1. ESTUDO DOS SISTEMAS DISPERSOS 1.1. Dispersões Uma dispersão consiste num sistema no qual uma substância (disperso) encontra-se disseminada, na forma de pequenas partículas no interior de outra (dispersante) Dependendo do tamanho da partícula que constitui o disperso, a dispersão assume características diversas, sendo classificada em três tipos : soluções, colóides e suspensões. A classificação acima é feita de acordo com o diâmetro médio das partículas dos disperso: Tipo de dispersão Solução verdadeira Colóide Suspensão Tamanho da partícula dispersa entre 0 e 10-9 m (1 nanometro) entre 10-9 e 10-6 m (1 à 10 3 nanometro) acima de 10-6 m (acima de 10 3 nanometro) Como características gerais dos três tipos de dispersões podemos mencionar que: a) soluções verdadeiras ou soluções: - o disperso (soluto) é constituído de átomos, íons ou pequenas moléculas; - pelas reduzidas dimensões do disperso (soluto), as soluções verdadeiras sempre serão sistemas homogêneos, sendo que as partículas não são visíveis mesmo com equipamentos óticos de alta resolução e ampliação; - não há sedimentação das partículas e não é possível a sua separação por nenhum tipo de filtro; Exemplos: - sacarose em água, NaCl em água, etanol em água, atmosfera (isenta de poeira), etc. b) colóides: - o disperso é constituído por aglomerados de átomos, moléculas ou íons ou, até mesmo, por macromoléculas; - as partículas do disperso são visualizáveis em equipamentos óticos (microscópios) de alta resolução (ampliação); - as partículas podem ser separadas por ultracentrifugação (elevado número de RPM) ou por ultrafiltração (filtros cujo diâmetro do poro é bastante reduzido);
2 Exemplos: leite, gelatina em água, fumaças em geral, neblina, etc. c) suspensões: - o disperso é constituído de grandes aglomerados de átomos ou moléculas; - as partículas do disperso são visíveis em microscópio comum, constituindo-se em sistemas heterogêneos; - as partículas do disperso sedimenta-se por ação da gravidade ou em centrífugas comuns podendo, também, ser separadas por filtros comuns de laboratório; Exemplos: poeira no ar. 1.2. Est udo das Soluç ões verdadeiras ou Soluç ões Dentre os sistemas dispersos, as soluções verdadeiras ou simplesmente soluções são extremamente importantes no cotidiano do química, pois nas atividades mais comuns de laboratório (análises, sínteses, separações, formulação de produtos, etc) o químico trabalha com soluções que, em geral, são aquosas. 1.2.1. Formação de Soluções Quando uma solução é formada ocorre uma disseminação espontânea de uma substância no interior de outra, originando um sistema mais entrópico (desorganizado) que as substâncias originais. substância A substância B mistura A + B (solução) l l l l l O O O O l O l O l O l O l O l l l l l O O O O O l O l O l O l O l l l l l l O O O O l O l O l O l l O parede de separação removendo a parede A força motriz para esse processo de mistura é a tendência espontânea para um estado de maior desordem molecular (maior entropia). Para que ocorra o processo da dissolução é necessário que as partículas do soluto e do solvente apresentem atrações entre si decorrentes de forças de natureza eletrostática.
3 Em geral as forças atrativas dependem do tipo de soluto e solvente. Assim quando dissolvemos etanol (C 2 H 5 OH) em água, em virtude da presença do grupo O H na água e no etanol a força atrativa entre essas moléculas é a Ponte de Hidrogênio ou Ligação de Hidrogênio. Se a cadeia carbônica aumenta, diminui a polaridade da molécula do álcool e, com isso, a sua solubilidade em água, por concorrência de forças Van Der Waals dipolo induzido dipolo induzido. - metanol, etanol e propanol à altamente solúveis em água; - butanol à solubilidade 0,12 mols/100 g de água; - pentanol à solubilidade 0,031 mols/100 g de água. Esse mesmo tipo de interação irá ocorrer naquelas moléculas que apresentam grupos hidroxila ou amina (O H ou N H), como é o caso dos álcoois de pequena cadeia carbônica, ácidos carboxílicos, aminas e amidas. Nos glicídios (glicose, frutose, sacarose,...) a presença dos diversos grupos hidroxila ao longo da cadeia carbônica desses compostos também justifica a sua grande solubilidade em água. Com exceção dos ácidos carboxílicos, nas demais substâncias ocorre apenas o processo de dissolução, sem ionização. O fenômeno é, portanto, explicado pela hidratação sofrida pelas extremidades polarizadas da molécula. A extremidade negativa da molécula da água (localizada no átomo de oxigênio) direciona-se para a região de densidade positiva da molécula polar e as extremidades de carga positiva (localizadas nos átomos de hidrogênio) direcionam-se para a região de densidade negativa.
