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sábado, 20 de agosto de 2016

6. Estequiometria das reações

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Conforme demonstrado na postagem sobre Representações Químicas , a massa não se cria e nem se perde, por isso,  as reações químicas em suas representações precisam ter suas fórmulas balanceadas, em termos de equação, importa apenas verificar se o mesmo número de átomos dos reagentes era igual ao número de átomos do produto. 

Mas a estequiometria, por meio de uma equação devidamente balanceada, permite que se relacione as quantidades dos reagentes com as quantidades dos produtos (massa, volume e número de mols).

Antes de determinar a relação estequiométrica entre os reagentes e os produtos de uma reação, é necessário balancearmos as equações, tomemos como exemplo a combustão do monóxido de carbono, vejamos:


CO(g) + O2(g) → CO2(g)


A equação acima não está devidamente balanceada, por isso, o balanceamento é necessário e fica conforme a seguir.



2 CO(g) + 1 O2(g) → 2 CO2(g)


Observando a equação acima, podemos afirmar que que 2 mols de 2 CO(g) equivalem a 2 CO2, assim como 1 mol de O2 equivale 2 mols de CO2. Note que 2 mols CO estão para 1 mol de O2, que está para dois mols de CO2, então, a razão molar é 2:1:2 

Em termos quantitativos, considerando que a massa atômica do carbono é igual a 12u e a do oxigênio 16u, que a constante de Avogrado é  6,022 x 1023 mol−1 e que em se tratando de gases 1 mol equivale a 22,4L, podemos estabelecer as seguintes relações:

2 CO(g) + 1 O2(g) → 2 CO2(g)

Proporção: 2 mol : 1 mol : 2 mol

ou

56g de CO : 32g O2 : 88g CO2

ou

12.1023 moléculas : 6.1023 moléculas : 12.1023 moléculas

ou

44,8 L de CO : 22,4 L de O2 : 44,8 L de CO2



Pureza

É o quociente entre a massa da substância pura e a massa total da amostra. Pode ser expressa em porcentagem.


P = massa da substância pura * 100
            massa da amostra 


Vejamos um exemplo: Qual a massa de CaCO3 presente numa amostra de 200g de calcário cuja pureza é de 80%?


Resolução:

100g de calcário → 80g de CaCO3

200g de calcário → x

x = 160g de CaCO3




Rendimento de uma equação química

Quando numa reação um dos reagentes está em excesso, a parte excedente deste reagente não reage, portanto, não forma produto. E quando um dos reagentes possui quantidade insuficiente, este reagente limita a reação e é consumido primeiro, este reagente é chamado de limitante. 

Em função do excesso ou falta de reagentes, uma reação pode apresentar diferentes rendimentos.

O rendimento de uma reação é determinado pela razão da quantidade real pela quantidade teórica possível para a reação, e é expressa em porcentagem.

R =  Qr  * 100
         Qt

Vejamos como determinar o excesso de reagente e a massa de gás carbônico liberada pela queima de 138g de álcool etílico (C2H6O) com 320g de oxigênio (O2), em condições normais de temperatura e pressão.

A reação balanceada é dada por:

1 C2H6O(l) + 3 O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l)
1 mol              3 mol        2 mol
  46g                 96g            88g
138g                 320g


Calculando a massa de gás carbônico formado a partir da quantidade do reagente limitante:


46g de C2H6O ------------ 88g de CO2
138g de C2H6O ------------ x
x = 264 g de CO2


A massa de oxigênio em excesso é determinada de forma análoga:


46g de C2H6O ------------ 96 O2

138g de C2H6O ------------x

x = 288 g de O2


A massa em excesso é a diferença da massa que foi colocada para reagir e a que efetivamente reagiu:

320g - 288g= 32 g



Assista a seguir a vídeo-aula da UNIVESP que serviu como referência para a criação desta postagem.  




REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
Aula 5. Disciplina de Química Geral. UNIVESP, 2016. Disponível em; https://youtu.be/GbhLdioEwcU
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sábado, 21 de maio de 2016

5. Representações químicas

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As equações químicas são representações simbólicas que demonstram quais são os regentes de um reação, quais são os produtos, o sentido em que a reação ocorre, bem como, se a reação ocorre de forma espontânea ou é induzida, com calor por exemplo.


