12.350 – Medicina – Intoxicação por monóxido de carbono


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Ocorre após uma inalação suficiente de monóxido de carbono (CO). Este gás tóxico é incolor, inodoro, insípido e de início não irritante, sendo por isso muito difícil às pessoas detectarem a sua presença.
O monóxido de carbono é um produto da combustão incompleta de matéria orgânica devido à falta de fornecimento de oxigénio para permitir uma completa oxidação para dióxido de carbono (CO2). Ocorre tanto em ambiente doméstico como industrial devido a motores antigos e outros mecanismos de combustão, aquecedores e equipamento de cozinha. A exposição a valores de 100 ppm ou superiores pode colocar em risco a vida humana.
Os sintomas de uma ligeira intoxicação por monóxido de carbono incluem desmaio, sensação de confusão, cefaleia, vertigens e outros similares aos da gripe. Exposições longas podem conduzir a uma toxicidade grave no sistema nervoso central e no coração, e mesmo à morte. Na sequência de uma intoxicação aguda, as sequelas são quase sempre permanentes. O monóxido de carbono pode ter efeitos graves no feto quando inalado pelas grávidas. A exposição crónica a baixos níveis de monóxido de carbono pode conduzir à depressão nervosa, confusão e perda da memória. O monóxido de carbono tem sobretudo efeitos negativos nas pessoas ao combinar-se com a hemoglobina para formar carboxihemoglobina (HbCO) no sangue, o que evita a ligação do oxigénio à hemoglobina pela redução da capacidade de transporte de oxigénio pelo sangue. O efeito grave que tal provoca é a hipóxia, e, além disso, supõe-se que a mioglobina e o citocromo c oxidase mitocondrial sejam fortemente afetados. A carboxihemoglobina pode tornar-se de novo em hemoglobina, mas tal processo demora porque o complexo HbCO é bastante estável.
O tratamento de intoxicações por monóxido de carbono consiste sobretudo na administração terapêutica de oxigénio puro ou oxigénio hiperbárico, embora o tratamento ideal não seja consensual.
O oxigénio age como um antídoto já que aumenta a remoção de monóxido de carbono na hemoglobina, mas também fornece ao corpo níveis normais de oxigénio. A intoxicação por monóxido de carbono pode ser evitada pela adequada ventilação do ambiente e recorrendo-se a um detetor de monóxido de carbono para verificar se os níveis estão abaixo do nível de risco.
As intoxicações por monóxido de carbono constituem um dos mais comuns tipos de envenenamento fatal em vários países.
Têm sido usadas como método de suicídio, normalmente pela inalação propositada dos fumos de queima de lareiras ou fogões, ou fumos de escape de gases da combustão em motores de veículos automóveis.
Os automóveis recentes, mesmo com combustão controlada eletronicamente e dispondo de conversores catalíticos, podem ainda assim produzir níveis de monóxido de carbono potencialmente fatais se a vítima estiver numa garagem ou se a saída de fumos de uma lareira ou fogão estiver obstruída (por exemplo, pela neve) e o gás de escape não possa sair normalmente do espaço em causa.
A intoxicação por monóxido de carbono poderá ainda apresentar-se como provável causa das casas assombradas: sintomas como delírios e alucinações poderão ter levado a que vítimas da intoxicação tenham sido levadas a pensar que tinham visto fantasmas ou a afirmar que a casa se encontra assombrada.

12.349 – Química – O Enigma do Chiclete


Chiclete, quando gruda debaixo da cadeira do cinema ou no chão, é um custo para tirar. Uma chatice. Mas será que as gomas de mascar não poderiam virar algum tipo de cola revolucionária, no futuro? Com essa idéia na cabeça, a indústria européia decidiu pesquisar de onde vem a força pegajosa da guloseima. Não é das ligações químicas dentro dela, que são frágeis. “Se dependesse só disso, o chiclete seria 10 000 vezes menos grudento do que é”, diz o físico Ludwick Leibler, da empresa francesa Elf Atochem. Para ele, o segredo está em bolhas de ar que se misturam à goma quando ela é mascada. Testes de laboratório mostram que, se você tenta desgrudá-la de algum lugar, as bolhas resistem ao puxão. Elas demoram para arrebentar e, só depois disso, a massa borrachenta se solta.

12.227 – Morfina pode ser substituída por novo medicamento muito mais eficiente sem causar vício


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Os cientistas desenvolveram um novo medicamento que pode ser uma alternativa mais segura para a morfina.
Os pesquisadores descobriram que as variantes modificadas da endomorfina, um produto químico que ocorre naturalmente no corpo, são tão fortes quanto a morfina quando se trata de camuflar a dor.
O mais interessante é que a medicação não produz nenhum dos efeitos colaterais indesejados das drogas à base de ópio, que são extremamente viciantes. Porém, os resultados se referem apenas a testes em ratos, mas é um começo promissor para o que poderia ser um analgésico poderoso e menos problemático.
Analgésicos opiáceos são comumente usados ​​para tratar a dor severa e crônica, mas além de serem viciantes, os pacientes também desenvolvem uma tolerância aos efeitos ao longo do tempo. Com o risco de dependência, doses mais elevadas podem ser tomadas e overdoses podem ocorrer. Isto pode causar comprometimento motor e depressão respiratória potencialmente fatal, resultando em milhares de mortes anuais, principalmente nos EUA, local do estudo.
Os pesquisadores descobriram que a endomorfina produziu um alívio da dor semelhante à morfina, em ratos, sem apresentar os problemas decorrentes de medicamentos à base de ópio. “Estes efeitos secundários se mostraram ausentes ou reduzidos com a nova droga”, revelou o neurocientista e farmacologista James Zadina, da Faculdade de Medicina da Universidade de Tulane.
Em seus testes, os cientistas descobriram que as variantes de endomorfina produziram o alívio da dor de forma igual ou maior que a morfina, sem causar respiração substancialmente mais lenta em ratos. Quando dada uma dose semelhante da morfina aos animais, eles experimentaram depressão respiratória significativa. Problemas de coordenação motora também não foram evidentes nos ratos que receberam endomorfina modificada, embora o prejuízo tenha sido significativo em animais que receberam morfina. A tolerância à nova droga também foi menor, tornando-a mais efetiva.
Para determinar se a nova medicação foi viciante, os pesquisadores fizeram vários testes que eles dizem serem preditivos ao abuso de drogas humano, incluindo um experimento no qual os animais são observados em relação ao tempo que gastam em um compartimento onde receberam as substâncias. Com a morfina, sempre ficavam em volta do local, mas com a endomorfina, isso não aconteceu.
Os resultados, publicados na Neuropharmacology, são favoráveis aos medicamentos que não levam ópio, mas outras variantes neuroquímicas ainda precisam ser mais estudadas, segundo os pesquisadores. A equipe espera começar os testes clínicos em seres humanos dentro dos próximos dois anos.
Se os resultados mostrarem efeitos semelhantes aos observados em ratos, o medicamento seria muito importante, levando em conta que, segundo novos dados, mortes por overdoses de drogas atingiram um novo recorde em 2014, nos EUA, totalizando cerca de 47.055 pessoas. Como grande parte dos casos envolvem opiáceos – incluindo medicamentos prescritos – quanto mais cedo os analgésicos deixarem de ser viciantes, melhor será para as estatísticas, salvando a vida de milhares de pessoas.

