SEBENTA DE FÍSICA E QUÍMICA SOLUÇÕES

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1 MÓDULO Q2 Módulo Q2 1 de 16

2 1. Dispersões SEBENTA DE FÍSICA E QUÍMICA MÓDULO Q2 1.1 Dispersões na atmosfera A atmosfera é uma solução gasosa com vários gases dispersos que não se distinguem uns dos outros. Estes gases (azoto, oxigénio, árgon, dióxido de carbono, vapor de água, etc.) formam uma mistura homogénea. Mas há outros materiais dispersos na atmosfera. Algumas partículas, como o pó de cimento, com dimensões abaixo dos 2,5 μm (1 μm = 10-6 m), passam pelos filtros nasais e depositam-se directamente nos pulmões. Outras partículas são prejudiciais pelas reacções químicas que originam. Observando um fim de tarde em grandes cidades, encontra-se aquilo a que vulgarmente se chama smog ou nevoeiro fotoquímico. Este deve-se, principalmente, à emissão de gasolina e gasóleo não queimados, que desencadeiam uma série de transformações químicas das quais resultam ozono (O 3 ), dióxido de enxofre (SO 2 ) e aldeídos (compostos que contêm o grupo de átomos CHO). O efeito verifica-se em cidades muito poluídas, com tempo seco e abrigadas de vento. Os efeitos do nevoeiro fotoquímico são muito prejudiciais ao ser humano, provocando problemas respiratórios. A atmosfera é constituída, pois por dispersões de partículas que, consoante as suas dimensões, são classificadas em soluções, colóides e suspensões Classificação de dispersões Genericamente, dá-se o nome de dispersão a uma mistura de duas ou mais substâncias, em que as partículas de uma fase - a fase dispersa - estão disseminadas no seio de outra fase - a fase dispersante. Podem classificar-se as dispersões como: - soluções; - colóides; - suspensões. Esta classificação baseia-se na dimensão média das partículas da fase dispersa. Nas soluções verdadeiras, normalmente chamadas, apenas, soluções, as dimensões médias das partículas são inferiores a 1 nm; nos colóides, as dimensões médias das partículas estão entre 1 nm e 1 μm e, nas suspensões, as dimensões médias são superiores a 1 μm. As soluções são sistemas homogéneos, pois são constituídos por uma única fase, onde não é possível distinguir a olho nu os respectivos componentes. O ar, o vinho branco ou o bronze são exemplos de soluções gasosas, líquidas e sólidas, respectivamente. As suspensões são sistemas heterogéneos, pois as partículas da fase dispersa conseguem distinguir-se ao microscópio. São exemplos de suspensões uma mistura de enxofre e água e uma mistura de farinha e água. 2 de 16

3 MÓDULO Q2 Os colóides situam-se entre as soluções e as suspensões. São exemplos de dispersões coloidais o fumo (fase dispersa sólida e fase dispersante gasosa), a espuma de barbear (fase dispersa gasosa e fase dispersante líquida) ou a manteiga (fase dispersa líquida e fase dispersante sólida). A maionese ou mesmo o leite são exemplos de colóides onde tanto a fase dispersa como a fase dispersante estão no estado líquido. As dispersões coloidais são designadas por aerossóis, emulsões, espumas, sois e géis, conforme o estado físico das fases dispersa e dispersante. Tabela 1 Exemplos de dispersões coloidais na vida corrente Classificação de dispersões Diâmetro médio das partículas Solução Colóide Suspensão Inferiores a 1nm De 1 nm a 1 μm Superiores a 1 μm Visibilidade das partículas Sistema homogéneo Entre o sistema homogéneo e o sistema heterogéneo Sistema heterogéneo Exemplos Água com açúcar, cobre, ar, vinho branco etc. Tintas, gomas, maionese etc. Farinha suspensa em água, granito etc. Tabela 2 Classificação de dispersões 3 de 16