Veja alguns exemplos:


No exemplo 1, observa-se que duas moléculas de clorato de potássio (KClO3) no estado sólido quando aquecidas se decompõem e 2 moléculas de sólidas de cloreto de potássio (KCl) e 3 moléculas gasosas de oxigênio (O2). O triangulo sobreposto a seta que indica o sentido da reação representa o emprego de calor.

No exemplo 2, observa-se que 1 molécula de cloreto de ferro (FeCl3) em meio aquoso, ou seja, dissolvido em água, numa mistura com o tiocianato de potássio (KSCN) também aquoso, reagem e obtém como produto uma molécula de tiocianato de ferro aquoso e três moléculas de cloreto de potássio aquoso.

No exemplo 3, observa-se que uma molécula de sódio sólido (metal) reage com uma molécula liquida de água (H2O) e obtém como produto uma molécula de hidróxido de sódio (NaOH) aquoso e meia molécula de hidrogênio gasoso (H2).

No exemplo 4, observa-se que uma molécula de nitrogênio gasoso (N2) reage com três moléculas de hidrogênio gasoso (H2) e obtém como produto da reação 2 moléculas gasosas de amônia (NH3).

No exemplo 5, observa-se que uma molécula de cloreto de estanho (SnCl) reagem com duas moléculas de cloreto de ferro, produzindo uma molécula de cloreto estânico e duas moléculas de cloreto de ferro.

Note que as reações ocorrem tanto quando os compostos estão nos mesmos estados físicos, quanto em estados físicos diferentes, e que os produtos das reações também podem manter o mesmo estado físico dos reagentes, ou até mesmo originar outros estados físicos. 

Os números que antecedem as moléculas, tanto dos reagentes quanto dos produtos, chamados de coeficientes estequiométricos, eles representam as quantidades de moléculas, e servem para demonstrar que as equações se desenvolvem de forma balanceada e também que há a conservação de massa, ou seja, a soma das massas dos reagentes é igual a soma das massas dos produtos da reação. Apenas para relembrar,  a teoria da conservação das massas foi proposta por Lavoisier e afirma que "na natureza nada se cria e nada se perde, tudo se transforma".

Um método bastante simples de verificação do balanceamento das equações químicas é o "método das tentativas", onde os coeficientes estequiométricos são alterados por números inteiros até que quantidade de todos os átomos dos reagentes sejam iguais ao número de átomos de todos os produtos da reação, veja um exemplo:

Primeira tentativa:  H2O + O2  = 2H2O : note que nos reagentes existem 2 átomos de hidrogênio e três átomos de oxigênio, enquanto que no produto da reação existem 4 átomos de hidrogênio e dois de oxigênio. Como sabemos que as massas não se criam e nem se perdem, podemos concluir que a reação está desbalanceada. 

Segunda tentativa: H2O + 2O2 = 2H2O: note que nos reagentes existem 2 átomos de hidrogênio e 5 átomos de oxigênio, enquanto que no produto da reação temos 4 átomos de hidrogênio e apenas dois átomos de oxigênio. Mais uma vez, levando em conta a lei da conservação das massas, sabemos que isto não é possível, portanto, a equação também está desbalanceada.

Terceira tentativa: 2H2   +  O2  = 2H2O: note que nos reagentes temos 4 átomos de hidrogênio e 2 átomos de oxigênio, e que no produto temos a mesma quantidade de átomos de hidrogênio e oxigênio, com isso a massa foi conservada, portanto, a reação está balanceada.


Assista a seguir a vídeo-aula da UNIVESP que serviu como referência para a criação desta postagem.  





REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
Aula 4. Disciplina de Química Geral. UNIVESP, 2016. Disponível em: https://youtu.be/qBo_-_2loMg
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domingo, 24 de abril de 2016

4. Química Geral: Mol e Massa Molar

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Os átomos, elétrons, moléculas e íons, são entidades muito pequenas, que não podem ser vistas a olho nu, mesmo nos dias atuais, levando em conta a massa atômica dos átomos, pesar um átomo não é uma uma tarefa fácil, para imaginar, considere que uma unidade de massa atômica (u) corresponde a 1/12 (doze avos) da massa de um carbono -12, conforme a figura A.

