Quantos átomos formam o corpo humano?

Se você nunca ouviu falar no termo octilhões, preste atenção neste número: 7.000.000.000.000.000.000.000.000.000 (são 27 zeros à direita). A gigantesca sequência é pronunciada como 7 octilhões e corresponde à quantidade de átomos que formam o corpo humano. Essa é apenas uma das incríveis curiosidades a respeito do que compõe a nossa matéria.

No corpo humano, os átomos mais abundantes, que constituem a maioria das moléculas biológicas (proteínas, carboidratos, lipídeos e ácidos nucleicos), são o carbono, o oxigênio, o nitrogênio, o hidrogênio e o fósforo. Eles podem se combinar facilmente, formando uma grande variedade de compostos e compartilhando os elétrons da última camada de valência. Além disso, são os elementos químicos que apresentam massas atômicas menores quando comparados com a grande maioria dos demais. Basta ver na tabela periódica que eles se encontram nas primeiras fileiras, indica o doutor em Ciências Biológicas Pietro Ciancaglini, professor titular do Departamento de Química da Faculdade de Filosofia, Ciências e Letras de Ribeirão Preto da Universidade de São Paulo (FFCLRP-USP).

Átomos veteranos
Você é uma estrela. Pelo menos, parte de uma, já que os átomos do corpo humano se originaram de corpos celestes bilhões de anos atrás. O veterano, o hidrogênio, foi forjado no Big Bang (há 14 bilhões de anos). Já átomos mais pesados, como carbono e oxigênio, são 2 bilhões de anos mais jovens. Conforme Ciancaglini, eles são muito estáveis e, quando combinados com outros átomos, formam compostos ainda mais sólidos. “No corpo, os elementos químicos são renovados pela constante troca de células velhas por células novas”, explica. “Por exemplo, o glóbulo vermelho tem uma vida média de 120 dias”, cita o professor.

Domínio de bactérias
O corpo humano possui 10 trilhões de células, mas as bactérias estão presentes em número muito maior. Embora não sejam precisas, estimativas indicam a existência de ao menos 10 microrganismos (entre bactérias, fungos, amebas, vermes e parasitas) para cada célula. Só que essas bactérias, pode acreditar, são fundamentais para a sobrevivência humana.

Isso porque o desequilíbrio pode gerar doenças. “Por exemplo, no caso dos microrganismos que são encontrados na flora intestinal, podemos dizer que eles auxiliam no processo de metabolismo dos nutrientes, produzindo inclusive algumas vitaminas essenciais, facilitando a absorção e eliminando produtos que poderiam ser tóxicos, mas seu crescimento exagerado pode resultar em problemas de saúde”, esclarece Ciancaglini.

Juntos, mas separados
Os átomos que compõem a matéria jamais se tocam. São sete octilhões de átomos separados entre si. As ligações químicas (ligações covalentes, metálicas, iônicas, etc.) entre eles possibilitam os diferentes compostos. É o que forma a matéria. Tais ligações são compartilhamentos de elétrons entre os diferentes átomos, os quais passam a fazer parte não apenas da nuvem eletrônica de um único átomo, mas dos dois átomos que agora estão unidos. Cada molécula é a base da formação dos diferentes compostos, que, por sua vez, compõem as diferentes células que constituem o corpo humano.

  Vazio fundamental
Os átomos são compostos de grandes espaços “vazios”. Noventa e nove por cento, segundo a física quântica. A sua estrutura é similar à do sistema solar: uma parte central concentra a massa (núcleo/sol) e partículas giram ao seu redor (elétrons/planetas). Os elétrons, porém, se movimentam como ondas. Sua trajetória não é determinada por uma órbita regular, mas por um cálculo de probabilidades

. Conversa de células
O corpo humano é constituído por trilhões de células, compostas por octilhões de átomos, que se estruturam de forma altamente organizada, em tecidos e órgãos. Para manter o equilíbrio e a vitalidade do organismo, elas precisam “conversar” entre si. Isso acontece por meio de mensageiros químicos denominados hormônios. Eles podem ser produzidos por glândulas especializadas ou um órgão próprio. Mais de 20 hormônios diferentes têm sido descritos e são constituídos por proteínas, peptídeos ou derivados de esteroides (conjunto de anéis de átomos de carbono ligados a um lipídeo). O desequilíbrio na produção de hormônios resulta em doenças como diabetes e hipotireoidismo.