4 Quando dissolvemos um cristal de NaCl em água, além do processo da dissolução ocorre a dissociação iônica do soluto, sendo que os íons originados apresentam-se, na solução, engaiolados por moléculas do solvente (hidratação ou solvatação), unidos por forças atrativas do tipo íon dipolo. Os compostos iônicos se dissolvem na água quando as forças de atração entre os dipolos da H 2 O e os íons são maiores que as forças de atração entre os íons no cristal. Nas bordas e quinas do cristal as forças atrativas entre os íons são menos intensas, favorecendo a interação com as moléculas do solvente. Conforme as moléculas de água vão retirando os íons do cristal, novos íons são expostos e o processo continua, dissolvendo o cristal iônico. A camada de moléculas orientadas que cercam um íon ajuda a neutralizar a carga do mesmo e serve para impedir os íons de carga oposta a se atraírem, formando uma espécie de blindagem. A orientação espacial das moléculas de solvatação é definida para um determinado tipo de íon. Por exemplo: - o íon Na + hidrata-se com seis moléculas de água, o mesmo ocorrendo para o íon Cl - ; - o íon Al +3 hidrata-se com oito moléculas de água. Nas soluções de solutos apolares em solventes polares, como é o caso de gases (O 2, CO 2, etc...) justifica-se a solubilidade a partir de interações de Van Der Waals do tipo dipolo permanente dipolo induzido. Nesse caso temperatura e pressão são fatores que concorrem significativamente para explicar a sulubilidade de um gás apolar na água, o que, até certo ponto, contradiz a regra de solubilidade de que semelhante dissolve semelhante.
5 1.2.2. Classificação das Soluções As soluções podem ser classificadas segundo os critérios: a) quanto ao estado físico: - sólidas: ligas metálicas (aço = Fe, C, Mn; latão = Cu e Zn; bronze = Cu e Sn,..), medicamentos (comprimidos),... - líquidas: bebidas não gaseificados, bebidas alcoólicas, água mineral sem gás, soro fisiológico,... - gasosas: ar (isento de poeira), GLP (vazado),.. *** misturas gasosas sempre são homogênas!!! b) quanto à natureza do soluto: - moleculares: as partículas do soluto são moléculas. H 2O ex.: C 12 H 22 O 11(sólida) C 12 H 22 O 11(aquosa) - iônicas: as partículas do soluto são íons. H 2O ex.: NaCl (sólido) Na + (aquoso) + Cl - (aquoso) c) quanto ao Coeficiente de Solubilidade (C.S.): *** O Coeficiente de Solubilidade representa a maior massa que pode ser dissolvida em certa quantidade padrão de um solvente, em determinada temperatura. ex.: NaCl = 35,7 gramas/100 gramas de H 2 O à 0 0 C. CaSO 4 = 0,2 gramas/100 gramas de H 2 O à 0 0 C. AgNO 3 = 122 gramas/100 gramas de H 2 O à 0 0 C. O Coeficiente de Solubilidade varia com a temperatura e, no caso de substâncias gasosas, varia com a pressão. A influência da temperatura sobre a solubilidade varia de uma substância para outra. As curvas de solubilidade são obtidas experimentalmente. No caso de um gás a solubilidade é inversamente proporcional ao aumento da temperatura, isto é, diminui a solubilidade com o aumento da temperatura e diretamente proporcional à pressão. Por esse motivo os peixes, nos dias quentes de verão preferem permanecer na sombra, sob as pedras e em locais mais profundos. A influência na pressão é evidenciada pela Lei de Henry: C = k. P
