Transcript UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP BIOMEDICINA FÍSICO - QUIMICA Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri S.J.

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BIOMEDICINA
FÍSICO - QUIMICA
Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri
S.J. dos Campos - Dutra
UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP
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B1
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Modelo atômico atual
Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri
S.J. dos Campos - Dutra
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1. Átomo
Átomo: é a menor parte da matéria capaz de caracterizar um elemento
químico;
• Até hoje são conhecidos mais de 110 tipos diferentes de átomos que,
combinado entre si das mais diversas maneiras, vão dar origem a todo tipo
de matéria existente;
Do que é constituído o átomo?
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1. Átomo
O átomo é constituído de:
Núcleo  prótons (p) (carga +)
 nêutrons (n) (sem carga)
Eletrosfera  elétrons (é) (carga (-), distribuídos em 7 camadas
ou níveis energéticos).
Esses níveis foram caracterizados através
do modelo atômico de Rutherford – Bohr
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1. Átomo
Dimensão do átomo: eletrosfera de 10.000 a 100.000 maiores que seu
núcleo;
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1. Átomo
Numero de massa (A): é a soma do numero de prótons (Z) e de
nêutrons (N) existente num átomo;
A = Z + N
Ex: o átomo de sódio tem 11 prótons, 12 nêutrons e 11 elétrons.
O número atômico é 11 e o número de massa é 23.
A = 11 + 12 = 23 
11Na
23
 N = A – Z = 23 –11 = 12 nêutrons
•De acordo com a IUPAC (União Internacional de Química Pura e
Aplicada), ao representar um elemento químico, devem-se
indicar, junto ao seu SÍMBOLO, seu número atômico (Z) e seu
número de massa (A)

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1. Átomo
Importante: a carga do próton tem a mesma intensidade que a
carga do elétron. Portanto, como número de prótons = número de
elétrons  o átomo é um sistema eletricamente nulo;
Numero atômico (Z): é numero de prótons existentes no núcleo de
um átomo  Z = p;
• Sua representação é feita da seguinte maneira: Numero atômico

11Na
, 8O , 4Be , 1H;
Elemento químico: é o conjunto formado por átomos de mesmo
número atômico.
Ex: Exemplo: o elemento hidrogênio é o conjunto de átomos de
número atômico igual a 1.
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2. Molécula
Massa atômica: indica quantas vezes o átomo considerado é mais pesado
que 1/12 do átomo de carbono (escolhido como padrão);
Ex: Na = 23 u.
O u corresponde a 1,660.10-24 g ou 1,660.10-27 kg
Molécula: é a menor parte da matéria capaz de
caracterizar uma
substância química pura. É constituída de um ou mais elementos.
Ex : H2O: H2SO4 etc....;
Massa molecular: é a soma de todas as massas atômicas dos átomos que
constituem um elemento químico ou uma molécula e é expresso em u.
Ex: elemento  Na = 23 u Ex: substancia  NaCl Na = 23 u e Cl =
35,5 u  massa molar = 23+35,5 = 58,5 u
Massa molar: é a massa em gramas de 1 mol de átomos do elemento. A
massa molar de um elemento é numericamente igual a sua massa atômica.
Ex: elemento  Na =23 u  massa molar = 23g/mol
Esubstancia  NaCl Na = 23 u e Cl = 35,5 u  massa molar = 23+35,5
= 58,5 g/mol.
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3. Íons
Íons: É a espécie química que tem o número de prótons diferente do
número de elétrons;
• Lembrando que o átomo possui o número de prótons igual ao número de
elétrons, portanto é considerado neutro;
• Quando um átomo por algum motivo perde sua neutralidade elétrica, ele
passa a ser denominado íon;
•A única maneira de um átomo se transformar em um íon é ganhando ou
perdendo elétrons;
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3. Íons
• Para se tornarem estáveis na configuração eletrônica, os átomos podem
perder ou ganhar elétrons na ultima camada que se transformam em íons:
• Quando
um átomo ganha elétrons, ele fica com excesso de carga
negativa, ou seja, torna-se um íon negativo:
Ganham-se elétrons  anions (-)
Ex: Cl-1, NO3 -1 monovalentes
CrO4-2, CO3-2 bivalentes
PO4-3 trivalente
•Quando um átomo perde elétrons, ele fica com excesso de carga positiva,
ou seja, torna-se um íon positivo:
Perdem-se elétrons  cátions (+)
Ex: Na+1 monovalente
Cu+2 bivalente
Al+3 trivalente
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•
•
•
•
4. Dimensão do átomo
Carga elétrica: Prótons, elétrons
partículas presentes num átomo;
e
nêutrons
são
as
principais
Elas são chamadas partículas elementares ou subatômicas e suas
principais características são:
Massa do próton e nêutron é praticamente 2.000 vezes maior do que a
massa do elétron;
A massa de um átomo está praticamente concentrada numa região
extremamente pequena do átomo: o núcleo atômico;
Massa do átomo mais pesado conhecido é da ordem de 4.10-22g;
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•
•
•
•
4. Dimensão do átomo
O átomo de 12C foi escolhido como átomo padrão na construção das
escalas de massas atômicas. Sua massa atômica foi fixada em 12 u;
Massa atômica de um elemento é a massa desse átomo expressa em
u. Indica quantas vezes a massa do átomo é maior que 1/12 da massa
de 12C;
Massa molecular de uma substância é a massa da molécula dessa
substância expressa em u. Indica quantas vezes a massa da molécula
dessa substância é maior que a massa de 1/12 do átomo de 12C.
A massa molecular ou molar de uma substância é numericamente igual à
soma das massas atômicas de todos os átomos da molécula dessa
substância.
Unidade de massa atômica:
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4. Dimensão do átomo
Um próton pesa aproximadamente:
0,0000000000000000000000001673 gramas
Um nêutron pesa aproximadamente:
0,0000000000000000000000001675 gramas
Um elétron pesa aproximadamente:
0,0000000000000000000000000000911 gramas
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1 Lista de Exercícios
1)
2)
3)
4)
5)
6)
7)
8)
Do que é constituído o átomo ?
Que sabe a respeito das dimensões do átomo e do núcleo?
Quais são as partículas fundamentais conhecidas até o presente?
Um átomo de número atômico Z e número de massa A:
a)
tem A nêutrons.
b)
tem A elétrons.
c)
tem Z prótons.
d) tem A – Z nêutrons.
e) tem Z elétrons.
O átomo constituído de 17 prótons, 18 nêutrons e 17 elétrons, possui número atômico e número de massa igual
a:
a) 17 e 17
b) 17 e 18
c) 18 e 17
d) 17 e 35
e) 35 e 17
O que é massa atômica, molecular, elemento químico, substancia química ?
O que são íons? Quais são os íons positivos e negativos?
Somando-se todas as partículas (prótons, nêutrons e elétrons) de um átomo de 28Ni59 com as do átomo de
201, o total de partículas será:
80Hg
a)
281.
b)
158.
c)
368.
d)
108.
e)
360.
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1 Lista de Exercícios
9) Um átomo genérico X apresenta a seguinte estrutura:
O número de massa deste átomo é igual a:
a)
13.
b)
14.
c)
26.
d)
27.
e)
40.
10) O átomo de telúrio (Te) possui 52 elétrons e 75 nêutrons. O seu número atômico e o número de massa são,
respectivamente:
a)
52, 52.
b)
52, 127.
c)
127, 52.
d)
52, 75.
e)
127, 52.
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Substâncias e Misturas
Substâncias
Fases
Alotropia
Misturas
Equação
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1. Classificação de substâncias
1.1 Substância simples
• São todas as substâncias formadas por um único elemento químico.
Ex: Fe, Al, H2, O3, S8
1.2 Substância composta
•São
todas as substâncias formadas por mais de um tipo de elemento
químico.
Ex: Fe2O3, CaF2, H2O, NaCl, C2H6
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1. Classificação de substâncias
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2. As fases de agregação das substâncias
2.1 Fase sólida
• A característica da fase sólida é a rigidez;
•As substâncias apresentam maior organização
devido a possuir menor energia;
de suas partículas constituintes,
• Essas
partículas formam estruturas geométricas chamada retículos cristalinos.
Apresenta forma invariável e volume constante.
2.2 Fase
•A característica da fase líquida é a fluidez;
•As partículas se apresentam desordenadas e com certa liberdade de movimento;
•Apresentam energia intermediária entre as fases sólida e gasosa. Possuem forma
variável e volume constante.
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2. As fases de agregação das substâncias
2.3 Fase gasosa
• A característica da fase gasosa é o caos;
• Existem grandes espaços entre as partículas, que apresentam grande liberdade de
movimento;
• É a fase que apresenta maior energia. Apresenta forma e volume variáveis.
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3. Mudanças de fases de agregação das substâncias
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3. Mudanças de fases de agregação das substâncias
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4. Alotropia
Fenômeno pelo qual um único elemento químico forma duas ou mais
substâncias simples diferentes (estrutura atômicas ≠).
As variedades alotrópicas podem diferir quanto à ATOMICIDADE ou
quanto à ESTRUTURA CRISTALINA
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4. Alotropia
4.1 Oxigênio: O elemento oxigênio possui duas variedades alotrópicas que
diferem quanto à atomicidade, que são o oxigênio (O2) e o ozônio (O3).
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4. Alotropia
4.2 Carbono:Na natureza o elemento químico carbono possui três formas
alotrópicas: DIAMANTE, GRAFITE e FULERENO
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4. Alotropia
4.3 Enxofre:O elemento químico enxofre apresenta duas variedades
alotrópicas: ENXOFRE RÔMBICO e ENXOFRE MONOCLÍNICO
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4. Alotropia
4.4 Fósforo:O elemento fósforo forma várias variedades alotrópicas, sendo
o FÓSFORO BRANCO e o FÓSFORO VERMELHO as mais comuns.
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5. Misturas de substâncias
5.1 Classificação das misturas
• De
acordo com o aspecto visual de uma mistura, podemos classificá-las
em função do seu número de fases;
5.2 Fase: em uma mistura, é cada uma das porções que apresenta aspecto
homogêneo ou uniforme.
1 fase = monofásico
2 fases = bifásico
3 fases = trifásico e etc...
Vejamos estes exemplos:
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5. Misturas de substâncias
Se a matéria for constituída por mais de um tipo de molécula teremos uma
MISTURA
Estas misturas podem ser
HOMOGÊNEAS ou HETEROGÊNEAS
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5. Misturas de substâncias
5.3 Misturas homogênea:Toda mistura que apresenta uma única fase.
•As misturas homogêneas são chamadas de soluções;
•Alguns exemplos: água de torneira, vinagre, ar,
álcool hidratado,
gasolina, soro caseiro, soro fisiológico e algumas ligas metálicas;
•Devido às suas características os gases sempre formam soluções.
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5. Misturas de substâncias
5.4 Misturas heterogênea: toda mistura que apresenta pelo menos duas
fases.
•Alguns
exemplos de misturas heterogêneas: água + areia, madeira,
granito (quartzo + mica + feldspato), sangue, leite e água com gás.
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5. Misturas de substâncias
A homogeneidade de uma mistura não se restringe apenas à simples
percepção a olho nu, mas abrange também a utilização de aparelhos óticos
comuns: os microscópios.
5.5 Sistemas: Sistema: tudo o que é objeto da observação humana
•Todo sistema, como qualquer mistura, também pode ser classificado em
função de seu aspecto visual;
•Sistema homogêneo: apresenta aspecto homogêneo (contínuo);
•Sistema heterogêneo: apresenta um aspecto heterogêneo (descontínuo).
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5. Misturas de substâncias
Vejamos alguns exemplos:
Pelos exemplos acima, notamos que é possível uma substância formar
sistemas heterogêneos. No exemplo do sistema água + gelo há apenas 01
(um) componente (substância): H2O, porém em estados diferentes.
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6. Equações químicas
6 Equação química: A equação química é a forma de se descrever uma
reação química que envolve os reagentes e produtos.
Representação de uma Equação Química:
Reagentes → Produtos
6.1 Formulas: indicam quais são as substancias da reação química (H2, O2,
H2O).
6.2 Coeficientes: indica a proporção de moléculas que participam na reação
(2,1,2).
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•Símbolos
6. Equações químicas
e números são utilizados para descrever os nomes e as proporções
das diferentes substâncias que entram nessas reações;
• Os
reagentes são mostrados no lado esquerdo da equação e os produtos no
lado direito;
•Não é criada e nem destruída matéria em uma reação, os átomos somente são
reorganizados de forma diferente, por isso, uma equação química deve ser
balanceada: o número de átomos da esquerda precisa ser igual o número de
átomos da direita;
Exemplo de uma Equação Química não equilibrada:
•Repare
H2 + Cl2 → HCl
que a equação acima está desbalanceada, pois temos nos reagentes
(H2 e Cl2) dois átomos de cada elemento, e no produto (HCl) somente uma
molécula.
Exemplo de uma Equação Química equilibrada:
H2 + Cl2 → 2 HCl
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6. Equações químicas
• Pode-se saber praticamente tudo sobre uma reação química através de
sua equação, ela pode oferecer, por exemplo, as seguintes informações
através de símbolos tais como:
Quando a reação é reversível: ↔
Reação direta 
Presença de luz: λ
Evaporação /
Catalisadores ou aquecimento: ∆
Formação de um precipitado: ↓
•A
Equação Química pode ainda demonstrar o estado físico do átomo
participante da reação, através das letras respectivas entre parênteses:
Gás (g)
Vapor (v)
Líquido (l)
Sólido (s)
Cristal (c)
A presença de átomos, íons ou moléculas em solução aquosa é representada
pela abreviatura: (aq)
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2 Lista de Exercícios
1)
O que são substâncias químicas e como são classificadas quanto ao número de elemento
químicos?
2) Indique as características em ralação à forma e ao volume que uma substância adquire quando
se encontra nas fases sólidas, líquidas e gasosas.
3) O que é alotropia, quais são os principais elementos que possuem variedades alotrópicas?
4) O que se pode dizer das propriedades físicas e químicas das variedades alotrópicas de um
mesmo elemento?
5) O que é uma mistura e como são classificadas as misturas
6) Indique o número de fases e o número de componentes dos sistemas A, B, C, D e E indicados
abaixo. Diga também se são homogêneos ou heterogêneos.
a)
b)
c)
d)
e)
água líquida, pouco sal e areia;
água líquida, muito sal, vinagre, óleo;
iodo sólido, vapor de iodo
gás oxigênio, gás nitrogênio, gás ozônio, gás carbônico
Água líquida, água sólida, álcool etílico, lasca de ferro, vapor de água.
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2 Lista de Exercícios
7) O que é uma reação química? Como se representa uma reação química?