Fonate: terra

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Crie Seu Próprio Balão de Hidrogênio Flutuante

Conclusão: O alumínio em presença de uma base forte, atua como ácido e, em presença de um ácido forte, ele atua como uma base. No caso do hidróxido de sódio, ele é uma BASE (não ácido). O gás liberado é o hidrogênio
2Al + 2OH- +2H2O == 2AlO2- + 3H2 (o gás que sai)

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O violeta que desaparece (experiência de química)

Veja, abaixo, as equações químicas dessas reações:

Primeira reação:

2MnO4{-} + 5H2O2 + 6H+ => 2Mn{2+}  + 5O2(gás) + 8H2O

Segunda reação

2MnO4{-} + 3H2O2 => 2MnO2 + 3O2 + 2OH{-} + 2H2O

ATENÇÃO: O permanganato de potássio não deve ser ingerido. O comprimido é usado externamente, diluído em água.

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Química - Aula 02

A evolução do modelo atómico

A constituição da matéria é motivo de muita curiosidade entre os povos antigos. Filósofos buscam há tempos a constituição dos materiais. Resultado dessa curiosidade implicou na descoberta do fogo, o que o permitiu cozinhar os alimentos, e consequentemente implicou em grande desenvolvimento para a sociedade. A partir dessa descoberta pôde-se verificar, ainda, que o minério de cobre (conhecido na época com pedras azuis), quando submetido ao aquecimento, produzia cobre metálico, ou aquecido na presença de estanho, formava o bronze.

A passagem do homem pelas “idades” da pedra, do bronze e do ferro, foi, portanto, de muito aprendizado para o homem, conseguindo produzir materiais que lhe fosse útil.

Por volta de 400 a.C., surgiram os primeiros conceitos teóricos da Química.

Os filósofos gregos Demócrito e Leucipo afirmavam que a matéria não era contínua, e sim constituída por minúsculas partículas indivisíveis, às quais deram o nome de átomos. Platão e Aristóteles, filósofos muito influentes na época, recusaram tal proposta e defendiam a ideia de matéria contínua.

Esse conceito de Aristóteles permaneceu até a Renascença, quando por volta de 1650 d.C. o conceito de átomo foi novamente proposto por Pierre Cassendi, filósofo francês.

O conceito de "Teoria atômica" veio a surgir após a primeira ideia científica de átomo, proposta por John Dalton após observações experimentais sobre gases e reações químicas.

Os modelos atômicos são, portanto, teorias fundamentadas na experimentação. Tratam-se, portanto, de explicações para mostrar o porquê de um determinado fenômeno. Diversos cientistas desenvolveram suas teorias até que se chegou ao modelo atual. 

1. Modelo Atômico de Dalton

Em 1808, o professor inglês John Dalton propôs uma explicação da natureza da matéria. A proposta foi baseada em fatos experimentais. Os principais postulados da teoria de Dalton são:

1. “Toda matéria é composta por minúsculas partículas chamadas átomos”.

2. “Os átomos de um determinado elemento são idênticos em massa e apresentam as mesmas propriedades químicas”.

3. “Átomos de diferentes elementos apresentam massa e propriedades diferentes”.

4. “Átomos são permanentes e indivisíveis, não podendo ser criados e nem destruídos”.

5. “As reações químicas correspondem a uma reorganização de átomos”.

6. “Os compostos são formados pela combinação de átomos de elementos diferentes em proporções fixas”.

A conservação da massa durante uma reação química (Lei de Lavoisier) e a lei da composição definida (Lei de Proust) passou a ser explicada a partir desse momento, por meio das ideias lançadas por Dalton.

2. Modelo Atômico de Thomson

Pesquisando sobre raios catódicos e baseando-se em alguns experimentos, J.J. Thomson propôs um novo modelo atômico. Thomson demonstrou que esses raios podiam ser interpretados como sendo um feixe de partículas carregadas de energia elétrica negativa. A essas partículas denominou-se elétrons. Por meio de campos magnético e elétrico pôde-se determinar a relação carga/massa do elétron. 