6 onde: - C é a concentração de gás dissolvido; - k é uma constante de proporcionalidade; - P é a pressão exercida sobre o sistema. O gráfico a seguir mostra, para solutos sólidos, a influência da temperatura na solubilidade. Para a maior parte dos sais a solubilidade aumenta com o aumento da temperatura, com exceção do Ce 2 (SO 4 ) 3. De todos os sais representados no diagrama ao lado o NaCl é aquele que a variação de temperatura exerce a menor influência na solubilidade e o KNO 2 e CaCl 2 aqueles sais cuja solubilidade é mais fortemente influenciada pela variação de Quanto ao C. S. as soluções podem ser: - insaturadas: a quantidade de soluto dissolvido é inferior ao C.S. ex.: 3,0 gramas de NaCl/100 gramas de H 2 O à 0 0 C. - saturadas: a quantidade de soluto dissolvido é igual ao C. S. ex.: 35,7 gramas de NaCl/100 gramas de H 2 O à 0 0 C. - super-saturadas: são soluções obtidas por técnicas especiais, nas quais a quantidade de soluto dissolvido é superior ao C. S. No preparo de tais soluções aquece-se a solução na qual haja corpo de fundo do soluto até uma temperatura na qual ocorra total dissolução, resfriando-se, após, de forma gradativa, até alcançar a temperatura de referência com o excesso de soluto dissolvido. Estas soluções são muito instáveis, podendo o excesso de soluto precipitar (sedimentar) por agitação mecânica, choque brusco de temperatura ou adição de um germen de cristalização.
7 1.2.3. Preparação de soluções Na atividade de laboratório, seja em nível acadêmico ou na própria indústria, as substâncias são utilizadas, de modo geral, na forma de soluções. Numa solução, além da proporção entre a quantidade de soluto e de solução (ou solvente), expressa na forma de uma concentração, é indispensável que se conheçam características específicas de cada soluto, na preparação adequada dessa solução. Dependendo da utilização da solução as mesmas devem ser consideradas segundo duas características básicas: a) soluções padrão: usadas para fins analíticos contendo uma quantidade exatamente conhecida de um reagente qualquer, na unidade de volume. Essa concentração é expressa com exatidão (quatro decimais) ex.: 0,1538 g/l (massa/volume) 0,8543 mol/l (número de mols/volume) b) soluções não padronizadas: usadas para fins não analíticos sendo sua concentração aproximada. Não é requerida a mesma exatidão, com relação às soluções padronizadas (um ou dois decimais) ex.: 0,5 g/l (massa/volume) 1,0 mol/l (número de mols/volume) O título das soluções padrão deve ser conhecido com grande exatidão. O grau de exatidão requerido é maior do que o correspondente aos trabalhos analíticos mais comuns. Assim sendo é desejável que o título das soluções padrão possa ser determinado com um erro inferior a 0,1 %. Maiores detalhes serão tratados nas disciplinas de Química Analítica Quantitativa. A preparação de uma solução padrão requer, direta ou indiretamente, o uso de um reagente quimicamente puro e com composição perfeitamente definida. Os reagentes com semelhantes características são denominados, comumente, padrões primários. São os seguintes os requisitos principais exigidos de um padrão primário: a) a substância deve ser de fácil obtenção, purificação, dessecação e conservação; b) não pode ser volátil; c) as impurezas devem ser facilmente identificáveis com ensaios qualitativos de sensibilidade conhecida; d) a substância não deve ser higroscópica (absorver umidade do ambiente) ou eflorescente; e) deve ser bastante solúvel. O número de padrões primários é relativamente limitado. São exemplos: carbonato de cálcio, tetraborato de sódio, ácido benzóico, cloreto de sódio (após dessecação a peso constante), nitrato de prata, tiocianato de potássio, ácido oxálico, oxalato de sódio e dicromato de potássio.
