas para enumerá-las todas já seriam consumidas um espaço enorme. Em geral estabelecemos objetivos de natureza prática para delimitar nossos estudos: as propriedades físicas que nos interessam neste momento são aquelas que utilizamos corriqueiramente nos trabalhos comuns de laboratório, como ponto de fusão, ponto de ebulição, solubilidade. Estas propriedades estão fortemente associadas com as forças que mantêm as moléculas unidas umas com as outras, chamadas forças intermoleculares.

Forças intermoleculares
A ligação que prende os átomos dentro de uma molécula é a ligação covalente. As forças de atração entre as moléculas são de natureza elétrica. Forças gravitacionais também existem, mas podemos desprezá-las por serem muito menores do que as forças elétricas. Vamos, agora, analisar as forças que existem entre as moléculas.
Essas forças podem ser divididas em dois tipos: forças de Van der Waals e Ligação de Hidrogênio.
Forças de Van der Waals
As forças de atração ou repulsão entre entidades moleculares (ou entre grupos dentro da mesma entidade molecular) diferentes daquelas que são devidas à formação de ligação ou a interação eletrostática de íons ou grupos iônicos uns com os outros ou com moléculas neutras.
Vamos estudar dois tipos principais:
Força entre dipolos permanentes: Se a molécula da substância contém um dipolo permanente (devido à polaridade de uma ou mais de suas ligações covalente), então podemos facilmente ver como essas moléculas se atraem umas às outras: o lado positivo do dipolo de uma molécula atrai o lado negativo do dipolo da outra molécula. Esta força existe, portanto, entre moléculas polares (μ_total ≠ 0).
Exemplo:

Forças de London ou forças de dispersão: E quando as moléculas não contêm dipolos (são apolares), como é que elas podem se atrair? Pense numa molécula como uma entidade não estática, mas contendo elétrons em constante movimento; é razoável pensar que num determinado momento a distribuição nessa molécula pode não ser perfeitamente simétrica, e apareçam então pequenos dipolos instantâneos neste momento. Esses dipolos desaparecerão em muito pouco tempo, podendo levar a uma molécula neutra ou a outros dipolos, inclusive contrários; mas no curto espaço de tempo em que eles existem, eles podem induzir a formação de dipolos contrários na molécula vizinha, levando as duas a se atraírem mutuamente. Exemplo:

Ligações de Hidrogênio: O átomo de hidrogênio tem propriedades especiais por ser um átomo muito pequeno, sem elétrons no interior: por dentro da camada de valência há apenas o núcleo do átomo, o próton. Uma das propriedades que só o átomo de hidrogênio apresenta é a capacidade de exercer uma força de atração intermolecular chamada ligação de hidrogênio. A ligação de hidrogênio só pode ocorrer quando o hidrogênio estiver ligado a um átomo pequeno e muito eletronegativo, como F, O, N, Cl, etc. Quando o hidrogênio está ligado a um átomo muito eletronegativo, a densidade eletrônica em torno do próton fica bem baixa; esta parte da molécula é então fortemente atraída pelos pares de elétrons do átomo eletronegativo de outra molécula, estabelecendo a ligação de hidrogênio.
Exemplo:

As ligações de hidrogênio representam importante papel tanto nas propriedades especiais da água como em moléculas de extrema importância para os seres vivos: elas determinam a forma das proteínas, e constituem a força que une as hélices do DNA.



Referências bibliográficas: http://www.infoescola.com/quimica/forcas-intermoleculares-van-der-waals-e-ponte-de-hidrogenio/

sistema esqueletico

Funções do Sistema Esquelético:

- Sustentação do organismo (apoio para o corpo)
- Proteção de estruturas vitais (coração, pulmões, cérebro)
- Base mecânica para o movimento
- Armazenamento de sais (cálcio, por exemplo)
- Hematopoiética (suprimento contínuo de células sangüíneas novas)


Número de Ossos do Corpo Humano:

É clássico admitir o número de 206 ossos.