4 2. Soluções SEBENTA DE FÍSICA E QUÍMICA MÓDULO Q2 2.1 Composição qualitativa de soluções Como já foi dito anteriormente, uma solução é uma mistura homogénea entre duas ou mais substâncias. Uma solução distingue-se das outras dispersões pelo facto de se constituir numa única fase, sem fronteiras entre as partículas do disperso (soluto ou solutos) e do dispersante (solvente). Os constituintes de uma solução são as substâncias que se misturam para a formar. A que ocorre em maior quantidade química é o solvente, todas as outras são os solutos. O solvente também pode ser detectado se o estado físico de uma solução for igual ao estado físico só de um dos constituintes. Mas o que se entende por fase? Se ao olhar para uma mistura for possível ver uma fronteira entre dois dos componentes, estes estão em fases diferentes, como por exemplo uma mistura de um sólido e de um líquido ou de dois líquidos como a água e o azeite. Por outro lado, se uma mistura de várias substâncias originar uma solução esta apresenta apenas uma fase, pois não é visível qualquer fronteira entre elas. Uma mistura entre gases forma sempre uma única fase. Sistema de duas fases Fig. 1 Distinção entre duas fases Quando se faz referência a soluções, existe uma tendência para citar a água como solvente universal, como se não existisse mais nenhum outro e como se ela dissolvesse tudo A água não é um solvente universal, mas forma algumas das soluções mais importantes, quer na natureza quer na indústria, como no caso das tintas. No entanto, existem outras soluções igualmente importantes, em que os estados físicos de soluto e solvente se combinam do modo mais variado (e menos imaginável), como as ligas metálicas e os semicondutores Exemplos: 1. Quando juntamos um pouco de sulfato de cobre e água, parece que o sólido desaparece. Diz-se, por isso, que o sulfato de cobre é solúvel em água ou que se dissolve em água. O conjunto chama-se solução. O sulfato de cobre, substância que se dissolve, é o soluto, e a água, substância onde se dissolve o sulfato de cobre, é o solvente. Sempre que o solvente é a água, diz-se que a solução é aquosa. Assim, a mistura homogénea de sulfato de cobre e água chama-se solução aquosa de sulfato de cobre (Fig.2). 4 de 16

5 MÓDULO Q2 Se juntarmos a mesma porção de sulfato de cobre e álcool, a mistura obtida é heterogénea; não é uma solução (Fig.3). Fig.2- Mistura homogénea ou solução Fig.3 Mistura heterogénea 2. Da junção de um pouco de iodo com água resulta uma mistura heterogénea (Fig.4). Ao juntarmos a mesma porção de iodo com álcool etílico, obtém-se uma mistura homogénea, ou seja, uma solução. O iodo, que se dissolve, é o soluto, e o álcool etílico, que dissolve o iodo, é o solvente. Quando o solvente é o álcool, diz-se que a solução é alcoólica (Fig.5). Assim, à mistura homogénea de iodo e álcool chama-se solução alcoólica de iodo. Fig.4 Mistura heterogénea de iodo e água Fig.5 Solução alcoólica de iodo Nos casos apresentados nas figuras 2 e 5 é fácil distinguir o solvente do soluto, mas, por vezes, a distinção é mais difícil. Por isso, existem regras para identificar o solvente. 5 de 16

6 MÓDULO Q2 Normalmente, o termo solução usa-se para as misturas homogéneas líquidas. Mas, na verdade, as soluções podem apresentar-se nos três estados físicos. Por exemplo: - o ar é uma solução no estado gasoso; - as ligas metálicas, como o latão, são soluções sólidas; - a água salgada é uma solução líquida. Quando identificamos o solvente e o(s) soluto(s), ficamos a conhecer a sua composição qualitativa. Solubilidade, soluções saturadas, insaturadas e sobressaturadas Quando se dissolve uma determinada quantidade de soluto numa determinada quantidade de solvente, a uma temperatura fixa e após agitação, podem acontecer duas situações: 1. a quantidade usada dissolve totalmente; 2. a quantidade usada dissolve apenas parcialmente, ficando excesso de soluto no fundo do recipiente. 3. No primeiro caso, diz-se que a solução está insaturada ou não saturada. No segundo caso, diz-se que a solução está saturada. Uma solução diz-se saturada, a uma dada temperatura, se, ao adicionar um pouco mais de soluto, este não se dissolver, mesmo após agitação. 6 de 16