8) Em qual das seqüências a seguir estão representados um elemento, uma substância simples e
uma substância composta, respectivamente:
a)
b)
c)
d)
e)
H2, Cl2, O2.
N, HI, He.
Cl, N2, HI.
H2, Ne, H2O.
H2O, O2, H2.
9) Três substâncias simples estão exemplificadas no item:
a) enxofre rômbico, fósforo branco, grafite.
b)
c)
d)
e)
diamante, metano, gás carbônico.
ozônio, amônia, cloro.
fósforo vermelho, diamante, fosfina (PH3).
nitrogênio, cal (CaO), oxigênio.
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2 Lista de Exercícios
10) Alotropia é um fenômeno relacionado com:
a)
b)
c)
d)
e)
substâncias simples
substâncias iônicas
compostos binários
elementos químicos metálicos
substâncias orgânicas oxigenadas
11) Os recém – descobertos fulerenos são formas alotrópicas do elemento químico carbono.
Outras formas alotrópicas do carbono são:
a)
b)
c)
d)
e)
isótopos do carbono – 13.
calcário e mármore.
silício e germânio.
monóxido de carbono e dióxido de carbono.
diamante e grafite.
12) Adicionando-se excesso de água à mistura formada por sal de cozinha, areia e açúcar,
obtém-se um sistema:
a)
b)
c)
d)
e)
homogêneo, monofásico.
homogêneo, bifásico.
heterogêneo, monofásico.
heterogêneo, bifásico.
heterogêneo, trifásico.
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Forças intermoleculares
Processo de separação
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1. Ligação Intermoleculares
1.1 Introdução
•
Será que uma molécula, quando próxima a outra, influencia em alguma coisa? A
resposta é positiva, como você pode ver nos artigos "Solubilidade em água" ou
mesmo "Eletronegatividade". O fato de moléculas - e átomos - possuírem campo
magnético faz com que haja influência de uma nas outras. Vamos tentar
explicar melhor essa questão.
1.2 A polaridade molecular
•
Vamos ao básico, nos restringindo apenas a moléculas diatômicas (formadas por
apenas dois átomos): quando pelo menos dois átomos se ligam, formando uma
molécula, existe entre eles uma "disputa" pelos elétrons.
•
Quando um deles é mais eletronegativo que o outro conseguirá mantê-lo mais
próximo de si por mais tempo. Dessa forma, podemos dizer que o lado da
molécula que possui o átomo mais eletronegativo fica mais negativo, enquanto
que o lado do átomo menos eletronegativo fica mais positivo. Temos então uma
molécula polar.
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1. Ligação Intermoleculares
1.2 A polaridade molecular
•
•
Quando os dois átomos de nossa molécula têm a mesma eletronegatividade,
portanto são do mesmo elemento, nenhum deles é capaz de garantir a presença
dos elétrons por mais tempo que o outro. Dessa forma, nenhum dos lados ficará
mais positivo ou mais negativo. A molécula será apolar.
Compreenda que esses exemplos são bem simples e que a polaridade molecular,
embora funcione dessa forma, é um pouco mais complexa, pois depende muito
da geometria da molécula em questão.
1.3 Força intermolecular
•
•
Quando duas moléculas se aproximam há uma interação de seus campos
magnéticos o que faz surgir uma força entre elas. É o que chamamos de força
intermolecular. Essas forças variam de intensidade, dependendo do tipo da
molécula (polar ou apolar) e, no caso das polares, de quão polares elas são.
Observação importante: A teoria cinética dos gases assume que a distância
entre as moléculas é tão grande que não existe força de atração entre elas.
Em estado líquido e sólido as moléculas estão muito próximas e a força atrativa
pode ser observada.
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1. Ligação Intermoleculares
Vamos ver então como são as forças quando aproximamos:
1.3.1 Forças de Van der Walls
•
As forças de van der Walls atuam entre íons, moléculas e átomos, sendo os
principais tipos conhecidos como forças íon-dipolo, dipolo-dipolo, dipolo induzido
e de London. É extremamente complicado explicar matematicamente, via
mecânica quântica, estas interações. Porém, pode-se descrevê-las de forma
qualitativa, considerando-as como forças de atração eletrostáticas, como será
feito a seguir.
a) Íon x dipolo (ion x molécula polar): É a força mais forte e sua magnitude pode
ser compatível a de uma ligação covalente.
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1. Ligação Intermoleculares
b) Dipolo–dipolo (polar x molécula polar): Ocorre entre moléculas polares da mesma
substância ou de substâncias diferentes, ambas polares. Esta força é muito
conhecida como dipolo x dipolo ou dipolo-permanente.
c) Dipolo induzido (Molécula polar x molécula apolar): ocorrem porque moléculas
polares (dipolos permanentes) conseguem distorcer a distribuição de carga em
outras moléculas vizinhas, através de polarização induzida. Uma interação desse
tipo é uma interação fraca. Essas interações são responsáveis, por exemplo, pela solubilidade de
gases como o O2 (apolar) em água.
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1. Ligação Intermoleculares
d) Força de London (Molécula apolar x molécula apolar): O movimento dos elétrons
permite que, em determinado momento, moléculas apolares consigam induzir um
dipolo em sua molécula vizinha e esta, uma vez polarizada, dê seqüência ao
efeito. Essas forças foram percebidas pelo físico polonês Fritz London, que
sugeriu que moléculas apolares poderiam se tornar dipolos temporários. Essas
forças ficaram conhecidas como forças de dispersão ou forças de London.
1.3.2 Ponte de hidrogênio
a) Ligações de hidrogênio: Quando ligado a um átomo pequeno e de forte
eletronegatividade (F, O ou N), o hidrogênio forma ligações polares muito
fortes. Seus pólos interagirão fortemente com outras moléculas polares,
formando uma forte rede de ligações intermoleculares.
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1. Ligação Intermoleculares
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1. Ligação Intermoleculares
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Polaridade: polaridade de uma molécula refere-se às concentrações de cargas da nuvem
eletrônica em volta da molécula. É possível uma divisão em duas classes distintas: moléculas polares
e apolares.
Moléculas polares possuem maior concentração de carga negativa numa parte da nuvem e maior
concentração positiva em outro extremo. Nas moléculas apolares, a carga eletrônica está
uniformemente distribuída, ou seja, não há concentração.
Compostos químicos cujas moléculas apresentam polaridade são chamados polares, e são
normalmente solúveis em água, e compostos químicos cujas moléculas não apresentam polaridade são
chamados compostos apolares.
Exemplos típicos de compostos polares são os água e cloreto de sódio
Exemplos típicos de compostos apolares são os hidrocarbonetos, como os derivados de petróleo,
como a gasolina.
Apolar
Polar
Polar
Apolar
Polar
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2. Processo de separação de misturas
Na química, a separação de misturas é muito importante, pois para
obtermos resultados mais corretos em pesquisas e experiências, é
necessário que as substâncias químicas utilizadas sejam as mais puras
possível. Para isso, utiliza-se vários métodos de separação, que vão desde
a “catação” até complicada “destilação fracionada”.
Misturas Heterogêneas Sólido - Sólido
2.1. Catação: É método rudimentar baseado na diferença de tamanho e
aspecto das partículas de uma mistura de sólidos granulados. Utilizamos
as mãos ou pinças na separação dos componentes de tamanhos diferentes.
Separação das bolas por cores
Coletas de lixo
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2. Processo de separação de misturas
2.2. Ventilação ou Tamisação: O sólido mais leve é separado por uma
corrente de ar. Ex: grãos de café e cascas.
Separação dos grãos do
café de suas cascas
Arraste pelo ar
2.3. Levigação: O sólido mais leve é separado por água corrente. Ex: ouro
e areia. A areia, mais leve, é arrastada por um fluxo de água.
Separação do ouro das areias auríferas
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2. Processo de separação de misturas
2.4. Separação magnética: Separa misturas do tipo sólido-sólido nas quais
um dos componentes tem propriedades magnéticas e é atraído por um ímã.
Ex: Ferro e areia.
Ferro e areia
Ferro e sal
2.5. Flotação:Consiste em colocar a mistura de dois sólidos em um líquido
de densidade intermediária entre os mesmos.
Separação do pó de serra da areia
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2. Processo de separação de misturas
2.6. Dissolução fracionada: Baseia-se na diferença de solubilidade dos
sólidos em um determinado líquido. Primeiro, adiciona-se um líquido que
dissolva apenas um dos sólidos. Depois, filtra-se a mistura e o filtrado é
submetido a aquecimento, para eliminar o solvente. Ex: sal e areia
2.7. Dissolução fracionada: Dissolve-se todos os componentes em um
líquido. Evaporação  cristalização
Separação do sal por evaporação da água do mar nas salinas
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2. Processo de separação de misturas
Misturas Heterogêneas Sólido - Líquido
2.8. Decantação: Consiste em deixar a mistura em repouso até que o
componente mais denso se deposite no fundo do recipiente pela diferença
de densidade
Quando os componentes da mistura heterogênea são líquidos imiscíveis
usamos o funil de decantação ou funil de bromo para separá-los
Água e areia
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2. Processo de separação de misturas
2.9. Centrifugação: Consiste em colocar a mistura em um aparelho
chamado centrífuga, que acelera a decantação, usando a força centrífuga
Ex: separação dos diversos componentes do sangue.
Centrifuga
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2. Processo de separação de misturas
2.10. Filtração simples: É a retenção de um sólido através de uma
superfície porosa (filtro). Utilizada para separar misturas de um líquido
com um sólido não dissolvido, quando o tamanho das partículas do sólido é
relativamente grande em relação ao tamanho dos poros do papel de filtro.
Ex: água e areia.
Água e areia
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2. Processo de separação de misturas
2.11. Filtração à vácuo: Quando o sólido e o líquido formam uma mistura
de difícil filtração, como é o caso da água com farinha, pode-se acelerar o
processo por meio da filtração a pressões reduzidas. Nesse processo
utiliza-se o funil de Büchner e o Kitassato.
Filtrar uma amostra solida úmida
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2. Processo de separação de misturas
Misturas Heterogêneas Líquido - Líquido
2.12. Decantação: É feita separando-se líquidos imiscíveis por meio de
diferenças de densidade.
Água e óleo
água e bromo
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2. Processo de separação de misturas
Misturas Heterogêneas Gás - Sólido
2.13. Decantação: A mistura atravessa um sistema em ziguezague, o pó,
sendo mais denso, se deposita pelo trajeto.
Ar e poeira
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2. Processo de separação de misturas
Misturas Homogêneas Sólido - Líquido
2.14. Destilação simples: Funciona quando, no aquecimento de uma mistura
homogênea de um líquido + um sólido, apenas o líquido vaporiza. Assim, os
vapores atingem a região fria (condensador), ocorrendo a passagem para o
estado líquido. Ex: água e sal de cozinha.
Separação do sal da agua
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2. Processo de separação de misturas
Misturas Homogêneas Líquido - Líquido
2.15. Destilação Fracionada: Funciona quando, no aquecimento de uma
mistura homogênea de um líquido + outro liquido de volatilidade diferente,
onde o liquido mais volátil vaporiza primeiro. Assim, os vapores atingem a
região fria (condensador), ocorrendo a passagem para o estado líquido.
Ex: água e álcool.
Separação do água e
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3. Lista de exercícios
1) Explique a polaridade molecular
2) O que é força intermolecular?
3) Quais são as forças moleculares explicando cada uma delas
4) A água tem maior ponto de ebulição, porque apresenta:
a) molécula com 10 elétrons
b) geometria angular
c) hibridação sp3
xd) ligações por pontes de hidrogênio
e) ligações do s - p
5) As pontes de hidrogênio aparecem:
a) quando o hidrogênio está ligado a um elemento muito eletropositivo;
xb) quando o hidrogênio está ligado a um elemento muito eletronegativo;
c) em todos os compostos hidrogenados;
d) somente em compostos inorgânicos;
e) somente nos ácidos de Arrhenius.
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3. Lista de exercícios
6) No tratamento de efluentes industriais, é muito
comum o emprego de métodos de separação
de substâncias. No caso de um efluente constituído por água e óleo, qual dos métodos
abaixo é indicado
a)
b)
c)
d)
e)
filtração.
decantação.
flotação.
precipitação.
catação.
7) Uma mistura é constituída de areia, óleo, açúcar e sal de cozinha. A melhor seqüência
experimental para separar essa mistura em seus constituintes puros é:
a) destilação do óleo, filtração da areia, dissolução do sal e do açúcar em água.
b) dissolução do açúcar e do sal em água, filtração da
areia,
decantação do óleo,
recristalização fracionada da fase aquosa.
c) filtração, dissolução do açúcar e do sal em água, decantação do óleo e destilação da
fase aquosa.
d) destilação do óleo, dissolução do sal e do açúcar em água e separação da areia por
filtração.
e) filtração do óleo e simples catação dos componentes da fase sólida.
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3. Lista de exercícios
8) Uma mistura de dois sólidos de densidades diferentes pode ter
separados por:
a)
b)
c)
d)
e)
seus
componentes
flotação.
destilação.
peneiração.
filtração.
decantação.
9) Numa das etapas do tratamento da água que abastece uma cidade, a água é mantida durante
um certo tempo em tanques para que os sólidos em suspensão se depositem no
fundo. A essa operação denominamos:
a) Filtração
b) Sedimentação
c) Sifonação
d) Centrifugação
e) Cristalização
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3. Lista de exercícios
10) Uma técnica usada para limpar aves cobertas por petróleo consiste em pulverizá-las
com limalha de ferro.A limalha que fica impregnada de óleo é, então, retirada das
penas das aves por um processo chamado:
a)
b)
c)
d)
e)
decantação.
Peneiração.
Sublimação.
Centrifugação.
Separação magnética.
11) São preparadas 3 misturas binárias em um laboratório, descritas da seguinte maneira:
1ª mistura: heterogênea, formada por um sólido e um líquido.
2ª mistura: heterogênea, formada por dois líquidos.
3ª mistura: homogênea, formada por um sólido e um líquido.
Os processos de separação que melhor permitem recuperar as substâncias originais são,
respectivamente:
a) Filtração, decantação, destilação simples.
b)
c)
d)
e)
Decantação, filtração, destilação simples.
Destilação simples, filtração, decantação.
Decantação, destilação simples, filtração.
Filtração, filtração, destilação simples.
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Solubilidade
Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri
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Dispersões e soluções
2) Soluções: são misturas homogêneas de dois ou mais substâncias;
SOLUÇÃO = SOLUTO + SOLVENTE
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Dispersões e soluções
2) Soluções
•Da química geral,
quando misturamos duas substâncias, pode resultar em
mistura homogênea ou heterogênea.
solução:  soluto  parte dissolvida
 solvente  a parte que dissolve  H2O solvente universal.