12.119 – Química – Tabela periódica ganha mais quatro elementos


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A tabela periódica, que agrupa os elementos químicos em função de sua composição química e propriedades, terá mais quatro novos elementos e, assim, completará a sua sétima linha.
Os novos elementos –113, 115, 117 e 118– foram descobertos por cientistas do Japão, da Rússia e dos Estados Unidos e confirmados pela Iupac (União Internacional de Química Pura e Aplicada, na sigla em inglês). Esses são os primeiros elementos a serem adicionados à tabela desde 2011, quando foram incluídos os 114 e 116. A tabela foi criada pela primeira vez em 1869 pelo cientista russo Dmitri Mendeleyev.
De acordo com o jornal britânico “The Guardian”, a Iupac anunciou que uma equipe de cientistas –composta por russos e americanos do Instituto de Pesquisa Nuclear em Dubna, na Rússia, e o Laboratório Nacional Lawrence Livermore, na Califórnia, produziram provas suficientes para afirmar a descoberta dos elementos 115, 117 e 118. A descoberto do elemento 113, que também havia sido reivindicado pelos cientistas russo-americanos, foi concedida a uma equipe de cientistas do Japão, do Instituto Riken.
Os novos elementos, que atualmente têm nomes de espaço reservado, serão oficialmente nomeados pelas equipes que os descobriram nos próximos meses –o 113 será o primeiro a ser nomeado na Ásia. Morita ainda não decidiu o nome do elemento, mas “Japonium” é um candidatos.
Eles podem ser nomeado após um conceito mitológico, um mineral, um lugar ou país, uma propriedade ou um cientista. Por enquanto, os elementos foram nomeados como unúntrio (Uut ou elemento 113), ununpentium (Uup, 115), ununseptium (Uus, 117) e ununoctium (Uuo, 118 ).

11.927 – A Química do Doping no Esporte


Um dos primeiros registros de doping no esporte moderno é do ciclista dinamarquês Knud Jensen, nas Olimpíadas de 1960, em Roma. Jensen morreu enquanto disputava a tradicional maratona de 100 quilômetros em equipe. O sol estava muito forte, ele passou mal, caiu da bicicleta e fraturou o crânio. O laudo da morte apontava para insolação seguido de traumatismo craniano, mas um ano após o acidente, a autópsia revelou alta dosagem de anfetamina no sangue de Jensen – uma droga estimulante.
Os primeiros exames antidopings só foram surgir em 1968, nas Olimpíadas do México. Na época, até o álcool era considerado estimulante, e um pentatleta sueco foi pego no exame. Hans-Gunnar Liljenwall admitiu ter bebido duas cervejas antes de uma das provas para “se acalmar”. O doping esportivo surgiu com intuito de melhorar o desempenho dos atletas profissionais através do uso de outras substâncias.
Porém, não estamos aqui para contar casos de doping, mas para explicar a reação de substâncias estimulantes no corpo humano. Existem dois tipos de dopagens, sanguínea e bioquímica. Conheça cada uma delas:

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Dopagem Sanguínea
É causada pela alta quantidade de hemácias, células do sangue responsáveis por levar oxigênio para os músculos. A eritropoetina, ou EPO, é o hormônio responsável pela produção de hemácias, e começou a ser fabricada sinteticamente, em 1985, para tratar pacientes com anemia. Usada em atletas saudáveis, melhora a performance, pois a quantidade de oxigênio transportada pelo sangue aumenta consideravelmente.
Por se tratar de uma substância biológica, muitas pessoas tendem a achar que a injeção de eritropoietina não é ilegal nos esportes, mas é. Além disso, a dopagem sanguínea têm efeitos colaterais pesados: a quantidade massiva de hemácias no sangue pode acarretar em um AVC ou infarto.

O caso mais famoso de dopagem por EPO no esporte é o do ciclista Lance Armstrong, conhecido por ser uma lenda do ciclismo e ter vencido a Volta da França sete vezes (de 1999 a 2005). Armstrong teve todos seus títulos cassados, e responde processo de vários patrocinadores.

Dopagem Bioquímica
Esse tipo de dopagem é muito mais comum nos esportes de alto rendimento. É causada por hormônios estimulantes e anabólicos. Um dos mais comuns é o hormônio do crescimento, ou GH (Growth Hormone), produzido pela glândula hipófise e responsável por nosso crescimento físico. Esse hormônio também foi criado sinteticamente como medicamento para pacientes com problemas hormonais, mas foi usado em atletas de alto rendimento.

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O caso mais emblemático de doping por GH é o do corredor canadense Ben Johnson, um dos ícones do atletismo na década de 1980. Johnson havia vencido a prova de 100 m rasos nas Olimpíadas de 1988, em Seul, mas foi desqualificado por uso de hormônios proibidos pela federação.
Mais famoso do que o GH são os esteroides anabolizantes. Esses são produzidos sinteticamente afim de substituir a testosterona. Nomes como androsterona, dianabol e drostanolona são comuns nesse meio. Apesar de ser conhecido como “hormônio masculino”, as mulheres também produzem testosterona, mas em um nível bem menor do que os homens. Os efeitos do uso de esteroides são diferentes por gêneros também.
Em mulheres, os efeitos são mais visíveis. Características masculinas, como engrossamento da voz, crescimento de pelos e aumento de força física, assim como perda de gordura e aumento de massa muscular. A nadadora brasileira Rebeca Gusmão, foi banida do esporte, em 2007, aos 23 anos, por alta taxa de testosterona no corpo.
Já nos homens, o efeito colateral é inverso ao das mulheres. O corpo masculino mantem um nível de testosterona e, se injetarmos hormônios extras, o corpo entende que não precisa mais produzir, atrofiando os testículos. Além disso, o excesso de testosterona pode se converter em estrógeno, o hormônio feminino, causando ganho de características femininas em corpos masculinos, como a ginecomastia – crescimento de seios. Esse tipo de dopagem é comum no fisiculturismo.
No futebol, o caso mais emblemático é o de Diego Maradona, pego na Copa do Mundo de 1994, nos Estados Unidos, por uso de cocaína. Os narcóticos, como a cocaína e a maconha, também entram na lista de dopagem bioquímica. Eles não têm efeito anabólico, mas aliviam dor e tensão, podendo aumentar a resistência física do atleta.

