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Hemocélio

O hemocélio é a cavidade ou sistema de espaços existentes entre os orgãos da maioria dos artrópodes e moluscos, através do qual a hemolinfa (sangue) circula. Categoria:biologia

Água

A água, ou óxido de hidrogênio, é uma substância abundante na Terra. Existe em vários lugares e formas: em sua maioria nos oceanos e nas calotas polares de nosso planeta, mas também em nuvens, água de chuva, rios, etc. Sob um ponto de vista químico, a água é um líquido incolor e inodoro, composto de hidrogénio e oxigénio, sua fórmula química é H₂O. Todas as formas conhecidas de vida precisam de água. Os humanos consomem "água de beber" (água compatível com as características de nosso corpo). Esta fonte natural está tornando-se escassa com a crescente população mundial, e sua disponibilidade em várias regiões povoadas está na agenda de muitas organizações, que defendem sua preservação.

Propriedades da água

- Ponto de fusão
  - H₂O: 0ºC (273,152518 K)
  - D₂O: 3,82ºC
  - T₂O: 4,49ºC
- Ponto de ebulição
  - H₂O: 100,0ºC (373,124 K)
  - D₂O: 101,42ºC
  - T₂O: 101,51ºC
- Ponto crítico
  - H₂O: T_C= 647,096 K P_C= 22,0664MPa d=322kg m³
  - D₂O: T_C= 643,847 K P_C= 21,671MPa d=356kg m³
- Constante dielétrica
  - H₂O: 87,9 (OºC) 78,4 (25ºC) 55,6 (100ºC)
  - H₂O: gelo lh 99 (-2OºC) 171 (-120ºC)
  - H₂O: gás 1,0059 (10OºC, 101 325 KPa)
  - H₂O: 78,06 (25ºC)

Propriedades importantes para os organismos vivos

A água possui muitas propriedades incomuns que são críticas para a vida: é um bom solvente e possui alta tensão superficial (0,07198 N m^-1 a 25ºC). A água pura tem sua maior densidade em 3,984ºC: 999.972 kg m³ e tem valores de densidade menor ao se esfriar e ao se aquecer. Como uma molécula polar estável na atmosfera, desempenha um papel importante como absorvente da radiação infravermelha, crucial no efeito estufa da atmosfera. A água também possui um calor específico peculiarmente alto (75,327 J mol^-1 K^-1 a 25 ºC), que desempenha um grande papel na regulação do clima global. A água é um bom solvente e dissolve vários tipos de substâncias, como vários sais e açúcar, e facilita sua interação química, que ajuda metabolismos complexos. Apesar disso, algumas substâncias não se misturam bem com a água, incluindo óleos e outras substâncias hidrofóbicas. Membranas celulares, compostas de lipídios e proteínas, levam vantagem destas propriedades para controlar as interações entre seus conteúdos e químicos externos. Isto é facilitado pela tensão da superfície da água.

Distribuição

Na Terra há cerca de 1.360.000.000 km³ de água que se distribuem da seguinte forma:
- 1.320.000.000 km³ (97%) são água do mar.
- 40.000.000 km³ (3%) são água doce.
  - 25.000.000 km³ (1,8%) como gelo.
  - 13.000.000 km³ (0,96%) como água subterrânea.
  - 250.000 km³ (0,02%) em lagos e rios.
  - 13.000 km³ (0,001%) como vapor de água.

Estados da água

Encontramos a água em diversos estados. Na atmosfera ela está em estado gasoso, proveniente da evaporação de todas as superfícies úmidas – mares, rios e lagos; em estado líquido é a mais usual forma da água, encontrada nos grandes depósitos do planeta, nos oceanos e mares (água salgada), nos rios e lagos (água doce) e também no subsolo, constituindo os chamados lençóis freáticos em estado líquido. Para finalizar, também encontramos a água no estado sólido, nas regiões frias do planeta. Do estado gasoso, presente na atmosfera, a água se precipita em estado líquido, como chuva, orvalho ou nevoeiro, ou em estado sólido, como neve ou granizo. Certas águas continentais são enquadradas genericamente como água doce e até inequivocamente estudadas como então, embora apresentem pequenas mas evidentes concentrações de sais metálicos, ou seja alguma salinidade, portanto devendo ser vistas como águas de “baixa salobridade” ou até mesmo “águas oligohalinas continentais”. São águas que percorrem solos (internos e/ou expostos), contendo carbonatos de cálcio, magnésio, sódio, etc.. Apresentam dureza e alcalinidade bem mais elevada que as comumentemente denominadas de “doce”. Como exemplo típico temos a maioria das águas localizadas na região da Serra da Bodoquena/MS-Br, com alcalinidade e dureza variando de 150mgCaCO3/l até acima de 300mgCaCO3/l.

Água engarrafada

Porquê água engarrafada?