Figura A. Unidades de massa atômica


Por isso, procurou-se definir uma quantidade que pudesse ser pesada e dada em gramas, a milésima parte do quilo. Por isso, passou-se a considerar uma quantidade de átomos que representasse em gramas o mesmo valor da massa atômica. 

Conceitualmente, definimos mol  como sendo a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares quanto são os átomos contidos em 0,012 quilogramas de carbono 12.

Consideremos o esquema da figura B, 1 átomo de cálcio tem massa atômica de 40u, então, para o cálcio, a grandeza que se buscava deveria ter uma quantidade de átomos que ao ser pesada fornecesse 40 gramas.


Figura B. Relação de unidade de massa atômica com n° de mols.

O número de entidades elementares contidas em 1mol correspondem à constante de Avogadro, cujo
valor é 6,02 x 1023 mol-1. Sendo assim ficou definido que 1 mol de átomos é igual a 6,02 x 10^23 , e 1 mol contém 12 gramas (equivalente ao 12C).1 mol = 6,02 x 1023 = 12 gramas.

Portanto, em 1 mol de qualquer entidade (átomos, moléculas, elétrons, fórmulas ou íons) está contido exatamente o valor da constante de Avogadro.

Vejamos como calculamos a quantidade de átomos presente em 50 gramas de sódio (Na), lembrando que a massa atômica do sódio é igual a 23 gramas.

Então: 1 Mol Na = 23g de Na = 6,02.10^23

Se 23g Na ----------> 6,02.10^23 átomos Na
     50g Na ---------->  X

X = (50 . 6,02.10^23) = 13,08.10^23 átomos
                  23

Portanto, em 50g de sódio temos 13,08.10^23 átomos.

Se tivermos que determinar a quantidade de átomos de uma molécula, devemos calcular a Massa Molecular (MM), que é a soma das massas atômicas que compõe a molécula. Vejamos o exemplo com o ácido sulfídrico (H2S).

Considerando que a unidade por massa atômica do Hidrogênio (H) é igual a 1u.m.a e a do enxofre (S) é igual a 32,1, então:

MM H2S = 2.1 + 32,1.1 = 34,1

Assim 34,1g/mol H2S = 1 mol de moléculas de H2S = 6,02.10^23 moléculas.


Assista a seguir a vídeo-aula da UNIVESP que serviu como referência para a criação desta postagem. 




REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

Aula 4. Disciplina de Química Geral. UNIVESP, 2016. Disponível em: https://youtu.be/Bsykg-Yaxx0

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3. Química Geral: A matéria não é contínua

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Os gregos acreditavam que os átomos eram contínuos, mais tarde os cientistas identificaram que isso não é verdade, que os átomos não eram constituídos de uma massa sólida, mas eram constítuídos de elétrons, prótons e nêutrons.

Em 1808 Jhon Dalton propôs uma teoria que hoje é conhecida como "Teoria Atômica de Dalton" em que o cientista afirmou que os átomos são as menores partículas que constituem a matéria, e que eles não podem ser divididos e nem transformados em outros átomos. E que elementos químicos são um conjunto de átomos que são quimicamente iguais, por isso, os átomos de um elemento químico possuem a mesma massa, o mesmo tamanho e as mesmas propriedades. Afirmou também que diferentes elementos químicos possuem propriedades, massas e tamanhos diferentes.

Os elementos químicos são representados por letras, e na parte superior é indicada a massa do átomos  que constitui o elemento, e na parte inferior é o número atômico específico.

Dimitri Mendeleev foi um químico russo, que em 1869, divulgou para a comunidade cientifica o que hoje conhecemos como Tabela Periódica, na qual ele classificou os elementos em filas horizontais de acordo com as massas atômicas crescentes, e as colunas verticais com elementos de propriedades semelhantes.

Quando os átomos se ligam por meio de ligações covalentes, eles dão origem às moléculas, e quando átomos se ligam por meio de interação eletrostática dão origem a composto iônicos.