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Dispersões e soluções
3. Dispersões:
• Dispersões: é uma mistura onde uma substância se distribuem (dispersa)
em toda superfície de uma outra substância;
•Numa dispersão a espécie química disseminada é chamada de disperso e a
outra espécie química (geralmente em maior quantidade) é chamada de
dispersante ou dispergente.
3.1. Classificação das dispersões:
• É feita de acordo com o tamanho médio das partículas dispersas:
• Numa
solução ou solução verdadeira, o disperso é chamado de soluto e o
dispersante ou dispergente é chamado de solvente.
1 Å (angström) = 10–7 m = 10-8 cm = 10-10 m
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4. Classificação das soluções:
a) Quanto ao estado de agregação (estado físico):
- SÓLIDAS: O solvente é sempre sólido e o soluto pode ser: sólido,líquido
ou gasoso.
Exemplos: ligas metálicas, medicamentos na forma de comprimidos;
- LÍQUIDAS: : O solvente é sempre líquido e o soluto pode ser: sólido,
líquido ou gasoso.
Exemplos: água mineral (sem gás), soro fisiológico, bebidas;
- GASOSAS: : O solvente é gasoso e o soluto gasoso.
Exemplos: ar atmosférico.
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4. Classificação das soluções:
b) Quanto ao estado de agregação dos componentes:
•
•
•
•
•
•
•
•
•
Solução sólido-sólido: amálgama de prata - prata (soluto) e mercúrio
(solvente);
Solução sólido-líquido: açúcar (soluto) e água (solvente);
Solução sólido-gás: naftaleno (naftalina) (soluto) no ar (solvente);
Solução líquido-sólido: água (soluto) em sólidos higroscópicos (solvente);
Solução líquido-líquido:água (soluto) em álcool (solvente);
Solução sólido-gás: umidade do ar;
Solução gás-sólido: hidrogênio retido em platina em pó;
Solução gás-líquido: gás carbônico (soluto) em bebidas (solvente);
Solução gás-gás: todas as misturas gasosas;
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4. Classificação das soluções:
c) Quanto a proporção entre solvente e soluto:
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4. Classificação das soluções:
d) Quanto a natureza do soluto:
•
•
Solução molecular: as partículas dispersas do soluto são moléculas. A solução
molecular é também chamada de solução não-eletrolítica.
Solução iônica: as partículas dispersas do soluto são íons ou íons e moléculas
(dependendo do sal ou do ácido).
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4. Classificação das soluções:
d) Quanto a natureza do soluto:
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Solubilidade
5. Solubilidade:
•
O termo solubilidade se refere a quantidade máxima de um SOLUTO
capaz de se dissolver em uma quantidade fixa de SOLVENTE, em
certas condições (temperatura e pressão);
5.1. Regras de Solubilidade:
•
Uma regra muito geral de solubilidade nos diz que:
Semelhante dissolve semelhante
A temperatura é um fator primordial
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5.1. Regras de Solubilidade:
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5.2. Mecanismo de Solubilidade:
Considere o que acontece quando um sólido é adicionado a um líquido para
formar uma solução (líquida):
•
•
•
•
Quando o soluto é adicionado, começa o processo de destruição da
estrutura do estado sólido do soluto;
Pouco a pouco, partículas do solvente atacam a superfície do retículo
cristalino, removendo partículas do soluto, rodeando-se e, finalmente,
as dispersando.;
O resultado é a destruição da estrutura do soluto e a alteração da
estrutura do solvente (agora existem algumas partículas do soluto onde
antes havia apenas solvente);
À medida que ocorre a dissolução, as forças soluto-soluto e solventesolvente são substituídas pelas forças soluto-solvente.
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5.3. O fenômeno da saturação da solução:
a) Solução insaturada: Quando na solução temos uma quantidade de soluto
MENOR que o máximo permitido pelo coeficiente de solubilidade a
solução será classificada como solução  INSATURADA
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5.3. O fenômeno da saturação da solução:
b) Solução saturada: Quando na solução temos uma quantidade de soluto
IGUAL ao máximo permitido pelo coeficiente de solubilidade a solução
será classificada como solução  SATURADA
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5.3. O fenômeno da saturação da solução:
c) Solução supersaturada: Quando na solução temos uma quantidade de
soluto MAIOR ao máximo permitido pelo coeficiente de solubilidade a
solução será classificada como solução  SUPERSATURADA
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5.4. Curvas de Solubilidade:
As curvas de solubilidade têm
grande importância no estudo
das soluções de sólidos em
líquidos, já que a temperatura
influi
decisivamente
na
solubilidade.
A temperatura e a pressão
têm influência na solubilidade
de um sólido e de um gás em
um líquido
coeficiente de solubilidade
Analisando um gráfico de solubilidade podemos destacar três regiões:
( solução supersaturada )
X
Y ( solução saturada )
Z ( solução insaturada )
temperatura (°C)
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5.4. Curvas de Solubilidade:
•
•
São os gráficos que apresentam a variação dos coeficientes de solubilidade das
substancias em função da temperatura.
Consideremos, por exemplo, a tabela a seguir, que mostra os coeficientes de
solubilidade do nitrato de potássio em varias temperaturas. Dos valores desta tabela
resulta a curva de solubilidade do nitrato de potássio em água:
supersaturação
saturação
insaturação
A
B
C
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5.4. Curvas de Solubilidade:
Quando a solubilidade aumenta com
o aumento da temperatura, teremos
uma solubilidade ENDOTÉRMICA
Quando a solubilidade diminui com o
aumento da temperatura, teremos
uma solubilidade EXOTÉRMICA
SOLUBILIDADE EXOTÉRMICA
100
K 2Cr O4
NaC l
60
20
10
30
coeficiente de solubilidade
3
O3
Na N
O
140
100
N
180
NH 4 NO 3
K
coeficiente de solubilidade
SOLUBILIDADE ENDOTÉRMICA
50
70
90
temperatura (°C)
80
60
Na 2 SO4
40
20
Ce 2( SO4 )3
10
30
50
70
90
temperatura (°C)
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5.4. Curvas de Solubilidade:
Algumas solubilidades têm irregularidades, apresentando pontos de
inflexão:
CURVA DE SOLUBILIDADE
coeficiente de solubil idade
gramas de soluto/100g de água
•
140
CaCl 2
O
. 2 H 2O
4 H2
.
l
2
C
a
120
C
100
80
O
6 H2
.
l
aC 2
C
60
.
40
Na S
2 O
O
H2
0
1
4
SO 4
20
Na 2
temperatura(°C)
32,4
20
40
60
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5.5. Solubilidade de gases em líquidos:
•
Algumas solubilidades têm irregularidades, apresentando pontos de
inflexão:
Gases são, em geral, pouco solúveis em líquidos
A solubilidade dos gases em líquidos depende consideravelmente da pressão
e da temperatura:
•
•
•
Aumentando-se a temperatura, o liquido procura expulsar o gás,
consequentemente a solubilidade do gás diminui rapidamente (em águas
quentes os peixes não vivem bem por faltar ar dissolvido na água;
Aumentando-se a pressão sobre o gás, estaremos empurrando o gás
para dentro do líquido, o que equivale dizer que a solubilidade do gás
aumenta (isto é feito quando se dissolve gás carbônico em bebidas);
A influencia da pressão é estabelecida pela lei de HENRY.
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5.5. Solubilidade de gases em líquidos:
•
Lei de Henry: "A solubilidade de um gás em um líquido é diretamente
proporcional a sua pressão parcial."
Matematicamente
S = k.P,
onde
K é uma constante de proporcionalidade que depende da natureza do gás e
da temperatura.
P é a pressão do gás.
S é a solubilidade do gás num certo liquido.
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4 Lista de Exercícios
1)Como são classificadas as dispersões ?
2)
a)
b)
c)
Como são classificadas as soluções quanto:
estado de agregação;
soluto x solvente;
natureza.
3) Calcule com o auxílio da tabela abaixo, a quantidade de KNO3 que se dissolve
totalmente em 200 g de água a 800C?
4) Calcule a quantidade mínima de H2O a 500C, necessário para dissolver totalmente
17,1g de KNO3.
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4 Lista de Exercícios
5) Na curva de solubilidade de uma substância XY, no gráfico abaixo estão
assinaladas as soluções aquosas dessa substâncias: A, B, C, D, E, F, G e H. A
partir do gráfico, responda:
a)
b)
c)
d)
e)
quais são as soluções insaturadas;
quais sao as soluções saturadas;
quais são as soluções supersaturadas;
qual a solução mais concentrada;
qual a solução mais diluída.
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4 Lista de Exercícios
6) Resfriando-se 1340g de solução de KNO3 saturada a 800C até 200C, qual a
quantidade de KNO3 que se separa ( precipita) da solução?
Dados: CS a 200C – 32 g KNO3 / 100g de H2O
CS a 800C – 168 KNO3 / 100g de H2O
7) Responda aos itens abaixo com base no gráfico em que constam as curvas de
solubilidade de diversas substâncias em g/100 g de H2O.
a) Quais as substâncias que sofrem dissolução endotérmica ao entrar em contato
com a água?
b) Quais as substâncias que sofrem dissolução exotérmica ao entrar em contato
com a água?
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4 Lista de Exercícios
8) A tabela abaixo traz o coeficiente de solubilidade do sulfato de potássio em g de
K2SO4 por 100 g de H2O.
a)
t/ºC
0
10
20
30
40
CS
7,35
9,22
11,11
12,97
14,76
t/ºC
50
60
70
80
90
100
CS
16,50
18,17
19,75
21,40
22,80
24,10
Calcule a quantidade máxima de K2SO4 que se dissolve totalmente em 200 g de
água a 80ºC.
b) Calcule a quantidade mínima de H2O, a 50ºC, necessário para dissolver
totalmente 66 g de K2SO4.
c) Calcule a massa de K2SO4 existente em 368,4 g solução aquosa saturada a 90
ºC.
d) Calcule a massa de K2SO4 que precipita ao baixarmos para 0ºC a temperatura de
uma solução aquosa desse sal contendo 90,85 g de K2SO4 dissolvidos em 0,7 kg
de H2O a 60ºC.
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4 Lista de Exercícios
9) Analise a tabela de solubilidade apresentada a seguir, os dados fornecem a
massa em gramas de cada substância que se dissolve em 100g de água.
Substância
20ºC
50ºC
Cloreto de potássio 26
30
Nitrato de potássio 24
46
Cloreto de amônio 27
34
a) Qual a substância mais solúvel a 20ºC?
b) Qual a substância mais solúvel a 50ºC?
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Segurança
Vidrarias
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Regras Básicas e Normas de Segurança
1.
Conhecer a localização das saídas de emergência;
2. Conhecer a localização e o funcionamento de extintores de incêndio,
caixas de primeiros socorros, chuveiros e equipamento de proteção;
3. Nunca trabalhar sozinho no laboratório;
4. Usar sempre jaleco, que deve ser branca, de algodão, de manga
comprida e até aos joelhos e use os óculos protetores de olhos, sempre
que estiver no laboratório;
5. Efetuar o trabalho sempre em pé;
6. Cabelos longos devem estar amarrados;
7. Não fumar ou comer no laboratório;
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Regras Básicas e Normas de Segurança
8. Utilizar os aparelhos só depois de ter lido e compreendido as
respectivas instruções de manuseamento e segurança;
9. Todos os recipientes que contenham produtos devem estar devidamente
rotulados;
10. Conhecer as propriedades físicas e a toxicidade dos reagentes antes
de iniciar uma experiência;
11. Não deixar frascos de reagentes abertos;
12. Cuidar da limpeza adequada do material utilizado para não contaminar
os reagentes;
13. Nunca deixar frascos contendo reagentes inflamáveis próximos duma
chama;
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14. Nunca aquecer um recipiente fechado;
15. Evitar qualquer contacto dos reagentes com a pele;
16. Usar a exaustores para experiências em que ocorra a liberação de
gases ou vapores;
17. Sempre que for necessário diluir um ácido concentrado, devemos
adicionar lentamente e sob agitação o ácido sobre a água, nunca o
contrário;
18. No aquecimento de um tubo de ensaio contendo qualquer substância,
não voltar a extremidade aberta do tubo para si ou para outra pessoa
próxima;
19. Não atirar qualquer material sólido para dentro de pias ou lavatórios;
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Regras Básicas e Normas de Segurança
20. Ao testar o odor de um produto químico, desloque os vapores que se
desprendem do frasco com as mãos, para sua direção. Nunca coloque o
frasco sobre o nariz. Atenção este teste nem sempre pode ser feito;
21. Findo o trabalho experimental, verificar, se as torneiras de água e de
gás se encontram fechadas e se os aparelhos elétricos foram
desligados;
22. Em caso de acidente, por mais insignificante que pareça, comunique
imediatamente ao professor;
23. Ácidos e bases (mesmo diluídos) devem ser manuseados com muito
cuidado. Se tocarem a pele, lave o local demoradamente com água
corrente e em seguida com um antídoto: para bases use vinagre ou
suco diluído de limão e para ácidos use solução de bicarbonato de
sódio, NaHCO3(aq).
24. Se a área do corpo atingida pelo reagente for muito grande, utilize o
chuveiro de segurança. Se atingir os olhos, utilize o lava-olhos
demoradamente e em seguida procure um médico.
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Muita atenção aos seguintes símbolos
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Concentração de soluções
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1. Concentração das soluções
1. Conceito de concentração
• Concentração: concentração de uma solução é toda e qualquer maneira de
expressar a proporção existente entre as quantidades de soluto e de
solvente;
•É
uma grandeza utilizada
componentes de uma mistura;
para
indicar
quantidades
relativas
dos
Mistura => homogênea (1fase) e podem ser sólida,liquida e gasosa..
=> heterogênea (+ de 1fase) .
solução:  soluto  parte dissolvida (menor proporção)
 solvente  a parte que dissolve ( maior proporção)
Densidade: é a relação entre a massa da solução e o volume da solução.
d
m assa.da.solução
[ g / m L] => d(H2O)= 1g/mL => 1g = 1mL = 1cm3
volum e.da.solução
OBS: embora não seja uma unidade de concentração para uma solução, ela fornece
uma orientação sobre a concentração de uma solução.
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1. Concentração das soluções
1. Conceito de concentração
•Existem
várias formas de quantificar as quantidades relativas de soluto
em função a solução, para facilitar as seguintes definições, usaremos a
seguinte convenção:
- índice 1 => para quantidades relativas ao soluto
- índice 2 => para quantidades relativas ao solvente
- sem índice => ao que se referir à própria solução
1.1 Concentração comum
• Concentração comum: é o quociente entre a massa do soluto (em grama)
e o volume da solução (em litros).
