Dessecante ou agente dessecante são substâncias químicas capazes de absorver ou adsorver água, assim como outras substâncias, como, dependendo do caso, álcool (etanol), por exemplo, usadas na secagem de fluidos, tanto líquidos quanto gasosos, tanto em laboratório quanto na indústria, em inúmeros outras aplicações.

Os dessecantes comumente encontrados pré-embalados são sólidos, e usados para absorção ou absorção de água (umidade), ou uma combinação das duas, e normalmente usados quando há o risco de danos a produtos sensíveis à umidade. Dessecantes para propósitos especiais podem ser em outras formas que não sólidas, e podem atuar por outros princípios, tal como as ligações químicas a moléculas de água.

Exemplos de dessecantes mais comuns: sílica gel, sulfato de cálcio, cloreto de cálcio, argila de montmorillonita, argila diatomácea (argila moler, da Dinamarca) e peneiras moleculares.

O arroz é uma alternativa "low-tech", frequentemente usadas por exemplo em saleiros para manter o sal de cozinha com escoamento eficaz e impedindo a formação de grumos. O arroz, entretanto, não é um bom dessecante, por ter capacidade de adsorção muito baixa, e porque é susceptível ao ataque de microorganismos. Quando usado no saleiro, o sal atua limitando o desenvolvimento de bactérias e mofos. O próprio sal é outro dessecante efetivo, usado por milênios para conservação de alimentos, como por exemplo a carne vermelha e os peixes.

-Em química, misturas refrigerantes São aquela que a sua temperatura e inferior que a temperatura dos seus componentes.-Agentes dessecantes São substâncias que retiram água das outras substancias.

Dessecante ou agente dessecante são substâncias químicas capazes de absorver água, assim como outras substâncias, como, dependendo do caso, álcool (etanol), por exemplo, usadas na secagem de fluidos, tanto líquidos quanto gasosos, tanto em laboratório quanto na indústria, em inúmeros outras aplicações.

Obtenção de etanol anidro mediante uso de agentes dessecantes amilaceos e lignocelulósicos, visando economia na etapa de desidratação no processo de produção de bioetanol.

Benzilidroxilamina, uso da mesma, composições herbicida, e para a dessecacão e/ou desfolhamento de plantas, processos para a preparacão de composicões herbicidamente ativas, que tem uma acão dessecante e/ou desfolhante, para controlar vegetacão indesejavel, para dessecar e/ou desfolhar plantas, ester de anamina, carboxilato de enamina, derivado de fenilureia, fenilisocianato, derivado de anilina, composto de anilina, e, composto nitro.

Dessecadores:O processo de secagem da amostra (ou reagente) é devido principalmente à possibilidade de alteração do conteúdo de unidade de uma substância. Pode ser necessário secar a amostra (ou o reagente) à determinada temperatura e informar o resultado da umidade da amostra (ou reagente) em relação a essa temperatura. O procedimento tem a vantagem de proporcionar uma amostra (oureagente) de composição constante em relação à umidade. As estufas ou os dessecadores são equipamentos utilizados na operação de secagem. As estufas são aparelhos com aquecimento elétrico e termostaticamente controlados, construídos para produzir temperatura desde aproximadamente 40 até 200 graus centígrados. A temperatura é lida em um termômetro e controlada com chave seletora. A circulação do ar pode ser feita por orifícios localizados