Consequentemente, concluiu-se que os elétrons (raios catódicos) deveriam ser constituintes de todo tipo de matéria pois observou que a relação carga/massa do elétron era a mesma para qualquer gás empregado. O gás era usado no interior de tubos de vidro rarefeitos denominadas Ampola de Crookes, nos quais se realizavam descargas elétricas sob diferentes campos elétricos e magnéticos.

Esse foi o primeiro modelo a divisibilidade do átomo, ficando o modelo conhecido como “pudim de passas". Segundo Thomson, o átomo seria um aglomerado composto de uma parte de partículas positivas pesadas (prótons) e de partículas negativas (elétrons), mais leves.

3. Modelo Atômico de Rutherford

Em 1911, Ernest Rutherford, estudando a trajetória de partículas a (partículas positivas) emitidas pelo elemento radioativo polônio, bombardeou uma fina lâmina de ouro.  Ele observou que:

- a maioria das partículas a atravessavam a lâmina de ouro sem sofrer desvio em sua trajetória (logo, há uma grande região de vazio, que passou a se chamar eletrosfera);

- algumas partículas sofriam desvio em sua trajetória: haveria uma repulsão das cargas positivas (partículas a) com uma região pequena também positiva (núcleo).

- um número muito pequeno de partículas batiam na lâmina e voltavam (portanto, a região central é pequena e densa, sendo composta portanto, por prótons).

Diante das observações, Rutherford concluiu que a lâmina de ouro seria constituída por átomos formados com um núcleo muito pequeno carregado positivamente (no centro do átomo) e muito denso, rodeado por uma região comparativamente grande onde estariam os elétrons.

Nesse contexto, surge ainda a ideia de que os elétrons estariam em movimentos circulares ao redor do núcleo, uma vez que se estivesse parados, acabariam por se chocar com o núcleo, positivo.

O pesquisador acreditava que o átomo seria de 10000 a 100000 vezes maior que seu núcleo.

4. Modelo Atômico Clássico

As partículas presentes no núcleo, chamadas prótons, apresentam carga positiva. A partícula conhecida como nêutron foi isolada em 1932 por Chadwick, embora sua existência já fosse prevista por Rutherford.

Dessa forma, o modelo atômico clássico constitui-se de um núcleo, no qual se encontram os prótons e nêutrons, e de uma eletrosfera, na qual estão os elétrons girando ao redor do núcleo em órbitas.

Considerando-se a massa do próton como padrão, observou-se que sua massa era aproximadamente igual à massa do nêutron e 1836 vezes maior que o elétron. Logo:

A essas três partículas básicas, prótons, nêutrons e elétrons, é comum denominar partículas elementares ou fundamentais.

Algumas características físicas das partículas atômicas fundamentais:

Modelo Atômico Rutherford-Bohr

O modelo proposto por Rutherford foi aperfeiçoado por Bohr. Baseando-se nos estudos feitos em relação aoespectro do átomo de hidrogênio e na teoria proposta por Planck em 1900 (Teoria Quântica), segundo a qual a energia não é emitida em forma contínua, mas em ”pacotes”, denominados quanta de energia. Foram propostos os seguintes postulados:

1. Na eletrosfera, os elétrons descrevem sempre órbitas circulares ao redor do núcleo, chamadas de camadas ou níveis de energia.

2. Cada camada ocupada por um elétron possui um valor determinado de energia (estado estacionário).

3. Os elétrons só podem ocupar os níveis que tenham uma determinada quantidade de energia, não sendo possível ocupar estados intermediários.

4. Ao saltar de um nível para outro mais externo, os elétrons absorvem uma quantidade definida de energia (quantum de energia).

5. Ao retornar ao nível mais interno, o elétron emite um quantum de energia (igual ao absorvido em intensidade), na forma de luz de cor definida ou outra radiação eletromagnética (fóton).

6. Cada órbita é denominada de estado estacionário e pode ser designada por letras K, L, M, N, O, P, Q. As camadas podem apresentar:

K = 2 elétrons
L = 8 elétrons
M = 18 elétrons
N = 32 elétrons
O = 32 elétrons
P = 18 elétrons
Q = 2 elétrons

7. Cada nível de energia é caracterizado por um número quântico (n), que pode assumir valores inteiros: 1, 2, 3, etc.

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Química - Aula 01

Leis das Reações Químicas 

(Leis Ponderais)

DEFINIÇÃO

No final do século XVIII, os cientistas Antoine Laurent Lavoisier e Joseph Louis Proust, através de estudos experimentais, concluíram que as reações químicas obedecem a determinadas leis. Essas leis são chamadas de leis ponderais e relacionam as massas das substâncias, reagentes e produtos participantes de uma reação química.