•Matematicamente:
C = m1
unidades: grama/litro
V
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1. Concentração das soluções
1.1 Concentração comum
Exemplo 1: Uma solução de NaOH apresenta 200 mg dessa base num
volume de 400 mL de solução. Qual a Concentração (g/L)?
Solução:
m1 = 200 mg = 0,2 g ; V = 400 mL = 0,4 L
C = 0,2 g / 0,4 L = 0,5 g/L
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1. Concentração das soluções
1.2 Molaridade ou concentração molar (M)
• Molaridade: é o quociente entre o número de moles do soluto (n1) e
o volume da solução (V) em litros.
M = n1
•
V
Sendo
n1 = m1
M1
unidades: mol/litro ou M
n1
M = m1
M1.V
mol/litro ou M
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1. Concentração das soluções
1.2 Molaridade ou concentração molar
Exemplo 2: Uma solução de H2SO4 contém 0,75 mols desse ácido num
volume de 2500 cm3 de solução. Qual a Molaridade ?
Solução:
n1 = 0,75 mol ; V = 2500 mL = 2,5 L
M = n1 / V => 0,75 / 2,5 = 0,3 mol/L ou 0,3 M
•Relações entre C e M
C = m1
V
M = C.V
M1.V
m1=C.V
M = C
M1
M = m1
M1.V
C=M1.M
Ou
seja,
a
concentração
de uma solução
e igual à sua
molaridade
multiplicada
pelo
moldo
soluto.
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1. Concentração das soluções
1.3 Título em massa
•Título:
é o quociente entre a massa do soluto (m1) a massa total da
solução (m).
T = m1 = m1
m
m1+m2
sem unidades
Ainda: T% = T . 100
Exemplo 3: Foram dissolvidas 80 gramas de NaCl em 320 gramas de
água. Qual o título da solução ?
Solução:
m1 = 80 g ; m2 = 320 g ; m = 400 g
T = 80 / 80 + 320 = 80 / 400 = 0,2
Resposta: T = 0,2 ou T% = 20 %
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1. Concentração das soluções
1.4 Título em volume
•Título:
é o quociente entre o volume do soluto (V1) e volume total da
solução (V).
TV = V1 = V1
V
V1+ V2
sem unidades
Ainda: TV% = TV . 100
Exemplo 4: Uma bebida alcoólica apresenta 25% de etanol (álcool).
Qual o volume, em mL, do etanol encontrado em 2 litros dessa
bebida ? Solução:
Resposta: V1 = 500 mL =
Tv% = 25%  Tv = 0,25 ; V = 2 L
0,5 L
V1 = Tv. V = 0,25x2 = 0,5 L = 500 mL
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1. Concentração das soluções
•Relações entre Concentração e o Título
C = m1
V
e
T = m1 = m1
m
m1+m2
dividindo C por T, resulta
m
C  V  m  densidade  d ou 
T m V
m
1
1
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•
1. Concentração das soluções
Relações entre Concentração e o Título
Observações:
1. A Concentração (C) sempre deve ser expressa em g/L;
2. Se a densidade também está expressa em g/L a relação resultará
C = T . d
3. Se a densidade está expressa em g/mL (ou g/cm3) a relação resultará
C = T . 1000 . d
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1. Concentração das soluções
Relações entre Concentração, Título e molaridade
M = n1
T = m 1 = m1
m
m1+m2
V
M
=
1
V
m1 = massa do soluto
M1 = massa molar do soluto
como n1 = m1 / M1
n
V
C = m1
m

V .M
1
1
C

M
1
.1000 . d
T

M
1
Exemplo 5: Uma solução de HCl contém 36,5 %, em massa do ácido e densidade 1,2
g/mL.Qual a Molaridade ?
Solução:
T% = 36,5 %  T = 0,365; d = 1,2 g / mL
M = T . 1000 . d / M1 = 0,365 . 1000 . 1,2 / 36,5
M = 12,0 mol/L ou 12,0 M ou 12,0 Molar
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1. Concentração das soluções
1.5 Fração molar
•Fração molar: é o quociente entre o número de moles do soluto (n ) e o
1
número total de moles da solução (n).
X1 = n1 = n1
n
n1+n2
soluto
sem unidades
X2 = n2 = n2
n
n1+n2
solvente
sem unidades
Ainda: X1 + X2 = 1
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1. Concentração das soluções
1.6 Molalidade
•molalidade:
è o quociente entre o número de moles do soluto (n1) e a
massa do solvente (m2 em kg).
W =
n1
m2(kg)
•Como a massa m
molal
n1 = m1
M1
dos solventes é, normalmente, expressa em gramas, devemos
transformá-la em quilos (m2 / 1000) , temos:
•W =
2
n1 =
m2
1000
1000
. n1 = 1000 . m1
m2
m2. M1
n1
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2. Equivalente-Grama e normalidade
2.1 Equivalente-grama dos elementos químicos
•Equivalente-grama
(E) de um elemento químico é a relação entre átomograma ( M ) e sua valência (v), no composto considerado.
E =
M
v
Unidade: gramas
Exemplos 6:
Para o sódio - Na
E = M / v = 23g / 1 = 23g
Para o bário - Ba
E = M / v = 137g / 2 = 68,5g
Para o alumínio - Al
E = M / v = 27g / 3 = 9g
Para o oxigênio - O
E = M / v = 16 g / 2 = 8g
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2. Equivalente-Grama e normalidade
2.2 Equivalente-grama dos ácidos
•Equivalente-grama (E)
dos ácidos é a relação entre a molécula-grama ou
mol ( M ) do ácido e o número de hidrogênios ácidos ou ionizáveis (k).
E =
M
k
Unidade: gramas
Exemplos 7:
Para o ácido nítrico (HNO3)
E = M / k = 63g / 1 = 63g (1 hidrogênio ácido)
Para o ácido sulfúrico (H2SO4) E = M / x = 98g / 2 = 49g (2 hidrogênios ácidos)
Para o ácido fosfórico (H3PO4) E = M / x = 98g / 3 = 32,67g (3 hidrogênios ácidos)
Para o ácido fosforoso (H3PO3) E = M / x = 82g / 2 = 41g ( 2 hidrogênios ácidos)
Para o ácido hipofosforoso (H3PO2) E = M / x = 66g / 1 = 66g (1 hidrogênio ácido)
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Classificação de ácidos
• Em um ácido só são ionizáveis os hidrogênios que estiverem
ligados ao oxigênio .
H3PO4
H3PO3
H3PO2
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2. Equivalente-Grama e normalidade
2.3 Equivalente-grama das bases
•Equivalente-grama
(E) das bases é a relação entre a molécula-grama ou
mol ( M ) da base e o número de hidroxilas (k).
E =
M
k
Unidade: gramas
Exemplos 8:
Para o hidróxido de sódio ( NaOH ) E = M / k = 40g / 1 = 40g
Para o hidróxido de cálcio ( Ca(OH)2 ) E = M / x = 74g / 2 = 37g
Para o hidróxido de cálcio ( Al(OH)3 ) E = M / x = 78g / 3 = 26g
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2. Equivalente-Grama e normalidade
2.4 Equivalente-grama dos sais normais
•Equivalente-grama (E) dos sais é a relação entre a molécula-grama ou mol
( M ) do sal e a valência total do cátion ou ânion (k).
E =
M
k
Unidade: gramas
Cy+X AX-y
Exemplos 9:
Para o cloreto de sódio (NaCl) E = M / k = 58,5g / 1 = 58,5g
Para o sulfeto de cálcio (CaS) E = M / k = 72g / 2 = 36g
Para o fluoreto de bário (BaF2) E = M / k = 175g / 2 = 87,5g
Para o sulfato de alumínio (Al2(SO4)3) E = M / k = 342g / 6 = 57g
Para o sulfato de cobre II pentahidratado - CuSO4 . 5 H2O
E = M / k = 249,5g / 2 = 124,75g
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2. Equivalente-Grama e normalidade
2.5 Equivalente-grama de oxidante ou redutor
•Equivalente-grama
(E) de um oxidante ou redutor é a relação entre a
molécula-grama ou mol ( M ) da substância e o número total de elétrons
cedidos ou recebidos (x) pela molécula.
E =
Unidade: gramas
M
x
n0 de elétrons cedidos ou recebidos
Exemplo 10:
-2
+6
0
H2S-2 + Br2 + H2O <==>
=8 oxidação
-1
H2SO4
+ HBr
=1 redução
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2. Equivalente-Grama e normalidade
2.5 Equivalente-grama de oxidante ou redutor
A substância oxidante é o Br e sua massa molar é 160g/mol.
Sendo  = 1 x2 (2 átomos de Br) = 2
E = M / x = 160g / 2 = 80g
A substância redutora é o H2S e sua massa molar é 34g/mol.
Sendo  = 8 x1 (1 átomo de S) = 8
E = M / x = 34g / 8 = 4,25g
Oxidação é a perda de elétrons ou aumento do nóx
Redução é o ganho de elétrons ou diminuição do nóx
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2. Equivalente-Grama e normalidade
2.6 Número de equivalente-grama
•Número de equivalente-grama (e) é a relação entre sua massa (m) e seu
equivalente-grama (E).
e = m1
E1
Unidade: equivalentes-gramas
Exemplo 11: Calcular o número de equivalentes-grama correspondentes a
245 g de ácido sulfúrico, que sofre neutralização total.
Dados: molécula-grama do ácido = 49g
e = m / E
sendo ácido sulfúrico (H2SO4) E = M / x = 98g / 2 = 49g
E = 245 / 49 = 5 eq-g
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2. Equivalente-Grama e normalidade
2.7 Normalidade ou concentração normal (N)
•Normalidade (N) é a relação entre o número de equivalente-grama (e) e o
volume da solução (V).
N = e1
V
e1 = m1
E1
Unidade: Normal
N = e1
V
N = m1
E1.V
Exemplo 12: Qual a normalidade de uma solução que tem 7,3g de ácido clorídrico
dissolvido em 250mL de solução?
Dados: molécula-grama do ácido = 36,5g
N = m1 / E.V
sendo ácido sulfúrico (HCl) E = M / x = 36,5 g / 1 = 36,5g
E = 7,3 / 36,5 . 0,25 = 0,8 N
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2. Equivalente-Grama e normalidade
•Relações entre Normalidade e Concentração comum
N = m1
E1.V
e
C = m1
V
N = C
E1
M = m1
E1 =
C=N.E1
•Relações entre Normalidade e Molaridade
N = m1
E.V
N = m1
M1.V
k
e
M1.V
e
N = k. m1
M1.V
M1
k
Molaridade (M)
N= k.M
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2. Equivalente-Grama e normalidade
•Relações entre Normalidade e Molaridade
m1
N = E1.V
M
m1
M1.V
N = M1
M
E1
N . E1= M1 . M
C = M1 . M = N . E1 = 1000 . d . T
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•Diluir
3. Diluição das soluções
uma solução é adicionar solvente (em geral água)
quantidade de soluto constante;
mantendo a
•Método experimental que consiste em diminuir a concentração de uma solução
original pela introdução de mais solvente à mesma;
•Em
tal procedimento, a massa de soluto presente no meio permanece
inalterada. O volume e a concentração de uma solução são inversamente
proporcionais.
V1 – volume da solução inicial
m1 – massa da solução inicial
V2 – volume da solução final
m2 – massa da solução final
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3. Diluição das soluções
V2 = V1 + Vsolv. adicionado
Tem-se:
C1 = msoluto / V1
C2 = msoluto / V2


msoluto = C1 . V1
msoluto = C2 . V2
Como msoluto é mantida durante a diluição, logo:
C1 V1 = C2 V2
•De forma similar podemos obter:
M1 V1 = M2 V2
molaridade
N1 V1 = N2 V2
normalidade
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4. Misturas de soluções
Podemos ter:
•mistura de soluções com solutos iguais;
•mistura de soluções com solutos diferentes e que não reagem entre si;
•mistura de soluções com solutos diferentes e que reagem entre si;
Mistura de Soluções c/ Solutos Iguais
4. Misturas de soluções
Mistura de Soluções c/ Solutos Iguais
onde resulta:
n1 + n 2 = n 3
De forma similar
M1.V1 + M2.V2 = M3 .V3
C1.V1 + C2.V2 = C3 .V3
N1.V1 + N2.V2 = N3 .V3
Mistura de Soluções - c/ Solutos diferentes que Reagem Entre Si
• Neste caso trata-se de um problema de
Cálculo Estequiométrico
Mistura de Soluções - c/ Solutos diferentes que Não Reagem Entre Si
•Quando
os solutos não reagem entre si, cada um deles acaba passando
por um processo de diluição com a mistura das soluções.
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5 Lista de exercícios
1) Calcule a concentração, em g/L de uma solução de nitrato de potássio, sabendose que a solução contém 60 g do sal em 300cm3 .
2) Calcule a massa do ácido nítrico necessário para preparar 150 mL de uma solução
de concentração 50g/L.
3) Qual a molaridade de uma solução de iodeto de potassio (KI) que contém 45 g do
sal em 400 mL da solução ?
4) Calcule a massa do hidróxido de sódio para preparar meio litro de solução 0,2
molar.
5) 500 mL de solução contém 10 g de sulfato de ferro 100% dissociado. Calcule a
molaridade do sulfeto férrico e dos íons ferro e sulfato:
Fe2 (SO4)3
100 %
2Fe+3 + 3 SO4-2
6) Uma solução contém 15g de carbonato de sódio em 135 g de água com densidade
igual a 1,1g/mL, calcular:
a)título rm massa da solução;
b) concentração em g/L.
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5 Lista de exercícios
7) Em 200 mL de solução existem 10g de soluto. Qual é o título da solução
sabendo-se que sua densidade é igual a 1,02 g/mL?
8) Uma solução contém 230 g de álcool etílico ( C2H5OH) e 360 g de água. Calcule
as frações molares do álcool e da água na solução?
9) A fração molar do ácido sulfúrico (H2SO4) numa solução aquosa é 0,1. Qual o
título em massa dessa solução?
10) Uma solução contém 184 g de glicerina (C3H8O3) em 800 g de água e apresenta
densidade igual a 1,044 g/cm3 , calcule:
a) a molaridade da solução;
b) a molalidade da solução.
11) Calcule o equivamente-grama dos seguintes elementos químicos:
a)
b)
c)
d)
bário (137);
prata (108);
ouro (197);
flúor (19).
12) 0,48g de oxigênio reage com 1,20 g de um metal A. Qual é equivalente-grama
do metal A ?