interna ou externamente no aparelho.Os dessecadores são recipientes de vidro, que têm uma tampa perfeitamente ajustável, mantendo a atmosfera do seu interior livre de vapor de água por meio de um agente dessecante (desidratante), colocado em um compartimento inferior ao dessecador. Em cima do desidratante, a uma determinada altura, há uma placa de porcelana contendo orifícios que sustêm os recipientes nos quais se encontram as amostras (ou reagentes). As bordas da tampa e do dessecador são esmerilhados, sendo usual passar um lubrificante adequado para melhorar a vedação do recipiente.Quando você remover ou colocar a tampa de um dessecador, use um movimento de arrastar para o lado, para minimizar a perturbação da amostra e evitar a quebra da tampa do dessecador.Os agentes dessecantes são substâncias que tem a propriedade de absorver vapores de água, por meio de uma ação química ou física. Dos agentes dessecantes mais utilizados encontram-se:a) CaCl2 anidro; b) ácido sulfúrico concentrado;c) óxido de cálcio e alumínio;d) perclorato de magnésio; e) perclorato de magnésio triidratado; f) sulfato de cálcio anidro; g) óxido de bário; h) óxido de cálcio; i) óxido de alumínio; j) sílica gel.Alguns agentes dessecantes, como por exemplo, sílica gel, alumínio ativado e sulfato de cálcio anidro, contêm o cloreto de cobalto como indicador que acusa a hidratação do dessecante, mudando sua coloração inicial quando em contato com grande quantidade de vapor de água absorvido.A regeneração de alguns agentes dessecantes, como a sílica gel, é feita mediante aquecimento em estufa a 120oC, enquanto a alumina ativada e o sulfato de cálcio anidro requerem temperaturas de 175oC e 275oC, respectivamente.

Em relação à secagem e a agentes dessecantesusados em laboratório, é correto afirmar que:a) A secagem de uma substância em estufa eletricamente aquecida, é realizada regulando-se a temperatura da estufa acima do ponto de fusão da substância;b) Os agentes dessecantes tem uma característica química essencial, que é a inatividade química em relação a água e a instabilidade térmica frente ao calor;c) A secagem sob pressão reduzida, na qual se usa um dessecador a vácuo, é excelente método para a remoção de água presente nos sólidos;d) O cloreto de cálcio anidro é um excelente dessecante, especialmente quando utilizado nasecagem de ácidos ou líquidos ácidos;e) O sulfato de magnésio anidro não pode ser usado como agente dessecante, pois é quimicamente instável, mesmo em temperatura ambiente.

DessecadorUsado para guardar substâncias em atmosfera com baixo índice de umidade. Um dessecador é um recipiente fechado que contém um agente de secagem chamado dessecante. A tampa é engraxada (com graxa de silicone) para que feche de forma hermética. É utilizado para guardar substancias em ambientes com baixo teor de umidade.O agente dessecante mais utilizado é a sílica, que deve estar na coloração azul (seca). Quando a sílica fica na coloração avermelhada, significa que já está saturada de água, impossibilitando que a mesma absorva a água do interior do dessecador. Como auxílio ao processo de secagem de substâncias, é comum o acoplamento de uma bomba de vácuo para reduzir a pressão no interior do dessecador, quando o mesmo apresenta uma válvula para esta finalidade na tampa. Após o vácuo desejado, a válvula é fechada e a bomba de vácuo desacoplada.Seu uso mais comum se dá nas etapas de padronização de soluções, onde um sal de uma determinada substância é aquecido em estufa e posteriormente posto para esfriar sob pressão reduzida no interior do dessecador. O resfriamento a pressão reduzida e no interior do dessecador impede a absorção de água pelo sal enquanto sua temperatura se iguala à ambiente, para que seja posteriormente pesado.

4. Produtos Sensíveis à Água

Alguns produtos químicos reagem com a água com evolução de calor e de gases inflamáveis ou explosivos. O potássio e o sódio metálico e hidretos metálicos reagem em contato com a água produzindo hidrogênio com calor suficiente para uma ignição com explosiva violência.

Áreas de estocagem para produtos químicos sensíveis à água devem ser projetadas para evitar qualquer contato com água, e isto é feito da melhor forma mantendo todas as possíveis fontes de água fora da área.

Os “sprinklers” devem ser eliminados onde grande quantidade dos materiais está guardada ou aonde a reação irá definitivamente propagar ou potencializar um incêndio ou causar uma explosão, contudo tem sido demonstrado que os “sprinklers” têm sido efetivos no controle de incêndios causados por materiais tais como o magnésio. A construção do prédio deve ser resistente ao fogo e não se devem estocar outros materiais combustíveis na mesma área.