LEI DE LAVOISIER

A Lei da Conservação das Massas foi elaborada por Lavoisier após determinar a massa total de um sistema fechado, concluindo que a soma das massas dos reagentes é igual a soma das massas dos produtos.

Exemplo: 2 gramas de gás hidrogênio reagem com 16 gramas de gás oxigênio produzindo 18 gramas de água.

mreagentes = mprodutos

Hidrogênio + Oxigênio = Água
2g         +      16g =    18g 

A lei, portanto, segue os enunciados:

“Em um sistema fechado, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos”.

“Na natureza, nada se perde, nada se cria, tudo se transforma.”

LEI DE PROUST

A Lei das Proporções Constantes foi enunciada após o químico Joseph Louis Proust observar que em uma reação química as massas dos reagentes e as massas dos produtos estabelecem sempre uma proporção constante.

C	+	O2	→	CO2
3 g	:	8 g	:	11 g
6 g		16 g		22 g
9 g		24 g		33 g

Quando a massa de um dos reagentes dobra, as massas dos demais, reagentes e produtos, dobram também. Ao triplicarmos a massa de alguma substância participante da reação, acontecerá o mesmo, a massa de todas as demais substâncias triplicará e assim sucessivamente.

Podemos observar que:

mgásoxigênio/mcarbono	mgás carbônico/mcarbono	mgás carbônico/mgás oxigênio
8/3 = 2,66	11/3 = 3,66	11/8 = 1,375
16/6 = 2,66	22/6 = 3,66	22/16 = 1,375
24/9 = 2,66	33/9 = 3,66	33/24 = 1,375

As relações entre massa O2/massa C, massa CO2/massa C, massa CO2/massa O2, são sempre constantes.

As leis ponderais de Lavoisier e Proust foram muito importantes para estudos posteriores como, por exemplo, com base nessas leis o cientista John Dalton elaborou sua teoria sobre a estrutura atômica, que ficou conhecida como a teoria atômica de Dalton.

Os conceitos das leis ponderais auxiliam a prever as quantidades desconhecidas de reagentes ou produtos em uma reação química, através de um cálculo, conhecido como cálculo estequiométrico.

EXEMPLOS

I) Considerando que 200g de mercúrio reagem completamente com 16g de oxigênio para formar óxido de mercúrio, qual seria a massa de oxigênio necessária para produzir135 g de óxido de mercúrio?

Aplicando a lei de Lavoisier, sabemos que na reação completa de 200 g de mercúrio com 16 g de oxigênio resulta em 216 g de óxido de mercúrio, pois:

Mercúrio + Oxigênio → Óxido de Mercúrio 

    200 g + 16 g    = 216 g

Para produzir 135 g de óxido de mercúrio, precisamos relacionar as proporções. Pela lei de Proust temos:

Mercúrio + Oxigênio → Óxido de Mercúrio

    200 g + 16 g   → 216 g

              x                135 g

Logo:
16/x = 216/135 → x= 10 g
10 g é a massa necessária de oxigênio para obter 135 g de óxido de mercúrio.

---

II) Supondo que 80 g de mercúrio são colocados em contato com 6 g de oxigênio,qual seria o reagente em excesso e qual seria sua massa?

Pela lei de Proust:
Mercúrio + Oxigênio → Óxido de Mercúrio
    200 g +    16 g    =   216 g
    80 g           x
Logo:
200/80 = 16/x → x = 6,4

80 g de mercúrio reagiriam completamente com 6,4 g de oxigênio. Porém, existem apenas 6 g de oxigênio, havendo excesso de mercúrio. 

Pela Lei de Proust:

Mercúrio + Oxigênio → Óxido de Mercúrio 

    200 g +    16 g    =      216 g
      y              6 g                

200/y = 16/6 → y = 75 g

A massa de mercúrio que reagiu foi 75 g, como a massa de mercúrio presente era de 80 g, existem 5 g em excesso.