11.568 – Conheça o “material do futuro” e saiba por que a Russia quer fabricá-lo


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Em um mundo em que a tecnologia não para de evoluir, o mesmo se aplica aos materiais usados para a criação e fabricação de dispositivos cada vez mais avançados. Considerado um material do futuro por sua versatilidade, força e leveza, o berílio também é caro, com o preço de US$ 500 por quilo. Sua produção comercial está concentrada em poucas mãos – Estados Unidos, China e Cazaquistão – e, agora, a Rússia também quer entrar neste mercado estratégico.
De acordo com um anúncio de pesquisadores da Universidade Politécnica de Tomsk, o governo russo busca a autossuficiência na produção de berílio e está desenvolvendo uma nova tecnologia para a produção do material. A fábrica será instalada na Sibéria a um custo de U$$ 30 milhões e com início da produção comercial em 2020.
Nos últimos anos, o valor do berílio praticamente dobrou por conta do seu uso em lasers na medicina, componentes para carros e telescópios espaciais. Outras aplicações incluem equipamentos militares, como aviões não tripulados e mísseis e máquinas de raios-X nos aeroportos.
Quando associado ao cobre, o berílio é usado para inúmeros fins como molas, giroscópios, naves espaciais e satélites de comunicação. No fundo do oceano, invólucros de berílio e cobre protegem componentes eletrônicos que permitem que os cabos de fibra óptica funcionem com perfeição.

11.436 – Mercúrio está causando homossexualidade em aves (?)


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Poluentes ambientais como o mercúrio estão causando modificações comportamentais em pássaros como o Íbis Branco (Eudocimus albus).
A substância metilmercúrio é tóxica e é facilmente absorvida por ser um poluente encontrado em rios no sul da Flórida. Um novo estudo mostra que machos desta espécie que foram expostos a esta molécula ficaram mais propensos a terem contatos sexuais com outros machos, abandonando as fêmeas.
A pesquisa foi dirigida da seguinte forma: ecologistas da Universidade da Flórida reuniram 160 filhotes do pássaro, dividindo em 4 grupos iguais, cada grupo continha 20 machos e 20 fêmeas. Os pesquisadores administraram o metilmercúrio na alimentação das aves.
Apenas um grupo não tomou o poluente, as aves foram acompanhadas por três anos e concluiu que aqueles indivíduos que foram expostos ao mercúrio modificaram o seu comportamento do ritual de acasalamento, além disso, as fêmeas também começaram a rejeitar e não aceitar muito bem o comportamento sexual destes machos expostos ao mercúrio.
As aves obtiveram comportamento homossexual e, após os casais gays formados, ocorreram tendências a não desfazer este casal nos próximos anos. Os níveis administrados aos exemplares de Íbis Branco foram os mesmos dos encontrados na natureza, sendo por tanto um indicativo concreto da culpa do mercúrio neste comportamento dos animais. A ocorrência de casais gays entre as aves foi apenas entre machos e não em fêmeas.

11.419 – Química – O Enxofre


enxofre
Trata-se de um elemento químico de símbolo S, número atômico 16 e de massa atómica 32 u. À temperatura ambiente, o enxofre encontra-se no estado sólido.
É um não-metal insípido e inodoro,1 (O famoso “Cheiro de enxofre” vem de seus compostos voláteis, por exemplo o Sulfeto de hidrogênio.)2 facilmente reconhecido na forma de cristais amarelos que ocorrem em diversos minerais de sulfito e sulfato, ou mesmo em sua forma pura (especialmente em regiões vulcânicas). O enxofre é um elemento químico essencial para todos os organismos vivos, sendo constituinte importante de muitos aminoácidos. É utilizado em fertilizantes, além de ser constituinte da pólvora, de medicamentos laxantes, de palitos de fósforos e de inseticidas.
Este não-metal tem uma coloração amarela, mole, frágil, leve, desprende um odor característico de ovo podre ao misturar-se com o hidrogênio, e arde com chama azulada formando dióxido de enxofre. É insolúvel em água, parcialmente solúvel em álcool etílico, porém se dissolve em dissulfeto de carbono e em tolueno aquecido (cerca de 20g/100mL a 95ºC e menos de 2g/100mL a 20ºC). É multivalente e apresenta como estados de oxidação mais comuns os valores -2, +2, +4 e +6.

Em todos os estados, sólido, líquido e gasoso apresenta formas alotrópicas cujas relações não são completamente conhecidas. As estruturas cristalinas mais comuns são o octaedro ortorrômbico (enxofre α) e o prisma monoclínico ( enxofre β ) sendo a temperatura de transição de 95,5 °C; em ambos os casos o enxofre se encontra formando moléculas na forma de anel. As diferentes disposições destas moléculas é que produzem as diferentes estruturas cristalinas. À temperatura ambiente, a transformação de enxofre monoclínico em ortorrômbico, mais estável, é muito, muito, lenta.

Ao fundir-se o enxofre, obtém-se um líquido que flui com facilidade formado por moléculas de S8 , porém ao aquecê-lo se torna marrom (castanho) levemente avermelhado apresentando um aumento na sua viscosidade. Este comportamento se deve a ruptura dos anéis formando longas cadeias de átomos de enxofre que se enredam entre sí diminuindo a fluidez do líquido; o máximo de viscosidade é alcançado numa temperatura em torno de 200 °C. Esfriando-se rapidamente este líquido viscoso obtém-se uma massa elástica, de consistência similar a da goma, denominada enxofre plástico ( enxofre γ ) formada por cadeias que não tiveram tempo para reorganizarem em moléculas de S8; após certo tempo a massa perde a sua elasticidade cristalizando-se no sistema rômbico. Estudos realizados com raios X mostram que esta forma amorfa pode estar constituída por moléculas de S8 com uma estrutura de hélice em espiral.