7 MÓDULO Q2 Fig 6 Os diferentes comportamentos dos solutos em presença do mesmo solvente verificam-se pela sua diferente solubilidade. Solubilidade de um soluto num solvente, a uma dada temperatura, é a quantidade máxima de soluto que é possível dissolver numa certa quantidade de solvente. Será que todas as substâncias se dissolvem de igual modo na água? Solubilidade de sais em água Experimentalmente verifica-se que nem todas as substâncias se dissolvem de igual modo, ou seja, para o mesmo volume de solvente a quantidade de soluto é variável. Da interpretação dos esquemas ressalta que existe uma quantidade máxima de cada soluto que é possível dissolver num volume (massa) fixo(a) de solvente solubilidade. Esta proporção entre soluto e solvente, corresponde à composição quantitativa da solução saturada, pode ser expressa em g/l, mol/l ou, ainda, em g de soluto/100 g de solvente. Factores que afectam a solubilidade do soluto Os factores de que depende a solubilidade de um dado soluto são: - a temperatura; - a interacção soluto-solvente; - a pressão (gases). Temperatura Para a maior parte dos compostos, o processo de solubilização em água é um processo endotérmico, isto é, a solubilidade aumenta com o aumento de temperatura. Contudo, existem alguns compostos cuja solubilidade com a temperatura (Na 2 S0 4, por exemplo) e outros para quais a variação de temperatura não afecta, praticamente, a solubilidade (NaCI, por exemplo). Como se poderá interpretar um gráfico deste tipo? Graf 1 Evolução da solubilidade de alguns sais com a temperatura diminui os 7 de 16

8 O estudo da variação da solubilidade de um dado composto com a temperatura pode ser traduzido por meio de um gráfico, como o gráfico seguinte, que se refere a um estudo realizado com o KCI0 3. Graf 2 A curva representada, para além de nos dar a informação da variação da solubilidade com a temperatura, permite ainda conhecer, a uma dada temperatura: - a concentração de uma solução saturada; - se uma solução, com uma determinada concentração, está ou não saturada. Exemplos: À temperatura de 40 C a solução que contém 15g de KCI0 3 / 100g de água, está saturada (ponto A). À temperatura de 40 C uma solução de 5 g de KCI0 3 / 100 g de água, não está saturada (ponto B). À temperatura de 40 C uma solução de 20g de KCI0 3 / 100g de água, está sobressaturada (ponto C). Pode ainda obter-se uma solução com depósito de KClO 3 (precipitado). Uma solução sobressaturada é aquela cuja concentração, a uma dada temperatura, é superior à concentração de saturação. Como pode ocorrer o fenómeno da sobressaturação? Para o efeito, imagine-se que se prepara uma solução saturada de KNO 3 em 100 g de água. A 40ºC, esta deverá conter 63,9 g de KNO 3 totalmente dissolvido (situação A da figura 7 e ponto A do gráfico 3). Fig 7 - Graf 3 7 de 16

9 Arrefecendo a solução a 20ºC: - normalmente, o sal vai precipitando até se obter em solução a massa correspondente à solubilidade de 20 ºC, ou seja, 31,6g e, na forma de sal precipitado, o excesso, ou seja, 32,3g (situação B e ponto B). - em condições especiais (arrefecimento rápido, solução em absoluto repouso, ), não se verifica precipitação sobressaturação (situação C e ponto C). 2.2 Composição Quantitativa de uma solução Como quantificar as substâncias Por mais pequena que seja a amostra de substância que se considere, ela contém milhões e milhões de unidades estruturais, sejam estas átomos, moléculas ou iões. Para se poder quantificar mais facilmente o número de unidades estruturais existente numa amostra de uma dada substância, os químicos usam uma unidade especial a mole. A mole é a unidade SI da grandeza quantidade de substância (n ) e, como todas as unidades em Física e Química tem um símbolo, mol. À unidade mole corresponde um número, tal como ao milhar corresponde o número 1000, à dúzia corresponde o número 12, etc. Esse número é 6, , e chama-se número de Avogadro, em homenagem ao cientista italiano Amadeo Avogadro que o determinou experimentalmente. Define-se mole do seguinte modo: Uma mole é a quantidade de substância, n, que contém tantas partículas (átomos, moléculas ou iões) quantos os átomos existentes em 0,012 kg de carbono-12 isto é 6, partículas. Como qualquer substância é representada pela respectiva fórmula química, considera-se que esta, por sua vez, representa a quantidade química de 1 mole da substância em questão. Assim sendo, tem-se como exemplos: Fe representa 1 mole da substância ferro. Como esta substância é um metal, as suas unidades estruturais são átomos de ferro. Logo, 1 mole da substância ferro contém 6, átomos de ferro. H 2 O representa 1 mole da substância água. A água é uma substância molecular, pelo que 1 mole de água contém 6, moléculas de água, formadas por 6, átomos de oxigénio e 12, átomos de hidrogénio. 8 de 16