Em condições normais o corpo exige dois litros de água por dia. Sabendo isto, tem-se verificado que as pessoas se têm virado em massa para o consumo de água engarrafada para satisfazer as necessidades do seu organismo, em parte ou na sua totalidade. Assistimos frequentemente a um número elevado de doenças e escândalos sobre alimentos e bebidos, sobretudo em países industrializados. Assim, as pessoas procuram nestes países segurança contra todas estas inseguranças que se levantam no nosso dia a dia. Mas o aumento dos consumo de água engarrafada também se verifica nos países em desenvolvimento e menos industrializados que os anteriormente referidos. Nestes países as doenças são mesmo visíveis e para as evitar o consumo deste tipo de água dispara. vapor de água
- É consumida uma média de 15 litros de água engarrafada por pessoa, anualmente.
- Os europeus são os principais consumidores de água engarrafada, sendo que bebem metade da água engarrafada de todo o Mundo, tendo uma média de 85 litros por pessoa num ano.
- Os mercados de água engarrafada mais promissores são a Ásia e Oceânia que tiveram um crescimento de anual de 15%, no período de 1999-2001. Podemos por todos estes motivos afirmar que o consumo de água engarrafada está a crescer a olhos vistos em todo o Mundo, pelo menos nos últimos trinta anos. Actualmente, é considerado como sendo o sector mais dinâmico e um dos mais lucrativos de toda a indústria de alimentos e bebidas, pois o consumo deste tipo de água aumenta cerca de 12% em cada ano. Este aumento só se justifica pelo receio que a maior parte da população tem em consumir água da torneira, pois a água engarrafada sai bastante mais cara do que o consumo da água da torneira que abastece as nossas casas.

Diferentes tipos de água engarrafada

Água mineral natural – Esta água é caracterizada por ser uma água do subsolo protegida contra todos os tipos de poluição e por ter um nível constante de sais minerais e outros compostos. Esta água não é tratada, nem é acrescida de sais ou quaisquer outros elementos, tais como os aditivos. Ex: Alardo, Caldas de Monchique, Carvalhelhos, Luso, Pedras Salgadas, Vidago,... Água de mina – Água que deriva de uma formação subterrânea, da qual a água corre natural-mente para a superfície terrestre. As águas de nascente fazem parte deste grupo de águas engarrafadas. É de salientar que águas de diferentes minas podem ser vendidas sob a mesma marca registada. Ex: Água da Penha, Água Serra da Estrela, Caramulo, Sete Fontes,... Água purificada – Água subterrânea ou de superfície previamente tratado para se adequar na íntegra ao consumo humano. É basicamente igual à água das torneiras, sendo de custo maior e distribuída através de garrafas. Água artesiana – Água que vêm de poços profundos e que é aproveitada para consumo. Água gasosa – Água que sofre um tratamento e adicionamento de dióxido de carbono. No fim do seu tratamento terá a mesma quantidade de dióxido de carbono que teria na fonte donde foi extraída.

Água da torneira / Água engarrafada

A água engarrafada não é escolhida por muitas pessoas em vão. Muitos portugueses pensam que este tipo de água tem um sabor melhor do que a água da torneira. Para além disso afirma-se muito convictamente que esta água é mais segura e de melhor qualidade. Não necessariamente! Muitas destas opiniões surgem inconscientemente aquando se dá o negócio das companhias de água engarrafada. Muitos anúncios persuasivos fazem com que vejamos esta água como uma alternativa saudável em relação a outras bebidas. Então e por este motivo é comprada para fazer com que as pessoas se sintam bem e percam peso, por exemplo. Conteúdo mineral De acordo com a Organização das Nações Unidas da Alimentação e Agricultura (FAO) e segundo a Organização Mundial de Saúde (WHO), não existem directrizes indicando a recomendação de concentrações mínimas nestas águas. Existe também uma incerteza em relação ao factor nutricional mineral da água engarrafada comparada à água de torneira. É por isso que consumir água engarrafada não significa que ela seja de melhor qualidade ou mais segura do que a água da torneira que já se encontra em nossas casas. A Segurança e a Saúde A água da torneira pode ser facilmente contaminada por químicos ou micróbios prejudiciais à saúde pública. No entanto, certos factores e parâmetros podem ser mais facilmente controláveis. Para além disso, é mais difícil conseguir água engarrafada do que água da torneira. Isto deve-se simplesmente ao facto de água engarrafada ser aquecida a temperaturas mais altas do que a água que é normalmente distribuída nos sistemas de tubulação. É, portanto, verdade que micro-organismos de pouco ou nenhum conhecimento público podem crescer em altos níveis. O imprevisível é saber se isso acontecerá em águas engarrafadas ou em águas da torneira, pois, teoricamente, ambas podem ser contamináveis.