No Almoxarifado Central do IQUSP há uma “Sala de Segurança” destinada ao acondicionamento de materiais deste tipo. Informe-se sobre o uso e acesso a tais locais junto à Comissão de Segurança.

CoCl2 é azul, e o CoCl2·6H2O é rosa profundo. Por causa desta dramática mudança de cor e pela facilidade da reação de hidratação/desidratação, o "cloreto de cobalto" é usado como um indicador para água e umidade.

Um uso comum para o cloreto de cobalto (II) é a detecção de umidade, por exemplo em agentes de secagem tais como sílica gel e também em papéis impregnados com este químico. Este uso está gradualmente sendo substituído em indicadores, devido à diretriz européia que determina que compostos com a presença do cloreto de cobalto sejam classficados como "tóxico".[carece de fontes?]. Um destes indicadores sem cobalto é o cloreto de cobre (II). Quando cloreto de cobalto (II) é adicionado como um indicador, o agente de secagem é azul quando ainda ativo, rosa quando exaurido, correspondendo a CoCl2 anidro e hidratado, respectivamente. Similarmente, papel impregnado com cloreto de cobalto, conhecido como "papel de cloreto de cobalto" é usado para a detectar a presença de água.

o Obtenção de misturas refrigerantes; a mistura gelo + NaCl(s) pode atingir 22°C.

A água aumenta a superfície de contato, o sal reduz a temperatura de fusão do gelo (ele demora mais pra derreter) e, por uma reação química, o álcool rouba calor.

Os físicos químicos chamam o líquido de "mistura frigorífica": GELO, ÁLCOOL, SAL E ÁGUA.

O efeito crioscópico como ele é chamado existe e pode ser utilizado, por exemplo, para acelerar o degelo do congelador. Uma solução de sal só congela em temperaturas abaixo de zero, pois há uma diminuição da pressão do vapor da água devido ao sal dissolvido. Geralmente para cada mol de sal dissolvido em 1 l abaixa cerca de 2°C a temperatura de fusão. Dai em locais que nevam a presença de sal nas calçadas só permite a formação de neve em temperaturas mais baixas que 0°C.

A presença do álcool, éter ou cetona é para roubar calor por evaporação e não por reação química, certo?

Eu posso estar errado, mas o sal como disse o Flavio, não mantém o gelo, ele derrete mais o gelo, porem a temperatura da solução ficará abaixo de zero, podendo chegar, se assim o gelo estiver, até 20°C negativos (líquido). Agora não entendi o álcool, se a pressão não diminui como ele evapora facilmente para roubar calor numa temperatura desta (para mim o efeito não ocorre nessas condições). Está aí uma boa experiência para fazer com os alunos do ensino médio, colocar sal e água e gelo em diferentes  quantidades e depois repetir acrescentando álcool. E com um equipamento muito custoso (termômetro) aferir as temperaturas. Além disso, água e álcool não gela, a mistura esquenta devido à formação de pontes de hidrogênios (tá bom cara chato, ligação hidrogênio).

Será que a Química pode ajudar a deixar a cerveja mais geladinha? Tania faz um guisado químico no churrasco...

– Mãe, estou com sede, pega um refrigerante para mim?

– Sim, querida, toma!

– Ih, mãe, está quente! Esse gelo aí deve estar quente!

– Gelo quente, Júlia, onde já se viu isso? O que aconteceu é que a lata do

refrigerante não ficou tempo suficiente no latão para gelar!

– Filha, seu pai está certo! O gelo está na temperatura de sempre.

– Então dá um jeito de gelar mais! Vou brincar!

– Essa é boa! Fazer o gelo gelar mais! Quem dera que isso fosse possível! A cerveja

ia ficar ótima!

– Bem, querido, é possível, sim...

– O quê??? Como? Não esconda essa informação preciosa!

– Olha só, lembra que eu falei de misturas homogêneas e heterogêneas?

– Ai, química até no churrasco!