8 Quando o reagente com que se tem de preparar a solução é um padrão primário, recorre-se a técnica direta que consiste na pesagem, em balança analítica, da massa que se requer da substância, dissolução e diluição a um volume conhecido em balão volumétrico aferido. No rótulo deverá constar a espécie química, seu título, a data de praparação e seu preparador, conforme modelo. Embora o Sistema Internacional de unidades recomende para o volume a unidade metro cúbico utilizamos o volume expresso em litro (L). As ilustrações a seguir indicam alguns dos equipamentos utilizados na titulações (bureta, pipeta volumétrica, erlenmeyer,...) a técnica correta de leitura, de transferência de alíquotas com a pipeta volumétrica e transferência de solução para o balão volumétrico. Leitura correta da bureta Transferência de solução Transferência de líquido para o balão Como rotular a solução! FACULDADE DE QUÍMICA PUCRS HCl M = 0, 2574 mol/ L Linus Pauling 06/06/1966 Química Geral e Inorgânica II
9 Quando o reagente não é padrão primário (por exemplo, o ácido clorídrico, os hidróxidos alcalinos e de amônio, o permanganato de potássio,...) a preparação direta da solução não é possível. Recorre-se, então, à técnica indireta, que consiste em preparar, inicialmente, uma solução com concentração aproximada à desejada e, depois, padronizá-la, isto é, determinar com exatidão o sei título em relação a um padrão primário adequado ou com referência a uma outra solução padrão. Por exemplo, o ácido clorídrico não é padrão primário e a sua solução pode padronizada através de um padrão primário, como é o caso do carbonato de sódio. A seguir esta solução (já padronizada) pode ser usada para titular hidróxidos alcalinos (como por exemplo o hidróxido de sódio). Na padronização devem ser obedecidas as seguintes condições: a) é preciso dispor de um padrão primário adequado ou solução padronizada; b) o peso do padrão primário não pode ser demasiadamente pequeno, em virtude do erro inerente ao aparelho de pesagem; c) o volume de solução gasto na padronização não deve ser pequeno demais, pois cada leitura na bureta está sujeita a um erro de 0,01 ml e um erro de escoamento de 0,02 ml, podendo o erro total chegar a 0,04 ml e, portanto, para garantir uma exatidão de 0,1% é preciso que o volume de solução gasto na titulação não seja inferior a 40 ml. *** Obs.: como o objetivo em nossa disciplina não é esgotar o assunto e sim mostrar características principais no prepa ro de soluções, eventualmente o critério acima poderá não ser verificado!!! 1.2.4. Conservação das Soluções Padrão Como já afirmamos anteriormente as soluções não são conservadas em balões volumétricos (são usados somente na preparação). As soluções padrão devem ser conservadas de maneira a manter inalterado seu título tanto quanto possível. Algumas soluções são altamente estáveis e outras não. Por exemplo, uma solução 0,1 eqg/l de dicromato de potássio é indefinidamente estável. As soluções de ácido clorídrico, nítrico e hidróxido de amônio, por serem estes solutos voláteis, tem duração limitada. As soluções de hidróxidos alcalinos reagem com o CO 2 presente no ar formando carbonatos. Estes carbonatos solidificam no gargalo dos frascos de depósito e se os mesmos tiverem tampas de vidro esmerilhado, a presença de carbonatos irá emperrar as referidas tampas, sendo aconselhável o uso de tampas com rolha de borracha ou polietileno ou rosqueadas. Aconselha-se o frasco escuro para evitar a decomposição fotoquímica, o que ocorre com facilidade em soluções de peróxido de hidrogênio e permanganato de potássio.