10 NaCl representa 1 mole da substância cloreto de sódio. Esta substância é iónica, formada por iões Na + e iões Cl -, na proporção de um para um (1:1). Então, 1 mole de cloreto de sódio contém 6, iões Na + e 6, iões Cl -. Para se saber o número de unidades estruturais que existem na quantidade n de uma dada substância, basta multiplicar o número de moles pelo número de unidades estruturais representadas na fórmula química. Exemplos: - número de moléculas presentes em 0,2 mol de água: 0,2 x 6,022 x moléculas. - número de átomos presentes em 0,5 mol de cobre: 0,5 2 x 6,022 x átomos - número total de iões presentes em 0,1 mol de cloreto de sódio (Na + Cl - ): 0,1 2 x 6,022 x iões. Massa Molar Outro modo de quantificar uma amostra de uma dada substância é através da sua massa, pelo que é de toda a utilidade sabermos calcular a massa de 1 mole da substância em questão. A massa por cada mole de substância chama-se massa molar, exprime-se em gramas por mole (g.mol -1 ) ou quilogramas por mole ( kg.mol -1 => SI ) e representa-se simbolicamente por M. Exemplos: - massa molar do ferro => M (Fe) = 56 g.mol -1 - massa molar da água => M (H 2 O) = 18 g.mol -1 - massa molar do cloreto de sódio => M (NaCl) = 58,5 g.mol -1 Ora, se compararmos estes valores de massas molares com as massas atómicas ou moleculares relativas destas substâncias, verificamos que são iguais. Lembremos que, quando usamos os conceitos de massa atómica ou massa molecular, estamos a comparar a massa de uma partícula apenas com a massa de uma unidade padrão de massas atómicas. Quando falamos em massas molares estamos a referir-nos à massa de 6, partículas e à massa de 6, unidades padrão. Como o número de partículas e unidades padrão é o mesmo (6, ), a razão entre as massas mantém-se. 9 de 16

11 Esta igualdade entre os valores das massas atómicas ou massas moleculares relativas e as massas molares é-nos muito útil, pois facilmente calculamos a massa molar das substâncias. Conhecendo a massa molar da substância, pode-se relacionar a massa m de uma amostra dessa substância com a quantidade química n dessa amostra, utilizando a expressão: n = m M ou m = n M As unidades de Sistema Internacional (SI) para estas grandezas são as seguintes: Unidades SI n Quantidade química mol m Massa kg M Massa molar kg. mol -1 Repare-se que o conceito de massa molar se aplica a qualquer substância e que, por isso, o seu valor depende das unidades estruturais que a formam. No entanto, refere-se sempre à mesma quantidade de substância 1 mole. Pode-se então concluir que, a massa de uma mole de ferro é igual a 56 g, e uma mole de cloreto de sódio tem de massa 58,5 g. Volume molar de gases Não foi só pela determinação do número de moléculas correspondentes a 1 mole de substância, o número 6, , que Amadeo Avogadro se notabilizou. Ao dedicar-se ao estudo dos gases, este cientista verificou, em 1811, a relação que ainda hoje tem o seu nome, Lei de Avogadro, e que diz que: Volumes iguais de gases nas mesmas condições de pressão e temperatura contêm o mesmo número de moléculas. Esta relação mostra que o volume de qualquer amostra gasosa não depende do tipo de moléculas que a formam mas apenas do número de moléculas existente na amostra, ou seja, da quantidade química da amostra. À quantidade química de uma mole de qualquer gás, há-de corresponder um volume constante, desde que a sua temperatura e pressão não se alterem. Como sabemos, os gases são altamente compressíveis e o seu volume também varia com a temperatura. Esse volume designa-se por volume molar (V m ) e tem o valor de 22,4 dm 3, nas condições de temperatura e pressão normais (PTN). 10 de 16