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5 Lista de exercícios
13) Calcule o equivamente-grama dos seguintes elementos ácidos:
a)
b)
c)
d)
Ácido
Ácido
Ácido
Ácido
nítrico (HNO3);
sulfúrico (H2SO4);
carbônico (H2CO3);
sulfuroso (H2SO3).
14) Calcule o equivamente-grama das seguintes bases:
a)
b)
c)
d)
Ca(OH)2;
NaOH;
KOH.
Al(OH)3
15) Calcule o equivalente-grama do dicromato de potássio pelo método da óxidoredução?
K2Cr2O7 + 6 KI + H2SO4  4 K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 7 H2O + 3 I2
16) Qual a normalidade de uma solução que contém 7,3g de HCl dissolvido em 250
mL de solução?
17) Quantos números de equivalentes-grama de soluto existem em 200mL de solução
0,5N.
18) Qual é a normalidade de uma solução 0,2 molar de ácido fosfórico.
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5 Lista de exercícios
16) 0,8N
17) 0,1 eq-g
18) 0,6 N
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Propriedades Coligativas
Tonoscopia
Ebulioscopia
Crioscopia
Osmoscopia
Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri
S.J. dos Campos - Dutra
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• Propriedades
1. Introdução
coligativas
de
soluções,
são
propriedades
relacionadas apenas ao número de partículas dispersas numa dada
solução, independentemente da natureza destas partículas;
• Estas propriedades são decorrentes do abaixamento
do potencial
químico do solvente, após a adição do soluto, desde que
principalmente, o soluto não seja volátil. Sob o ponto de vista
molecular, a interpretação envolvida deve-se a um efeito entrópico;
•Estes
fenômenos químicos são classificados em: abaixamento da
pressão de vapor do solvente (tonoscopia); elevação da temperatura
de ebulição do solvente (ebulioscopia); abaixamento da temperatura
de congelamento do solvente (crioscopia) e pressão osmótica (ou
osmometria).
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• Pressão
2. Pressão de Vapor
de vapor é a pressão exercida por um vapor quando este está
em equilíbrio com o líquido que lhe deu origem;
•A
pressão de vapor é uma medida da tendência de evaporação de um
líquido;
•A pressão de vapor aumenta com a temperatura;
• Quanto maior é a pressão de vapor a uma mesma
volátil é o líquido;
temperatura, mais
• Uma substancia líquida entra em ebulição quando a pressão do sistema ao
qual faz parte atinge a pressão de vapor dessa substância;
• Esse
ponto recebe o nome de ponto de ebulição ou temperatura de
ebulição.
• O ponto de ebulição normal é a temperatura de ebulição da substância à
pressão de uma atmosfera.
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• Um
2.1 Pressão de Vapor e mudança de estado
líquido entra em ebulição à temperatura em que a sua pressão de
vapor iguala-se à pressão exterior. Assim, a 100°C a água tem pressão de
vapor igual a 1 atm. Portanto, sob 1 atm a água entra em ebulição a
100°C;
VÁCUO
ÁGUA
0 mmHg
a
20°C
TEMPO
ÁGUA
17,5 mmHg
a
20°C
Temos um líquido que se encontra em um
recipiente fechado
e que
o líquido
a tampa do
A pressão
que entre
o vapor
exerceeno
tem denomina-se
vácuo
equilíbriorecipiente
líquido-vapor
de
PRESSÃO
MÁXIMA
DE
VAPOR e,
Inicialmente
o líquido
evapora
rapidamente
depois esta evaporação vai diminuindo,
até ficar constante
FATORES QUE INFLUEM
NA PRESSÃO MÁXIMA DE VAPOR
ÁGUA
17,5 mmHg
a
20°C
ÉTER
442 mmHg
a
20°C
NATUREZA DO LÍQUIDO
Líquidos MAIS VOLÁTEIS possuem
MAIOR PRESSÃO MÁXIMA DE VAPOR
FATORES QUE INFLUEM
NA PRESSÃO MÁXIMA DE VAPOR
ÁGUA
26 mmHg
a
27°C
ÁGUA
79 mmHg
a
47°C
TEMPERATURA EM SE ENCONTRA O LÍQUIDO
Como a formação dos vapores é um fenômeno endotérmico,
um aumento de temperatura favorece a sua formação,
aumentando, assim, a pressão máxima dos vapores.
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• As
2.2 Pressão de Vapor e Diagrama de fase
mudanças de fase dependem, entre outras coisas, da pressão.É possível
mostrar isso através de dois gráficos.
1º Caso: Substâncias puras em geral:
2º Caso: Exceção (Água principalmente);
•A
água possui m comportamento particular em relação à fusão. Com o acréscimo de pressão
além de 1 atm, a temperatura de fusão tende a ser menor que 0ºC, isso é chamado de
REGELO. Com relação a ebulição, observamos que o acréscimo de pressão além de 1 atm
provoca
o
aumento
da
temperatura
de
ebulição
(panela
de
pressão);
-
CF: Curva de fusão;
CV:Curva de Vaporização;
CS: Curva de Sublimação;
PT: Ponto Triplo (três fases);
PC: Ponto Crítico (separa gás de vapor);
• Legenda:
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2.3 Pressão de Vapor da água
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3. SOLUÇÕES IÔNICAS X SOLUÇÕES MOLECULARES
SOLUÇÕES MOLECULARES : O número de partículas dissolvida é igual
ao número de não dissolvida, ex: C6H12O6
SOLUÇÕES IÔNICAS: O número de partículas dissolvidas é maior que
o número de partículas não dissolvidas, ex: KCl (dissociação e ionização)
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3. SOLUÇÕES IÔNICAS X SOLUÇÕES MOLECULARES
grau de dissociação iônica
a
número de íons/molécula
q
fator de van't Hoff
i
Exemplo1: HCl  1 H+ + 1 Cl-
100 moléculas de HCl
90 % de ionização
i = 1 + 0,9 (2-1) = 1,9 partículas
Exemplo2: FeCl3  1 Fe+3 + 3 Cl100 moléculas de HCl
75 % de ionização
i = 1 + 0,75 (4-1) = 3,25 partículas
TONOSCOPIA
ÁGUA
35 mmHg
a
20°C
ÁGUA
+
GLICOSE
17,5 mmHg
a
20°C
É o estudo da diminuição da
pressão máxima de vapor de um solvente,
provocada pela adição, a este solvente,
de um soluto não volátil
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4. TONOSCOPIA
•É
o abaixamento da pressão de vapor de um líquido quando adicionado um
soluto não volátil;
p = Kt . W . i = abaixamento absoluto da pressão máxima de vapor da
solução
P0 – p / p0 = p/p0 = Kt. W. i = abaixamento relativo da pressão
máxima de vapor da solução
10-3 M2
pressão de vapor da solução
p
Kt
pressão de vapor do solvente
p0
Const. tonoscópica
constante tonoscópica molal
Kt
massa molar do solvente
M2
molalidade da solução
W
fator de van't Hoff
i
=
Massa molar do
solvente puro
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4. TONOSCOPIA
•É o abaixamento da pressão de vapor de um líquido quando adicionado um
soluto não volátil.
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4. TONOSCOPIA
Massa molar do
solvente puro
EBULIOSCOPIA
te
te
t’e
ÁGUA
+
GLICOSE
ÁGUA
É o estudo da elevação da temperatura de
ebulição de um solvente, provocada pela adição, a este solvente,
de um soluto não volátil
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5. EBULIOSCOPIA
•É o AUMENTO da temperatura de um líquido quando adicionado
soluto não volátil.
um
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5. EBULIOSCOPIA
•É
o AUMENTO da temperatura de um líquido quando adicionado
volátil;
SOLUÇÃO IÔNICA
SOLUÇÃO MOLECULAR
te = t - to= Ke.W.i
te = t - to = Ke.W
temperatura de ebulição da solução
t
temperatura de ebulição do solvente
t0
constante ebulioscópica
Ke
massa molar do solvente
M2
molalidade da solução
W
calor de vaporização do solvente (cal/kg)
Lv
i
fator de van't Hoff
Const. ebulioscópica
Ke
=
R. T2 / 1000. Lv
R= 2 cal / mol.K
const. Dos gases ideais
um soluto não
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5. EBULIOSCOPIA
CRIOSCOPIA
tC
tC
ÁGUA
t’C
ÁGUA
+
GLICOSE
É o estudo da diminuição da
temperatura de congelamento de um solvente,
provocada pela adição, a este solvente,
de um soluto não volátil
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•É
6. CRIOSCOPIA
o ABAIXAMENTO
da temperatura de um líquido quando
adicionado um soluto não volátil.
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•É
6. CRIOSCOPIA
o ABAIXAMENTO
não volátil;
da temperatura de um líquido quando adicionado um soluto
SOLUÇÃO IÔNICA
SOLUÇÃO MOLECULAR
tc = to - t = Ke.W.i
tc = to - t = Ke.W
temperatura de congelamento da solução
t
temperatura de congelamento do solvente
t0
constante crioscópicacópica
Kc
massa molar do solvente
M2
molalidade da solução
W
calor latente de fusão do solvente (cal/g)
Lf
i
fator de van't Hoff
Kc
Const. crioscópica
=
R. T2 / 1000. Lf
R= 2 cal / mol.K
const. Dos gases ideais
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6. CRIOSCOPIA
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7. OSMOSCOPIA
• Pressão osmótica é a mínima pressão exercida para impedir a osmose;
•Dois líquidos podem aparecer separados por uma membrana
semipermeável;
•Uma
membrana semipermeável é uma barreira fina que permite a
passagem de certas espécies atômicas, mas de outras não. Neste caso, ela
permite a passagem de moléculas do solvente em ambas as direções, mas é
impermeável para partículas de soluto).
OSMOSE
•Fenômeno que permite a passagem do solvente do meio mais diluído para o
meio mais concentrado através de uma membrana permeável é denominado
osmose;
•Assim,
para ocorrer osmose, as concentrações das partículas de soluto
devem ser diferentes nos dois líquidos;
•Curiosidades:
Para fazermos carne seca, adicionamos sal à carne. O
cloreto de sódio (sal de cozinha) retira a água da carne por osmose ,
impedindo o crescimento de microorganismos.
A pressão externa que deve ser aplicada a uma solução
mais concentrada para evitar a sua diluição por meio de
uma membrana semipermeável
chama-se PRESSÃO OSMÓTICA ( Л )
PRESSÃO
EXTERNA
SOLVENTE
SOLUÇÃO
DILUÍDA
SOLUÇÃO
CONCENTRADA
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7. OSMOSCOPIA
• Pressão osmótica é a mínima pressão exercida para
impedir a osmose;
SOLUÇÃO IÔNICA
SOLUÇÃO MOLECULAR
= W.R.T.i
= W.R.T
Pressão osmótica

temperatura da solução
T
constante dos gases
R
molalidade da solução
W
fator de van't Hoff
i
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8. RESUMO
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6 LISTA DE EXERCÍCIO
1)A pressão máxima da água pura, a 600C, é 149,4 mmHg. Dissolvendo-se 50
gramas de glicose (C6H12O6) em 700 g de água, quais serão os abaixamentos
absoluto e relativo da pressão máxima da solução? M.atômica C=12,H=1,O=16
2) 20 g de uma substancia de massa molecular 266 foram dissolvidos em 200 gramas
de tetra cloreto de carbono. Qual a temperatura de ebulição da solução, sob
pressão normal?
Dados: CCl4 Te=770C(sob pressão normal); Calor latente de vaporização = 46cal/g
3) Qual
a temperatura de congelamento de
antraceno(C14H10) em 300g de benzeno?
Dado: Tc do benzeno puro = 5,420C
Constante criométrica molal do benzeno = 5,120C
Massas atômicas = H=1, C=12
uma solução contendo 10 g de
4) Calcule a pressão osmótica, a 270C, de uma solução aquosa que contém 6 g de
glicose (C6H12O6) em 820 mL de solução.
5)Calcule a pressão de vapor a 300C de uma solução de NaCl, contendo 10 g desse
sal com 200g de água. Admitindo que o NaCl esta totalmente dissociado. Dados:
pressão de vapor a 30 0C = 31,8 mmHg.
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6 LISTA DE EXERCÍCIO
6) Qual será o abaixamento Maximo de temperatura de congelamento de uma
solução aquosa de 0,03 molal de Cr2 (SO4)3 . Dados Kc = 1,86 0C
7) Qual o grau de ionização de uma solução aquosa de NaCl cuja a concentração é
de 80 g /1000 g e que ferveu a 101,35 0C
Dados: Ke = 0,52 0C/ molal. ; Na=23 Cl =35,3
8) Verifique se existe isotonia entre uma solução aquosa de NaCl 0,1 M a
temperatura de 27 0C e uma solução aquosa de sacarose 0,2 M a mesma
temperatura.
9) Supondo os solutos totalmente dissociado, pede-se calcular a temperatura de
congelamento de uma solução que contem 2g de NaOH (M=40g/mol) e 14,2 de
Na2SO4 (M=142g/mol)dissolvidos em 500g água Dados: Kc = 1,86 0C.
10) Numa solução aquosa, o grau de ionização do acido sulfúrico é 85%. Calcule o
fator de Van´t Hoff ?
11) Calcule a pressão de vapor a 300C de uma solução de cloreto de sódio,
contendo 10 g NaCl e 250 g de água. Admitida o cloreto de sódio totalmente
dissociado, ou seja, a =1 (dados: pressão máxima de vapor da água a 30 0C = 31,8
mmHg).
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6 LISTA DE EXERCÍCIO
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Colóides
Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri
S.J. dos Campos - Dutra
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• Definição
Sistemas coloidais
de sistemas coloidais: é uma dispersão onde partículas
dispersas tem um tamanho compreendido entre 1 e 100 m;
•As soluções coloidais são muito importantes, pois as próprias células vivas
e muitos de nossos alimentos são sistemas coloidais.
1. Suspensões: são misturas bifásicas, no qual as mais usuais são misturas
de sólido em líquidos (dispersão) ou de líquidos em líquidos (emulsão),
sólidos em gás (aerossol) ou de gás em líquidos em líquidos (espumas);
•Muitos
componentes do sistemas biológicos fazem parte dessas
classificações, sendo o protoplasma das célula uma solução coloidal;
•Na
prática farmacêutica e médica, e mesmo no laboratório, esses
sistemas encontram em grande aplicação.