10 1.3. Princ ipais Ex pressões de Conc ent raç ão A concentração de uma solução representa uma relação entre a quantidade do soluto e, em geral, a quantidade de solução sendo que essas quantidades podem ser expressas em massa, número de mols, volume, número de moléculas, etc. As principais formas de representar as concentrações são do tipo massa/volume, massa/massa, volume/volume, número de mols/volume, número de mols/massa e, assim, por diante. Assim, quando analisamos a composição de uma água mineral, a qual expressa a quantidade de um constituinte, por exemplo Carbonato de sódio = 127 mg / L nos indica uma relação massa / volume. Já na composição do soro fisiológico, usado para limpeza e conservação de lentes de contato, a composição indica 0,9 % de NaCl. Isso significa uma relação massa / massa onde há, para cada 100 gramas de solução, 0,9 gramas do soluto (NaCl) sendo o restante 99,1 gramas de solvente (água). Nesse caso, especificamente, como se trata de uma solução muito diluída e aquosa o mesmo valor percentual massa / massa também corresponde, aproximadamente, ao valor da relação massa / volume, em virtude da massa específica do solvente (água) ser unitário (1,0 grama / ml). 1.3.1. Concentração Comum ou Concentração ( C ) Representa a razão entre a massa do soluto (em gramas) e o volume de solução final (em litros). C = V m1 ( Unidades: gramas/litro ) Aplicação œ Que massa de bicarbonato de sódio há em 750 ml de uma solução que apresenta uma concentração de 107 mg / L? 1.3.2. Concentração em Massa ou Título em Massa ou Título ( t ) Representa a razão entre a massa do soluto (gramas) e a massa da solução (gramas). t = m m 1 m1 m + 1 m = ( não tem unidades = adimensional ) 2 É comum expressar o Título em Massa sob a forma percentual. Assim
11 t % = t. 100 Aplicação œ Uma solução aquosa de ácido sulfúrico apresenta Título percentual 15 %. Que massa dessa substância há em ½ quilograma dessa solução? Qual a massa de solvente presente? 1.3.3. Relação entre C e t Lembrando que: C = V m1 e t = m m 1 = m1 m + 1 m 2 dividindo uma expressão pela outra resulta: que simplificando torna-se ou, então C / t = m 1 / V / m 1 /m C / t = m / V = m (massa específica) C = m. t Usualmente expressa- se a massa específica (ou densidade absoluta) em grama / cm 3 ou grama / ml e a Concentração em grama / litro. Portanto para que a expressão acima represente Concentração a mesma deverá ser multiplicada pelo fator de conversão 1000 ml / L, na forma C = m. t. 1000 (ml/l) e dessa forma a Concentração terá como unidade resultante grama / litro. 1.3.4. Concentração em Volume ou Título em Volume (t v ) Representa a razão entre o volume de solvente e o volume de solução. Historicamente essa forma de concentração tem sido expressa como o G L (graus Gay-Lussac) utilizada para representar a percentagem volumétrica de etanol em bebidas alcoólicas. t v = V 1 / V = V 1 / V 1 + V 2 (adimensional) Aplicação œ Que volume de etanol há numa garrafa de 750 cm 3 de Jack Daniel s?
12 1.3.5. Concentração em partes por milhão (ppm) Corresponde a uma forma de Concentração Comum (gramas/litro) aplicada para soluções muito diluídas, em geral aquosas, cujo significado equivale a 1 grama de soluto para cada 10 6 gramas de solução. Assim uma solução, na qual a quantidade de soluto seja de 15 ppm significa que há 15 gramas da substância para cada 10 6 gramas de solução. Demonstre que: 1 ppm = 1 mg / litro!!! 1.3.6. Concentração em fração molar ( x 1 ) Corresponde a razão entre o número de mols de um componente qualquer e o número de mols total da mistura. Essa expressão de concentração é muito utilizada para misturas de gases como, por exemplo, para definir a composição da atmosfera. Assim X 1 = n 1 + n n 1 2 + n 3 = n n1 onde n 1 = M m 1 ( X 1 = adimensional ) 1 Aplicação œ Uma solução aquosa de NaOH tem fração molar 0,15. Qual seu Título em massa? 1.3.7. Concentração em Quantidade de Matéria ou em Molaridade ( M ) Corresponde à razão entre o número de mols do soluto e o volume total da solução. M = n1 V m1 M. 1 V C M mt..1000 = = = ( Unidade: mol / L = molar = M) M 1 A expressão de concentração expressa em molaridade é a mais empregada dentre todas as formas usadas na Química. Aplicação œ A solução dos líquidos de baterias de automóveis consiste de água e ácido sulfúrico em concentração 3,95 mol / litro, aproximadamente. Sabendo que numa bateria comum a quantidade de solução é de 800 ml, que massa desse ácido estará ali contida?