12 Fig 8 Volume de 1 mol de diferentes gases Portanto, consoante as condições de pressão e temperatura, assim será o volume molar dos gases. No quadro em baixo, estão registados os volumes molares de gases para várias condições de pressão e temperatura incluindo as condições normais. Tab 6 Volumes molares a diferentes temperaturas e diferentes pressões Através do volume molar é sempre possível: - conhecer a quantidade química de uma qualquer amostra gasosa n = V V m n quantidade química V volume de amostra V m volume molar As unidades de Sistema Internacional (SI) para estas grandezas são as seguintes: Unidades SI n Quantidade química Mol V Volume dm 3 V m Volume molar dm 3.mol -1 - saber a massa molar de qualquer substância desconhecida, desde que em fase gasosa. 11 de 16

13 2.2.1 Modos de exprimir a composição das soluções Porque o tipo de soluto numa solução determina as características físicas (e químicas também) dessa solução, é de toda a conveniência saber quantificar a sua composição. São vários os modos de exprimir a composição das soluções. As proporções dos constituintes de uma solução podem ser traduzidas por processos muito diversificados. Concentração molar ou concentração A concentração molar é a grandeza adoptada pelo SI para indicar a composição de uma dada solução. É por isso a mais usada na caracterização de soluções. A concentração molar indica a quantidade química de soluto existente na unidade de volume da solução. c = n V n Quantidade de soluto V Volume de solução As unidades de Sistema Internacional (SI) para estas grandezas são as seguintes: Unidades SI n Quantidade química de soluto mol V Volume de solução m 3 C Concentração mol. m -3 No laboratório, de forma a usarem-se valores mais convenientes, usam-se as seguintes unidades: Unidades n Quantidade química de soluto mol V Volume de solução dm 3 C Concentração mol. dm -3 Concentração em massa ou concentração mássica Para se indicar a composição de uma solução também se usa a concentração mássica C m definida como sendo a massa de um dado soluto existente por cada unidade de volume da solução. A equação que a define é: c = m m V m massa de soluto V volume de solução Unidades SI m Massa de soluto kg V Volume de solução dm 3 C m Concentração em massa kg. dm de 16

14 Em laboratório usam-se as seguintes unidades, devido às pequenas quantidades de reagentes que são usadas: Unidades m Massa de soluto g V Volume de solução dm 3 C m Concentração em massa g. dm -3 Como a massa de soluto se pode relacionar com a sua quantidade química pela expressão m = n M tem-se: c = m m V ou c m = n M V ou seja c m = c M Esta última expressão, permite-nos facilmente relacionar a concentração molar de uma solução com a sua concentração mássica, relativamente a um dado soluto. Outras formas de expressar a composição quantitativa Embora a concentração molar seja uma forma comum de expressar concentração, as soluções que se preparam e se utilizam no quotidiano empregam outras unidades para exprimir a respectiva composição. Observando os rótulos de produtos com que lidamos diariamente, como, por exemplo, álcool comum ou vinho, pode ler-se nos respectivos rótulos 96 % em vol. e 11,5 % em vol. Que significado têm estas percentagens? Dizer que um álcool é 96 % significa dizer que existem 96 ml de álcool etílico (etanol) e 4 ml de água em cada 100 ml (%V/V ); do mesmo modo, um vinho 11,5 % em vol. significa que em cada 100 ml existem 11,5 ml de álcool etílico (% V/V ). Por outro lado, embalagens de vários alimentos, como arroz, farinha, iogurte, apresentam a composição referida a 100g de produto. Alguns rótulos de produtos líquidos podem indicar a composição em massa/volume referida a 100 ml. Pode-se então exprimir a composição de uma solução por: 1. Percentagem em massa, % (m/m ) %(m / m) = m soluto 100 ou %(m / m) = m soluto m soluto + m solvente m solução 100 Esta grandeza é adimensional, ou seja, não tem unidades. 13 de 16