No estado de vapor também forma moléculas de S8, porém a a 780 °C já se alcança um equilíbrio com moléculas diatômicas, S2, é acima de aproximadamente 1800 °C a dissociação se completa encontrando-se átomos de enxofre.
O enxofre é usado em múltiplos processos industriais como, por exemplo, na produção de ácido sulfúrico para baterias, fabricação de pólvora e vulcanização da borracha. O enxofre também tem usos como fungicida e na manufactura de fosfatos fertilizantes. Os sulfitos são usados para branquear o papel e como conservantes em bebidas alcoólicas. O tiossulfato de sódio é utilizado em fotografia como fixador já que dissolve o brometo de prata; e o sulfato de magnésio (sal Epsom) tem usos diversos como laxante, esfoliante ou suplemento nutritivo para plantas e na produção de sulfureto de hidrogénio (ácido sulfídrico). O enxofre, após ser oxidado num forno formando o gás sulfito, é utilizado na clarificação do caldo de cana-de-açúcar, numa das etapas para obtenção do açúcar refinado.
Os aminoácidos cisteína, metionina homocisteína e taurina contém enxofre, formando as pontes de dissulfeto entre os polipeptídeos, ligação de grande importância para a formação das estruturas espaciais das proteínas, o que caracteriza o enxofre um dos elementos CHONPS (os seis elementos fundamentais para a vida na Terra). É constituinte de algumas vitaminas, participando na síntese do colágeno (colagénio), neutraliza os tóxicos e ajuda o fígado na secreção da bílis. É encontrado em legumes como aspargos, alhos-poró, alhos, cebolas, também em pescados, queijos e gema de ovos; diferentemente do inorgânico, o enxofre dos alimentos não é tóxico e seu excesso é eliminado pela urina. Sua deficiência retarda o crescimento.
O enxofre é conhecido desde a antiguidade. No século IX a.C. Homero já recomendava evitar a pestilência do enxofre.
Aproximadamente no século XII, os chineses inventaram a pólvora, uma mistura explosiva de nitrato de potássio ( KNO3 ), carbono e enxofre.
Os alquimistas na Idade Média conheciam a possibilidade de combinar o enxofre com o mercúrio.
Somente nos finais da década de 1770 a comunidade científica convenceu-se, através de Antoine Lavoisier, de que o enxofre era um elemento químico e não um composto.
O enxofre é o 16º elemento em ordem de abundância, constituindo 0,034% em peso na crosta terrestre, é encontrado em grandes quantidades na forma de sulfetos (galena) e de sulfatos (gesso). Na forma nativa é encontrado junto a fontes termais, zonas vulcânicas e em minas de cinábrio, galena, esfalerita e estibina. É extraído pelo processo Frasch, processo responsável por 23% da produção, que consiste em injetar vapor de água superaquecido para fundir o enxofre, que posteriormente é bombeado para o exterior utilizando-se ar comprimido.
Também está presente, em pequenas quantidades, em combustíveis fósseis como carvão e petróleo, cuja combustão produz dióxido de enxofre que combinado a água resulta na chuva ácida, por isso, a legislação de alguns países exige a redução do conteúdo de enxofre nos combustíveis. Este enxofre, depois de refinado, constitui um porcentual importante do total produzido mundialmente. Também é extraído do gás natural que contém sulfeto de hidrogênio que, uma vez separado, é queimado para a produção do enxofre:

2 H2S + O2 \longrightarrow 2 S + 2 H2O
A coloração variada de Io, a lua vulcânica de Júpiter se deve a presença de diferentes formas de enxofre no estado líquido, sólido e gasoso. O enxofre também é encontrado em vários tipos de meteoritos e, acredita-se que a mancha escura que se observa próximo a cratera lunar Aristarco deva ser um depósito de enxofre.

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11.340 – Química – O Elétron


Carbono
Os elétrons são partículas de carga negativa que ficam girando ao redor do núcleo atômico e possuem massa 1836 vezes menor que a dos prótons e nêutrons.São partículas que fazem parte da constituição do átomo. Este, por sua vez, possui duas regiões principais, o núcleo (parte central, densa, compacta e maciça) e a eletrosfera (uma região periférica ao redor do núcleo). Os elétrons ficam na eletrosfera do átomo, movimentando-se ao redor do núcleo em órbitas circulares chamadas de camadas eletrônicas.
Segundo o modelo atômico de Rutherford-Bohr, existem, no máximo, sete camadas eletrônicas, mas somente algumas órbitas circulares são permitidas ao elétron, pois, em cada uma dessas órbitas, o elétron apresenta energia constante.
A palavra “élétron” vem do grego elektron, que significa âmbar — uma resina excretada por determinados tipos de vegetais para proteção contra insetos e micro-organismos. Com o passar do tempo, essa resina perde água e endurece, tornando-se uma resina fossilizada. O filósofo grego Tales de Mileto (625 a.C. – 546 a.C.) observou que, ao esfregar o âmbar com tecidos, como seda, lã ou camurça, ele passava a atrair objetos leves, ficando “eletrizado”.

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Com o tempo, várias descobertas sobre a natureza elétrica da matéria foram realizadas, mostrando assim que a matéria possuía em sua constituição cargas negativas e positivas. Mas foi somente em 1856 que a explicação para esse fenômeno da eletricidade passou a ganhar forma. O físico inglês Sir Willian Crookes (1832-1919) criou o que ficou conhecido como ampola de Crookes, um tubo de vidro vedado onde se colocavam gases sob pressões baixíssimas e que apresentava um polo negativo e outro positivo nas extremidades da ampola, os eletrodos.

A aplicação de uma diferença de potencial entre os eletrodos gerava um feixe luminoso, que ficou conhecido como raio catódico, pois ele sempre saía do eletrodo negativo (cátodo) para o eletrodo positivo (ânodo).

Anos mais tarde, em 1897, o cientista inglês Joseph John Thomson (1856-1940) realizou mais experimentos com esse tubo de raios catódicos que culminaram na descoberta dos elétrons. Ele concluiu o seguinte:

* Esses raios catódicos são parte integrante de toda matéria, pois, mesmo trocando os gases, o resultado para esse experimento repete-se. Dessa forma, trata-se de uma partícula subatômica;

* Esses raios têm massa porque eles são capazes de movimentar uma pequena hélice dentro do tubo;

* Eles possuem carga negativa porque, ao colocar um campo elétrico do lado de fora da ampola, os raios catódicos sofrem um desvio, sendo atraídos para a placa positiva.

Desse modo, os raios catódicos foram denominados de elétrons e foram considerados a primeira partícula subatômica descoberta.

Hoje sabemos que os elétrons são as partículas de menor massa que compõem o átomo. São necessários 1836 elétrons para chegar à massa de um próton ou de um nêutron, que são as partículas que compõem o núcleo atômico. Sua carga relativa é de -1 e, em coulomb, é de -1,602. 10-19.

Veja alguns aspectos interessantes sobre os elétrons que explicam vários fenômenos que conhecemos:

* Os elétrons emitem radiações: Sabe quando cai um pouco de sal na chama do fogão e a cor fica um amarelo bem intenso? Isso ocorre porque, conforme mencionado, o modelo atômico de Rutherford-Bohr diz que os elétrons ficam em órbitas com determinada quantidade de energia. Quando um desses elétrons recebe energia (como por meio do calor), ele salta de uma órbita de menor energia para uma órbita de maior energia, ficando em um estado excitado. Porém, esse estado é instável e o elétron perde rapidamente a energia que ganhou em forma de radiação visível, que é a cor que visualizamos, e volta para o seu estado fundamental.

Cada átomo possui camadas eletrônicas com determinadas quantidades de energia, assim, cada sal formado por um tipo de metal emite uma radiação de cor diferente. O sódio emite a cor amarela, o bário emite cor verde, o lítio emite cor vermelha, o alumínio emite cor branca e assim por diante. Esse principio é usado para a confecção dos fogos de artifício.
* A corrente elétrica e os elétrons: A corrente elétrica nada mais é do que um fluxo ordenado de elétrons. No metal, existem elétrons livres que, pela ação de um campo elétrico ou magnético, são ordenados em um fluxo dentro da rede cristalina do metal. Esse ponto é muito importante, pois sabemos que, sem eletricidade, a nossa sociedade não seria a mesma.