Impactos ambientais

- O mercado de água engarrafada no mundo representa um volume de 89 biliões de litros e está estimado em um valor de 25 biliões de euros.
- 75% do mercado é dominado por produtores e empresas locais.
- Mais de metade (59%) da água engarrafada bebida no mundo é água purificada os restantes (41%) consomem água de mina ou mineral.
- Enquanto que a água engarrafada se origina em fontes protegidas, como por exemplo aquíferos no subsolo e nascentes, a água de torneira vem sobretudo de rios e lagos.
- Garrafas plásticas O plástico é feito de petróleo e gás natural, dois recursos não renováveis. Para além disso, são usadas mais de 1,5 milhões de toneladas de plástico só para fabricar garrafas de água. Os processos usados para fazer plástico podem causar graves problemas de poluição que afectarão a saúde humana e o ambiente, se deixados sem regulamentação. A maioria da garrafas de plástico não são reciclados e, consequentemente, vão para aterros sanitários. O mundo está assim cheio de aterros sanitário e, como as garrafas de plástico se decompõe a velocidade muito baixas, permanecerão nos aterros por largas centenas de anos.
- Transporte Um quarto da água engarrafada em todo o mundo é consumida fora do país de origem. Assim, emissões de dióxido de carbono, provocando o efeito de estufa, fazem com que existam mudanças climáticas globais. Ainda assim, cerca de 75% da água produzida é consumida à escala regional, limitando estes emissões de gases poluentes.

Corpo Humano

No corpo humano a água é o principal componente. É dito que o envelhecimento pode ser considerado um processo de secagem, uma vez que da infância até a velhice a quantidade de água no corpo diminui gradativamente.

Importante sobre a água

- Água do mar
- Água mineral
- Água potável
- Chuva
- Desidratação
- Hidrografia
- Hidrologia
- Indústria da água
- Irrigação
- Manejo sustentável dos recursos hídricos

Links externos

- [http://www.worldwaterforum.org/ Fórum Mundial da Água] (em inglês)
- [http://www.lsbu.ac.uk/water/ Estrutura e comportamento da água] (em inglês) Categoria:Hidrografia Categoria:Compostos químicos als:Wasser ja:水 ko:물 ms:Air simple:Water th:น้ำ

Cloro

O cloro ( grego chlorós, esverdeado ) é um elemento químico , símbolo Cl de número atômico 17 ( 17 prótons e 17 elétrons ) com massa atómica 35,5 u, encontrado em temperatura ambiente no estado gasoso. Gás extremamente tóxico e de odor irritante, foi descoberto em 1774 pelo sueco Carl Wilhelm Scheele. O cloro está situado na série química dos halogênios ( grupo 17 ou 7A ). No estado puro, em condições normais, é um gás de coloração amarelo esverdeada, formado por moléculas diatómicas, Cl₂, sendo 2,5 vezes mais pesado do que o ar. É um elemento abundante na natureza e um elemento químico essencial para muitas formas de vida.

Características principais

Na natureza não é encontrado em estado puro, já que reage com rapidez com muitos elementos e compostos químicos, sendo encontrado formando parte de cloretos e cloratos, sobretudo na forma de cloreto de sódio nas minas de sal gema e dissolvido na água do mar. O cloreto de sódio é comum como sal de mesa. O cloro é empregado para potabilizar a água de consumo dissolvendo-o na mesma. Também é usado como oxidante , branqueador e desinfetante. É gasoso e muito tóxico (neurotóxico) , foi usado como gás de guerra na Primeira e na Segunda Guerra Mundial. Este halogênio forma numerosos sais, obtidos a partir de cloretos por processos de oxidação, geralmente mediante a eletrólise. Combina-se facilmente com a maior parte dos elementos. É ligeiramente solúvel em água (uns 6,5 g de cloro por litro de água a 25 ºC) formando, em parte, o ácido hipocloroso, HClO. Na maioria dos numerosos compostos que forma apresenta estado de oxidação -1. Também pode apresentar os estados de oxidação +1, +3, +5 e +7.

Aplicações

O cloro é aplicado principalmente na purificação de águas, no branqueamento durante a produção de papel e na preparação de diversos compostos clorados:
- Um processo de purificação de águas amplamente utilizado é a cloração. O agente é o ácido hipocloroso , HClO , que se produz dissolvendo cloro na água e regulando o pH.
- Na produção de papel se emprega cloro no branqueamento da polpa, apesar de estar sendo substituido pelo díoxido de cloroClO₂.
- Uma grande parte de cloro é empregado na produção de cloreto de vinila, composto orgânico usado como matéria-prima para a obtenção de policloreto de vinila, conhecido como PVC.
- Se usa para a síntese de numerosos compostos orgânicos e inorgânicos como, por exemplo, o tetracloreto de carbono, CCl₄, o cloroformio, CHCl₃, e diferentes halogenetos metálicos. Também é empregado como agente oxidante.
- Preparação de cloreto de hidrogênio puro, que pode ser obtido por síntese direta: H₂ + Cl₂ → 2HCl

História

O cloro ( do grego χλωρος, que significa "amarelo verdoso" ) foi descoberto em 1774 pelo sueco Carl Wilhelm Scheele, acreditando que se tratava de um composto contendo oxigênio. Obteve-o a partir da seguinte reação: :MnO₂ + 4HCl → MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O Em 1810 o químico inglés Humphry Davy demonstrou que se tratava de um elemento químico, e lhe deu o nome de cloro devido a sua coloração. O cloro foi utilizado na Primeira Guerra Mundial. Foi a primeira vez que se utilizou uma substância como arma química.