As fórmulas químicas representam o número e o tipo de átomos que constituem uma molécula, enquanto que as fórmulas estruturais fazem uma representação detalhada de como os átomos de uma molécula estão ligados entre si. 

Figura 1. Exemplos de fórmulas química, eletrônica e estrutural


Assista a seguir a vídeo-aula da UNIVESP que serviu como referência para a criação desta postagem.





REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICA

Vídeo-aula 3. Disciplina de Química Geral. UNIVESP, 2016. Disponível em: https://youtu.be/xibiSjeRX9Y


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2. Química Geral: Matéria e Energia

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O que é matéria?
Ao se deparar com esta pergunta a maioria das pessoas costumam responder de forma genérica que matéria é tudo o que existe, esta generalização não é correta, pois, não considera as propriedades químicas da matéria.

Quimicamente falando podemos definir matéria como sendo tudo aquilo que possui massa e ocupa um volume no espaço, e considerando as propriedades químicas da matéria, podemos dividi-las em dois grupos:
  • Substância pura: que é formada exclusivamente por partículas quimicamente iguais.
  • Mistura: que é um sistema formado por duas ou mais substâncias puras, que também podem ser chamados de componentes. A misturas são classificadas em homogêneas quando possuem uma única fase, e heterogênea quando possuem duas ou mais fases. Podemos definir a fase como cada porção visual de aspecto uniforme.
Figura 1. Substância pura e mistura homogêneas (uma fase)

Figura 2. Substância pura e Mistura heterogêneas 


Estados da Matéria

A matéria é encontrada em três estados físicos, o que determina o estado físico da matéria é a força de coesão que faz com que as moléculas se aproximem uma das outras, e também a força de repulsão que faz com que as moléculas se afastem umas das outras.

Os estados físicos no qual a matéria é encontrada são:
  • Sólido: quando as moléculas estão muito próximas, possuem forma e volume fixos não sofrendo com forças de compressão. Neste caso, as forças predominantes são de coesão/atração.
  • Líquido: quando as moléculas estão mais afastadas devidos as forças de repulsão, mas ainda possuem atuantes as forças de coesão mantendo as moléculas próximas. Neste estado, a forma é variada, mas o volume é constante, outra característica é que assumem a forma do recipiente que a contém. 
  • Gasoso: quando as moléculas estão em movimento maior em relação aos estados sólido e líquido, e afastam-se uma das outras. Neste estado não há forma definida e o volume não é constante, assim como o liquido o gás assume a forma do recipiente que o contém, já o volume se modifica em função da pressão, podendo aumentar ou diminuir com a compressão e descompressão.

É importante destacar que o volume, a densidade e a forma do composto variam em função da temperatura. 

Figura 3. Estados físicos e suas representações moleculares.


Propriedades gerais da matéria

As propriedades da matéria são de natureza física, que podem ser determinadas sem a alteração da essencial da substância, ou de natureza química quando a substância se modifica em função da interação com outra forma de matéria, como é o caso da gasolina que possui o estado físico e a composição química alteradas quando em contato com o fogo. Massa e volume são propriedades físicas da matéria que podem ser medidas.


Figura 4. Massa e volume

Uma vez conhecido a massa e o volume da matéria, é possível determinar sua densidade (massa específica). A densidade é a relação massa e o volume do material (em qualquer estado físico), pode ser calculado com a fórmula: Densidade = Massa / Volume  , ou então, medido com o auxilio de uma balança e uma proveta graduada ou picnômetro.


Energia

A maioria das pessoas tem mais dificuldade para entender o conceito de energia, pois, ela não tem peso e só pode ser medida quando está sofrendo algum tipo de transformação, ou está sendo liberada/absorvida. Energia é definida como a capacidade de realizar trabalho.

Existem dois tipos de energia:
  • Energia Potencial: que é aquela armazenada em um sistema físico e tem a capacidade de ser transformada em energia cinética. Exemplos: ao suspender uma bola ela possui uma energia potencial, ao soltar esta bola ela desenvolve a energia cinética; Ao efetuar a queima de um combustível o carro se movimenta; Uma represa de água possui energia potencial que ao ser transformada em energia cinética move turbinas que produzem energia elétrica.
  • Energia Cinética: que está relacionada ao movimento de um corpo, que ao se movimentar realiza trabalho.