15 2. Percentagem em volume, % ( V/V ) %(V / V ) = V soluto V solução 100 Esta grandeza é adimensional, ou seja, não tem unidades. 3. Percentagem em massa/volume % (m/v ) %(m / V ) = m soluto V solução 100 Esta grandeza pode-se exprimir em g/100 ml de solução. 4. Partes por milhão (ppm) ou partes por bilião (ppb) Apesar da concentração molar ser extremamente útil para os químicos e as percentagens muito informativas para os consumidores, existem situações em que as concentrações têm valores tão pequenos que exigem a adopção de outros modos de as expressar. É o caso, por exemplo, dos poluentes que afectam o ambiente ou os contaminantes dos alimentos. Nestes casos, é habitual falar-se em partes por milhão (ppm) ou partes por bilião (ppb). Exemplos: - Uma carne fumada só pode apresentar o conservante E250 (nitrito de sódio) com um máximo de 75 ppm. - Numa auto-estrada de tráfego intenso, o teor em CO (monóxido de carbono) da atmosfera é cerca de 10 ppm. 1 ppm significa um grama de soluto em um milhão de gramas de solvente ou 1 ppm equivale a 1 mg de soluto por quilograma de solvente No caso de soluções aquosas, podes dizer-se, sem grande margem de erro, que 1ppm equivale a um miligrama de soluto por decímetro cúbico de solução ( 1 ppm (=) 1 mg L -1 ). 1 ppb significa um grama de soluto por um bilião de gramas de solvente 2.3 Soluções e sua diluição Preparação de soluções aquosas de concentração conhecida a partir de solutos sólidos Para preparar um dado volume de uma solução aquosa de concentração dada, a partir de um soluto sólido, há que seguir sempre determinados procedimentos: 1º Calcular a quantidade química de soluto que é necessário diluir. 14 de 16

16 2º Converter a quantidade química em massa e, de seguida, pesar essa quantidade de soluto numa balança analítica (A). 3º Diluir essa massa de soluto num pouco de água destilada, mexendo com uma vareta de modo a facilitar a diluição e favorecer a dissipação de calor, caso a dissolução seja exotérmica (B). 4º Transferir com as devidas precauções a solução para o balão volumétrico (ou de diluição), de volume coincidente com o da solução a preparar (C). 5º Deve-se lavar, em seguida, com um pouco de água destilada, umas 2 a 3 vezes, o copo onde se fez a diluição, e transferir essas soluções para o balão volumétrico, de modo a arrastar todas as partículas de soluto que tenham ficado agarradas ao copo (D). 6º Finalmente, com o auxílio do esguicho, acrescentar água destilada até perfazer o volume de solução requerido e que é definido pelo traço de referência do balão (E). a partir de soluções mais concentradas Diluições Diluir uma solução de um dado soluto significa diminuir a concentração molar desse soluto na solução de partida. Como a concentração molar é definida pela relação C = n, uma diluição significa: V - ter menos soluto num mesmo volume de solução, o que obriga a que se tenha de retirar soluto à solução de partida, a solução concentrada. OU - ter a mesma quantidade de soluto num maior volume de solução, o que requer, em termos práticos, que se adicione solvente à solução concentrada. Caso se trate de uma solução aquosa, a diluição faz-se por adição de água destilada. 15 de 16

17 O processo mais vulgar de preparar soluções diluídas a partir de soluções concentradas é o segundo, por ser mais fácil de pôr em prática. O primeiro processo também se pode realizar na prática, desde que seja possível precipitar ou flocular o soluto em excesso e, posteriormente, retirá-lo da mistura. Contudo, é um processo mais moroso e que requer mais material. Para preparar uma solução diluída de volume V e concentração conhecida C, a partir de uma outra solução de maior concentração inicial C i, executam-se, sempre, determinados procedimentos. 1º Calcula-se a quantidade química de soluto n, necessária à obtenção da solução pretendida. n = c V 2º Calcula-se, em seguida, o volume V i da solução concentrada que contém a mesma quantidade química n de soluto. Como o valor de n se mantém constante c V = c i V i V i = c V c i n = c i V i 3º Com uma pipeta e pompete, retira-se o volume V i da solução concentrada (A) e introduz-se num balão volumétrico de volume igual ao pretendido (B). 4º Finalmente, junta-se solvente até perfazer o volume requerido de solução diluída (C). O que é o factor de diluição? Por vezes, no laboratório, é necessário usar uma grandeza que quantifique a diluição que foi realizada, a essa grandeza dá-se o nome de factor de diluição e pode-se calcular das seguintes formas: Factor de diluição = Concentração antes da diluição Concentração depois da diluição Ou Volume depois da diluição Factor de diluição = Volume antes da diluição 16 de 16