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Sistemas coloidais
1.1 Anatomia de uma suspensão
• Há
uma fase dispersa (fase interna) e uma fase dispersora (fase
externa);
•Quando
essas fases estão intimamente misturadas, o sistema parece
homogêneo, mas com o passar do tempo, as duas fases se separam;
•A Figura 1 mostra um exemplo da anatomia de uma suspensão:
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•A
razão da
termodinâmica;
Sistemas coloidais
separação
das
fases
com
o
passar
do
tempo,
é
•As
partículas são atraídas pelo campo gravitacional, e sobem ou descem
conforme a densidade da fase dispersora;
•A denominação de fase interna para a substância dispersa e fase externa
para a substância dispersora é bem apropriada;
•A
fase interna (dispersa) está sempre envolvida pela fase externa
dispersora), como mostra a Figura 2.
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•
•
•
Sistemas coloidais
Um adjuvante que ajuda bastante a manutenção da mistura homogênea
são os estabilizantes;
Há estabilizantes de várias naturezas, conforme o mecanismo de ação;
De modo geral, o estabilizante é solúvel na fase dispersa, e suas
moléculas se distribuem uniformemente e de modo permanente;
2 Classificação dos colóides
a)
•
•
•
De acordo com a natureza das partículas dispersas:
Colóide micelar: quando as partículas são aglomeradas de átomos,
moléculas e íons => Exemplos: enxofre coloidal (S)n na água;
Colóide molecular: quando as partículas são moléculas `gigantes `
(macromoléculas) => Exemplo: amido (C6H10O5)n na água;
Colóide iônico: quando as partículas são `íons gigantes`ou melhor,
macromoléculas com cargas elétricas em um ou mais locais => Exemplo:
proteína na água.
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Sistemas coloidais
b) De acordo com o estado físico dos componentes:
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Sistemas coloidais
c) De acordo com a dispersabilidade
•
•
Colóides reversíveis, liófilos (ou hidrófilos, quando o dispersante for
água);
São os que dispersam espontaneamente no dispersante.
Exemplo: gelatina na água
•
•
Colóides irreversíveis, liofobos (ou hidrófobos, quando o dispersante
for água):
É o caso contrário, são os colóides que não se dispersam
espontaneamente no dispersante.
Exemplo: os casos dos metais, bases, sais, pouco solúveis em água, quando,
então, as partículas dever ser fragmentadas até atingirem o tamanho
coloidal .
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Sistemas coloidais
3. Preparação dos colóides
•
•
Colóides liófilos: não necessitam de um procedimento especial, porque
as partículas do disperso se espalham espontaneamente
pelo
dispersante;
Colóides liófobos: precisam de um procedimento especial.
a) Por fragmentação - fragmenta as partículas do disperso até o tamanho
compreendido entre 1 e 100 nm:
Método do moinho coloidal - discos metálicos em alta rotação trituram
as partículas, por exemplo na preparação de tintas e cosméticos.
Método do arco voltáico - faíscas elétricas saltam entre dois fios
metálicos, mergulhados num líquido, o próprio metal se transforma em
partículas coloidais.
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3. Preparação dos colóides
•
•
Colóides liófilos: não necessitam de um procedimento especial, porque
as partículas do disperso se espalham espontaneamente
pelo
dispersante;
Colóides liófobos: precisam de um procedimento especial.
b) Por aglomeração aglomera
cheguem ao tamanho coloidal.
Por
mudança
água;
de
partículas
menores
até que elas
solvente => por exemplo: a creolina jogada na
Por reações químicas de precipitação => por exemplo: a reação entre o
cloreto de sódio e o nitrato de prata.
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4. Purificação dos colóides
•
a)
•
•
•
Quando se prepara um sistema coloidal, o dispersante pode conter,
além das micelas, algumas outras substâncias dissolvidos na solução.
Pode-se obter um colóide puro eliminando essas impurezas, através dos
seguintes processos:
Diálise:
Utiliza-se um dialisador, que é um recipiente de vidro com uma
membrana permeável (placa de porcelana porosa);
Baseia-se na diferença acentuada que existe entre as velocidades de
difusão de um colóide e de uma solução, através da parede porosa do
dialisador;
Coloca-se o colóide impuro no dialisador e este num recipiente maior
que contém o dispersante puro em circulação constante;
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Sistemas coloidais
•
•
b)
•
c)
•
•
Assim, as substâncias que se encontram dissolvidas no sistema coloidal
começam a se difundir rapidamente através da membrana, abandonando o
sistema coloidal e sendo carregadas pela corrente de dispersante;
Em poucos minutos, praticamente toda impureza é eliminada e obtemos o
colóide puro.
Eletrodiálise
Utilizamos aparelhagem parecida com a do processo de diálise simples,
além de eletrodos para acelerar a difusão das impurezas contidas no
colóide, quando estas partículas de impurezas são formadas por íons.
Ultrafiltração
Não é possível separar as micelas do dispersante por meio de filtros
comuns, porque essas micelas conseguem atravessar com facilidade a
porosidade dos filtros comuns.
Os ultra filtros apresentam poros tão pequenos que retêm as micelas,
permitindo passar apenas as moléculas comuns e íons, purificando, assim, o
colóide.
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Sistemas coloidais
5. Propriedades dos colóides
•
Efeito Tyndall: é o efeito óptico que se observa quando a luz se
dispersa ao se chocar com as partículas do disperso.
Exemplos:
1) farol do automóvel aceso numa noite de neblina.
2) partículas de poeira visíveis na luminosidade entrando pela janela de
uma casa.
b)
Movimento Browniano: as partículas coloidais em movimento contínuo e
desordenado em ziguezague, observadas ao ultramicroscópio óptico.
c) Eletroforese: é a migração das partículas coloidais para um mesmo
eletrodo, quando submetidas a um campo elétrico.Todas as partículas
de um sistema coloidal possuem carga elétrica de um mesmo sinal.
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Sistemas coloidais
5. Propriedades dos colóides
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Sistemas coloidais
5. Propriedades dos colóides
d)
Ponto Isoelétrico  pHi => é um ponto intermediário de “acidez /
basicidade” da solução, no qual a proteína será elétricamente neutra.
Nesse ponto, evidentemente, a proteína não sofrerá migração quando
submetida a um campo elétrico.
6. Importância dos colóides:
•
•
•
Biológica - os processos vitais estão associados ao estado coloidal;
Industrial - fabricação de medicamentos, tintas, cremes, cosméticos,
pedras preciosas (rubi, safira, etc.), sílica-gel, filmes fotográficos,
etc;
Culinária - preparo de geléias, maionese, creme chantilly, etc.
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7 Lista de exercícios
1 - A característica que melhor diferencia soluções de dispersões coloidais e de
suspensões é:
a) ação da gravidade sobre as partículas
b) visibilidade das partículas ao microscópio comum
c) ação do filtro comum sobre as partículas
d) dimensão das partículas
e)
ação de ultracentrifugadores sobre as partículas.
2 -
O nome que se dá ao sistema coloidal de um disperso sólido num dispersante
líquido, de modo que o sistema não tome uma forma definida é:
a) gel
3
b) sol
c) emulsão d) pectização
e) normalização
- Qual das tríades abaixo é constituída por três colóides?
a) leite, fumaça, neblina
d) gelatina, neblina, cloreto de sódio
b) leite, fumaça, óleo
e) borracha, cola, açúcar
c) fumaça, neblina, gasolina.
4
- Em uma emulsão, a fase dispersa e a fase dispersante são, respectivamente:
a) sólida e sólida c) gasosa e gases e) líquida e líquida
b) líquida e sólida d) sólida e líquida
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7 Lista de exercícios
5
- Eletroforese é:
a)
b)
c)
d)
e)
6
medida da constante dielétrica de um solvente
a produção de corrente elétrica, a partir da solução
o transporte elétrico por micelas de uma solução coloidal
a decomposição de uma substância pela corrente elétrica
a medida do ponto isoelétrico de um sistema coloidal
- Quando um colóide apresenta o fenômeno de cataforese, podemos concluir
que suas partículas:
a) estão solvatadas
b) são positivas
c) são negativas
d) são pouco estáveis
e) apresentam movimento browniano intenso
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7 Lista de exercícios
7
- Com referência às afirmações abaixo, assinale a alternativa correta.
I) uma solução será diluída quando a quantidade de soluto for grande em
relação ao solvente.
II) quando apresentar o efeito Tyndall, uma solução será coloidal.
III) uma solução será tanto mais ácida quanto menor o valor do pH.
a) somente a afirmação I é verdadeira.
b) somente a afirmação II é verdadeira.
c) somente a afirmação III é verdadeira.
d) somente as afirmações I e II são verdadeiras.
e) somente as afirmações II e III são verdadeiras.
8 - Ponto isoelétrico de um colóide é aquele no qual, em condições de
eletrólise:
a)
b)
c)
d)
e)
não ocorre transporte elétrico.
as micelas positivas vão para o ânodo e as micelas negativas vão para o cátodo.
as micelas aniônicas vão para o pólo negativo.
as micelas catiônicas vão para o pólo positivo.
as quantidades de proteínas negativas e positivas são iguais.
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7 Lista de exercícios
9 - Em relação a misturas de substâncias preparadas e mantidas num laboratório de
química são feitas as seguintes afirmações:
I)
o líquido resultante da adição de metanol a etanol é monofásico e, portanto,
é uma solução.
II) o líquido transparente que resulta da mistura de carbonato de cálcio e
água e que sobre nada o excesso de sal sedimentado é uma solução saturada.
III) o líquido turvo que resulta da mistura de hidróxido de sódio e solução
aquosa de nitrato cúprico é uma suspensão de um sólido num líquido
IV) a fumaça branca que resulta da queima de magnésio ao ar é uma solução
de vapor de óxido de magnésio em ar.
V) o líquido violeta e transparente que resulta da mistura de permanganato
de potássio com água é uma solução, dessas afirmações, está (ão) incorreta
(s) apenas:
a)
I b) II
10
c) IV
d) II e V e) II, III e V
- Assinale a alternativa que não caracteriza solução coloidal:
a) aerossol - nuvens
b) aerossol - fumaça de cigarro
c) espuma - espuma de sabão
d) emulsão - maionese
e) suspensão - água barrenta
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7 Lista de exercícios
11
- Qual das misturas abaixo exemplifica uma dispersão coloidal?
a) soro fisiológico
b) ácido muriático
c) leite pasteurizado
12
d) água sanitária
e) álcool hidratado
- A popular maionese caseira é formada pela mistura de óleo, limão (ou
vinagre) e gemas de ovo; este último componente tem a função de estabilizar
a referida mistura. Esta mistura é um exemplo de :
a) solução concentrada
b) solução diluída
c) uma dispersão coloidal do tipo gel
d) uma dispersão coloidal do tipo emulsão
e) um gel que sofreu uma peptização.
14 - Um feixe de luz incide em direção a um recipiente contendo um líquido (fase
líquida). Tomando por base o efeito Tyndall, indique a alternativa verdadeira:
a) o efeito Tyndall é verificado numa solução
b) o efeito Tyndall é verificado num solvente
c) o efeito Tyndall é verificado numa solução e num solvente
d) o efeito Tyndall é verificado numa dispersão coloidal
e) o efeito Tyndall é verificado numa solução e numa dispersão coloidal.
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7 Lista de exercícios
15
A diminuição da eficiência dos faróis do automóvel na neblina está
intimamente relacionada com:
a) o movimento browniano
c) o efeito Tyndall e) adsorção de carga elétrica.
b) a diálise
d) a eletroforese
16
Em sistemas coloidais, íons inorgânicos são usualmente separados das
partículas coloidais por:
b) diálise
a) catálise
c) centrifugação
d) decantação
e)filtração
17 - Exemplifica um colóide:
a) ma solução fisiológica
b) o suco de laranja
c) a água mineral radioativa
18
d) uma solução concentrada de soda cáustica
e) uma solução diluída de ácido sulfúrico
- Assinale a resposta falsa. Relativamente aos colóides, podemos afirmar
que:
a) um colóide tem velocidade de difusão inferior ao cloreto de sódio
b) não se consegue preparar soluções de substâncias sólidas insolúveis
c)
alguns
colóides
são
constituídos
de
moléculas
bem
definidas
d) de maneira geral um colóide se cristaliza com dificuldade
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7 Lista de exercícios
19
- O efeito Tyndall é observado quando:
a) um eletrólito é adicionado a uma solução coloidal
b) uma corrente elétrica atravessa uma solução ou dispersão coloidal
c) um feixe luminoso atravessa uma solução coloidal
d) aquecemos um sol
e) aquecemos um gel.
20
- As partículas de um colóide hidrófobo podem ser separadas de uma
dispersão aquosa (sol) por todos os métodos abaixo, exceto:
a) adição à solução de um eletrólito apropriado
b) filtração através de papel de filtro comum
c) ultra centrifugação
21
d) coagulação
e) diálise
- (PUC-SP) Concernente a uma solução coloidal líquida é incorreto dizer que:
a) é heterogênea
b) pode ser desdobrada por processos mecânicos especiais
c) sob a ação de um campo elétrico, parte das partículas vai para o pólo positivo e
outra para o pólo negativo
d) o disperso pode ser representado por moléculas
e) é sensível, em geral à mudança de solvente.
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7 Lista de exercícios
Gabarito:
1- d
2- b
3- a
4- e
5- c
6- b
7- e
8- a
9- c
10- e
11- c
12- d
13- e
14- d
15- c
16- b
17- b
18- b
19- c
20- b
21- c
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Equilíbrio Químico
Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri
S.J. dos Campos - Dutra
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1. Equilíbrios químicos em sistemas homogêneos
1a. Conceito de equilíbrio químico
•Equilíbrio químico: é uma reação reversível na qual a velocidade da reação
direta é igual à da reação inversa e, conseqüentemente, as concentrações
de todas as substâncias participantes permanecem constantes;
•As
reações direta e inversa ocorrem contínua e interruptamente, desse
modo pode-se deduzir que o equilíbrio químico é dinâmico;
•Um sistema em reação atinge o equilíbrio químico quando a velocidade da
reação direta for igual à velocidade da reação inversa:
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1. Equilíbrios químicos em sistemas homogêneos
1a. Conceito de equilíbrio químico
•O gráfico mostra o início da reação, que tem apenas as substâncias reagentes. A
quantidade de produto é zero;
• A reação se inicia e a velocidade da reação direta é máxima, pois a concentração de
reagentes é máxima;
•Com o passar do tempo, a quantidade de substâncias reagentes vai diminuindo e com isso
a velocidade da reação direta vai se tornando menor;
• Os produtos vão sendo formados e a reação inversa se inicia . A velocidade da reação
inversa vai se tornando maior à medida que a quantidade de produtos vai aumentando;
• Num determinado instante, t , as velocidades das reações direta e inversa de igualam,
e ai o equilíbrio é atingido.
e
Gráfico das velocidades
das reações diretas e
inversas em função do
tempo
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1. Equilíbrios químicos em sistemas homogêneos
1a. Conceito de equilíbrio químico
Características do equilíbrio químico: O equilíbrio químico só pode ser
atingido em sistemas fechados ( onde não há troca de matéria com o meio
ambiente);
•Em sistemas fechados, toda reação química é reversível;
• Num equilíbrio químico, as propriedades macroscópicas do sistema, como
concentração , densidade, massa, cor, permanecem constantes;
• Num equilíbrio químico,
as propriedades microscópicas do sistema, como
colisão entre partículas, formação do complexo ativado, permanecem em
evolução, pois o equilíbrio é dinâmico;
•Se
houver troca de matéria ou energia, o sistema irá se ajustar a um
novo estado de equilíbrio e as suas propriedades macroscópicas sofrerão
algumas variações até estabilizarem novamente.