Cabeça = 22 Crânio = 08 Face = 14 Pescoço = 8 Tórax = 37 24 costelas 12 vértebras 1 esterno Abdômen = 7 5 vértebras lombares 1 sacro 1 cóccix

Membro Superior = 32 Cintura Escapular = 2 Braço = 1 Antebraço = 2 Mão = 27 Membro Inferior = 31 Cintura Pélvica = 1 Coxa = 1 Joelho = 1 Perna = 2 Pé = 26 Ossículos do Ouvido Médio = 3

Divisão do Esqueleto:

Esqueleto Axial - Composta pelos ossos da cabeça, pescoço e do tronco.

Esqueleto Apendicular - Composta pelos membros superiores e inferiores.
A união do esqueleto axial com o apendicular se faz por meio das cinturas escapular e pélvica.

Fundamentos básicos

"Quando um produto é formado é algo novo, uma nova substância, com propriedades físicas e químicas diferentes. A sua massa é nem mais nem menos que a dos reagentes que lhe deram origem mas é muito diferente do que existia previamente.
A escrita da equação química que descreve o fenómeno que ocorreu, reacção química, desempenha o mesmo papel que uma frase feita para descrever um fato ou uma ideia.

Átomos e moléculas

Toda a matéria é constituída com base em cerca de uma centena de elementos e estes são formados por átomos, partículas com diâmetro compreendido entre 2 x 10^-10 m e 5 x 10^-10 m. Claro que com estas dimensões é impensável observá-los ao microscópio óptico, que apenas permite observar partículas 100 000 vezes maiores.

O tamanho, massa e propriedades variam de elemento para elemento, sendo o hidrogénio (H) o elemento que possui os átomos mais pequenos e de menor massa e o frâncio (Fr), um metal alcalino, o elemento que possui os maiores átomos, sendo também o elemento mais vincadamente metálico e mais reactivo.

Moléculas diatómicas

Os átomos podem ligar-se entre si formando moléculas e estas podem conter um pequeno como uma grande número de átomos. Moléculas como as de hidrogénio (H₂), oxigénio (O₂), cloro (Cl₂) e cloreto de hidrogénio (HCl), são constituídas por dois átomos dizendo-se diatómicas.

Moléculas que contenham três átomos, como as de água (H₂O), dióxido de carbono (CO₂), sulfureto de hidrogénio (H₂S) ou ozono (O₃), dizem-se triatómicas.

Moléculas triatómicas

Com mais de três átomos, como as moléculas de fósforo (P₄), amoníaco (NH₃), metano (CH₄) ou glicose (C₆H₁₂O₆), podemos simplesmente chamar-lhes moléculas poliatómicas.

Os gases raros, como o hélio (He), néon (Ne), o árgon (Ar), o krípton (Kr), o xénon (Xe) e o rádon (Rn), são constituídos por átomos não ligados entre si e, neste caso, por generalização do termo molécula, é usual dizer que são constituídos por moléculas monoatómicas, sendo neste caso equivalentes as designações átomo e molécula.

Unidades atômicas

Penso que não passa pela cabeça de ninguém exprimir a massa de um elefante em miligrama (mg) ou o de uma formiga em tonelada (t), assim como é igualmente não apropriado medir o comprimento de uma régua em anos-luz (al) ou a distância entre o Sol e a estrela mais próxima, Próxima Centauro, em metro (m). Temos pois de adequar a unidade de medida a utilizar à extensão das grandezas a medir.

No microcosmos, isto é, no mundo atómico, a dimensão é muito diferente da do macrocosmos, o mundo visível. A massa, o comprimento, a carga eléctrica e a energia são muito pequenas e torna-se necessário usar unidades apropriadas a essa dimensão.

Em 1961, a União Internacional de Física e a União Internacional de Química, passaram a adoptar para unidade de massa a unidade de massa atómica (u), definida como um doze avos da massa do átomo de carbono-12, isto é, 1 u = 1/12 (massa do átomo de carbono-12).