* Os elétrons são transferidos entre os átomos: Os átomos ligam-se pela transferência ou compartilhamento de elétrons. Seguindo a teoria do octeto, para um átomo ficar estável, ele precisa ter oito elétrons na sua camada de valência (camada eletrônica mais externa), adquirindo, assim, configuração de gás nobre. Por isso, os átomos dos elementos transferem ou compartilham seus átomos através de, respectivamente, ligações iônicas ou ligações covalentes, formando os compostos tão estáveis que temos ao nosso redor e dentro de nós.

11.339 – ☻Mega Bloco – Ciências Biológicas


átomo

Todas as substâncias são formadas por elementos?

Por volta do ano 600 a.C, o filósofo grego Tales deduziu que , se uma substância pode ser convertida em outra diretamente ou por meio de vários processos, deveria existir uma substância básica ou elemento. Todas as demais substâncias seriam apenas diferentes aspectos desse elemento. Tales atribuiu tal propriedade básica a água porque era a substância mais abundante da Terra e estava presente em todos os fenômenos vitais. Pouco tempo depois, o caráter único da água se estendeu ao ar, terra e ao fogo. Atualmente, define-se elemento como um princípio físico ou químico que entra na composição dos corpos. Isto é, uma substância homogênea e pura que não pode ser decomposta nem pelo calor, nem pela eletricidade. Os elementos são formados por átomos.

O inglês John Dalton, fundador da teoria atômica moderna, inventou uma série de símbolos, geralmente um círculo com uma marca, para representar os elementos conhecidos. Ele porém, não fazia distinção entre elemento e substância. Para Dalton, por exemplo, água era elemento. Em 1815, o sueco Berzelius propôs como símbolo a inicial do nome do elemento em latim ou grego escrita em maiúscula acrescentando-se nos casos de coincidência, a letra mais sonora do seu nome em minúscula.

Massa Atômica
Em unidades físicas, a massa de um átomo é um número praticamente desprezível e de difícil manejo;

A massa de um átomo de hidrogênio é de 1,67.10 elevado a -27 kg.

Massa Atômica Relativa
É calculada tomando-se como unidade 1/12 da massa de um átomo isótopo 12 do carbono.

Nêutron
Para os pesquisadores, o número de prótons e elétrons deveria ser igual para explicar a neutralidade do átomo. Assim, possuindo o próton uma massa de u.m.a. (unidade de massa atômica), a massa atômica tenderia a coincidir com um número de prótons, mas esse nº era muito inferior. Ernest Rutherford sugeriu então a existência de nêutrons, partículas com massa 1 e sem carga. Tal partícula foi descoberta anos mais tarde, em 1932, pelo físico inglês James Chadwick.

Combinação de Elementos Compostos
São substâncias puras que se formaram pela combinação de 2 ou mais substâncias simples. São agrupamentos de átomos formando moléculas.

Mol – Chama-se de massa molar a massa atômica relativa expressa em gramas. O n° de átomos existentes na massa molar de qualquer elemento, e que recebe o nome de mol, é:

6,02.10 elevado a 23

John Dalton, em 1803, propôs uma teoria que explicava as leis da conservação de massa e da composição definida, é a chamada Teoria Atômica de Dalton. Essa teoria foi baseada em diversos experimentos e apontou as seguintes conclusões:

1. Toda matéria é formada de partículas fundamentais, os átomos.

2. Os átomos não podem ser criados e nem destruídos, eles são permanentes e indivisíveis.

3. Um composto químico é formado pela combinação de átomos de dois ou mais elementos em uma razão fixa.

4. Os átomos de um mesmo elemento são idênticos em todos os aspectos, já os átomos de diferentes elementos possuem propriedades diferentes. Os átomos caracterizam os elementos.

5. Quando os átomos se combinam para formar um composto, quando se separam ou quando acontece um rearranjo são indícios de uma transformação química.

Resumindo:
Dalton acreditava que o átomo era uma esfera maciça, homogênea, indestrutível, indivisível e de carga elétrica neutra.
Se fizermos uma comparação, os átomos seriam semelhantes a bolinhas de gude: maciças e esféricas.

Muitas dessas teorias são aceitas até hoje, mas algumas já são ultrapassadas, vejamos porque:

– Os elementos químicos são formados por pequenas partículas denominadas átomos – Válido até hoje.

– Os átomos são partículas maciças e indivisíveis – Incorreto, pois o átomo é descontínuo e divisível.

– Os átomos de um mesmo elemento têm massas iguais e os átomos de elementos diferentes têm massas diferentes – Incorreto, devido à existência de isótopos, todos os átomos de um elemento não têm a mesma massa.

– Os átomos dos elementos permanecem inalterados nas reações químicas – Válido até hoje. Inclusive essa definição explica bem porque a massa é conservada nas reações químicas.

– Os compostos são formados pela ligação dos átomos dos elementos em proporções fixas – Correto. Essa é a Lei da composição definida, ela explica porque cada composto é caracterizado por proporções fixas. Cada átomo de um dado elemento presente em um composto tem a mesma massa, sendo assim, a composição deve ser sempre a mesma.

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11.291 – A história da água no Sistema Solar e no Universo


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Dois átomos de hidrogênio, um de oxigênio – elementos químicos que estão entre os mais abundantes do Universo. É tudo o que a natureza precisa para formar uma molécula da substância mais preciosa de todas para qualquer ser vivo que já passou pela face da Terra. Se não fosse a existência de água em nosso planeta, eu não estaria escrevendo este texto, e você também não estaria lendo estas palavras. Apesar de ser a chave para a vida como a conhecemos, algo que parece raro no cosmos, os cientistas estão cada vez mais certos de que a água é incrivelmente comum. Para todos os lugares que olham, eles a encontram: em nuvens moleculares no espaço interestelar, em sistemas planetários recém-nascidos, nas atmosferas de exoplanetas gigantes e distantes. Ela está lá, seja em forma de gelo, de vapor ou de líquido.
Agora mesmo, ao que tudo indica, oceanos salgados como os nossos podem estar fluindo sob a superfície congelada de luas como Encélado e Titã, de Saturno, e também por baixo da crosta de três satélites de Júpiter: Ganímedes, Calisto e Europa. Estes surpreendentes mundos aquáticos podem até conter organismos vivos em seus mares subterrâneos. “Durante nossas vidas, podemos muito bem finalmente responder se estamos sozinhos ou não no Sistema Solar e além”, disse Ellen. Em fevereiro fizemos um vídeo sobre Europa, que você pode assistir no fim do post.

Mas como as preciosas moléculas de H2O vieram parar na Terra? Os pesquisadores acreditam que elas vieram de carona em asteroides e cometas, já que na infância do Sistema Solar os planetas rochosos eram quentes demais para abrigar a água em estado líquido ou sólido. Mas, com o passar das eras, elas foram sendo trazidas, e sondas já comprovaram sua presença em lugares tão inóspitos quanto crateras de Mercúrio e da Lua.