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1. Equilíbrios químicos em sistemas homogêneos
1a. Conceito de equilíbrio químico
Variação da concentração de reagentes e produtos
Concentração dos reagentes
máxima
Concentração dos produtos
nula
Concentração dos produtos
estabilizado
Concentração dos reagentes
estabilizado
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1. Equilíbrios químicos em sistemas homogêneos
1b. Constante de equilíbrio químico
• Constante
de equilíbrio: são equações algébricas que descrevem a
relação entre as concentrações de reagentes e produtos quando o sistema
atinge o estado de EQUILÍBRIO QUÍMICO;
• Tais relações permitem o cálculo da quantidade de analítico que fica sem
reagir quando se alcança um ESTADO ESTACIONÁRIO;
•A
velocidade de uma reação mede-se a partir da VARIAÇÃO DAS
CONCENTRAÇLÕES DOS REAGENTES NA UNIDADE DE TEMPO;
•As massas ativas podem ser concentrações ou pressões.
•Para sabermos, quantitativamente, para que lado tende
uma reação em
equilíbrio, definimos a constate de equilíbrio K, que pode ser calculada em
termos de concentração molar (Kc) ou em termos de pressão (Kp) das
substâncias participantes na reação.
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1. Equilíbrios químicos em sistemas homogêneos
1b. Conceito de equilíbrio químico
•Consideremos a reação química
aA + bB
•K


cC + dD
[C]c [D]d
Kc = ————
[A]a [B]b
não varia com a concentração nem com a pressão, mas varia com a
temperatura;
c
•Quanto maior o K , maiores são as concentrações dos produtos em relação
c
às dos reagentes, no equilíbrio;
•
Quanto menor o Kc, menores são as concentrações dos produtos em
relação às dos reagentes, no equilíbrio;
•
De acordo com Gulberg e Waage, a velocidade da reação direta V1, é
igual ao produto de uma CONSTANTE vezes a concentração de cada
espécie elevada a potencia igual ao número de moléculas que participam na
reação, isto é,
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1. Equilíbrios químicos em sistemas homogêneos
1b. Conceito de equilíbrio químico
V1
= k1 [A]a [B]b
CONC. MOLAR
onde v1 é a velocidade da reação direta, e k1 é a constante de velocidade
da reação e depende de fatores tais como temperatura, a presença de um
catalisador, etc;
•Analogamente, para a reação oposta, Gulberg e Waage escrevera
V2
= k2 [C]c [D]d
e para o sistema em equilíbrio:
v1
= v2
k1 [A]a [B]b = k2 [C]c [D]d
c
K1 / K2 =
d
[C] [D]
———— = Keq
[A]a [B]b
Convenção
arbitrária:
as
concentrações
dos
produtos
aparecem no numerador e as
concentrações dos reagentes no
denominador.
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1. Equilíbrios químicos em sistemas homogêneos
1b. Conceito de equilíbrio químico
Se fizermos um gráfico das concentrações das reações
tempo, iremos obter a seguinte curva:
CONCENTRAÇÃO
A e B desaparecendo
CONCENTRAÇÕES
NO EQUILÍBRIO
C e D aparecendo
0
0
ESTADO
INICIAL
TEMPO
MUDANÇA
EQUILÍBRIO
em função do
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1. Equilíbrios químicos em sistemas homogêneos
1c. Grau de equilíbrio
Grau de equilíbrio( a) =
__quantidade consumida do reagente__
quantidade inicial do mesmo reagente
• O grau de equilíbrio: varia com a temperatura e com a concentração e,
se o equilíbrio tiver participante gasoso, varia também com a pressão.
Equilíbrios gasosos homogêneos:
aA(g) + bB(g) 
 cC(g) + dD(g)
• Equilíbrios
Kp = Keq (RT)n
(pC)c (pD)d
Kp = —————
(pA)a (pB)b
onde n = (c + d) - (a + b)
heterogêneos - Os participantes sólidos não entram na
expressão do Keq nem do Kp (se houver).
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2. Deslocamento de Equilíbrios Químicos
2a. Princípio de Le Chatelier
• Quando
um sistema em reação atinge o equilíbrio químico, ele tende a
permanecer dessa maneira indefinidamente, desde que não seja perturbado
por algum fator externo;
•Os fatores externos capazes de perturbar o equilíbrio de um sistema são:
concentração das substâncias participantes da reação, pressão e
temperatura, foi através da variação desses fatores que Henri L. Le
Chatelier concluiu o princípio de Le Chatelier:
•Princípio
de Le Chatelier: quando um sistema em equilíbrio sofre uma
perturbação qualquer, ele se desloca espontaneamente no sentido que tende
a anular esta perturbação, procurando se ajustar novamente ao equilíbrio.
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2. Deslocamento de Equilíbrios Químicos
2a. Princípio de Le Chatelier
Equilíbrio e temperatura: Um aumento da temperatura desloca o equilíbrio
para a reação endotérmica. Uma diminuição da temperatura desloca o
equilíbrio para a reação exotérmica (lei de van't Hoff);
Equilíbrio e pressão: Um aumento da pressão desloca o equilíbrio para a
reação que ocorre com contração de volume. Uma diminuição da pressão
desloca o equilíbrio para a reação que ocorre com expansão de volume.
Equilíbrio e concentração: Um aumento da concentração de um participante
desloca o equilíbrio no sentido da reação em que este participante é
consumido. Uma diminuição da concentração de um participante desloca o
equilíbrio no sentido da reação em que este participante é formado;
Equilíbrio e catalisador: O catalisador não desloca equilíbrio, apenas diminui
o tempo necessário para atingi-lo.
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3.Equilíbrio Iônico
3a. Constante de ionização de ácidos e bases
• Equilíbrio
iônico é um caso particular de Equilíbrio Químico em que
aparecem íons;
•A
constante de equilíbrio de um eletrólito é chamada constante de
ionização (para compostos moleculares) ou constante de dissociação iônica
(para compostos iônicos);
•Consideremos
cianídrico:
a ionização de um ácido como, por exemplo, o ácido
HCN
(aq)
H+ (aq)
+
CN– (aq)
OBS: Se o ácido em estudo for forte, o equilíbrio tenderá para a reação direta e
se o ácido for fraco o equilíbrio tenderá para a reação inversa.
• Fenômeno
idêntico irá ocorrer na ionização como, por exemplo, no
hidróxido de amônio:
NH4OH
(aq)
NH4+
(aq)
+
OH– (aq)
OBS: Se a base em estudo for forte, o equilíbrio tenderá para a reação direta e se
a base for fraca o equilíbrio tenderá para a reação inversa.
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3.Equilíbrio Iônico
3a. Constante de ionização de ácidos e bases
Neste fenômeno ocorre:
•Reação direta ou ionização que é a “quebra” das moléculas produzindo íons
H+ e OH-;
•Reação
inversa que é a reagregação dos cátions e anions refazendo as
moléculas.
HCN
H+ (aq)
(aq)
NH4OH
•Quanto
(aq)
+
CN– (aq)
NH4+ (aq) + OH-

(aq)

maiores forem a e K, mais ionizados (mais fortes) será o
eletrólito e vice-versa, quanto menores forem a e K, menos ionizados
(menos fraco) será o eletrólito.
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3.Equilíbrio Iônico
3b. Lei de diluição de Ostwald
•A
uma dada temperatura, à medida que a concentração molar de um
eletrólito (ácido, sal, base) diminui, seu grau de ionização ou dissociação
aumenta;
•È
uma lei que relaciona o grau de ionização com o volume da solução.
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3.Equilíbrio Iônico
3b. Lei de diluição de Ostwald – dedução
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3.Equilíbrio Iônico
3b. Lei de diluição de Ostwald
•O
grau de ionização de um eletrólito aumenta com a diluição ou com a
diminuição da concentração em mol/L de eletrólito;
•Diluindo um ácido fraco, aumenta o a mas diminui a [H ];
•Diluindo uma base fraca, aumenta o a mas diminui a [OH ].
+
-
Quando se trabalha com eletrólitos fracos (ácidos e bases fracas ou sais
pouco solúveis), como o valor de a é muito pequeno, a diferença (1- a) é
aproximadamente igual a 1. assim pode-se considerar:
eletrólito fraco
Ki = a2 . M
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4.Equilíbrio Iônico da água
4a. A constante de ionização da água
•A
água é considerada um eletrólito fraco que apresenta valores baixos
de a e de Kc, o que explica a baixa condutibilidade elétrica da água pura;
•A equação que representa a auto ionização da água é a seguinte:
A expressão de Kc para essa reação é:
Como a auto ionização da água é extremamente pequena, pode-se
considerar a concentração molar da água praticamente constante e, desse
modo, embutir seu valor no Kc:
H3O+ = hidrônio, é o nome dado ao cátion H3O+ que se forma quando íons H+ (prótons) são liberados em meio aquoso.
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4.Equilíbrio Iônico da água
4a. A constante de ionização da água
•O
produto Kc . [H2O]2 é denominado produto iônico da água
simbolizado por Kw (w = water, água em inglês)
e é
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4.Equilíbrio Iônico da água
4b. O potencial hidrogeniônico e hidroxiliônico
•A
acidez e a basicidade de uma solução aquosa dependem dos números
relativos de íons H+ e OH- presentes;
•Diz-se
solução ácida quando a concentração de íons hidrônios [H+] dado
entre colchetes [mol/L] é maior que a concentração de íons hidroxônios
[OH-] e solução básica o inverso;
• Em 1909, Sörensen propôs que a medida da concentração hidrogeniônica
de uma solução aquosa, quando esta possui baixa concentração
hidrogeniônica [H+], seria melhor definida pelo seu respectivo cologaritmo
(é um numero igual ao seu logaritmo de sinal trocado) decimal na base dez;
•Assim se poderia evitar o uso de expressões matemáticas com expoentes
negativos. Definiu então o pH (ou potencial hidrogeniônica da solução):
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4.Equilíbrio Iônico da água
4b. O potencial hidrogeniônico e hidroxiliônico
Colog [H+]= 1/ log[H+] => pH= - log [H+]
(1)
•Aplicando a notação de Sörensen para expressar a concentração [OH ] e
-
avaliar
a
alcalinidade
hidroxiliônico) :
de
solução,
define-se
pOH
pH= - log [OH-]
(ou
potencial
(2)
Associando as fórmulas (1) e (2):
[H+] = [OH-] = 10-7
ou
[H+] . [OH-] = 10-14
(3)
•Os colchetes representam as concentrações expressas em moles por litro.
Sabendo que na água pura, uma vez que as concentrações dos íons
hidrônios e hidroxilas são iguais e aplicando logaritmos e substituindo
adequadamente pelas fórmulas (1) e (2) , teremos:
pH + pOH = 14
(4)
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4.Equilíbrio Iônico da água
4b. O potencial hidrogeniônico e hidroxiliônico
•As
medidas de pH são um dos procedimentos mais importantes e mais
freqüentes na pratica da bioquímica. O pH afeta a estrutura e as
atividades das macromoléculas biológicas como, por exemplo: atividade
catalítica das enzimas, diagnósticos de doenças etc.
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4.Equilíbrio Iônico da água
4b. O potencial hidrogeniônico e hidroxiliônico
•Para cada 1 molécula de água dissociada em H
+
moléculas não dissociadas;
e OH-, há 10.000.000 de
•A
concentração do H+ na água, portanto, é de 1/10.000.000 ou seja
0,0000001, conforme representado na figura anterior;
•Para
facilitar a comparação dessas pequenas quantidades de íons, foi
adotada a fração exponencial, ao invés da fração decimal. Assim, pela
fração exponencial o valor de 0,0000001 é expresso como 10-7, chamada
"potência sete do hidrogênio", e significa a sua concentração na água;
• Para
evitar a utilização de frações exponenciais negativas, foi criada a
denominação pH, que representa o logaritmo negativo, ou seja, o inverso do
logaritmo, da atividade do íon hidrogênio.
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4.Equilíbrio Iônico da água
4b. O potencial hidrogeniônico e hidroxiliônico
Tipos de soluções
As soluções são classificadas em neutras, ácidas e básicas. Sendo que:
Solução neutra: [H+] = [OH-]
Solução ácida: [H+] > [OH-]
Solução básica: [H+] < [OH-]
Com esse embasamento teórico podemos concluir que:
Água pura: pH=7 pOH=7
Soluções ácidas pH < 7 pOH > 7
Soluções básicas pH > 7 pOH < 7
Quanto menor o pH, mais ácida e menos básica é a solução.
Quanto maior o pH, menos ácida e mais básica é a solução.
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4.Equilíbrio Iônico da água
4b. O potencial hidrogeniônico e hidroxiliônico
A Tabela 1 mostra o pH de algumas soluções comuns e a Tabela 2 mostra
os intervalos de pH de fluidos corporais.
Tabela 2 – Fluidos corporais.
Tabela 1 - soluções comuns
Material
Material
pH
Liquido Amniótico
6,9 – 7,4
Bile (vesícula)
5,6 – 8,0
Suco gástrico
1,6 – 1,8
Sangue humano
7,3 - 7,5
Sucos intestinais
6,3 – 8,0
Leite
6,3 - 6,6
PH
Material de limpeza com amoníaco
11,8 - 12,4
Leite de magnésia
10,5 - 10,6
Água do mar
8,2 - 8,3
Sangue humano
7,3 - 7,5
Água pura
7,0
Saliva
5,8 – 7,1
Leite de vaca
6,3 - 6,6
Sêmem
7,2 – 8,0
Suco de laranja
3,0 - 4,0
Fezes
7,0 – 7,5
Suor
4,0 – 6,8
Vinagre
2,6 - 3,0
Lagrimas
7,0 – 7,4
Suco de limão
2,2 - 2,4
Urina
4,6 – 8,0
Suco grástrico
1,6 - 1,8
Secreção vaginal
3,4 – 4,2
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4.Equilíbrio Iônico da água
4c. Solução tampão
•Uma solução tampão (ou simplesmente tampão) é uma solução que praticamente não
sofre variação de pH quando adicionamos uma pequena quantidade de acido (íons H+)
ou base (íons OH-). É uma solução que contém um ácido e sua base conjugada, em
concentrações aproximadamente iguais.
