Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
Curso Anual de Química
Físico-Química
Volume 01
Prof. Alexandre Oliveira
Assunto
Página
Módulo 01 – Estudo das Soluções
03
Módulo 02 – Unidades de Concentração das Soluções
49
Módulo 03 – Diluição de Soluções e Misturas de Soluções
63
Módulo 04 – Propriedades Coligativas das Soluções
77
Módulo 05 – Termoquímica
115
Módulo 06 – Termodinâmica
155
Módulo 07 – Cinética Química – O Estudo das Velocidades
das Reações
175
www.portalepisteme.com.br
www.cursoanualdequimica.com
1
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
2
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
MÓDULO 01
ESTUDO DAS SOLUÇÕES
1) DISPERSÃO
Dispersão é todo sistema no qual uma ou mais substâncias estão disseminadas (difundidas) sob a
forma de pequenas partículas, em outra substância, de maneira uniforme e em toda a sua extensão.
OBSERVAÇÕES:
A substância que está disseminada constitui o disperso e a substância que dissolve o disperso é
chamada dispersante ou dispergente.
Exemplo: Adição de sacarose (C12H22O11) em água.
Disperso: Sacarose
Dispersante: Água
As dispersões são classificadas, genericamente de acordo com o tamanho médio das partículas
dispersas em: soluções verdadeiras (soluções), dispersões coloidais e suspensões.
Tipo de Dispersão
Solução verdadeira
Dispersão coloidal
Suspensão
Tamanho Médio das
Partículas dispersas
em mm
< 1 nm
1 nm a 1000 nm
> 1000 nm
OBSERVAÇÕES:
1 nm = 1 nanômetro
1 nm = 10–9 m
1 Ǻ (Angström) = 10–10m
1 nm = 10 Ǻ
1.1) Principais características das dispersões
PRINCIPAIS CARACTERÍSTICAS DAS DISPERSÕES
Tipos de dispersões
Soluções verdadeiras
Dispersões coloidais
Suspensões
Exemplos
Características
Quanto ao tamanho
médio
das partículas
dispersas
ácidos, bases e sais
dissolvidos em água
tintas, geléias, gelatinas
e maioneses
água barrenta, pó de
café em água
até 1 nm
de 1 a 1000 nm
acima de 1000 nm
íons ou moléculas
aglomerados, de íons
ou moléculas, ou ainda
íons ou moléculas
gigantes
aglomerados de íons
ou moléculas
heterogêneas (as
partículas são visíveis
em ultramicroscópio)
heterogêneas (as
partículas são visíveis
em microscópio
comum)
sedimentam (com a
utilização de
ultracentrífugas)
sedimentam
(espontaneamente ou
através de centrífugas
Quanto à natureza das
partículas dispersas
Quanto à
homogeneidade
Quanto à sedimentação
das partículas
dispersas
homogêneas (as
partículas não são
visíveis em nenhum
aparelho de
observação)
não sedimentam
(mesmo nas
ultracentrífugas)
3
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
comuns)
Quanto à separação
por
Filtração
não se separam (em
nenhum tipo de filtro)
separam-se (com a
utilização de ultrafiltros)
separam-se (com a
utilização de filtros
comuns)
OBSERVAÇÕES:
Dos três tipos de dispersão, somente a solução é um sistema monofásico (sistema homogêneo),
sendo, por isso, na prática, a mais importante das dispersões.
2) CRITÉRIOS DE CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES
Soluções são misturas homogêneas de dois ou mais componentes.
Nas soluções, a substância dispersa chama-se soluto e o dispersante, solvente.
7.1) Identificação do soluto e do solvente
Algumas soluções apresentam dificuldades para se identificar o soluto e o solvente. Para facilitar
a identificação, use as seguintes regras:
I) Quando um dos componentes da solução for a água, ela será considerada o solvente, pois a
água é denominada de solvente universal.
II) Quando o soluto e o solvente estiverem no mesmo estado físico, o solvente é o que possui
maior quantidade de matéria.
III) Na mistura de sólidos ou gases em líquido, o líquido é o solvente.
7.2 Classificação das soluções
I) Quanto ao estado físico (fase de agregação) da solução:
Soluções sólidas: Ex.: ligas metálicas
Soluções líquidas: Ex.: sal em água
Soluções gasosas: Ex.: ar atmosférico.
II) Quanto ao estado de agregação do soluto e do solvente:
Soluto
*sólido
*sólido
sólido
líquido
*líquido
líquido
gás
*gás
*gás
* soluções mais importantes
Solvente
Exemplo
sólido
líquido
gás
sólido
líquido
gás
sólido
líquido
gás
liga metálica de Ag e Au
açúcar em água.
naftalina no ar
mercúrio + ouro
água em álcool
umidade do ar
hidrogênio + platina em pó
gás carbônico em bebidas
ar atmosférico
4
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
OBSERVAÇÕES:
É o solvente que condiciona o estado de agregação de uma solução.
III) Quanto à natureza das partículas dispersas.
Soluções moleculares ou não-eletrolíticas: as partículas dispersas são somente moléculas, logo não
conduzem corrente elétrica.
Ex.: Sacarose em água.
2O
C12 H22 O11( s) H

C12 H22 O11( aq)
(DISSOLUÇÃO)
Soluções iônicas ou eletrolíticas: as partículas dispersas são íons e moléculas ou somente íons, logo
conduzem corrente elétrica.