Hoje também sabemos que, em um passado distante, Marte foi um mundo repleto de água líquida em sua superfície, e as condições ideais para a vida podiam ser encontradas ali. É impossível não se perguntar: para onde foi toda a água? Um pouco dela está congelado nas calotas polares do Planeta Vermelho, e uma outra parcela no subsolo, segundo os cientistas. Eles acham que a antiga atmosfera marciana foi desmanchada pelo vento solar, e que por isso o planeta secou.

Telescópios cada vez mais potentes conseguem observar como a água se comporta em sistemas solares que estão se formando – é um pouco como olhar para os primeiros tempos da nossa própria vizinhança. O telescópio espacial Spitzer, da NASA, flagrou cometas ricos em água bombardeando planetas jovens. A história se repete. A busca por exoplanetas pode levar, muito em breve, à descoberta de mundos cheios de água, como o nosso. Ou como conclui o excelente artigo da NASA, que pode ser lido na íntegra, em inglês:

“É fácil se esquecer que a história da água da Terra, de chuvas serenas a rios raivosos, está intimamente conectada com a história maior do nosso Sistema Solar e além. Mas nossa água veio de algum lugar – todos os mundos do nosso Sistema Solar receberam suas águas da mesma fonte compartilhada. Então vale a pena considerar que o próximo copo de água que você tomar pode, facilmente, ter sido parte de um cometa, ou do oceano de uma lua, ou de um mar na superfície de Marte que desapareceu há muito tempo. E note que o céu noturno pode estar cheio de exoplanetas formados por processos similares aos do nosso mundo natal, onde ondas suaves banham as praias de mares alienígenas”.

11.173 – Mega Memória – Químico Mendeleev apresenta a primeira tabela periódica em 06 de março de 1869


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No dia 6 de março de 1869, o químico russo Dmitri Mendeleev apresentou a primeira tabela periódica à Sociedade Russa de Química. Foi o ponto alto de um século de estudo das propriedades químicas. A tabela periódica em si é uma representação visual da lei periódica, que afirma que quando os elementos são classificados de acordo com seu peso ou número atômico, certas propriedades dos elementos serão repetidas periodicamente. Por seu trabalho, Mendeleev foi indicado para receber o Nobel de Química em 1906, porém não recebeu o prêmio. Após sua morte, o número do elemento radioativo 101 recebeu o nome de mendelévio, uma homenagem ao trabalho do químico.

11.006 – Mega Mitos – Colocar uma colher no gargalo de uma garrafa de refrigerante impede a saída do gás?


Quem já tentou deve ter percebido que o método não é lá muito eficaz. “Não dá para conceber de que forma uma colher pendurada no gargalo poderia exercer qualquer efeito sobre o gás de uma bebida”, afirma um químico da Universidade de Pittsburgh. “Para que esse truque funcionasse, o talher teria de produzir alguma força misteriosa que empurrasse o gás carbônico de volta para o líquido. O fato é que não conhecemos nenhuma força desse tipo.” A maneira mais indicada para conservar um refrigerante depois que a garrafa foi aberta é tampá-la bem e colocá-la na geladeira. Assim, o gás liberado pela bebida fica preso no vasilhame, aumentando a pressão interna e impedindo que mais gás saia do líquido. Guardar a garrafa na geladeira também ajuda, pois temperaturas mais baixas fazem o refrigerante reter uma quantidade maior de gás.

10.988 – Química – Quantas moléculas há em uma gota d’água?


Nada menos do que 1,67 x 10²¹ moléculas, um número tão grande que, se escrito, ocuparia umas duas linhas da nossa matéria. Vamos aos cálculos: Um mol de água, que é a quantidade padrão usada pelos químicos, corresponde a 18 gramas e contém 6,022 x 1023 moléculas. Considerando que uma gota d’água pesa 0,005 grama, é só fazermos uma regra de três para chegar àquele número de tantos zeros lá do começo. Para ter uma ideia, a molécula é tão pequena perto da gota d’água, que seria o equivalente a jogarmos uma garrafa de 1 litro em meio ao volume de água de todos os oceanos da Terra.

10.977 – Curiosidades – Como se acende a chama do palito de fósforo?


fosforo

O palito queima porque sua cabeça é feita de substâncias que fazem a faísca do atrito com a caixinha virar chama. Aí, o fogo consome a madeira do palito por uns 10 segundos. O processo é bem conhecido: a gente risca o palito na caixa e produz uma faísca, que faz as substâncias inflamáveis do palito entrar em combustão. Quem descobriu essas propriedades químicas foi o físico inglês Robert Boyle, em 1669. Mas o palito de fósforo só foi criado em 1826, quando surgiram uns palitões de 8 centímetros apresentados pelo químico inglês John Walker – tirando o nome, ele não tem nada a ver com o escocês que inventou o famoso uísque no século 19. Mas esses fósforos grandões tinham um grande inconveniente: todas as substâncias necessárias para a queima ficavam na cabeça do artefato. Aí, qualquer raspada dos palitos na calça fazia o troço pegar fogo. A solução surgiu em 1855, quando o industrial sueco Johan Edvard Lundstrom inventou os chamados “fósforos de segurança” que a gente usa até hoje. A sacada de Lundstrom foi colocar uma parte das substâncias para a queima no fósforo e outra na caixinha. É por isso que os palitos não se incendeiam quando você os raspa em qualquer lugar!
Um fósforo começa a queimar pela cabeça por causa do mix de substâncias que ela tem: a parte vermelha é o clorato de potássio, que libera bastante oxigênio para manter a chama acesa. Revestindo a cabeça, uma camada de parafina serve como combustível para alimentar a chama.
A caixinha, por sua vez, tem areia e pó de vidro, para gerar atrito, e fósforo (sim, o fósforo fica na caixa e não no palito!) para produzir calor intenso. Quando a gente risca o palito na caixinha, esse trio de substâncias ajuda a produzir uma pequena faísca.
Em contato com o palito, a faísca queima o clorato de potássio, que libera uma grande quantidade de oxigênio. Esse oxigênio reage com a parafina que reveste o palito. Essa combinação gera uma chama que consome a madeira do palito por mais ou menos 10 segundos.
Arrume dois pedaços de madeira – um plano e parecido com uma tábua e outro em forma de graveto – e um pouco de palha seca para pegar fogo.
Apoie o graveto na tábua e, com as mãos, comece a friccioná-lo sobre a tábua até gerar uma faísca. A fagulha vai aparecer se a fricção for bem rápida.
A palha vai ser a primeira a se incendiar. Quando ela estiver pegando fogo, leve-a até uma fogueira maior, com bastante palha para gerar uma grande chama.