Abundância e obtenção

O cloro é encontrado na natureza combinado com outros elementos, principalmente na forma de cloreto de sódio, NaCl , e também em outros minerais como a silvina, KCl, ou na carnalita, KMgCl₃·6H₂O. É o halogênio mais abundante na água do mar com uma concentração de aproximadamente 18000 ppm. Na crosta terrestre está presente em menor quantidade, uns 130 ppm. É praticamente impossível encontra-lo sem estar combinado com outros elementos, devido a sua alta reatividade. O cloro é obtido principalmente ( mais de 95% da produção ) a partir da eletrólise do cloreto de sódio, NaCl, em solução aquosa, denominado processo de cloro-álcali. São usados três métodos:
- Eletrólise com célula de amálgama de mercúrio.
- Eletrólise com célula de diafragma
- Eletrólise com célula de membrana.

Eletrólise com célula de amálgama de mercúrio:

Foi o primeiro método utilizado para produzir cloro em escala industrial. Neste processo ocorrem perdas de mercúrio gerando problemas ambientais. Nas duas últimas décadas do Século XX o processo foi melhorado, embora ainda ocorra a perda de 1,3 gramas de mercúrio por tonelada de cloro produzida. Devido aos problemas ambientais este processo está sendo substituido pela eletrólise de célula de membrana que , atualmente , é responsável pelo suprimento de menos de 20% da produção mundial de cloro. É empregado um catodo de mercúrio e um anodo de titânio recoberto de platina ou óxido de platina. O catodo está depositado no fundo de uma célula de eletrólise e a anodo sobre este, a pouca distância. A célula é preenchida com cloreto de sódio e, com uma diferença de potencial adequada, se processa a eletrólise: :2Cl^- - 2e^- → Cl₂ :Hg + 2Na⁺ + 2e^- → NaHg A seguir se procede a decomposição da amálgama formada para recuperar o mercúrio. A base sobre a qual está a amálgama é ligeiramente inclinada para escorrer a amálgama passando para uma torre onde , em presença da água, ocorre as seguintes reações de oxidação e redução: :H₂O + 1e^- → 1/2H₂ + OH^- :NaHg - 1e^- → Na⁺ + Hg Desta forma o mercúrio é reutilizado. Como subproduto forma-se soda caústica ( NaOH ) pela combinação da hidroxila ( OH^- ) e Na⁺ formado nos dois eletrodos: : Na⁺ + Na⁺ → NaOH Deste modo se consegue a soda caústica (NaOH) muito concentrada e um cloro muito puro, porém consome mais energia que outros processos e existe o problema da contamina~ção com o mercúrio.

Eletrólise com célula de diafragma:

Este método é utilizado principalmente no Canadá e Estados Unidos. Se utiliza um catodo perfurado de aço ou ferro e um anodo de titânio recoberto de platina ou óxido de platina. Ao catodo se adere um diafragma poroso de fibras de asbesto misturado com outras fibras como , por exemplo , o politetrafluoroetileno. Este diafragma separa o anodo do catodo evitando a recombinação dos gases formados. O sistema é alimentado continuamente com salmoura que circula desde o anodo até o catodo. As reações que ocorrem são: :2Cl^- - 2e^- → Cl₂ ( no anodo) :H₂ + 2e^- → H₂ ( no catodo) Na dissolução permanece uma mistura de NaOH e NaCl. O NaCl é reutilizado e o NaOH tém interesse comercial. Este método apresenta a vantagem de consumir menos energia que o utilizado na amálgama de mercúrio , porém , o inconveniente é que o NaOH produzido é menos puro. Existe, também , o risco associado ao uso do asbesto.

Eletrólise com célula de membrana:

Este método é o que se pretetende implantar para a produção de cloro. Estima-se uma produção mundial de aproximadamente 30% deste elemento. Este método é similar ao método que se emprega na célula de diafragma. O diafragma é substituido por uma membrana sintética seletiva que deixa passar ions Na⁺, porém não permite a pasagem de íons OH^- o Cl^-. O NaOH obtido é mais puro e mais concentrado que o obtido pelo método da célula de diafragama e, como este, consome menos energia que o método da amálgama de mercúrio, mesmo que a concentração de NaOH obtida seja menor, sendo necessário concentrá-lo. Por outro lado, o cloro obtido pelo método da amálgama de mercurio é mais puro.