Ex.: Soluções aquosas de ácidos, bases e sais.
OBSERVAÇÕES:
Ionização: É a formação de íons que ocorre quando um composto covalente é colocado em
contado com um solvente polar.
HC ( g)  H2 O ( ) 
 H3 O (aq)  C ( aq)
(Ácidos sofrem ionização)
Dissociação iônica: é a separação dos íons positivos e negativos do retículo cristalino de um
composto iônico provocado pela ação de um solvente polar.
2O
NaC ( s) H

Na (aq )  C ( aq )
2O
NaOH( s) H

Na (aq )  OH (aq )
(Sais e bases sofrem dissociação iônica)
Muitas soluções apresentam ao mesmo tempo moléculas e íons dispersos; por exemplo, numa
solução aquosa de ácido acético (ácido fraco), existem muitas moléculas do ácido, não-ionizadas
(CH3COOH) e poucos íons (CH3COO– e H+).
IV)Quanto à proporção do soluto do solvente.
Solução diluída: Quando a proporção do soluto é pequena em relação à do solvente.
Ex.: 1,0 g de NaCl em 1 litro de água.
Solução concentrada: Quando a proporção do soluto é grande em relação à do solvente.
Ex.: 300 g de NaCl em 1 litro de água.
OBSERVAÇÃO:
Um parâmetro para se diferenciar uma solução diluída de uma concentrada é o seguinte:
 Solução diluída: É a que possui no máximo 0,1 mol de soluto por litro de solução. Para o NaCl(s)
(58,5 g/mol) uma solução com até 5,85 g de NaCl(s) para cada litro de solução é considerada diluída.
 Solução concentrada: É a que possui mais que 0,1 mol de soluto por litro de solução. Para o NaCl(s)
uma solução com mais de 5,85 g de NaCl(s) para cada litro de solução é considerada concentrada.
3) COEFICIENTE DE SOLUBILIDADE (Cs)
O coeficiente de solubilidade indica a quantidade máxima de uma substância que, em
determinadas condições de temperatura e pressão, pode dissolver-se em uma quantidade fixa de
5
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
solvente.
OBSERVAÇÕES:
1. A capacidade de uma substância se dissolver em outra é chamada solubilidade.
2. Geralmente o solvente utilizado é a água e a quantidade fixa é de 100g de H2O.
Ex. 1:
Cs(KNO3) = 13,9 g KNO3/ 100g H2O (0ºC)
Cs(KNO3) = 45,8 g KNO3/ 100g H2O (30ºC)
Cs(KNO3) = 245,0 g KNO3/ 100g H2O (100ºC)
Ex. 2:
Cs(Ca(OH)2) = 185.10-3g Ca(OH)2 / 100g H2O (0oC)
Cs(Ca(OH)2) = 106.10-3g Ca(OH)2 / 100g H2O (70oC)
3.1) Gráfico de solubilidade
O gráfico de solubilidade mostra a variação do coeficiente de solubilidade (Cs) de uma ou mais
substâncias em função da temperatura.
Gráfico de solubilidade de
algumas substâncias
OBSERVAÇÕES:
1. Em geral, a solubilidade dos sólidos aumenta com a temperatura (curvas ascendentes), mas existem
algumas substâncias que diminuem a sua solubilidade com o aumento de temperatura (curvas
descendentes).
2. Dissolução endotérmica: O soluto se dissolve absorvendo calor do solvente.
 O aumento da temperatura favorece a dissolução do soluto.
 A solubilidade geralmente aumenta com o aumento da temperatura (curvas ascendentes).
 A solução como um todo fica fria numa dissolução endotérmica.
3. Dissolução exotérmica: O soluto se dissolve liberando calor para o solvente.
 O aumento da temperatura desfavorece a dissolução do soluto.
 A solubilidade geralmente diminui com o aumento da temperatura (curvas descendentes).
 A solução como um todo fica quente numa dissolução exotérmica.
4. Quando a curva de solubilidade apresenta pontos de inflexão, significa que o soluto forma hidratos
definidos, e esses pontos de inflexão correspondem à temperatura de dissociação de sais
hidratados.
6
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
Curva de solubilidade do sulfato de sódio
Curva de Solubilidade do cloreto de cálcio
5. As soluções, além de serem classificadas quanto à fase de agregação da solução, quanto à fase de
agregação do soluto e do solvente, quanto à natureza das partículas dispersas e quanto à proporção
entre soluto e solvente, podem ser classificadas quanto ao coeficiente de solubilidade em:
I) Soluções não-saturadas (insaturadas): são aquelas onde a quantidade de soluto dissolvido (m1)
não atinge o coeficiente de solubilidade (Cs) . (m1 < Cs).
Ex.:
Cs(KNO3) = 45,8 g de KNO3/ 100g H2O (30ºC)
Dissolver 40 g de KNO3 em 100g H2O a 30ºC
II) Soluções saturadas: São aquelas onde a quantidade de soluto dissolvida (m1) é igual ao coeficiente
de solubilidade (Cs) . (m1 = Cs).
Ex.: Dissolver 45,8 g de KNO3 em 100g de H2O a 30ºC
OBSERVAÇÕES:
Em soluções saturadas com precipitado (corpo de chão) ocorre um equilíbrio dinâmico entre o
corpo de chão e a solução saturada, ou seja, a velocidade com que o sólido se dissolve é igual à
velocidade com que o sólido se precipita no fundo do recipiente.