10.753 – Minerais Perigosos – Quartzo (SiO2)


Quartzo
Quartzo

É usado em indústrias como a ótica e a eletrônica, e até para fazer abrasivos – o que o torna o mineral mais usado pela humanidade. Esse monte de aplicações é facilitado pelo fato de ele ser o segundo mineral mais comum na crosta da Terra. Na verdade, o seu valor como incendiário (o adjetivo é válido porque o quartzo produz uma centelha de vida longa quando se choca contra ferro) é provavelmente o impulso para a atividade de mineração mais antiga da humanidade. Hoje, cristais de quartzo piezoelétricos são um componente onipresente em rádios e relógios eletrônicos. Mas nem tudo são flores.
Se ele for moído e inalado, pode render um caso desagradável de silicose. Esta doença respiratória é caracterizada por pulmões e gânglios linfáticos inchados, o que torna a respiração um processo muito difícil. Normalmente, isso só ocorre após cerca de 20 anos ou mais de exposição. No entanto, um subconjunto de pessoas atingidas pode sofrer com esses sintomas em menos de 5 a 15 anos. Um grande punhado de pó de quartzo pode até causar silicose aguda, que é quando seus pulmões se enchem tanto de líquido que fazem você se afogar.
Ele também pode muito bem lhe dar um câncer de pulmão de presente. Uma vez que esta doença está intimamente associada com determinadas indústrias, como a da mineração, de abrasivos e de fabricação de vidro, muitos países implementaram diretrizes rígidas que ditam que os trabalhadores utilizem fumigação (um tipo de controle de pragas) para limitar sua ingestão e o contato com substâncias tóxicas.

10.752 – Minerais Perigosos – Fluorita (CaF2)


Fluorita não é esmeralda
Fluorita não é esmeralda

Esse mineral verde e lindo é chamado de fluorita. Ele é composto de fluoreto de cálcio, que é comumente encontrado em veias de outros minérios como ferro, carvão e cobre. A fluorita pode ser usada em um fluxo de fundição, mas é mais frequentemente vista em joias e em lentes de telescópios. Quando misturada com o ácido sulfúrico, produz fluoreto de hidrogênio, um importante precursor químico industrial.
No entanto, a fluorita pode ser muito perigosa tanto para aqueles que lidam direta e regularmente com ela quanto para aqueles que simplesmente vivem perto de sua mina. Ela contém flúor, um mineral solúvel que prontamente lixivia em fontes subterrâneas e pode ser absorvido pelos pulmões se for moído em pó ou queimado em um fogão a carvão.
E a presença do flúor no organismo provoca a fluorose, uma doença dolorosa que enfraquece os ossos e causa danos às articulações. Muitas comunidades rurais em toda a Índia, China e no sudeste da Ásia têm sido assoladas por surtos da doença devido a pessoas que bebem água contaminada, ou pela inalação do mineral em forma de partícula fina. Estima-se que cerca de 10 milhões de pessoas podem ter sido atingidas por essa doença só na província de Guizhou, na China.

10.739 – Bioquímica – Minerais Perigosos, Mantenha a Distância


cinábio

Os minerais preciosos fazem o mundo moderno girar em torno deles. Isso porque são matéria-prima para a construção de inúmeras coisas que vão desde placas de circuitos a utensílios em geral.
O único detalhe é que eles também são alguns dos materiais mais tóxicos conhecidos pela ciência. Ao serem escavados e estudados, eles provaram ser realmente muito perigosos ao longo dos anos, tanto que alguns foram retirados da produção industrial por completo.
Cinábrio (HgS)
O sulfeto de mercúrio, mais comumente conhecido como cinábrio, tem sido a nossa principal fonte de mercúrio elementar desde os primórdios da civilização humana. O mercúrio, por sua vez, tem sido tradicionalmente usado como pigmento para cerâmica e tatuagens, embora na idade moderna também seja empregado em uma grande variedade de equipamentos científicos, como termômetros e barômetros, bem como na indústria pesada, como na recuperação de metal e produção de cloro, sem contar os interruptores de mercúrio que ajudam o trabalho eletrônico moderno. Tudo lindo até aqui.
No entanto, quando oxidado, este elemento produz metil-mercúrio e dimetil mercúrio, dois compostos tóxicos que causam danos irreparáveis no sistema nervoso das crianças. É absolutamente mortal em pequenas concentrações e pode ser absorvido através da vias respiratórias, intestinos ou pele. Devido a isso, quase todos os setores que mencionamos acima ou já eliminaram sua utilização ou estão em vias de fazer isso.