Assista a seguir a vídeo aula da UNIVESP que serviu como referência para a criação desta postagem. 






REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

Vídeo-aula 2. Disciplina de Química Geral. UNIVESP, 2016. Disponível em: https://youtu.be/5Ehh_XJs4Gc


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1. Química Geral: introdução

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Conforme mostra a ilustração na figura 1, existem três modos/níveis de compreendermos a química, são eles:

Figura 1. Níveis de estudo da química.

  • Macroscópico: que é o nível que enxergamos e podemos palpar, também chamado de Fenomenológico.
  • Submicroscópico: que é o nível que não enxergamos porque ocorrem em região microscópica em nível atômico ou molecular, por isso, exigem o uso de conceitos para sua compreensão, por este motivo esse nível de estudo também é chamado de Teórico. 
  • Simbólico: a parte simbólica da química está relacionada linguagem utilizada para a representação de conceitos e fundamentos que nos permitem relacionar aquilo que enxergamos e tocamos, com aquilo que não enxergamos, ou seja, os níveis macroscópicos e submicroscópico.

Os modelos são proposições que nos auxiliam a compreender os fenômenos através de representações, abaixo, na figura 2, a evolução dos modelos atômicos.

Figura 2. Evolução dos modelos atômicos propostos em diferentes épocas


A seguir assista a vídeo-aula da UNIVESP que serviu como referência para a elaboração desta postagem.





Referências bibliográficas
  • Vídeo-aula 1. Disciplina de Química Geral. UNIVESP, 2016. Disponível em: https://youtu.be/nPAAD60Sup8

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domingo, 17 de janeiro de 2016

Como funciona o protetor solar?

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Apesar do Brasil ser um país tropical onde o sol aparece quase todos os dias, 60% da população sofre de insuficiência de Vitamina D, baixos níveis dessa substância pode provocar doenças como diabetes, hipertensão, câncer, problemas neurológicos (depressão, bipolaridade, esquizofrenia) e imunológicos, além, de esclerose múltipla e lúpus. O baixo nível da Vitamina D também compromete a absorção do cálcio pelo organismo, e isto afeta diretamente a saúde dos ossos. Quanto as grávidas, a insuficiência do composto favorece nascimento de crianças portadoras do autismo. 

A maior fonte de Vitamina D é o sol, porém, algumas vezes é necessário ingerir a substância, que pode ser adquirida em farmácias. O tempo de exposição ao sol para suprir a quantidade necessária desta vitamina depende da tonalidade de pele da pessoa, quanto mais clara menor o tempo, e quanto mais escura maior o tempo. O tempo de exposição também varia de acordo com o horário em que ocorre a exposição, da sua localização geográfica e da estação do ano. Porém, independente destes fatores é recomendável que todas as pessoas se exponham ao sol de 15 a 20 minutos todos os dias, sem o uso de protetor solar, pois, o protetor inibe a absorção do componente, após esse período de exposição, o uso do filtro solar é indispensável.

Especialistas afirmam que o melhor horário para se absorver a vitamina D solar é das 10 as 16 horas, justamente o horário em que os dermatologistas orientam para que evitemos a exposição ao sol. Nas regiões sul, sudeste e centro-oeste do Brasil o sol é menos danoso neste horário quando comparado as regiões norte e nordeste que estão mais próximos da linha do equador.

Os raios solares possuem radiação do tipo UVA, UVB e ultravioleta.

Os raios UVA, possuem radiação de média intensidade, atingem uma camada mais profunda da pele e são responsáveis pelo bronzeamento, surgimento de manchas, rugas. Ele não é totalmente bloqueado pelo protetor solar.

Os raios UVB atingem uma camada mais superior da pele, são radiação de alta intensidade e são mais abundantes das 10 as 16 horas, esse tipo radiação é útil na absorção da vitamina D pelo organismo, mas eles são responsáveis também pela vermelhidão e dores provocadas pela queimadura do sol, também aumenta o risco de câncer de pele.