– Calma, você é que pediu para eu explicar. O gelo e a água formam um sistema

heterogêneo, mas composto por uma mesma substância, H2O. Quando essas duas

fases estão em equilíbrio, existe uma passagem de moléculas de água da fase

sólida para a fase líquida e da líquida para a sólida. Lembra daquele dia em que

cozinhamos as batatas e eu te expliquei que não adiantava aumentar a chama que

a temperatura da água fervendo não iria aumentar? Então, o que acontece quando

gelo e água estão em equilíbrio é a mesma coisa: o calor liberado pela passagem de

água do estado líquido para o estado sólido é o mesmo que é necessário para que a

água passe do estado sólido para o líquido. Falando mais tecnicamente, o calor

latente de solidificação da água, a 0oC, é de -80cal/g, e seu calor latente de fusão é

de 80cal/g. Nesse estado de equilíbrio, a temperatura do sistema gelo-água é

constante. Se não houvesse transferência de calor do meio externo para esse

sistema, ele permaneceria nesse equilíbrio para sempre!

– Nossa, ainda bem que eu não bebi cerveja, senão eu ia pensar que tinha passado

do ponto! Mas até agora só entendi que o gelo na água faz com que a temperatura

fique constante e a 0oC, mas ainda não sei como fazer resfriar abaixo dessa

temperatura!

– Você nunca viu o pessoal colocando sal grosso no gelo? O que acontece é que

passamos a ter uma mistura de gelo, água e sal. Para o sal se dissolver na água, é

necessário romper a estrutura cristalina do NaCl, para que os íons sódio e cloreto

passem a estar solvatados - ou seja, cercados de moléculas de água. Para romper

essa estrutura é necessário fornecer energia ao sistema. Então, a dissolução do sal

grosso na água retira energia térmica do sistema gelo-água, levando a um

abaixamento da temperatura!

– Uau, então a Química pode até ajudar a fazer um churrasco com bebida mais

gelada! Querida, não sabia que a Química tinha tantas implicações na vida

cotidiana!

– Isso mesmo! Pelo mesmo motivo, não devemos pôr sal na água para cozinhar o

macarrão antes dela ferver, porque a presença do sal dissolvido aumenta a

temperatura de ebulição da água, fazendo com que a gente gaste mais gás para

fervê-la!

– Aliás, falando em ferver, a mulher do Jorge se queimou ao fazer o doce de banana

da sobremesa! A calda de açúcar respingou no braço dela e a queimadura foi grave.

– Isso porque a calda de açúcar ferve a uma temperatura superior à da água, já que

a temperatura de ebulição do sistema água-açúcar é maior que a da água pura.

Dependendo da proporção de açúcar e água, a temperatura pode chegar até

130oC! Ah, quando chegarmos em casa vou te mostrar meu caderno com os

diagramas de fase que explicam isso tudo direitinho!

– Está bem, querida, mas agora deixa eu ir para a churrasqueira, senão todo mundo

vai passar fome neste churrasco!

A mistura de gelo e sais inorgânicos proporciona misturas refrigerantes cujas temperaturas atingem vários

graus abaixo de zero.

Substâncias puras são aquelas que apresentam composição fixa e definida, além de propriedades físicas e químicas constantes. As substâncias chamadas de puras são obtidas a partir de processos de separação de misturas homogêneas ou heterogêneas. Tais processos podem ser mecânicos (filtração, decantação) ou baseados nas propriedades físico-químicas das substâncias que compõem as misturas (por exemplo: destilação, recristalização, sublimação). Os processos de purificação de substâncias são usados extensamente nos laboratórios químicos para se obter compostos com alto grau de pureza.Exemplo de substância pura: a água (H2O) é uma substância que exibe temperatura de fusão (Tfus = 0ºC), temperatura de ebulição (Teb = 100ºC) e densidade (d = 1 g/mL) constantes.Além disso, as substâncias podem ser classificadas em:

Substâncias Simples (ou elementares) - formadas por átomos de um mesmo elemento químico.Ex.: Fe, N2, O2, O3, P4, S8 ...