Compostos

- Alguns cloretos metálicos são empregados como catalisadores como, por exemplo, FeCl₂, FeCl₃ e AlCl₃.
- Ácido hipocloroso ( HClO ). Empregado na depuração de águas e alguns sais como agente alvejante.
- Ácido cloroso,HClO₂. O sal de sódio correspondente, NaClO₂, é usado para produzir dióxido de cloro, ClO₂, usado como desinfetante.
- Ácido clórico ( HClO₃ ). O clorato de sodio, NaClO₃, também pode ser usado para produzir dióxido de cloro, empregado para o branqueamento do papel, assim como para a obtenção de perclorato.
- Ácido perclórico ( HClO₄ ). É um ácido oxidante empregado na indústria de explosivos. O perclorato de sodio , NaClO₄, é usado como oxidante e na indústria téxtil e papeleira.
- Compostos de cloro como os clorofluorocarbonetos (CFCs) contribuem para a destruição da camada de ozônio.
- Alguns compostos orgânicos de cloro são empregados como pesticida, como, por exemplo, o hexaclorobenzeno ( HCB) , o para-diclorodifeniltricloroetano (DDT), o toxafeno e outros.
- Muitos compostos organoclorados criam problemas ambientais devido a sua toxidade como os pesticidas citados anteriormente, os difenilos policlorados (PCBs) e as dioxinas.

Isótopos

Na natureza são encontrados dois isótopos estáveis do cloro. Um de massa 35 uma e outro de 37 uma, com uma proporção relativa de 3:1, respectivamente, o que determina uma massa atómica de 35,5 uma, aproximadamente. O cloro tem nove isótopos com massa desde 32 até 40 uma. Somente três são encontrados na natureza: o ³⁵Cl, estável, com uma abundância de 75,77%, o ³⁷Cl, também estável com uma abundância de 24,23%, e o isótopo radioativo ³⁶Cl. A relação do ³⁶Cl com o Cl estável no ambiente é de aproximadamente 700 x 10^-15 para 1. O ³⁶Cl é produzido na atmosfera a partir do ³⁶Ar por interações com prótons dos raios cósmicos. No subsolo é gerado o ³⁶Cl principalmente a partir de processos de captura de neutrons do ³⁵Cl, ou por captura de muones do ⁴⁰Ca. O ³⁶Cl decai a ³⁶S e a ³⁶Ar, com uma vida média combinada de de 308.000 anos. A vida média deste isótopo hidrofílico e não reativo é útil para a datação geológica no intervalo de 60.000 a 1 milhão de anos. Além disso, foram produzidos grandes quantidades de ³⁶Cl pela irradiaação da água do mar durante as detonações atmosféricas de armas nucleares entre 1952 e 1958. O tempo de permanência do ³⁶Cl na atmosfera é de aproximadamente 1 semana. Por isso, é um marcador para as águas superficiais e subterrâneas dos anos 50 e, também util para a datação de águas que contenham menos de 50 anos. O ³⁶Cl e, também, empregado em outras áreas das ciências geológicas como na datação de gelo e sedimentos.

Precauções

O cloro provoca irritação no sistema respiratório, especialmente em crianças. No estado gasoso irrita as mucosas e no estado líquido queima a pele. Pode ser dedectado no ar pelo seu odor a partir de 3,5 ppm, sendo mortal a partir de 1.000 ppm. Foi usado com arma química a partir da Primeira Guerra Mundial. Uma exposição aguda a altas ( porém não letal ) concentrações de cloro pode provocar edema pulmonar, ou líquido nos pulmões. Uma exposição crônica abaixo do nível debilita os pulmões aumentando a suceptibilidade a outras enfermidades pulmonares. Em muitos paises é fixado o limite de exposição no trabalho em 0,5 ppm ( média de 6 horas diárias, 40 horas semanais ).

- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/Cl/index.html WebElements.com - Chlorine]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/Cl.html EnvironmentalChemistry.com - Chlorine]
- [http://periodic.lanl.gov/elements/17.html Los Alamos National Laboratory - Chlorine] Categoria:Elementos químicos ja:塩素 ko:염소 (원소) th:คลอรีน

Potássio

O potássio é um elemento químico, símbolo K ( do latim "kalium", nome original da sua base KOH ), número atômico 19 ( 19 prótons e 19 elétrons ) , metal alcalino, de massa atómica 23 u, coloração branco prateado, abundante na natureza, encontrado principalmente nas águas salgadas e outros minerais. Oxida-se rapidamente com o oxigênio do ar, é muito reativo especialmente com a água e se parece quimicamente com o sódio. É um elemento químico essencial para o homem , encontrado em muitas hortaliças, e essencial para o crescimento das plantas. Empregado em células fotoelétricas. Foi descoberto por por Humphry Davy, em 1807, a partir da eletrólise do hidróxido de potássio ( KOH ).