Ex.: Dissolver 50 g de KNO3 em 100g de água a 30ºC.
(Não esqueça que o Cs KNO3 = 45,8 g KNO3 em 100g H2O a 30ºC)
7
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
Existe um equilíbrio dinâmico entre o corpo
de chão e a massa dissolvida.
III) Soluções supersaturadas: são aquelas em que a quantidade de soluto dissolvida (m1) é superior ao
coeficiente de solubilidade (Cs) . (m1 > Cs). É uma solução instável, podendo por qualquer
perturbação do sistema se tornar uma solução saturada com precipitado.
OBSERVAÇÕES:
Como se prepara uma solução supersaturada?
Podemos, por exemplo, pegar uma solução saturada de KNO3 a 30ºC e resfriá-la sob condições
especiais a 20ºC e obteremos uma solução supersaturada de KNO3.
Cs(KNO3) = 45,8 g KNO3 / 100g H2O (30ºC)
Cs(KNO3) = 31,6 g KNO3 / 100g H2O (20º)
Observe atentamente o esquema a seguir:
A SOLUÇÃO SUPERSATURADA É INSTÁVEL
8
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
Para preparar uma solução supersaturada usando uma substância de dissolução exotérmica
devemos preparar uma solução saturada e em seguida aquecê-la em condições especiais.
Observe o seguinte exemplo:
Dissolução exotérmica:
Cs(x) = 50g de X/100g H2O (20°C)
Cs(x) = 40g de X/100g H2O (30°C)
Observe o esquema a seguir:
4) CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES QUANTO AO COEFICIENTE DE SOLUBILIDADE EM UM
GRÁFICO DE SOLUBILIDADE
Dado o gráfico de solubilidade de uma substância hipotética.
O ponto A representa uma solução não-saturada (insaturada), pois nesse ponto existem 40 g de
X dissolvidos em 100g de água na temperatura t3, portanto a massa de soluto dissolvido é menor que o
Cs de X nessa temperatura, que é 100g de X/100g H2O (m1 < Cs).
O ponto B representa uma solução saturada, pois nesse ponto existem 60g de X dissolvidos em
100g de H2O na temperatura t2, portanto a massa de soluto dissolvido é igual ao Cs de X nessa
temperatura, que é 60g de X/100g H2O (m1 = Cs).
O ponto C representa uma solução supersaturada, pois nesse ponto existem 50g de X
dissolvidos em 100g de H2O na temperatura t1, portanto a massa de soluto dissolvido é maior que Cs
de X nessa temperatura, que é 20g de X/100g H2O (m1 > Cs).
CONCLUSÕES
I) Qualquer ponto em uma região acima da curva de solubilidade indica que a solução é
supersaturada.
II) Qualquer ponto coincidente com a curva de solubilidade indica que a solução é saturada.
III) Qualquer ponto em uma região abaixo da curva de solubilidade indica que a solução é insaturada.
9
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
OBSERVAÇÕES:
1. Um solvente pode estar saturado de um soluto e ainda conseguir dissolver outro soluto.
Ex.: A água saturada de NaCl ainda é capaz de dissolver uma certa quantidade de
açúcar.
2. Nem sempre se observa a correspondência entre solução diluída e solução insaturada. Observe o
exemplo a seguir:
 Uma solução com 2g de CaSO4 em 1 litro de água é considerada diluída, mas já está saturada,
pois o coeficiente de solubilidade do CaSO4 é muito baixo. Cs(CaSO4) = 2g CaSO4/1L H2O.
3. Nem sempre se observa a correspondência entre solução concentrada e solução saturada.
Observe o exemplo:
 Uma solução de AgNO3 com 1200g de AgNO3 em 1 litro de água é considerada concentrada, mas
ainda é uma solução insaturada, pois o Cs do AgNO3 é muito alto. Cs(AgNO3) = 1220g AgNO3 /
1L H2O.
5) FORMAÇÃO DE SOLUÇÕES
Uma solução é uma mistura homogênea na qual todas as partículas são muito pequenas,
tipicamente da ordem de átomos, íons e pequenas moléculas, com diâmetros variando entre 0,05 e 0,25
nm. Quando as partículas são maiores, as misturas possuem propriedades específicas de dispersões
coloidais e suspensões.
5.1) UMA TENDÊNCIA A FAVOR DA ALEATORIEDADE, UMA FORÇA MOTRIZ POR TRÁS
DA FORMAÇÃO DE SOLUÇÕES
Para compreender o efeito de um soluto e um solvente na solubilidade, precisamos de um estudo
detalhado do processo pelo qual as soluções se formam. Começaremos examinando mais
detalhadamente como os gases se misturam ou se dissolvem espontaneamente.
Imagine um recipiente contendo dois gases separados por um painel removível (veja Fig. 1a).
Quando o painel é removido (Fig.1b), o processo de mistura se inicia espontaneamente devido ao
movimento aleatório das moléculas. Dessa forma, os gases se misturam sem interferência externa.
Uma vez que tenham formado uma solução homogênea, suas moléculas jamais irão se separar
espontaneamente e constituir seu estado original. Dizemos "jamais" porque o retorno ao estado original,
não misturado, é estatisticamente muito pouco provável.