Substâncias Compostas - formadas por átomos de mais de um elemento químico. As substâncias compostas podem ainda ser classificadas em função do número de elementos químicos diferentes presentes em sua composição:

o Composto binário (dois elementos diferentes) – H2O e HCl o Composto ternário (três elementos diferentes) – NaOH e H2SO o Composto quaternário (quatro elementos diferentes) – (NH4)2SO4

É ainda usual considerar que as substâncias compostas sejam aquelas que podem ser eletroquimicamente decompostas de maneira a fornecer substâncias elementares como produtos. Por exemplo, a água pode ser decomposta em H2 e O2 - duas substâncias elementares. Já o cloreto de sódio pode ser decomposto em sódio metálico e gás cloro (Cl2). Hidróxido de potássio (KOH), um composto ternário, é decomposto por eletrólise em potássio metálico, H2O e O2. Veja as reações de decomposição abaixo:

2 H2O → 2 H2 (g) + O2 (g) 2 NaCl (s) → Na (s) + 2 Cl2 (g) 4 KOH (s) → 4 K (s) + 2 H2O (g) + O2 (g) [a água é uma substância composta que

pode ser decomposta em gás hdrogênio e gás oxigênio (veja a primeira reação)] Você sabia que os elementos sódio e potássio foram descobertos pelo notável

cientista Sir Humphry Davy no início do século XIX, a partir da decomposição promovida por corrente elétrica dos hidróxidos metálicos NaOH e KOH, respectivamente?

Sódio metálico.Fonte: http://www.quiprocura.net/ligacao/liga8.htm

Potássio metálico.Fonte: http://library.thinkquest.org/C0113863/Potassium.shtml

Em 1807, Sir Humphry Davy, um químico inglês com notável habilidade experimental, passou uma corrente elétrica através de hidróxido de sódio (NaOH, também conhecido por soda cáustica) fundido e observou o aparecimento no catodo de um produto de aparência lustrosa (brilho metálico), sólido à temperatura ambiente. Na verdade, Davy havia produzido sódio (Na) metálico. O mesmo procedimento foi usado para isolar potássio (K) metálico. No lugar de Davy, como você iria proceder para descobrir se o sólido obtido era uma substância pura ou uma mistura? Para verificar apenas se o produto consistia numa mistura ou substância pura, você precisaria medir o ponto de fusão do sólido; se o valor da temperatura de fusão permanecesse constante ao longo da fusão completa do material, você poderia afirmar que ele consistia numa substância pura. Os pontos de fusão do sódio e potássio são, respectivamente, 98oC e 63oC. Baixos não!?! Que experimento você poderia realizar para decidir se o novo sólido isolado consistia numa substância elementar ou numa substância composta? Nesse caso, você iria precisar passar corrente elétrica através do metal produzido. Como o próprio Davy observou, não há decomposição ao se passar corrente elétrica através do sódio ou potássio metálico, o que mostra que ambas substâncias são elementares (simples).

Cuba usada por Davy em seus experimentos com corrente elétrica.Fonte: http://www.dkimages.com ...Uma característica principal das substâncias puras é a manutenção da temperatura constante durante uma mudança de estado físico. Ao longo do processo de fusão e ebulição de uma substância pura a temperatura permanece inalterada, o que gera gráficos de temperatura x tempo característicos, como exemplificado abaixo. Lembre-se que durante a mudança de estado físico ocorre um equilíbrio entre as duas fases envolvidas. Você se lembra dos diagramas de fase discutidos na Aula 1?! Se não, reveja a nota 1 da Aula 1