10.114 – Química – O Enxofre


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É um elemento químico de símbolo S , número atômico 16 e de massa atómica 32 u. À temperatura ambiente, o enxofre encontra-se no estado sólido.
É um não-metal insípido e inodoro,1 facilmente reconhecido na forma de cristais amarelos que ocorrem em diversos minerais de sulfito e sulfato, ou mesmo em sua forma pura (especialmente em regiões vulcânicas). O enxofre é um elemento químico essencial para todos os organismos vivos, sendo constituinte importante de muitos aminoácidos. É utilizado em fertilizantes, além de ser constituinte da pólvora, de medicamentos laxantes, de palitos de fósforos e de inseticidas.
Este não-metal tem uma coloração amarela, mole, frágil, leve, desprende um odor característico de ovo podre ao misturar-se com o hidrogênio, e arde com chama azulada formando dióxido de enxofre. É insolúvel em água, parcialmente solúvel em álcool etílico, porém se dissolve em dissulfeto de carbono e em tolueno aquecido (cerca de 20g/100mL a 95ºC e menos de 2g/100mL a 20ºC). É multivalente e apresenta como estados de oxidação mais comuns os valores -2, +2, +4 e +6.
Em todos os estados, sólido, líquido e gasoso apresenta formas alotrópicas cujas relações não são completamente conhecidas. As estruturas cristalinas mais comuns são o octaedro ortorrômbico (enxofre α) e o prisma monoclínico ( enxofre β ) sendo a temperatura de transição de 95,5 °C; em ambos os casos o enxofre se encontra formando moléculas S8 na forma de anel. As diferentes disposições destas moléculas é que produzem as diferentes estruturas cristalinas. À temperatura ambiente, a transformação de enxofre monoclínico em ortorrômbico, mais estável, é muito lenta.
Ao fundir-se o enxofre, obtém-se um líquido que flui com facilidade formado por moléculas de S8 , porém ao aquecê-lo se torna marrom (castanho) levemente avermelhado apresentando um aumento na sua viscosidade. Este comportamento se deve a ruptura dos anéis formando longas cadeias de átomos de enxofre que se enredam entre sí diminuindo a fluidez do líquido; o máximo de viscosidade é alcançado numa temperatura em torno de 200 °C. Esfriando-se rapidamente este líquido viscoso obtém-se uma massa elástica, de consistência similar a da goma, denominada enxofre plástico ( enxofre γ ) formada por cadeias que não tiveram tempo para reorganizarem em moléculas de S8; após certo tempo a massa perde a sua elasticidade cristalizando-se no sistema rômbico. Estudos realizados com raios X mostram que esta forma amorfa pode estar constituída por moléculas de S8 com uma estrutura de hélice em espiral.
No estado de vapor também forma moléculas de S8, porém a a 780 °C já se alcança um equilíbrio com moléculas diatômicas, S2, e acima de aproximadamente 1800 °C a dissociação se completa encontrando-se átomos de enxofre.
O enxofre é usado em múltiplos processos industriais como, por exemplo, na produção de ácido sulfúrico para baterias, fabricação de pólvora e vulcanização da borracha. O enxofre também tem usos como fungicida e na manufactura de fosfatos fertilizantes. Os sulfitos são usados para branquear o papel e como conservantes em bebidas alcoólicas. O tiossulfato de sódio é utilizado em fotografia como fixador já que dissolve o brometo de prata; e o sulfato de magnésio (sal Epsom) tem usos diversos como laxante, esfoliante ou suplemento nutritivo para plantas e na produção de sulfureto de hidrogénio (ácido sulfídrico). O enxofre, após ser oxidado num forno formando o gás sulfito, é utilizado na clarificação do caldo de cana-de-açúcar, numa das etapas para obtenção do açúcar refinado.
Os aminoácidos cisteína, metionina homocisteína e taurina contém enxofre, formando as pontes de dissulfeto entre os polipeptídeos, ligação de grande importância para a formação das estruturas espaciais das proteínas, o que caracteriza o enxofre um dos elementos CHONPS (os seis elementos fundamentais para a vida na Terra). É constituinte de algumas vitaminas, participando na síntese do colágeno (colagénio), neutraliza os tóxicos e ajuda o fígado na secreção da bílis. É encontrado em legumes como aspargos, alhos-poró, alhos, cebolas, também em pescados, queijos e gema de ovos; diferentemente do inorgânico, o enxofre dos alimentos não é tóxico e seu excesso é eliminado pela urina. Sua deficiência retarda o crescimento.
As plantas absorvem o enxofre do solo como íon sulfato, e algumas bactérias utilizam o sulfeto de hidrogênio da água como doadores de elétrons num processo similar a uma fotossíntese primitiva.
Maiores informações: ciclo do enxofre
O enxofre é o 16º elemento em ordem de abundância, constituindo 0,034% em peso na crosta terrestre, é encontrado em grandes quantidades na forma de sulfetos (galena) e de sulfatos (gesso). Na forma nativa é encontrado junto a fontes termais, zonas vulcânicas e em minas de cinábrio, galena, esfalerita e estibina. É extraído pelo processo Frasch, processo responsável por 23% da produção, que consiste em injetar vapor de água superaquecido para fundir o enxofre, que posteriormente é bombeado para o exterior utilizando-se ar comprimido.
Também está presente, em pequenas quantidades, em combustíveis fósseis como carvão e petróleo, cuja combustão produz dióxido de enxofre que combinado a água resulta na chuva ácida, por isso, a legislação de alguns países exige a redução do conteúdo de enxofre nos combustíveis. Este enxofre, depois de refinado, constitui um porcentual importante do total produzido mundialmente. Também é extraído do gás natural que contém sulfeto de hidrogênio que, uma vez separado, é queimado para a produção do enxofre:
2 H2S + O2 \longrightarrow 2 S + 2 H2O
A coloração variada de Io, a lua vulcânica de Júpiter se deve a presença de diferentes formas de enxofre no estado líquido, sólido e gasoso. O enxofre também é encontrado em vários tipos de meteoritos e, acredita-se que a mancha escura que se observa próximo a cratera lunar Aristarco deva ser um depósito de enxofre.
Muitos dos odores desagradáveis da matéria orgânica se devem a compostos de carbono que contém o enxofre na forma de sulfeto de hidrogênio. Dissolvido em água e ácido ( pKa1 = 7,00, pKa2 = 12,92 ) ele reage com os metais. Os sulfetos metálicos se encontram na natureza, sobretudo o de ferro( pirita ) que pode apresentar resistência negativa e a galena, sulfeto de chumbo natural, na qual se observou pela primeira vez o efeito semicondutor retificado.
O nitreto de enxofre polímero (SN)x, sintetizado em 1975 por Alan G. MacDiarmid e Alan J. Heeger, apresenta propriedades metálicas, apesar de ser constituído por não metais com propriedades elétricas e ópticas não usuais. Este trabalho serviu de base para o posterior desenvolvimento, com Hideki Shirakawa, de plásticos condutores e semicondutores que motivou a concessão do Prêmio Nobel de Química, em 2000, aos três pesquisadores.
Os óxidos mais importantes são o dióxido de enxofre, SO2 que em água forma uma solução de ácido sulfuroso, e o trióxido de enxofre, SO3, que em solução forma o ácido sulfúrico; sendo os sulfitos e sulfatos os sais respectivos.
O enxofre, com o oxigênio e o hidrogênio, forma diversos outros ácidos, como o tiossulfúrico, que dá os tiossulfatos e hipossulfuroso que dá os hipossulfitos (no exato do termo).

9877 – Qual é o elemento químico mais perigoso?


A periculosidade dos elementos químicos depende de vários fatores. “Alguns elementos podem ter uma toxicidade alta e oferecer um risco baixo em função das condições da exposição”, diz Elizabeth Nascimento, toxicologista da USP. É o caso do plutônio, considerado pelo Guinness o elemento mais perigoso por poder ser usado em bombas atômicas. Mas ele é raríssimo na natureza – é pouco provável que você o encontre por aí. Outros critérios que influenciam o grau de perigo são dose, concentração, solubilidade, tamanho, forma de contato, tempo e freqüência da exposição e até mesmo a sensibilidade de cada pessoa à substância. :

Sódio, potássio, cálcio e magnésio são essenciais para o corpo, mas uma só gota de potássio na corrente sanguínea mata em segundos. Ele acaba com a diferença de carga elétrica que existe entre as partes interna e externa das células, fundamental para a transmissão dos impulsos nervosos. Isso impede a contração muscular e o coração pára de bater.
O grupo dos metais tem venenos como o arsênio e elementos que intoxicam por acumulação. Nosso corpo não consegue excretar sais de mercúrio, cádmio, cromo, manganês e chumbo que ingerimos pela água ou pela respiração. Aí, eles vão se acumulando e podem causar distúrbios neurológicos, respiratórios, renais e até matar.
Na turma do fundão da tabela, muitos elementos dos grupos de lantanídeos e actinídeos são radioativos: seu núcleo emite ondas de energia que atravessam nossa pele e atrapalham o funcionamento das células, causando câncer. Nesse grupo se encontram vilões famosos, como o urânio das usinas nucleares e o plutônio das bombas atômicas.
O grupo dos halogênios inclui flúor e cloro, que, diluídos a menos de 1% na pasta de dentes e na água, nos protegem de bactérias. Mas algumas baforadas de ar com cloro a 0,1% são fatais. No pulmão, os elementos desse grupo reagem com água e formam ácidos fortes, que corroem tudo. O gás mostarda, usado na Primeira Guerra Mundial, era puro gás cloro.