Homogêneo significa "igual em todo lugar".
A mistura espontânea dos gases ilustra uma das tendências naturais a mudanças mais fortes da
natureza, a tendência de um sistema, abandonado a si mesmo, de tornar-se cada vez mais
desordenado. No instante anterior ao que o painel é removido (Fig. 1), temos dois gases no mesmo
recipiente, mas eles estão separados em lados opostos. Isto representa uma ordem considerável, como
uma fileira de meninos e outra de meninas no início de uma quadrilha caipira. Devido ao movimento
natural das moléculas, a manutenção do estado ordenado se torna altamente improvável assim que o
painel é retirado. É como se os meninos e meninas começassem a dançar a quadrilha, se misturando.
Fi g. 1 Mistura de gases. Quando dois gases, inicialmente em compartimentos separados (a), repentinamente
se encontram no mesmo recipiente (b), eles se misturam espontaneamente.
10
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
5.2) ATRAÇÕES ENTRE SOLUTO E SOLVENTE - OUTRA TENDÊNCIA NATURAL CAUSADORA
DA FORMAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO
O único fator que precisamos saber para compreender a formação de soluções gasosas é a
tendência da natureza para desordem. Outro possível fator, as forças atrativas entre partículas, é
desprezível, pois tais forças são muito fracas nos gases.
Entretanto, as forças atrativas são muito importantes para a formação de soluções líquidas, pois
tais forças mantêm as partículas do solvente e do soluto unidas (veja Fig. 2), agindo contra a
formação da mistura. íons e moléculas polares também precisam se separar para que ocorra a mistura e
se forme uma solução. Assim, o preparo de uma solução não-gasosa depende não somente da
tendência à desordem, mas também das forças atrativas intermoleculares do solvente e do soluto.
Fig. 2 Cargas opostas se atraem. (a) Força interiônica de atração. (b) Força intermolecular de atração.
5. 3) SO LUÇÕ ES DE LÍ Q UI DO S EM LÍQUIDOS
Se misturarmos álcool etílico (o álcool presente nas bebidas) e água, em qualquer proporção, eles
se misturam completamente; dizemos que os dois são completamente miscíveis. O benzeno, C6H6, por
sua vez, é um líquido virtualmente insolúvel em água; os dois são não-miscíveis. Para compreender este
comportamento diferenciado, vamos observar atentamente o que ocorre em cada caso, quando os líquidos
são combinados. Sabemos que as moléculas do soluto e do solvente precisam ser separadas para que
haja uma mistura e seja formada uma solução.
O álcool etílico possui uma estrutura molecular que inclui um grupo polar O — H, então suas
moléculas podem formar ligações com as moléculas de água, que também possuem grupos O—H
(veja Fig. 3). Assim, as moléculas de água podem atrair as moléculas de álcool com a mesma
intensidade que atraem suas próprias moléculas e as forças que precisam ser vencidas para separar as
moléculas de água são compensadas pela atração pelas moléculas de álcool. As moléculas de álcool
conseguem, assim, se colocar entre as moléculas de água para formar a solução (a movimentação das
moléculas ocorre de forma bilateral, com as moléculas de álcool se deslocando na direção das moléculas de água e vice-versa) e os líquidos se misturam. Como as forças de atração são facilmente
acomodadas neste sistema, a tendência natural à desordem se manifesta livremente.
11
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
Fig. 3 Ligações de pontes de hidrogênio em soluções aquosas de álcool etílico. As moléculas de álcool etílico
fazem ligações de ponte de hidrogênio (...) com as moléculas de água.
Uma situação completamente diferente ocorre se tentarmos dissolver benzeno em água. Em
condições normais de temperatura e pressão, os dois líquidos não se misturam. As moléculas de
benzeno não possuem grupos O-H e são portanto não-polares. Entre elas existem forças de atração de
London relativamente fracas. As moléculas de benzeno não são atraídas fortemente pelas moléculas de
água. Para acomodar as moléculas de benzeno em uma solução, as moléculas de água teriam que se
separar para dar espaço às moléculas de benzeno. Isso só seria possível se as forças de atração
intermoleculares da água pudessem ser compensadas pelas forças de atração das moléculas de
benzeno, o que não acontece. Como resultado, a tendência natural à de sordem é sobrepujada
pelas forças de atração.
É relativamente simples concluir que não seria possível uma solução de benzeno e água. Suponha
que tentemos dispersar as moléculas de água no benzeno. Conforme elas se deslocassem,
ocasionalmente se encontrariam e, como a atração entre as moléculas de água é muito maior do que a
atração das moléculas de benzeno, elas se ligariam novamente por ligações de hidrogênio Isto continuaria
a ocorrer até que toda a água estivesse novamente em uma fase separada do benzeno. Dessa forma, uma
solução de água e benzeno não é estável e não se forma espontaneamente.
Embora o benzeno não possa se dissolver na água, ele se dissolve muito bem em líquidos nãopolares, como o tetracloreto de carbono, CCI4. As forças de atração entre as moléculas do CCI4 são tão
fracas quanto as das moléculas do benzeno. Assim, a moléculas do benzeno podem facilmente se
separar e se misturar com as moléculas do tetracloreto de carbono. A tendência natural à desordem
sobrepõe com facilidade a pequena resistência e a solução pode se formar.