13 1.3.8. Concentração em Molalidade ( W ) W = weight = peso Corresponde à razão entre o número de mols do soluto e a massa, em quiligramas, de solvente. Observe que a molalidade é a única expressão de concentração que relaciona a quantidade de soluto com a quantidade de solvente e não de solução. W = n1 m 2 m1 M. 1 m 2 m. 1 1000 M1m2 = = ( Unidades: mol/quilo ou molal) Ä Ä Ä em quilo em quilo em grama Na última expressão o valor numérico 1000 na realidade corresponde ao fator de correção 1000 g / quilograma, quando a massa do solvente for dada em grama. A concentração expressa em Molalidade é comumente empregada no estudo dos efeitos coligativos das soluções. Aplicação œ Uma solução de ácido sulfúrico apresenta título em massa igual a 15 %. Qual a sua Molalidade? Para soluções aquosas diluídas M = W. J ust if ique!!! 1.3.9. Concentração para espécies iônicas Como podemos determinar as concentrações molares dos íons Na + e SO 4-2 para uma solução de concentração 27,2 gramas / Litro desse sal? Idem para as concentrações dos íons H + e SO 4-2, numa solução 0,75 mol / L desse ácido, supondo um grau de dissociação (a) igual a 85 % do ácido?
14 1.4. Diluiç ão e Mist uras de Soluç ões 1) Diluição: diluir uma solução consiste em adicionar solvente, sem modificar a quantidade de soluto. + V água Solução inicial Solução final m 1, V, C + V água m 1, V, C Ä Ä m 1 = C.V m 1 = C. V Como a massa do soluto é a mesma, conclui-se que: C. V = C. V De modo semelhante, pode ser demonstrado que: M. V = M. V t. m = t. m Na Concentração de uma solução o solvente é removido por evaporação, mantendo constante a quantidade de soluto. As expressões são as mesmas da Diluição. A diferença ocorre no volume final: Diluição: V > V ; V = V + V água Concentração: V < V ; V = V - V água 2) Mistura (mesmo soluto): na mistura de soluções do mesmo soluto não há reação entre as soluções misturas.
15 (1) (2) (3) + Solução 1 + Solução 2 = Solução final m 1, V, C m 1, V, C m 1, V, C Ä Ä Ä m 1 = C.V m 1 = C.V m 1 = C.V A massa de soluto na solução final é a soma das massas nas soluções 1 e 2, portanto: m 1 + m 1 = m 1 logo: C.V + C.V = C.V De modo semelhante pode ser demonstrado que: M. V + M. V = M. V t. m + t. m = t. m A relação anterior pode ser aplicada para uma mistura de qualquer número de soluções. Generalizando: C x. V x = S C. V M x. V x = S M. V t x. m x = S t. m
16 3) Mistura (solutos diferentes): neste caso ocorre reação entre os constituíntes. ex.: solução de HCl misturada com solução de NaOH. Neste caso, para que a reação seja completa entre os solutos os volumes misturados devem obedecer à relação estequiométrica corresponde à reação. HCl + NaOH NaCl + H 2 O 1 mol 1 mol 1 mol 1 mol Portanto, no ponto final dessa reação: n ácido = n base à M a. V a = M b. V b ex.: solução de H 3 PO 4 misturada com solução de NaOH. H 3 PO 4 + 3 NaOH Na 3 PO 4 + 3 H 2 O 1 mol 3 mols 1 mol 3 mols No ponto final dessa reação: n base = 3 n ácido à M b. V b = 3 M a. V a ex.: solução de H 2 SO 4 misturada com solução de KOH. H 2 SO 4 + 2 KOH K 2 SO 4 + 2 H 2 O 1 mol 2 mols 1 mol 2 mols No ponto final dessa reação: n base = 2 n ácido à M b. V b = 2 M a. V a O principio acima descrito consiste de um método volumétrico de determinação da concentração de bases através do volume gasto de ácido, de molaridade conhecida e vice-versa. Este processo é denominado Titulação ou Padronização. O ponto final das reações de neutralização pode ser visualizado através da adição de indicadores ácido-base (fenolftaleína, tornassol, azul de bromo timol,...) Este principio não é válido somente para reações ácido-base, mas para qualquer tipo de reação, desde que se conheça a equação química correspondente e seu respectivo ajuste (coeficientes).