Características principais

É o segundo metal mais leve. É um sólido maleável que se corta com facilidade com uma faca. Tem um ponto de fusão muito baixo, arde com chama violeta e apresenta uma coloração prateada nas superfícies não expostas ao ar, já que nao se oxida com rapidez. Entretanto, deve ser armazenado recoberto em azeite. Igual aos demais metais alcalinos reage violentamente com a água, desprendendo hidrogênio, podendo inflamar-se espontaneamente em presença desta substância.

Aplicações

- O potássio é um metal empregado em células fotoelétricas.
- O cloreto de potássio e o nitrato de potássio são empregados como fertilizantes.
- O peróxido de potássio é usado em aparatos de respiração de bombeiros e mineiros.
- O nitrato é usado na fabricação de pólvora e, o cromato de potássio e o dicromato de potássio em pirotecnia.
- O carbonato de potássio é empregado na formação de cristais.
- A liga NaK, uma liga de sódio e potássio , é um material usado como transferente de calor.
- O cloreto de potássio é utilizado para provocar parada cardíaca em injeções letais. Outros sais de potássio importantes são o brometo de potássio, cianureto de potássio, iodeto de de potássio e o sulfato de potássio, entre outros. Uma importante base de potássio e o hidróxido de potassio.

Ação biológica

O íon K⁺ está presente nas extremidades dos cromossomos (telômeros) estabilizando a estrutura. O íon hexaidratado ( igual ao correspondente íon magnésio ) estabiliza a estrututura do ADN e do ARN compensando a carga negativa dos grupos fosfatos. A bomba de sódio é um mecanismo pelo qual se consegue as concentrações requeridas de íons K⁺ e Na⁺ dentro e fora da célula - concentrações de íons K⁺ mais altas dentro da célula do que no exterior - para possibilitar a transmissão do impulso nervoso. A diminuição do nível de potássio no sangue provoca hipopotasemia. Hortaliças como beterraba e couve-flor e frutas como abricó, cereja, ameixa, pêssego são alimentos ricos em potássio. É um elemento, também, essencial para o crescimento das plantas, sendo um dos três elementos consumidos em maior quantidade. O íon potássio, encontrado na maioria dos tipos de solo, intervém na respiração.

História

O nome potássio vem do latim científico potassium, e este do neerlandês pottasche, cinza de pote, nome dado por Humphry Davy ao ser descoberto em 1807. Foi o primeiro elemento metálico isolado por eletrólise, no caso a partir da potassa (KOH), composto de cujo nome latino, Kalium, originou o símbolo químico do potássio. O próprio Davy descreveu o seguinte relato de sua descoberta ante a "Sociedade Real Britânica" de Londres em 19 de novembro de 1807: «Coloquei um pequeno fragmento de potassa sobre um disco isolado de platina comunicando-o com o lado negativo de uma bateria elétrica de 250 placas de cobre e zinco em plena atividade. Um filamento de platina em contato com o lado positivo foi posto em contato com a parte superior da potassa. Todo o aparato funcionando ao ar livre. Nestas circustâncias manifestou-se uma atividade muito viva; a potassa começou a fundir-se nos dois pontos de eletrização. Na parte superior (positiva) ocorreu uma viva efervescência, determinada pelo desprendimento de um fluido elástico; na parte inferior (negativa) não ocorreu nenhum desprendimento de fluido elástico, porém apareceram pequenos glóbulos de vivo brilho metálico semelhantes aos glóbulos de mercúrio. Alguns destes glóbulos, a medida que formavam, ardiam explosivamente numa chama brilhante; outros perdiam pouco a pouco o seu brilho e encobriam-se finalmente de uma crosta branca. Estes glóbulos formavam a substância que eu buscava, era a base de um combustível peculiar, era a base da potassa: o potássio.» A importância da descoberta é a confirmação da hipótese de Antoine Lavoisier de que a soda e a potassa reagiam com os ácidos do mesmo modo que os óxidos de chumbo e prata, porque eram formados de um metal combinado com o oxigênio, finalmente confirmado com o isolamento do potássio e, uma semana após, o sódio pela eletrólise da soda. Além disso, a obtenção do potássio permitiu a descoberta de outros elementos já que, devido a sua elevada reatividade, é capaz de decompor óxidos retirando-lhes o oxigênio, deste modo, foram isolados o silício, o boro e o alumínio.