Em resumo, podemos observar que quando as intensidade das atrações intermoleculares são
semelhantes no soluto e no solvente, a solução pode se formar - como podemos observa nas soluções
de álcool e água e de benzeno e tetracloreto de carbono. Esta é a origem de um método prático utilizado
pelos químicos, a regra "o semelhante dissolve o semelhante": quando soluto e solvente possuem
moléculas "semelhantes" em polaridade eles tendem a formar uma solução; quando suas molécula
possuem polaridades diferentes, não serão formadas soluções de concentração considerável. Esta regra
tem ajudado os cientista a utilizar a composição química e a estrutura molecular para predizer o
comportamento de duas substâncias ao se dissolverem.
5.4) SOLUÇÕES DE SÓLIDOS EM LÍQUIDOS
Ao tratarmos de soluções de sólidos em líquidos os princípios permanecem os mesmos. Vamos
observar primeiro o que acontece quando o cloreto de sódio, um sal cristalino, se dissolve na água.
A Fig. 4 mostra uma seção de um cristal de NaCI em contato com a água. Os dipolos das moléculas
de água se orientar de modo que os extremos negativos apontam para os íons Na+ os extremos positivos
apontam para os íons Cl–. Em outras palavras, ocorrem atrações íon-dipolo que tendem a retirar os íon
do cristal. Nas bordas e quinas do cristal os íons possuem menos ligações e por isso são mais facilmente
"destacados" que os da superfície do cristal. Conforme as moléculas de água vão retirando estes íons,
novos são expostos e o processo continua, dissolvendo o cristal.
Moléculas de água colidem em toda superfície do cristal, mas colisões bem-sucedidas aquelas que
destacam íons - ocorrem preferivelmente nas quinas e bordas.
Quando se tornam livres, os íons são completamente "cercados" por moléculas de água (veja a Fig.
4). Este fenômeno chamado de hidratação de íons. O termo geral para o fenômeno das moléculas do
12
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
solvente cercarem a molécula do soluto dissolução, assim a hidratação é somente um caso especial
de dissolução. Os compostos iônicos se dissolvem na água quando as forças de atração entre os dipolos
da H2O e os íons são maiores que as forças de atração entre os íons do cristal.
Estamos claramente no limite entre mudanças químicas e físicas quando colocamos a ligação de
moléculas de água no sódio ou íons de cloro no universo das mudanças físicas.
Fig. 4 Hidratação de íons. A
hidratação é um redirecionamento
complexo das forças de atração
e repulsão. Antes desta solução
se formar, as moléculas de água
são atraídas entre si e os íons
Na+ e Cl– ficam isolados no cristal
e também se atraem. Na solução,
os íons se ligam a moléculas de
água através de cargas
opostas;
além
disso,
as
moléculas de água são mais
atraídas pelos íons que por outras
moléculas de água.
Eventos semelhantes explicam por que os sólidos compostos de moléculas polares, como o açúcar,
se dissolvem em água (Fig. 5). As atrações entre o solvente e os dipolos do soluto ajudam a destacar as
moléculas do cristal e trazê-las para a solução. Podemos utilizar a regra "igual dissolve igual"; um soluto
polar se dissolve em um solvente polar.
Do mesmo modo podemos explicar por que sólidos não-polares como a cera são solúveis em
solventes não-polares como o benzeno. A cera é uma mistura sólida de longas cadeias de hidrocarbonetos. Suas moléculas estão ligadas por fracas forças de London, e dessa forma são
facilmente desagregadas, embora as ligações entre as moléculas do soluto (cera) e do solvente (benzeno) resultantes também sejam fracas.
Quando as forças de atração intermoleculares do soluto e do solvente são suficientemente
diferentes, toma-se impossível a formação de uma solução. Por exemplo, sólidos iônicos ou moléculas
sólidas de alta polaridade (como o açúcar) são insolúveis em solventes não-polares como o benzeno, a
gasolina ou o querosene. As moléculas destes solventes, todos hidrocarbonetos, são incapazes de
atrair íons ou moléculas com alta polaridade com força suficiente para sobrepujar as forças de atração
que eles possuem entre si em seus cristais. A tendência natural é, dessa forma, superada pelas forças
intermoleculares ou interiônicas.
13
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
Fig. 5 Hidratação de uma molécula
polar. Uma molécula polar de um composto
pode "substituir" as forças de atração que
ela experimenta por outras de suas
moléculas pelas forças de atração de
moléculas de água em uma solução aquosa.
6) CALORES DE SOLUÇÃO
Como as forças de atração intermoleculares são muito importantes quando estão envolvidos
líquidos e sólidos, a formação de uma solução está inevitavelmente associada com a energia ou com
as trocas de entalpia. A troca de entalpia entre o sistema e o meio, quando um mol de soluto se
dissolve no solvente, a uma pressão constante, para formar uma solução diluída é chamada de
entalpia molar da solução , ou somente calor da solução, Hsol.
Há um gasto de energia para separar as partículas do soluto e do solvente - o processo é
e n d o t é r m i c o - e fazer com que elas se misturem. Esta mudança irá aumentar a energia potencial
do sistema (porque elementos que naturalmente se atraem são separados), mas uma vez que as
partículas são agregadas novamente para formar a s o lu çã o, as forças de atração entre as partículas
do soluto e do solvente levam a uma dim inuição na energia potencial do sistema - uma mudança
exot érm ica. O calor da solução, Hsol, é simplesmente a resultante destas duas contribuições
opostas de entalpia. Para examinarmos mais detalhadamente, vamos observar as mudanças que
ocorrem na energia potencial quando um sólido se dissolve em um líquido.