17 A figura ao lado mostra como pode ser determinada a concentração de uma solução usando-se a sua reação com outra, de molaridade conhecida. Na bureta coloca-se a solução de concentração conhecida, a qual é adicionada a uma alíquota (porção) de solução de concentração a determinar (em geral 25 ml). No ponto final da reação o indicar muda de coloração e pelo volume gasto na bureta podemos estabelecer as quantidades, em mols, que reagiram entre sí, através das expressões acima mencionadas. 1.5. Ex erc íc ios 1.5.1. Propriedades dos líquidos. 1) Em função das forças interativas moleculares como se pode explicar: 1.1. a elevada tensão superficial da água. 1.2. a dilatação anormal (anômala) do gelo. 2) Como toda a criança, você, provavelmente, já deve ter enchido um copo acima da sua borda. Como se explica o fato do mesmo não transbordar? 3) A acetona (CH 3 COCH 3 ) é um líquido muito mais volátil do que a água, fato esse comprovado pelo seu ponto de ebulição ser bastante inferior (53,6 o C). Como esse fenômeno pode ser explicado? 4) Porque a água quente evapora mais rapidamente do que a água fria? 5) A miscibilidade (solubilidade) do etanol (CH 3 CH 2 OH) é infinita, em água. A solubilidade é decorrente de forças atrativas entre as moléculas das substâncias envolvidas. Nesse caso qual é o tipo de força atrativa? 6) Valendo-se de qualquer bibliografia de Química Geral, investigue a respeito do diagrama de fases da água pura bem como do significado do ponto triplo da água.
18 7) A solubilidade de gases em líquidos não mostra o mesmo comportamento do que a dos sólidos. Varia diretamente com a pressão (Lei de Henry) e inversamente com a temperatura. Em função disso explique porque os peixes procuram os lugares mais profundos e sombrios durante as tardes de verâo? 8) O que ocasiona a descompressão em mergulhadores? 1.5.2. Preparação de soluções 1) Na preparação de uma solução, quando é que um soluto pode ser considerado um padrão primário? 2) Enumere algumas características de um padrão secundário, citando, pelo menos, 5 exemplos de solutos que mostrem essas características? 3) Porque as soluções, mesmo as de padrões secundários, devem ser preparadas em balões volumétricos e não em bequer graduado? 4) Investigue a respeito de duas soluções que devem ser obrigatoriamente conservadas em frasco escuro, ao abrigo da luz, justificando tal procedimento em cada caso. 5) Qual a diferença entre uma pipeta graduada e uma pipeta volumétrica, ambas de mesma capacidade? 1.5.3. Concentração das soluções 1) Procure estabelecer o significado para as expressões de concentração encontradas em algumas soluções de nosso cotidiano: œ Soro fisiológico : NaCl a 0,9 % œ Água oxigenada a 10 volumes œ Graduação alcoólica do conhaque 38 0 GL. 2) Sabendo-se que a solubilidade do NaCl, a 100 o C é de 39,0 g/100 g de água e, a 20 o C é de 36,0 g/100 g de água, calcule qual a massa de água necessária para dissolver 780 g de NaCl à 100 o C e qual é a massa de NaCl que permanecerá dissolvida quando essa solução for resfriada até 20 o C? Resposta: m água = 2000 g ; m NaCl = 720,0 g 3) A fração molar do ácido sulfúrico é 0,10, numa solução aquosa. Qual a Concentração em massa (Título) da mesma? Resposta: 37,6 %