Veja que cada substância apresentará um gráfico distinto, mas todos com o mesmo aspecto. Lembre-se também que a quantidade de substância (ou seja, a sua massa) deslocará apenas o posicionamento do gráfico no eixo do tempo, mas não alterará suas propriedades, isto é, os valores de Tfus e Teb. Pontos de fusão e ebulição são exemplos do que chamamos de propriedades intensivas: são aquelas que não dependem da quantidade de substância. A densidade também é uma propriedade intensiva. A massa e o volume de uma substância são propriedades extensivas. Note que o termo "extensiva" agora define propriedades que dependem da quantidade de matéria. Como regra geral, as substâncias, sejam elas simples ou compostas, só podem ser caracterizadas (ou seja, classificadas e identificadas) por propriedades intensivas. Pense em outros exemplos de propriedades intensivas e extensivas.Veja que quanto maior for a quantidade de material, mais tempo levará para alcançar as mudanças de estado (linha vermelha do gráfico). Entretanto, tais mudanças continuarão a ocorrer à temperatura de fusão e ebulição constantes.

Misturas apresentam composição variável, mesmo quando conhecidas. Além disso, apresentam propriedades químicas e físicas que variam de acordo com a sua composição, não sendo, portanto, constantes.As misturas podem ser classificadas em:

Mistura Homogênea - apenas um aspecto (fase)Ex.: água do mar

Mistura Heterogênea - mais de um aspecto (fase)Ex.: um copo de chope

Cada porção homogênea de um sistema heterogêneo é chamada de FASE. O sistema água e óleo, por exemplo, é bifásica. Já água, óleo e areia formam um sistema trifásico.Fique atento, pois a classificação de um sistema em homogêneo ou heterogêneo depende do instrumento ótico a ser utilizado. Assim, a olho nú, o sangue, o leite, a maionese, são misturas homogêneas, mas se olhados ao microscópio serão heterogêneas! Fiquem atentos também à diferença entre sistema (homogêneo e heterogêneo) e mistura!Como apresentam propriedades que dependem diretamente de sua composição, as misturas não apresentam pontos de fusão e ebulição característicos como as substâncias puras, e sim faixas de fusão e ebulição. Dizemos então, que uma mistura funde entre 50 e 55ºC, por exemplo. Desta forma o gráfico de temperatura x tempo para uma mistura comum será diferente do de uma substância pura. Vejamos:

Há dois tipos de misturas muito importantes na Química, chamadas de misturas eutéticas e misturas azeotrópicas. Esses dois tipos de misturas apresentam características particulares como veremos abaixo. Mistura Eutética - É o tipo de mistura que funde à temperatura constante, mas apresenta uma faixa de ebulição. Um exemplo importante deste tipo de mistura é a solda 63% Sn e 37% Pb.

Mistura Azeotrópica - É o tipo de mistura que apresenta uma faixa de temperatura fusão, mas exibe temperatura de ebulição constante. Um exemplo importante deste tipo de mistura é o álcool comum (96°gL).

Olhe as imagens abaixo. Elas correspondem às seqüências de um experimento envolvendo o congelamento de uma flor em uma mistura de etanol e gelo seco. Elabore um roteiro de aula prática para seus alunos, explicando não só o procedimento da prática mas também a teoria envolvida em todas as etapas.

As respostas às atividades a distância (ADs) devem ser enviadas para o endereço eletrônico tutorquimica@yahoo.com.br, assim como eventuais dúvidas ou comentários sobre o curso. Por delicadeza, lembre-se de colocar no campo Assunto (ou Subject) do e-mail o nome do curso e o número da atividade (ex.: Química Zero - Atividade 4).Atividade 6Sal e geloObserve a imagem abaixo. Esta cena é muito comum em países do Hemisfério Norte, quando se joga sal grosso sobre as calçadas no inverno para impedir o acúmulo de neve e a formação de uma camada de gelo. Com base nos conhecimentos adquiridos nesta aula, explique por que a adição de sal impede o congelamento da água.