Para unidade de carga eléctrica foi escolhida como padrão o módulo da carga do electrão (e), como a menor quantidade de carga eléctrica que é possível existir numa partícula (ver experiência de Millikan), expressa em coulomb (C), em que 1 C equivale à carga transportada por uma corrente estacionária de intensidade igual a 1 A, que passa por um ponto de um condutor filiforme e homogéneo, por unidade de tempo.

Assim, como 1 u = 1,660531 x 10^-27 kg e e = 1,6021917 x 10^-19 C, podemos esquematizar através de um quadro as massas e as cargas das três partículas fundamentais, o protão, o neutrão e o electrão.

Partícula	Massa (u) (1)	Massa (kg) (1)	Carga (e)	Carga (C)
Protão	1,00727661	1,672614 x 10-27	+1	1,6021917 x 10-19
Neutrão	1,00866520	1,674920 x 10-27	0	0
Electrão	0,000548597	9,109558 x 10-31	-1	-1,6021917 x 10-19

(1)

Taylor, Parker e Langenberg, Rev. Mod. Phys., Julho 1969

A unidade de comprimento para a escala atómica pode ser o ängstrom (10^-10 m), o nanómetro (10^-9 m) ou o picómetro (10^-12 m).

Isótopos

Como é constituído o átomo?

Por duas partes distintas: o núcleo, que contém os protões e os neutrões, chamados nucleões, e a nuvem electrónica, constituída pelos electrões.

Para caracterizar um átomo precisamos de dois dados: o número de protões, o chamado número atómico (Z), e o número de massa (A), que é o número de nucleões, isto é, a soma do número de protões e do número de electrões, tal que A = Z + N, sendo N o número de neutrões.

Esquematizando, temos para qualquer nuclido:

em que X representa o elemento químico.

Todos os átomos que possuam igual número atómico dizem-se do mesmo elemento químico. Assim, o que distingue átomos de elementos químicos diferentes é o diferente número de protões no núcleo.

No entanto, podemos ter átomos do mesmo elemento químico com diferente número de nucleões, ou seja, diferente número de neutrões, e consequentemente, diferente número de massa.

Tais átomos dizem-se isótopos desse elemento.

Os isótopos são portanto nuclidos do mesmo elemento que diferem no número de neutrões.

Tal como o número atómico caracteriza o elemento químico, o conjunto do número atómico e do número de massa caracteriza o nuclido.

Exemplos:

Massa isotópica e massa atômica

Consideremos o isótopo do cloro, o cloro-35, .

Como a massa de cada nucleão (protão ou neutrão) é muito próxima de uma unidade de massa atómica (u), o número de massa vem a ser o número inteiro mais próximo da massa do átomo, expressa em u.

Ora, 35 é o número inteiro mais próximo da massa deste átomo, que é de 34,96885 u. Isto é, este átomo tem uma massa cerca de 34,97 vezes maior do que a unidade de massa atómica. Dizemos então que 34,97 (obviamente expressa em u) é a massa isotópica deste átomo.

Mas atenção. O elemento cloro, tal como existe na Natureza, não possui apenas átomos de cloro-35, possui também átomos de cloro-37 e as proporções desta mistura são, respectivamente, 75,53% e 24,47%.

Qual será então a massa de "um" átomo de cloro?

Uma vez que existem dois nuclidos de cloro temos que achar a massa média de todos os átomos de cloro, atendendo à abundância de cada um dos dois tipos de nuclidos presentes.

Isótopo	Abundância (%)	Massa isotópica (u)
	75,53	34,97
	24,47	36,97

Então,

massa atómica de um elemento é a massa média dos átomos desse elemento, atendendo à percentagem natural de isótopos, expressa em unidades de massa atómica (u).

Assim, numa tabela de massas atómicas relativas para os elementos conhecidos o que vem expresso são as massas médias dos átomos de cada um dos elementos, em virtude das respectivas abundâncias de isótopos, deixando "cair" a unidade (u). É relativa porque é dada relativamente à unidade de massa atómica.