•As soluções-tampões são, em geral, soluções de;
•um acido fraco e um seu sal ou;
•uma base fraca e um seu sal.
• Um bom exemplo é uma solução de ácido acético e íons acetato em concentrações
quase iguais. De que maneira a combinação CH3COOH / CH3COO- tampona a
solução? Considere o seguinte equilíbrio:
CH3COOH(aq)  CH3COO-(aq) + H+(aq)
(5)
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4.Equilíbrio Iônico da água
4c. Solução tampão
•Se as concentrações de ácido acético e de acetato são aproximadamente
iguais, podemos facilmente deslocar o equilíbrio para qualquer um dos
sentidos da reação;
•A
adição de H+ torna mais prótons disponíveis para os íons acetato
capturarem, o que provoca um deslocamento para a esquerda, no sentido
do consumo de H+, para que [H+] se mantenha constante;
• Já
a adição de OH- aumenta o consumo de íons H+, e assim, desloca o
equilíbrio para a direita, no sentido da formação de mais íons H+, para que
[H+] se mantenha constante.
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4.Equilíbrio Iônico da água
4c. Solução tampão
Cálculo do pH de uma solução-tampão
•Os ácidos podem ser definidos como doadores de prótons e as bases como
receptores de prótons;
• Cada ácido tem uma tendência característica para perder seu próton em
solução aquosa. Quanto mais forte o ácido, maior a tendência de perder
seu próton;
•A tendência de qualquer ácido [HA] para perder um próton e formar sua
base conjugada [A-] é definida pela constante de dissociação K da reação
reversível:
(6)
HA  [ H - ]  [ A- ]
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4.Equilíbrio Iônico da água
4c. Solução tampão
[ H  ][ A- ]
K
[ HA]
(7)
• Para se calcular o pH de uma solução tampão fazemos o seguinte: Vamos
supor um tampão de ácido acético e acetato(sal):
CH3COOH
(aq)
CH3COO-(aq) + H+(aq)
[ H  ][CH 3COO- ]
[CH 3COO- ]

Ka 
 K a  [ H ].
CH 3COOH
[CH 3COOH ]
(8)
(9)
onde
CH3COOH(aq) = ácido
CH3COO-(aq) = sal
Aplicando a equação (9) para a relação acima temos:
K a  [ H  ].
[ SAL]
[ ÁCIDO]
(10)
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4.Equilíbrio Iônico da água
4c. Solução tampão
•Agora,
se tomarmos a equação (7) e admitimos o logaritmo negativo de
ambos os lados, temos:
[ SAL]
(11)
- log K a  - log[H  ] - log
[ ÁCIDO]
•Sabemos
que por definição a denominação (p) representa o logaritmo
negativo, ou seja, o inverso do logaritmo da atividade do íon hidrogênio,
pode-se escrever:
pKa  pH - log
•Essa
[ SAL]
[ ÁCIDO]
pH  pKa  log
[ SAL]
[ ÁCIDO]
(12)
(13)
equação é chamada de Henderson-Hasselbach, válida com melhor
aproximação entre pH 4 a 10, devido às simplificações feitas acima.
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8 Lista de exercícios
1) Conceitue equilíbrio químico?
2) Explique o que ocorre no gráfico abaixo relacionando as velocidades das reações direta e
inversa em função do tempo?
3) Dê a expressão de Kc e Kp, com as respectivas unidades, para as seguintes reações químicas:
a) 2NO2(aq) ↔ 2 NO(g) + 1 O2(g)
b) 3H2(g) + 1 N2(g) ↔ 2 NH3(g)
c) Zn(s) + 2 HCl(aq) ↔ 1 ZnCl2(aq) + 1 H2(g)
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8 Lista de exercícios
4) Num recipiente fechada de 10 Litros, deu-se a seguinte reação:
H2(g)
+ CO2(g) ↔ H2O(g) + CO(g)
Quando o equilíbrio químico foi atingido à temperatura de 18000C, verificou-se que o recipiente
continha 5 mols de H2, 5 mols de CO2(g), 1 mol de H2O(g) e 1 mol de CO(g) . Calcule o valor
de Kp para essa reação. Dados: Kp = Kc .(RT)n e n= (c+d) – (a+b).
5) Calcule a constante de equilíbrio em termo de concentração e depois converta para a
constante de equilíbrio em termos de pressão a uma temperatura de 5000C, para a reação
representada pela equação abaixo. Sabendo–se que nas condições de temperatura e pressão
em que se encontra o sistema existem as seguintes concentrações dos compostos presentes
no equilíbrio: SO3 = 0,1 mol/L; O2 = 1,5 mol/L e SO2 = 1,0 mol/L.
2 SO3 ↔ 2 SO2 + O2
6) Conceitue o princípio de Lê Chatelier e explique o que os fatores externos são capazes de
perturbar o equilíbrio de um sistema com relação: concentração, temperatura, catalisador
e pressão.
7) Indique para as reações em equilíbrio químico abaixo, todas as providências possíveis de
acordo com a Lei de Lê Chatelier que poderiam ser tomadas para aumentar o rendimento
dos produtos (deslocar o equilíbrio no sentido da reação direta).
a) 3 H2(g)
b) 1 H2(g)
+ 1 N2(g) ↔ 2 NH3(g)
+ 1 I2(g) ↔ 2 HI(g)
H=-22kcal
H=+12,4kcal
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8 Lista de exercícios
8) O grau de dissociação iônica do ácido acético, em solução 0,02 molar, é de 3 % a 250C.
Calcular a constante de ionização do acido acético a essa temperatura.
9) A partir dos dados fornecidos na tabela abaixo, coloque os ácidos em ordem crescentes de
força.
Acido
HF
H3CCOOH
HCN
H2SO3
H2CO3
-4
-5
-10
-2
Ka
6,7.10
1,8.10
4,0.10
1,7.10
4,4.10-7
10) O grau de dissociação iônica do NH4OH em solução aquosa 1 normal é 0,40% a 200C e o
grau de ionização de uma solução 0,1 molar de ácido acético a 250C é 1,35 .10-2 , quais
são as constantes de ionização do ácido e a constante de dissociação da base nas
temperaturas respectivas? (detalhe, ambos são eletrólitos fracos).
11) Calcule a concentração molar do HCN, cujo grau de dissociação é 0,01 %, à temperatura T.
(dados: Ka = 10-9 a temperatura T).
12 ) Qual o pH de uma solução cuja concentração hidrogeniônica (pH) é 3,76.10-8 mols/L. A
solução é acida, básica ou neutra.
13) Qual é o pH de uma solução cuja concentração hidoxiliônica (pOH) é 4,8.10–11mols/L. A
solução é básica, neutra ou acida. Obs : pH + pOH=14
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8 Lista de exercícios
14) Observem as substâncias da tabela abaixo:
[H+]
[OH-]
Leite
1,0 . 10-7
?
-8
Água do mar
1,0 . 10
?
-3
Coca-cola
1,0 . 10
?
-5
Café preparado
1,0 . 10
?
-7
Lágrima
1,0 . 10
?
-12
Água de lavadeira
1,0 . 10
?
Aplicando a equação do pH, tem caráter ácido apenas:
a)
b)
c)
d)
e)
o
a
o
a
a
leite e a lágrima
água de lavadeira
café preparado e a coca-cola
água do mar e a água de lavadeira
coca-cola.
15) Utilizando a equação de Henderson-Hasselback, calcule a pKa do ácido láctico sabendo-se
que quando a concentração do acido láctico livre de uma solução é 0,010M e a
concentração do seu sal lactato é 0,087M, o pH desta solução é 4,80
pH  pKa  log
[ sal]
[ácido]
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8 Lista de exercícios
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Titulação: acidimetria
Determinação do teor de
vinagre
Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri
S.J. dos Campos - Dutra
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Acidimetria
1. Titulação: é um método pelo qual se determina uma quantidade
desconhecida de uma substância particular chamada de titulado, que
reage com uma solução de concentração bem definida e conhecida
(reativo-padrão) chamado de titulante;
•
O titulante é sempre uma substância primária ou uma solução-padrão.
Esquema básico de uma titulação
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Acidimetria
2. Titulação de ácido-base
•
•
Acidimetria: Determinação da concentração de uma solução ácida, pela
titulação com uma solução básica de concentração conhecida;
Alcalimetria: Determinação da concentração de uma solução básica,
pela titulação com uma solução ácida de concentração conhecida;
acidimetria
alcalimetria
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Acidimetria
3. Ponto de virada
•
Na Figura abaixo, o ponto em que a quantidade de reativo titulado adicionado é
exatamente a suficiente para que se combine em uma proporção estequiométrica, ou
empiricamente reproduzível com a substância que se determina, chama-se ‘ponto de
virada ou equivalência’ com o auxilio de um indicador ácido base.
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3. Ponto de virada
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Acidimetria
4. Indicadores
•
•
Substâncias que mudam de cor na presença de ácida ou de bases.
Os indicadores mais usados em laboratórios são:
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Acidimetria
5. Titulação Ácido fraco / Base forte
•
Neste tipo de titulação, o ponto de equivalência se dá em um pH superior a 7,
devido à hidrólise do ânion do ácido fraco, que é uma hidrólise que origina íons
OH–.
Ex.: Titulação do ácido acético com o hidróxido de sódio:
CH3COOH(aq) + NaOH(aq) → NaCH3COO–
•
•
(aq)
+ H20(l)  NaCH3COO–(aq) → Na+(aq) + CH3COO–
(aq)
Como o Na+ é uma partícula neutra do ponto de vista ácido-base (cátion de uma
base forte não hidrolisa), apenas o CH3COO- (ânion de um ácido fraco) sofrerá
hidrólise, como mostrado abaixo:
CH3COO-(aq) + H2O(l) → CH3COOH
Os íons
equação:
(aq)
+ OH-
OH– aumentarão o pH da solução pois irão reagir com H3O+ pela
OH-(aq) + H3O+(aq) → 2H2O(l)
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Acidimetria
6. Determinação do teor de ácido acético no vinagre
6.1 Objetivo: Determinar o teor de ácido acético em uma amostra de
vinagre realizando a titulação de um ácido fraco com uma base forte.
6.2 Introdução: O vinagre é um produto não destilado resultante da
fermentação acética de um mosto contendo álcool etílico;
•
•
•
Tem o ácido acético como principal constituinte, embora outros ácidos
estejam presentes. Portanto, é comum representar o teor de ácidos
em vinagre em termos de ácido acético;
A maioria dos vinagres contém de 4 a 6% (m/v) de ácido expresso
como ácido acético, concentração recomendada para uso alimentar; em
concentração mais elevada é prejudicial a saúde;
O ácido acético e um ácido fraco, Ka de 1,8 x 10-5, apresenta-se
como um líquido incolor, com odor característico de vinagre;
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6. Determinação do teor de ácido acético no vinagre
•
•
•
•
•
É totalmente solúvel em água, álcool etílico e na maioria dos solventes
orgânicos, amplamente usado em química industrial na forma de ácido
acético glacial 99,8% (m/m) densidade 1,053 g/mL ou em soluções de
diferentes concentrações;
Na indústria alimentícia é consumido como vinagre, que é uma solução
diluída de ácido acético;
A determinação do teor de ácidos em vinagre é efetuada por titulação
com uma base forte, como NaOH, segundo a reação:
CH3COOH
+
NaOH 
CH3COONa
+
H2O
No ponto de equivalência a acidez da solução é definida pela hidrólise
do íon acetato, resultando num valor de pH aproximadamente igual a
8,88;
Portanto, um dos indicadores mais adequados para esta titulação é a
fenolftaleína (pH de viragem = 8,0 – 9,6).
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6. Determinação do teor de ácido acético no vinagre
6.3 Materiais utilizados:
50 ml
6.4 Reagentes utilizados:
•
•
•
Solução padrão de NaOH 0,1 M.
Amostra de vinagre.
Solução de fenolftaleína a 0,1%.
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6.5 Procedimento experimental:
1.Colocar com auxílio de uma pipeta volumétrica, 25 mL de vinagre em balão
volumétrico de 250,0 mL e diluir até a menisco com água destilada;
2. Retirar uma alíquota de 25,0 mL com uma pipeta calibrada e transferir para um
erlenmeyer de 250 mL, medir e anotar o pH com o papel indicador;
3. Adicionar aproximadamente 40 mL de água destilada no erlenmeyer;
4. Adicionar 3 a 5 gotas do indicador fenolftaleína;
5. Rinse a bureta 2 a 3 vezes em pequenas porções com a solução titulante (solução
de NaOH (+/- 10mL)) e preencha a bureta corretamente com a solução
titulante, verificando se não há bolhas de ar em seu interior;
6.Titular esta mistura com uma solução padrão de NaOH 0,1 mol.L-1 contida numa
bureta, com agitação até a aparecimento de uma leve coloração rósea na
solução do erlenmeyer, meça e anote o pH com o papel indicador;
7. Anote o volume gasto na titulação,;
8. Repita o mesmo procedimento para outra amostra de vinagre
9. Calcule o teor médio de acido acético no vinagre (concentração);
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6.6 Cálculo do Teor Porcentual de Acidez no Vinagre:
•
Nesse caso devemos levar em conta a estequiometria da reação,
no seu ponto final.
CH3COOH
1 mol
+
NaOH 
1 mol
CH3COONa
+
H2 O
No ponto final da reação
no mols ácido = no mols da base
nácido
=
nbase
Sendo M = n / V então:
•
Mácido.Vácido = Mbase . Vbase
Calcule a concentração molar e concentração comum do ácido acético
no vinagre. ( C = Molaridade x Massa molar => C = M x M1 )
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6.7 Questões
1
2
3
4
– Escrever a reação química do sistema (acido + base = sal + água).
- Qual o volume gasto de NaOH na titulação ?
- Qual a concentração Molar e comum do titulante (CH3COOH)
- Quando a solução passa de incolor a avermelhada, isso significa?
5 - Qual a influência do pH antes e depois da titulação?
6.8 Bibliografia
Ricardo Feltre, Química. 2a ed. São Paulo, Editora Moderna, 1982. Vol. 2, pp. 58-61.
Instruções para a elaboração do relatório:
Titulo
Objetivo
Introdução
Materiais
Metodologia
Discussão e conclusão sobre o procedimento experimental
Resolução das questões
bibliografia
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B2