As respostas às atividades a distância (ADs) devem ser enviadas para o endereço eletrônico tutorquimica@yahoo.com.br, assim como eventuais dúvidas ou comentários sobre o curso. Por delicadeza, lembre-se de colocar no campo Assunto (ou Subject) do e-mail o nome do curso e o número da atividade (ex.: Química Zero - Atividade 4).Atividade 7Você já reparou que a cachaça artesanal, normalmente de melhor qualidade, é amarelada, enquanto a industrializada é incolor? Proponha uma explicação para este fato. Aproveite e olhe o rótulo de diversas bebidas alcoólicas (cerveja, vinho, cachaça, uísque, rum etc.) e do álcool comercial vendido em supermercados. Observe que existe um valor de gradação alcoólica, que em muitos casos está descrita na forma o GL. O que significa esse símbolo e o que ele representa?

Quase numa friaQuer aprender a derreter gelo mesmo em temperaturas baixas?

Rex e Diná estavam brigados, há dias sem se ver. À procura de uma desculpa para matar a saudade e fazer as pazes, Rex inventou de fazer um festival de sorvetes! Foi ao supermercado e voltou com a sacola cheia dos gelados que iriam fazer Diná se derreter! Encontro marcado, o dinossauro observou que, no caminho para casa, os sorvetes é que derreteram, ficando quase líquidos! Com medo de decepcionar a convidada especial, não perdeu tempo: ativou o freezer para a temperatura mais baixa possível e foi tomar banho.

Horas depois, já todo emperiquitado e cansado de esperar, a campainha tocou. Era Diná. Os dinossauros se cumprimentaram e

partiram para saborear os sorvetes! Tudo parecia estar no caminho certo, até que... Ops, probleminha à vista! É que o freezer era mais potente do que Rex imaginara e, com tanto tempo ligado no máximo, acabou se tornando um gelo só! Não dava nem para enfiar a mão e pegar os sorvetes. O reencontro parecia ter entrado numa fria... Será?

Talvez, não fosse Diná ter a brilhante idéia de ligar para sua amiga, Samanta Sabida, que sacava tudo de química. Do outro lado da linha veio a salvação: a menina tinha a fórmula para abaixar a temperatura de fusão do gelo, ou seja, derretê-lo mesmo no frio! Era só espalhar sal pela área congelada!

Dito e feito. Rex e Diná comprovaram a eficiência do método e se empapuçaram de sorvete até dizer chega! O que sobrou ficou para Zíper que, como não poderia deixar de ser, apareceu na hora H, como que pressentindo a bocada!

Quer fazer como Rex e Diná? Você vai precisar de gelo, sal grosso, um copo e um saco plástico. Separe alguns cubos de gelo. Peça para um adulto triturá-los num liquidificador, ou enrolá-los num pano velho e bater com um objeto pesado, até que eles fiquem bem miudinhos. Coloque o equivalente a um copo cheio de gelo moído num saco plástico grande. Adicione, aos poucos, a mesma quantia de sal, misture bem e note que o gelo vai derreter.

O que aconteceu? Ao colocarmos sal no gelo, estamos abaixando sua temperatura de fusão, ou seja, possibilitando que ele derreta mesmo estando abaixo de 0o C, abaixo do ponto normal de congelamento da água! Por isso, nos países frios, costuma-se jogar sal pelas ruas e calçadas para derreter a neve.

Você pode também testar o caminho inverso, ou seja, congelar água sem precisar de freezer! Sabe como? Pegue um saco plástico menor do que o usado na outra experiência e coloque nele um pouco de água (quantidade equivalente a um copinho descartável para café). Feche o saco e coloque-o dentro do que foi usado anteriormente, assim que a mistura de sal e gelo tiver derretido. Aguarde alguns minutos e observe que a água do saco menor, de líquida, virou sólida. Isso acontece porque ela foi colocada em um meio com temperatura abaixo de zero. Como, em condições normais, a água congela a zero grau... ela passou de líquido a sólido!