6.1) ENERGIAS DA REDE E ENERGIAS DE DISSOLUÇÃO
A entalpia é uma f unção do est ado. Assim, a magnitude de uma mudança na entalpia,
como Hsol, não depende de como o sistema passa de um estado para outro. Podemos traçar
qualquer caminho que queiramos para o pr o c es s o de formação da solução, contanto que passemos
do mesmo estado inicial - amostras separadas de soluto e solvente - para o mesmo estado final, a
solução.
Para utilizarmos os dados de energia disponíveis, vamos traçar um procedimento hipotético, com
duas etapas, e utilizar um diagrama de entalpia (veja Fig. 6). As duas etapas do processo irão partir
do soluto sólido e do solvente líquido e produzirão a solução final, mas você irá observar que estes
passos não representam o modo como a solução é obtida em laboratório. Imaginemos, no primeiro
passo, que o sólido é vaporizado. No segundo passo, imagine que as partículas do soluto gasoso
penetram no solvente e se misturam. Como já dissemos, imaginamos este processo em particular para
que possamos utilizar dados experimentais, e só podemos fazer isso porque o calor da solução é uma
função do estado.
14
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
Fig. 6 Diagrama de entalpia
para dissolução de um sólido
em líquido. No mundo real a
solução é formada diretamente
como indica a seta cinza. Podemos
analisar a mudança de energia
imaginando
duas
etapas
separadas, pois as mudanças de
entalpia são funções do estado e
independentes do caminho. A
mudança de energia ao longo do
caminho direto é a soma algébrica
dos Passos 1 e 2.
H é positivo para urna mudança endotérmica, e por isso a seta para o Passo 1 na Fig. 6 aponta
para cima, o sentido positiv o .
Como podemos observar na Fig. 6, o primeiro passo é endotérmico e aumenta a energia
potencial do sistema. As partículas do sólido se atraem, por isso precisamos de energia para separálas, a energia da rede. Ao receber a energia necessária da rede, o sólido é convertido para o estado
gasoso.
No segundo passo, as partículas do soluto gasoso entram no solvente e se misturam. A energia
potencial do sistema diminui, pois as partículas de solvente e soluto se atraem. Este passo é, então,
exotérmico e sua energia é chamada de energia de dissolução, o termo geral. O termo específico
energia de hidratação é utilizado para as soluções aquosas.
A magnitude do Hsol, depende de alguma forma da concentração final da solução.
O calor de solução, a mudança resultante da energia, é a diferença entre a energia necessária
para o Passo 1 e a energia liberada no Passo 2. Quando a energia necessária para o Passo 1 excede a
energia liberada no Passo 2, a solução se forma endotermicamente, mas quando a energia liberada no
Passo 2 excede a energia necessária para o Passo 1, a solução se forma exotermicamente.
Podemos comprovar esta análise comparando os calores de solução experimentais de alguns
sais na água com aqueles calculados a partir das energias da rede e de hidratação (Tabela 1). Os
cálculos são descritos nas Figuras 7 e 8, utilizando diagramas de entalpia para a formação de soluções
aquosas de dois sais, KI e NaBr.
A correspondência entre os valores experimentais e os calculados na Tabela 1 não é muito
precisa. Isto ocorre primeiramente porque as energias da rede e de hidratação não são
conhecidas com precisão e também porque o modelo utilizado em nossa análise é obviamente
muito simples. (O modelo não diz nada, por exemplo, sobre como a tendência na tural à
desordem influencia na formação da solução.) Note, entretanto, que quando a "teoria" prediz
valores relativamente altos para o calor da solução, os valores experimentais seguem esta
tendência e ambos os valores possuem o mesmo sinal (exceto para o NaCl). Observe também
que as mudanças nos valores seguem o mesmo padrão quando comparamos os três sais de
cloro — LiCI, NaCI e KCI — ou os três sais de bromo — LiBr, NaBr e KBr.
Pequenos erros percentuais em quantidades muito grandes podem causar grandes mudanças na diferença
percentual entre estes números.
15
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
Fig. 7 Entalpia de uma solução. A formação do iodeto de potássio em solução aquosa.
16
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
Fig. 8 Entalpia de uma solução. A formação do brometo de sódio em solução aquosa.
6.2) SOLUÇÕES DE LÍQUIDOS EM LÍQUIDOS
Para considerar calores de solução quando líquidos se dissolvem em líquidos, iremos trabalhar
com um procedimento de três etapas para ir do estado inicial ao estado final (veja Fig. 9). Primeiro
vamos imaginar que as moléculas de um líquido são separadas somente o suficiente para dar lugar
para as moléculas do outro líquido. (Definiremos este líquido como soluto.) Como temos que vencer as
forças de atração para separar as moléculas, esta etapa aumenta a energia potencial do sistema - é
endotérmica.
Fig. 9 Entalpia de uma solução. Para analisar a variação de entalpia devida à formação de uma solução
de dois líquidos, podemos imaginar a seqüência hipotética de etapas ilustrada acima. 1ª Etapa. As
moléculas do líquido designado como solvente são ligeiramente deslocadas para dar lugar às
moléculas do soluto, num processo endotérmico. 2ª Etapa. As moléculas do soluto são forçadas a
ocupar um volume maior, para dar lugar às moléculas do solvente, num processo também endotérmico.