Abundância e obtenção

alumínio] O potássio constitui cerca de 2,4% em peso da crosta terrestre, sendo o sétimo elemento mais abundante. Devido a sua insolubilidade é muito difícil obter o metal puro a partir dos seus minerais. Ainda assim, em antigos leitos marítimos e lagos existem grandes depósitos de minerais de potássio ( carnalita, langbeinita, polihalita e silvina ) dos quais é economicamente viável a extração do metal e seus sais. A principal fonte de potássio é a potassa, extraída, entre outros locais, na Califórnia, Novo México e Utah nos Estados Unidos, e Alemanha. Em Saskatchewan há grandes depósitos de potassa a 900 metros de profundidade, que no futuro podem converter-se em importantes fontes de potássio e sais de potássio. Os oceanos também podem ser provedores de potássio, porém num mesmo volume de água salgada,a quantidade de potássio presente é muito menor que a de sódio diminuindo o rendimento econômico da operação. Atualmente o metal puro é obtido por eletrólise de sua base ( KOH ) do mesmo modo que o sódio. Como o sódio pode substituir satisfatoriamente o potássio e a sua obtenção é mais barata, o potássio tem sido menos usado que o sódio. Os métodos anteriores de obtenção do potássio como os de Gay-Lussac e Thenard até 1823 e, posteriormente, os de Sainte-Claire Deville e Brunner apresentavam um rendimento deficiente para a obtenção em escala industrial.

Isótopos

São conhecidos dezessete isótopos de potássio, três deles naturais K-39 (93,3%), K-40 (0,01%) e K-41 (6,7%). O K-40, com um vida média de 1,25E9 anos, decaindo a Ar-40 (11,2%) e Ca-40 (88,8%). A desintegração de K-40 em Ar-40 é empregada como método para a datação de rochas. O método K-Ar convencional se baseia na hipótese de que as rochas não continham argónio quando se formaram e o formado não escapou, de modo que a quantidade presente provém da completa e exclusiva desintegração do potássio original. A medição da quantidade de potássio e Ar-40 fornece o procedimento de datação adequado para a determinação da idade de minerais como o feldspato vulcânico, moscovita, biotita e hornblenda , geralmente as amostras de rochas vulcânicas e intrusivas que não tenham sofrido alterações. Além da datação, os isótopos de potássio são muito utilizados em estudos do clima e, em estudos sôbre o ciclo dos nutrientes por ser um macronutriente importante para a vida.

Precauções

O potássio sólido reage violentamente com a água, mais que o sódio, por isso, deve ser conservado imerso num líquido apropriado como azeite ou querosene.

Referências

- [http://enciclopedia.us.es/index.php/Potasio Enciclopedia Libre]
- [http://periodic.lanl.gov/elements/19.html Los Alamos National Laboratory – Potasio]
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Bibliografía

- Diccionario Enciclopédico Hispano-Americano, Tomo XVI, Barcelona, Montaner y Simón Editores, 1895. Categoria:Elementos químicos ja:カリウム ko:칼륨 simple:Potassium th:โพแทสเซียม

Cálcio

O cálcio é um elemento químico, símbolo Ca , de número atômico 20 ( 20 prótons e 20 elétrons ) e massa atómica 40 u. É um metal da família dos alcalino-terrosos, pertencente ao grupo 2 da classificação periódica dos elementos químicos. É um elementosólido na temperatura ambiente, maleável, dúctilque reage violentamente com a água. É um elemento químico essencial ao homem. Uma pessoa tem entre 1,5 e 2% de cálcio em peso, do qual 99% é encontrado nos ossos , dentes , no restante dos tecidos, e em fluidos corporais intervindo no metabolismo celular. É rico no leite, alguns vegetais , e em espinhas de pescados. Também, em conchas e estalactites. O cálcio é encontrado abundantemente na natureza, sempre na forma de minerais. Foi descoberto em 1808 por Humphry Davy, mediante a eletrólise de uma amálgama de mercúrio e cal.

Características principais

O cálcio é um metal alcalino-terroso, mole, maleável e dúctil que arde com chama vermelha formando óxido de cálcio e nitreto. As superfícies recentes são de coloração branco prateada que rapidamente tornam-se levemente amareladas expostas ao ar, finalmente com coloração cinzas ou brancas devido a formação de hidróxido ao reagir com a humidade ambiental. Reage violentamente com a água para formar o hidróxido de cálcio, Ca(OH)₂ , com desprendimento de hidrogênio.