Misturas frias

As misturas frias possuem um amplo leque de utilizações. Evidentemente são úteis quando deve se baixar a temperatura de uma substância que poderia vir a apresentar uma determinada característica explosiva ou desagradável em um experimento. Seu maior campo de atuação está na química orgânica pelo fato de determinadas reações só ocorrerem em certas temperaturas, na produção experimental de explosivos ou até na metalurgia para a verificação de possíveis rachaduras ou trinca em ligas metálicas ou peças mecânicas. Abaixo consta uma lista de misturas que podem ser facilmente feitas em laboratório, a proporção de massa das substâncias envolvidas e a variação de temperatura submetida em graus celsius.

4 água + 1 cloreto de potássio : +10/-12 1 água + 1 nitrato de amônio : +10/-15 1 água + 1 nitrato de sódio + 1 cloreto de amônio : +8/-24 3 gelo (moído) + 1 cloreto de sódio : 0/-21 1,2 gelo (moído) + 1 cloreto de magnésio heptaidratado : 0/-34 1,2 gelo (moído) + 2 cloreto de cálcio hexaidratado : 0/-39 1,4 gelo (moído) + 2 cloreto de cálcio hexaidratado : 0/-55 metanol ou propanona (acetona) + gelo seco : +15/-77 éter dietílico

+ gelo seco : +15/-100

Por que a água não congela no fundo dos oceanos? Descubra que a alta pressão é o principal motivo que impede esse fenômeno!

Nos desenhos animados a cena é muito comum: o urso polar abre um buraco no gelo e mergulha na água em busca de peixe. Mergulha?!? Quer dizer, então, que a água dos oceanos só congela na superfície? A resposta é sim e a pergunta boa é: por que isso acontece?

Primeiro você precisa saber que a densidade da água diminui quando ela passa para o estado sólido. Pode parecer complicado, mas a idéia é simples: basta verificar que o gelo (que é água sólida) flutua sobre a água líquida. Depois, é importante notar que é mais difícil a água salgada congelar -- para comprovar, jogue sal no gelo e veja que ele derrete. Por último, guarde a seguinte a informação: quanto mais fundo, maior a pressão e menor a possibilidade de a água congelar. Mais adiante veremos que é esse o principal motivo pelo qual a água dos oceanos não vira gelo.

Antes, porém, vejamos por que ela congela na superfície: quando a temperatura é tão baixa, a ponto de fazer a água salgada congelar, forma-se uma camada de gelo na superfície do mar (porque o gelo flutua). Essa camada isola a água do ar frio que está por cima. Por isso, já é difícil o fundo ficar tão frio a ponto de fazer a água salgada congelar. É daí que vem a idéia da pesca do urso polar!

Ainda assim, nos pólos da Terra faz frio o ano todo, e mesmo com o gelo da superfície isolando, a água por baixo consegue ficar abaixo da temperatura que ela deveria congelar. Hora de lembrar que quanto mais fundo se vai, maior é a pressão. Percebemos isso mergulhando: à medida que vamos mais ao fundo, sentimos doer os ouvidos. Essa sensação é provocada pela alta pressão no fundo da água. E é aí que entra a outra propriedade curiosa da água: quando aumenta a pressão, ela derrete! É a alta pressão que impede o congelamento desse líquido. Então, não tem jeito: por mais grossa que seja a camada de gelo da superfície, a água no fundo dos oceanos não congela mesmo!

Esse fato foi até usado pelos Estados Unidos e Rússia como preparação para uma possível guerra entre os dois países. Os submarinos poderiam ficar escondidos debaixo do gelo sem serem vistos durante meses

Fontes de pesquisas:

www.wikipedia.org.ptwww.yahoo.com.brwww.pgquimica.dqi.ufms.brwww.quimicanova.sbq.org.brwww.ipad.com.brwww.ebah.com.brwww.fisica.netwww.groups.google.com.brLivro: Unidades Experimentais de Química – Cotidiano Orgânico.

A umidade pode interferir e estragar diferentes produtos, de eletrônicos a alimentos. Identificar os ataques desse inimigo invisível é essencial para garantir que não existam perdas, em todos os sentidos. A utilização dos nossos cartões de umidade e dessecantes oferece um preciso diagnóstico das situações de risco para a carga, indicando assim as melhores ações a serem tomadas.