3ª Etapa. As amostras de solvente e de soluto expandidas misturam-se espontaneamente , aparecendo
uma atração entre as moléculas que torna o processo exotérmico.
A segunda etapa é semelhante à primeira, mas ocorre com o outro líquido (o solvente). No
diagrama de entalpia (Fig. 10), podemos observar o solvente e o soluto após estas etapas, em suas
condições "expandidas".
A terceira etapa é deixar que a natureza siga seu curso - a tendência natural à desordem.
Conforme as moléculas do solvente e do soluto se aproximam elas se unem e se misturam. Como
as moléculas dos dois líquidos agora experimentam forças mú tuas de atração, a energia
potencial do sistema diminui e, portanto, a Etapa 3 é exotérmica. O valor de Hsol, será, novamente,
a mudança resultante na energia para estes passos.
17
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
Fig. 10 Variações de entalpia ao ser formada urna solução ideal. O processo em três etapas e o de
formação direta começam e terminam ambos no mesmo ponto, com idêntica variação total de entalpia. A
soma dos valores positivos de H para as duas etapas endotérmicas, 1 e 2, é igual em módulo ao valor
negativo de H para a etapa exotérmica 3. Logo, a variação total H na formação de uma solução
ideal é nula.
6.3) SOLUÇÕES IDEAIS
O diagrama de entalpia na Fig. 10 mostra a hipótese quando a soma das energias
necessárias para as Etapas 1 e 2 é igual à energia liberada na Etapa 3, e assim o valor de Hsol,
é igual a zero. Este caso é muito semelhante a quando fazemos uma solu ção de benzeno e
tetracloreto de carbono. As forças de atração entre as moléculas do benzeno são praticamente as
mesmas que as do CCI 4, ou entre as moléculas do benzeno e as do CCI 4. Se todas estas forças
intermoleculares forem idênticas, o resultante Hsol, seria exatamente igual a zero e a solução poderia
ser chamada de solução ideal. Note bem a diferença entre uma solução ideal e um gás ideal. Em
um gás ideal não existem forças de atração. Em uma solução ideal existem forças de atração, mas
elas se anulam.
A acetona e a água formam uma solução exotermicamente (veja Fig. 11a). Com estes líquidos,
a terceira etapa libera mais energia que a soma das duas primeiras etapas, pois as moléculas de acetona
atraem as moléculas de água com mais intensidade do que atraem as suas próprias moléculas.
O álcool etílico e o hexano formam uma solução endotermicamente (veja Fig. 11b). Neste caso, a
liberação de energia na terceira etapa não é suficiente para compensar a energia necessária para as
etapas 1 e 2 e a solução fica "fria" quando se forma. O motivo aqui é que as moléculas do álcool
18
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
etílico se atraem mais intensamente do que atraem as moléculas do hexano. As moléculas do hexano
não podem se "misturar" entre as moléculas do álcool sem que sejam quebradas algumas das ligações de hidrogênio.
Fig. 11 Variações de entalpia quando é formada uma solução real. Como Hsol, é uma função de
estado, o caminho em várias etapas e o direto resultam na mesma variação total de entalpia. (a) O processo
é exotérmico. (b) O processo é endotérmico.
6.4) SOLUÇÕES DE GASES E LÍQUIDOS
A formação de uma solução de um gás e um líquido normalmente é exotérmica quando
utilizamos água como solvente. O gás já é expandido em seu estado natural, assim não haverá
gasto de energia para "expandir o soluto". O solvente, entretanto, precisa ser expandido para dar
lugar às moléculas do gás, o que requer uma pequena quantidade de energia - pequena porque as
forças de atração não são muito afetadas quando as moléculas do solvente são levemente
separadas. Quando as moléculas de gás finalmente preenchem o espaço entre as moléculas do
líquido, o resultante H sol depende de quão fortemente as moléculas do gás são atraídas pelas
moléculas do solvente (líquido). Se esta força de atração for suficientemente grande, há uma queda na
energia potencial durante a formação da solução - a formação será exotérmica. Isto ocorre porque as
moléculas do gás partem de uma situação onde as forças de atração são praticamente nulas para
uma situação onde existem forças de atração significativas. A mudança resultante na energia associada às duas etapas de expandir levemente o solvente e preencher os espaços com as moléculas do
soluto é a energia de dissolução.
7) A SOLUBILIDADE E A INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA
Por "solubilidade" entendemos a massa do soluto que forma uma solução saturada com uma
dada massa de solvente a uma temperatura específica. As unidades utilizadas mais freqüentemente
são gramas do soluto por 100 gramas do solvente. Note que a solubilidade se refere a uma solução
saturada. Se tentarmos dissolver mais soluto, ele permanecerá como uma fase separada em contato
com a solução. Haverá, naturalmente, um trânsito das partículas do soluto entre as fases dissolvida e
não-dissolvida, pois em uma solução saturada temos sempre um equilíbrio (veja Fig. 12). Podemos
expressar este equilíbrio da seguinte forma:
19
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
Fig. 12 Uma solução saturada. Em uma solução saturada, existe equilíbrio dinâmico entre a parte do
soluto que não foi dissolvida e aquela que está em solução.