Os raios infravermelhos são responsáveis pelo aquecimento, por isso você sente um grande calor quando entra num carro deixado no sol, é uma radiação de baixa intensidade, que é responsável pelo envelhecimento da pele.

Os protetores solares formam uma barreira física que refletem a radiação solar e impedem que ela atinja a pele. Os protetores solares são classificados em FPS (Fator de Proteção Solar), se o FPS do seu protetor solar for 30, isto significa que ele te protege por 30 vezes mais o tempo que você levaria para se brozear (ficar vemelho), ou seja, se sem protetor solar você fica vermelho em 10 minutos, então, o protetor te protegerá por 300 minutos, ou seja, você estará protegido por 5 horas, exatamente o período de tempo em que a radiação é mais crítica.

Por isso, talvez não compense pagar mais por protetores solares de maiores FPS, antes das 10 e após as 15 horas a radiação solar é menos intensa e menos danosa a pele.

Lembrando que o protetor solar é uma barreira física, podendo ser necessária a reaplicação do produto após um tempo dentro da água.

Aliás, se para o ser humano o protetor solar só trás benefícios, para os recifes de corais não podemos dizer o mesmo, todos os anos cerca de 14 mil toneladas de protetor solar atingem os corais, e isso é  muito ruim, pois, pode causar danos ambientais irreparáveis, pois, cerca de 25% dos peixes dos mares vivem nestes corais. 
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Tomates contra o câncer e o envelhecimento

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Recentemente temos visto na mídia um alvoroço em relação a Fosfoetanolamina, um composto que supostamente possui o poder de curar diversos tipos de câncer.

Intencionalmente eu disse supostamente porque até o momento o medicamento não foi devidamente testado para ter sua eficácia comprovada, e também porque apesar da substância ser associada a um pesquisador da USP, ela foi desenvolvida de forma independente por esse profissional que é um químico aposentado da instituição, seu estudo desenvolveu o processo de fabricação, mas não realizou os estudos clínicos que são aplicados a qualquer produto natural ou sintético que possua indícios de que possam ser utilizados para tratamento de doenças.

Os testes são fundamentais para verificar se o produto realmente é eficaz, em quais tipos de câncer ela pode indicado como tratamento, quais são os efeitos colaterais, bem como, avaliar como ele interage com demais medicamentos geralmente administrados no tratamento dos diversos tipos de câncer.

O objetivo desta postagem não é falar da fosfoetanolamina, mas do tomate, este alimento acessível que quase que diariamente está no prato de milhões. Há controvérsias sobre se o tomate é fruta ou legume, a cultura popular costuma definir como legume, pois, ele é um produto natural originário de uma planta e não é doce, assim, laranja, jabuticaba e maçã são frutas, enquanto que tomate, mandioca, alho e cebola são legumes.

Porém, cientificamente falando, do ponto de vista da botânica, a fruta é a "capsula" que armazena a semente de uma planta, portanto, tecnicamente o tomate é uma fruta, assim, como a maçã, a uva e a laranja. Simplificando, tudo que tem semente é fruta, o que não tem semente é legume, exceto as folhas que comumente são chamadas de vegetais.

O tomate é rico numa substância chamada Licopeno, este composto é o responsável pela cor vermelha da fruta, estudos apontam que o Licopeno é eficaz no tratamento de combate ao câncer. Além do tomate, o licopeno pode ser encontrado em quantidades superiores na goiaba, na melancia e no mamão papaia.

Diferente do que ocorre com a maioria dos compostos naturais, o Licopeno não é destruído e nem perde suas propriedades medicinais quando aquecido, portanto, os molhos de tomate vendidos em supermercados também são fonte de Licopeno.

Estima-se que um quilo de tomate maduro possui de 20 a 30g de Licopeno, além de possuir propriedade medicinais úteis no tratamento de câncer, o composto possui efeito antioxidante por combater os radicais livres, ou seja, o tomate também combate o envelhecimento.

Além de frutas in natura como o tomate, a melancia e goiaba, aumente sua fonte de Licopeno incluindo periodicamente em sua alimentação macarronada ao molho, catchup e até mesmo goiabada.

Os benefícios a saúde de se comer o tomate são muitos, ele só deve ser evitado caso haja recomendação médica.
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