Papel biológico

O cálcio atua como mediador intracelular, cumprindo uma função de segundo mensageiro como, por exemplo, o íon Ca²⁺ intervém na contração dos músculos. Também está implicado no controle de algumas enzimas quinases que realizam funções de fosforilação como, por exemplo, na proteína quinase C (PKC). O cálcio participa de funções enzimáticas de maneira similar ao magnésio em processos de transferência do fosfato como, por exemplo, a enzima fosfolipase A₂). Alguns de seus sais são bastante insolúveis como, por exemplo, o sulfato de cálcio ( CaSO₄), carbonato de cálcio (CaCO₃), oxalato, etc., e o cálcio faz parte de distintos biominerais. Assim, no ser humano, está presente nos ossos como hidroxiapatito cálcico, Ca₁₀(OH)₂(PO₄)₆, nos dentes como fluorohidroxiapatito (alguns OH^- se sustituem por F^-), ou como carbonato de cálcio no ouvido interno. Outros biominerais estão presentes em exoesqueletos, em conchas e nas cascas de ovos de diferentes animais e na forma de diferentes sais. Outra função do cálcio está relacionada com a coagulação do sangue, através da sua relação com a proteína protrombina. É, portanto, um importante componente da dieta. A quantidade diária recomendada para os adultos oscila entre 800-1000 mg, quantidade que deve ser incrementada durante o crescimento (9-18 anos), na gravidez, na lactação e, posteriormente, na menopausa até 1200-1300 mg. Os produtos comerciais especificam nos seus rótulos a quantidade de cálcio que apresentam, geralmente em porcentagem, para que o consumidor saiba se está ingerindo a quantidade diária necessária. Produtos ricos em cálcio são o leite e seus derivados, cujo cálcio é facilmente absorvido; em vegetais como feijão e espinafre; nas espinhas de pescados como sardinha e enchova e, nos alimentos enriquecidos com cálcio. A competição que se estabelece com certos metais pode inibir a absorção do cálcio. O magnésio e o cálcio competem nos mesmos pontos de absorção, portanto, pessoas que ingerem suplementos de magnésio devem tomar especial cuidado com o aporte diário de cálcio. A deficiência de cálcio pode provocar osteoporose e "hipocalcemia" ; o excesso provoca a "hipercalcemia".

História

O cálcio ( do latim "calx", "calcis", cal ) foi descoberto em 1808 por Humphry Davy mediante a eletrólise de uma amálgama de mercúrio e cal. Davy misturou cal umedecida com óxido de mercúrio que colocou sobre uma lâmina de platina, o anodo, e submergiu uma parte de mercúrio no interior da pasta funcionando como catodo. Na eletrólise obteve uma amálgama que destilada originou um resíduo sólido facilmente oxidável. Davy não ficou convencido de que havia obtido cálcio puro. Posteriormente, Robert Bunsen em 1854 e Matthiessen em 1856 obtiveram o metal por eletrólise do cloreto de cálcio e, Henri Moissan obteve o cálcio com uma pureza de 99% por eletrólise do iodeto de cálcio. Entretanto, até princípios do século XX, o cálcio só era obtido em laboratório.

Abundância e obtenção

É o quinto elemento em abundância na crosta terrestre ( 3,6% em peso ). Não é encontrado em estado nativo, porém formando compostos de grande interesse industrial como carbonatos, (calcita, mármore, caliza e dolomita) e sulfatos (gesso, alabastro) a partir dos quais se obtém a cal viva , o estuque, o cimento, etc. Outros minerais que o contém são a fluorita (fluoreto), apatita (fosfato) e granito (silicato). O metal se isola por eletrólise do cloreto de cálcio ( subproduto do proceso Solvay ) fundido:
- cátodo: Ca²⁺ + 2 e^- → Ca
- anodo:  Cl^- → ½ Cl₂ (gás) + e^-

Isótopos

O cálcio tem seis isótopos estáveis, dos quais o Ca-40 é o mais abundante ( 97% ). O Ca-40 e o Ar-40 são produtos da desintegração do K-40. O segundo é usado para a determinação da idade de rochas em geologia pela datação radiométrica porém, a prevalência do isótopo Ca-40 na natureza tem impedido de fazer o mesmo com o cálcio. Diferentemente de outros isótopos cosmogênicos produzidos na atmosfera terrestre, o Ca-41 se origina por ativação neutrônica do Ca-40, formando-se nas camadas mais superficiais do solo, onde o bombardeio de neutrons é suficientemente intenso. Além disso, o Ca-41 tem recebido uma atenção dos cientistas porque se desintegra em K-41, um indicador crítico das anomalias do sistema solar.

Referências

- [http://www.nichd.nih.gov/milk/espanol/porquecal/calcio.cfm Insitituto Nacional de Salud Infantil y Desarrollo Humano, EE. UU.]
- [http://enciclopedia.us.es/index.php/Calcio Enciclopedia Libre - Calcio]
- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/Ca/index.html WebElements.com – Calcio]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/Ca.html EnvironmentalChemistry.com – Calcio] Categoria:Elementos químicos ja:カルシウム ko:칼슘 simple:Calcium th:แคลเซียม

Hemocianina

Em zoologia, chama-se hemocianina à proteína do "sangue" de muitos artrópodes e moluscos que serve para as trocas gasosas na respiração. O "sangue" com esta substância é normalmente designado hemolinfa. categoria:zoologia categoria:bioquímica

Ljubečna

Ljubéčna je majhen kraj ob Celju. Leta 2002 je imel kraj 940 prebivalcev. Na Ljubečni je šola, pošta (3202) in druge stvari. Na Ljubečni je bila tudi zelo znana tovarna opek, ker je na Ljubečni kar velik glinokop, ki počasi izgineva, in tam ne koplejo več veliko gline, ker je več kot pol te tovarne opek odkupil WIGRAD. gline Kategorija:Celje

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