Massa molecular

Dado que os isótopos dos elementos são incorporados nos compostos na mesma proporção em que existem na natureza, para ficarmos a conhecer a massa molecular de um composto só temos que somar as massas atómicas dos elementos que o constituem, de acordo com o número de átomos de cada elemento presente nesse composto.

Atentemos na molécula de sulfato de hidrogénio (H₂SO₄), que em solução aquosa é o ácido sulfúrico. Então, 1 molécula de sulfato de hidrogénio tem:

Apresentando o resultado com 4 algarismos significativos, temos que a massa molecular relativa do sulfato de hidrogénio é de 98,07, porque é dada relativamente à unidade de massa atómica.

Esta massa molecular representa a massa média das moléculas de sulfato de hidrogénio, pois há moléculas que apresentam massa diferente em virtude dos isótopos de H, S e O presentes.

Assim, a

massa molecular de um composto é a massa média das moléculas desse composto, tal como é obtido a partir dos elementos naturais, expressa em unidades de massa atómica (u).

Fórmulas químicas

Para se estabelecer a fórmula química de um composto é preciso conhecer a composição qualitativa e quantitativa do composto, assim como a sua massa molecular.

Que informações extraímos da fórmula química da água?

A composição qualitativa revela Hidrogénio + Oxigénio.

A composição quantitativa diz-nos que:

Massa molecular relativa = 18,016

Massa molar = 18,016 g mol^-1

Esta fórmula química diz-nos também que na reacção de formação da água 1 mol de oxigénio se combina com 2 mol de hidrogénio originando 2 mol de água, tal que:

De modo análogo, quando a água é decomposta em oxigénio e hidrogénio, a quantidade de hidrogénio formada é dupla da quantidade de oxigénio. Como todas as substâncias estão no estado gasoso, nas mesmas condições de pressão e temperatura, podemos dizer que o volume de hidrogénio obtido é duplo do volume de oxigénio, tal que:

Assim, a partir de 1 mol de água, de massa 18,016 g, formar-se-iam 22,4 dm³ de hidrogénio e 11,2 dm³ de oxigénio, em condições PTN.

Chama-se volume molar, o volume ocupado por uma mole de um gás, à temperatura de 0ºC e à pressão de 1 atmosfera, as chamadas condições de pressão e temperatura normais.

Prova-se que, qualquer que seja o gás considerado, nas condições PTN, uma mole ocupa o volume de 22,4 dm³.

Assim, o volume molar é dado como sendo de 22,4 dm³ mol^-1 (22,4 dm³/mol).

Como é que podemos calcular o volume molar de um gás?

A massa volúmica, ou densidade, do gás é o quociente entre a massa de gás e o volume que ocupa. Considerando que temos uma mole de gás, a massa em causa é a massa de uma mole do gás.

Assim o volume molar, volume ocupado por uma mole, é o quociente entre a massa, de uma mole de gás, e a massa volúmica do mesmo, tal que:

No quadro abaixo estão indicados, para alguns gases, em condições PTN, a respectiva massa volúmica, massa correspondentes a uma mole, bem como o volume molar.

Gás	Massa volúmica (g dm-3)	Massa de uma mole (g)	Volume molar (dm3)
Ar	1,785	39,94	22,39
H2	0,08988	2,016	22,43
N2	1,251	28,01	22,39
O2	1,429	32,00	22,39
CO2	1,977	44,00	22,26
NH3	0,759	17,00	22,38

O volume molar, como mostra este quadro, de uma série de gases é praticamente constante. O valor 22,4 dm³ é tomado como o volume aproximado para uma mole de gás nas condições PTN.

Concluindo, uma mole de qualquer gás ocupa aproximadamente o mesmo volume, nas mesmas condições de pressão e temperatura.