19 4) O álcool hidratado usado como combustível apresenta em média cerca de 3,7 % em massa de água dissolvida no álcool. Qual o valor da fração molar do soluto nessa solução? Resposta: 0,089 5) O ácido sulfúrico para acumuladores (baterias) de automóveis tem 32 % em massa de ácido; o resto é água. A massa específica dessa solução é 1,2 g/ml. Qual a Molaridade de ácido sulfúrico na solução? Resposta: 4,0 mol/l 6) Formalina é uma solução para preservação usada em biologia. Ela contém 40 cm 3 de formaldeído (H-CHO), massa específica 0,82 g/cm 3, por 100 gramas de água. Qual a Molalidade dessa solução? Resposta: 10,93 mol/kg de água 7) A graduação alcoólica do whiskey bourbon (destilado de malte e milho), produzido, principalmente, nos estados do Tenessee e Kentucky (USA), corresponde ao dobro da porcentagem em volume de álcool (C 2 H 5 OH). Para uma graduação 120 do whiskey bourbon, qual a molalidade do álcool etílico? (massa específica do etanol = 0,80 g/ml) Resposta: 26,08 mol/kg 8) Qual a massa de cloreto de cálcio (CaCl 2 ) que deve ser dissolvida em 400 gramas de água para produzir uma solução de título 20%? Resposta: 100 g 9) O bactericida permanganato de potássio, KmnO 4, pode ser usado em água dissolvido na proporção em massa de 1 : 40.000. Que volume de água será necessário dissolver 1 comprimido de 0,1 gramas de permanganato para produzir a solução acima? Resposta: 4 l de água 10) Em média, as cervejas apresentam teor alcoólico (etanol) de 4% (4 0 GL). Qual o volume, em litros, de etanol, existente num tonel de 10.000 L de cerveja? Resposta: 400 ml 11) Uma solução cuja densidade é 1,15 g/ml foi preparada dissolvendo-se 160 g de NaOH em 760 ml de água. Determine a massa e o volume da solução obtida. Respostas: m = 920 gramas ; V = 0,8 L 12) Segundo os padrões modernos de controle ambiental, uma água natural de superfície não pode conter mais de 0,78 mg de cromo por litro. Qual a concentração limite para o cromo em mol/l? Resposta: 1,5. 10-5 mol/l
20 13) O rótulo de uma solução de ácido clorídrico comercial indica HCl 37,4 % em peso e massa específica 1,18 g/ml. Qual a molaridade do HCl nessa solução? Resposta: 12 mol/l 14) Um ml de solução 1,0 M de ácido clorídrico equivale a 20 gotas. Qual o número de mols de HCl presentes em 1,0 gota? Resposta: 5,0. 10-5 mol 15) Certa massa de sulfato férrico foi dissolvida para perfazer 1,0 litro de solução. O número total de partículas dispersas na solução, considerando o soluto totalmente dissociado, foi igual a 6,02. 10 22 (0,1 N 0 ). Qual a Molaridade da solução em função do Fe 2 (SO 4 ) 3? Resposta: 2,0. 10-2 mol/l 16) A solução aquosa de cloreto de sódio, vendida no comércio e usada como colírio ou para limpar lentes de contato, apresenta Título igual a 0,9 %. Qual a massa de NaCl contida em 1,0 litro dessa solução? Resposta: 9,0 gramas 17) Um analgésico em gotas deve ser ministrado em quantidade de 3 mg por quilograma de massa corporal, não podendo, entretanto, exceder a 200 mg por dose. Sabendo-se que cada gota contém cerca de 5 mg do analgésico, quantas gotas deverão ser ministradas a um paciente de 70 quilogramas? Resposta: 40 gotas 18) O rótulo de uma água mineral distribuída para o consumo informa que ela contém principalmente 696,35 mg de bicarbonato de sódio (NaHCO 3 ), além de outros componentes. Qual a concentração do bicarbonato de sódio, expressa em mol/litro dessa água mineral? Resposta: 0,008 mol/l 19) Uma solução de Cr 2 (SO 4 ) 3, apresenta uma concentração de 0,2 mol/l. Supondo o sal totalmente dissociado, qual a molaridade em relação aos íons presentes? Respostas: Cromo = 0,4 mol/l ; Sulfato = 0,6 mol/l 20) A água potável pode ter no máximo 1,0 ppm de chumbo. Qual a maior massa de chumbo que pode existir em 0,50 L de água potável? Resposta: 5,0. 10-4 gramas