COMPOSIÇÃO CENTESIMAL

Com base nas Leis Ponderais, também podemos definir a percentagem, em massa, de cada elemento presente em uma substância, ou seja: a composição centesimal indica a massa (em gramas) de cada elemento presente em 100 g de substância. 

Exemplo: se 450 g de água foram originados pela reação de 50 g de hidrogênio com 400 g de oxigênio, qual será a sua composição centesimal?

Hidrogênio + Oxigênio →Água
   50 g               400 g       450 g
                                         100 g

Calculando a quantidade de hidrogênio:
50 g de hidrogênio/450 g de água = x g de hidrogênio/100 g de água
x = (50 * 100)/450
x = 11,1 g

Repetindo o procedimento para o oxigênio:
400 g de oxigênio/450 g de água = y g de oxigênio/100 g de água
y = (400 * 100)/450
y = 88,9 g

A conclusão é que, em cada 100 gramas de água, é formada por 11,1 gramas de hidrogênio e 88,9 gramas deoxigênio. A composição percentual da água é de 11,1% de hidrogênio e 88,9% de oxigênio.

EXERCÍCIO

(Mackenzie-SP) A tabela a seguir, com dados relativos à equação citada, refere-se a duas experiências realizadas. Então, podemos afirmar que: 

C+ O2→  CO2
1° Experiência	12 g	32g	X g
2° Experiência	36 g	Y g	132 g

a) X é menor que a soma dos valores das massas dos reagentes da 1ª experiência. 

b) X = Y
c) Y é igual ao dobro do valor da massa de carbono que reage na 2ª experiência.
d) 32/Y = X/132
e) Y = 168

Resolução

Pela Lei de Lavoisier podemos calcular X:

C + O2  CO212 g + 32 g = 44 g
X = 44 g

Pela lei de Proust podemos calcular Y:

a CO2

12 g + 32 g = 44 g
36 g    Y

12 g/36 g = 32g/Y
Y = (36*32)/12
Y = 96

A resposta correta é a alternativa D, pois 32/96 = 44/132.

Lei de Dalton (Lei das proporções múltiplas)

Se uma massa fixa de um elemento se combina com massas diferentes de um segundo elemento, para formar compostos diferentes, estas massas (diferentes) estão entre si numa relação de números inteiros pequenos. O nitrogênio se combina com o oxigênio, formando diferentes óxidos:

Verifica-se que, permanecendo constante a massa do nitrogênio, as massas do oxigênio, entre si, numa relação simples de números inteiros e pequenos, ou seja, 1:2: 3:4: 5.

Exemplo:
Para duas razões conhecidas, temos:

1C + 1O → 1CO razão 1/1 = 1
1C + 1O2 → CO2 razão 1/2

Na primeira reação ocorre a formação do monóxido de carbono, cuja proporção de carbono por oxigênio é uma razão de números inteiros de resultado igual a 1. Na segunda reação, temos a formação do dióxido de carbono (CO2), cuja relação carbono por oxigênio é uma razão de números inteiros 1/2. Lei de Gay Lussac (Só vale para reações entre gases) Numa reação onde só participam gases e nas mesmas condições de temperatura e pressão, existe uma proporção de números inteiros e pequenos entre volumes dos gases participantes da reação. Comprovação da Lei: Através da comprovação da Lei você poderá notar que o volume do gás produto (2 C(g)) não é necessariamente igual ao dos reagentes. Retome o exemplo da comprovação da Lei: Reagentes: 1V + 3V = 4V Produtos: 2V Exemplo: Em determinadas condições de presão e temperatura, verificou-se que 0,70 L de monóxido de nitrogênio reage com 0,35 L de oxigênio para formar 0,70 L de dióxido de nitrogênio. Mostrar que esses dados estão de acordo com a Lei Volumétrica de Gay-Lussac. A proporção montada a partir dos volumes fornecidos é: O,70 : 0,35 : 0,70 Dividindo-a pelo menor termo da proporção, temos: 0,70/0,35 : 0,35/0,35 : 0,70/0,35 Ou seja: 2 : 1 : 2 (uma proporção de números inteiros e pequenos). É bom lembrar que numa reação química “o volume dos gases pode não se conservar, a massa sempre se conserva (Lei de Lavoisier)”.

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