Como uma mole corresponde ao número de Avogadro de partículas, inferirmos que volumes iguais de gases contêm, nas mesmas condições de pressão e temperatura, o mesmo número de partículas.

Que informações extraímos da fórmula química do amoníaco?

A composição qualitativa revela Azoto + Hidrogénio.

A composição quantitativa diz-nos que:

Massa molecular relativa = 17,031

Massa molar = 17,031 g mol^-1

Para a formação de 2 mol de amoníaco intervêm 1 mol de azoto e 3 mol de hidrogénio, tal que:

Á escala do microcosmos, uma molécula de azoto, reage com três moléculas de hidrogénio dando origem a duas moléculas de amoníaco.

Reações químicas

As reações químicas são o resultado da ruptura e da formação de ligações químicas, caracterizando-se por alterações no modo de ligação dos átomos ao nível molecular.

Combustão do hidrogénio no seio do oxigénio para formação de água

Combustão do butano no seio do oxigénio com formação de dióxido de carbono e água

Ao observarmos os esquemas anteriores verificamos que o número de átomos de cada um dos elementos químicos presentes na reacção não sofre alteração, isto é, conserva-se. Ora, se há conservação do número de átomos de cada elemento químico presente na reacção, há certamente conservação da massa do sistema, isto se a reacção química se der em sistema fechado. A massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos de reacção. Foi Antoine Lavoisier (1743 – 1794) quem apresentou a Lei da Conservação da Massa nas reacções químicas que se davam em sistema fechado.

Assim:

Massa dos reagentes: 2 x 2,016 g + 32,000 g = 36,032 g

Massa dos produtos: 2 x 18,016 g = 36,032 g

Massa dos reagentes: 58,14 g + 208,00 g = 266,14 g

Massa dos produtos: 176,04 g + 90,10 g = 266,14 g

Por oposição com as transformações químicas, as transformações físicas s-ao acompanhadas de ruptura de ligações intermoleculares, ligações muito mais fracas que as ligações intramoleculares.

Esquema da vaporização da água

Durante uma transformação física conserva-se a individualidade de cada molécula

Equações químicas

Uma equação química serve para representar uma reacção química, indicando não só as fórmulas dos reagentes e produtos da reacção, mas também a proporção molar em que se combinam os reagentes e se formam os produtos da reacção.

Os números que precedem as fórmulas de cada um dos reagentes e produtos indicam os números relativos de moles (ou de moléculas, à escala molecular) que participam na reacção. Designam-se por coeficientes estequiométricos.

Os coeficientes estequiométricos destinam-se ao acerto da equação química, a fim de verificar a Lei de Lavoisier.

Estes coeficientes estequiométricos, como os coeficientes numéricos nas equações matemáticas, colocam-se na mesma linha dos símbolos dos elementos, e não como índices.

Os números colocados à direita do símbolo de cada elemento, como índices inferiores, indicam o número de átomos, ou grupos de átomos, da mesma espécie na molécula.

As equações químicas podem ser escritas sob uma forma molecular ou sob uma forma iónica.

As equações (1) e (2) são equações moleculares e as equações (3) e (4) são equações iónicas.

Quando se escrevem equações iónicas é necessário não só acertar a massa mas também a carga eléctrica; ambas têm de se conservar.

Por exemplo, a equação, que representa uma reacção que ocorre em sistema fechado,

está acertada no que diz respeito à massa do sistema mas não o está no que diz respeito à carga do sistema, que também tem de se conservar.

A equação estará acertada, tanto relativamente à massa como relativamente à carga, se colocarmos os seguintes coeficientes estequiométricos:

Assim, a carga total dos reagentes será +6+2 = +8 e a carga total dos produtos será +4+4 = +8, o que está correcto.

Será sempre necessário indicar o estado físico, a fase, dos reagentes e produtos de reacção, pois o estado físico tem influência na reacção química.

Bibliografia: Corrêa, Carlos e Nunes, Adriana; Química, 11º ano de escolaridade; Porto Editora; 2ª edição; 1980