I) A Influência da Temperatura na Solubilidade de Sólidos e Líquidos em Outros
Líquidos
Contanto que mantenhamos a temperatura constante. o equilíbrio em uma solução saturada
será mantido. Somente sujeitando o sistema a uma tensão específica, aquecendo-o ou esfriando-o, é
que podemos quebrar este equilíbrio. Os deslocamentos no equilibrio em qualquer sentido devem
absorver diretamente esta tensão (princípio de Le Châtelier).
Vamos considerar a situação mais comum, na qual a adição de calor faz com que mais soluto
possa ser dissolvido em uma solução inicialmente saturada. Podemos literalmente escrever "calor" na
expressão de equilíbrio, no lado esquerdo, lado do soluto não dissolvido, pois o calor é absorvido
quando o soluto se dissolve.
A tensão causada pelo calor adicional faz com que o equilíbrio mude para a direita, uma mudança
que "utiliza o calor" e absorve a tensão, mas também faz com que mais soluto se dissolva. A
quantidade dissolvida varia muito, dependendo do soluto e do solvente. Observe na Fig. 13, por
exemplo, as respostas ao aumento da temperatura das solubilidades do nitrato de amônia e do cloreto
de sódio em água.
Alguns solutos se tornam menos solúveis com o aumento da temperatura, como por exemplo o
sulfato de cério (III), Ce2(SO4)3 (Fig. 13). Precisamos retirar calor de uma solução saturada de sulfato
de cério(III) para conseguirmos dissolver mais soluto. Assim, em sua equação de equilíbrio o "calor"
estará do lado direito, pois ele é liberado para que possamos dissolver mais soluto em uma solução
saturada.
Quando aumentamos a temperatura deste sistema, o equilíbrio absorve a tensão (calor),
mudando para a esquerda, e uma parte do soluto dissolvido deixa a solução. Tais sistemas são muito
raros.
20
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
Fig. 13 Solubilidade em água em
função da temperatura para
várias
substâncias.
Muitas
substâncias tomam-se mais solúveis
quando a temperatura da solução
aumenta, mas a intensidade do efeito
varia consideravelmente de uma
substância para a outra.
II) A Influência da Temperatura na Solubilidade de um Gás em um Líquido
A Tabela 2 nos fornece dados para as solubilidades em água de muitos gases comuns, a
diferentes temperaturas e a pressão constante de 1 atm. Podemos observar que a pressão constante, as
solubilidades dos gases em água sempre diminuem com o aumento da temperatura. (Esta
generalização não deve ser estendida para solventes não-líquidos, onde a situação é bem mais
complexa.)
8) INFLUÊNCIA DA PRESSÃO NA SOLUBILIDADE DOS GASES
A solubilidade de um gás em um líquido é afetada não somente pela temperatura, mas também
pela pressão. Os gases da atmosfera, por exemplo, principalmente o oxigênio e o nitrogênio, não são
muito solúveis em água a baixas pressões, mas quando aumentamos a pressão eles se tomam
incrivelmente solúveis (veja Fig. 14)
Fig. 14 Solubilidade em água como função da pressão para dois gases. A quantidade de gás
21
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
dissolvida é maior, à medida que a temperatura aumenta.
O equilíbrio relevante é
Gás + solvente
solução
Vamos supor que a pressão do sistema seja aumentada, reduzindo o volume disponível para o
gás. O princípio de Le Châtelier diz que o sistema irá se modificar de modo a reagir a esta tensão, isto
é, o sistema irá responder de modo a absorver (reduzir) esta pressão. Para faze-lo, o sistema precisa
reduzir o número de moléculas de gás - algumas moléculas do gás precisam deixar sua fase
gasosa e se dissolver na solução. Assim, um aumento na pressão do gás faz com que o equilíbrio
da solução mude para a direita e a solubilidade do gás aumente. Do mesmo modo, se diminuirmos
a pressão na solução, o equilíbrio mudará para a esquerda e algumas moléculas dissolvidas do
gás deixarão a solução. Toda vez que você abre um refrigerante, o gás dissolvido - dióxido de
carbono - reage à queda repentina da pressão, provocando a tão popular "espuma".
Para observar mais claramente a dinâmica do efeito da pressão na solubilidade, imagine um
recipiente fechado com um êmbolo móvel, contendo uma solução de um gás em um líquido (Fig.
15). Na esquerda temos a situação inicial, o equilíbrio; as moléculas do gás se deslocam a razões
iguais entre os estados dissolvido e não-dissolvido (Fig. 15a). A razão na qual as moléculas de gás
entram na solução é proporcional à freqüência com que elas colidem com a superfície da solução.
Esta freqüência aumenta quando aumentamos a pressão do gás (Fig. 15b). pois as moléculas do
gás são confinadas em um espaço menor. Uma quantidade maior delas agora colide com uma
determinada área da solução em cada segundo. Como líquido e soluções líquidas são
incompressíveis, o aumento isolado da pressão não tem efeito na freqüência pela qual as moléculas
de gás deixam a solução. Assim, o aumento na pressão faz crescer a taxa de reação direta em
nosso sistema acima da taxa de reação inversa.
À medida que mais gás é dissolvido, entretanto, a taxa de reação direta diminui
continuamente e a taxa de reação inversa aumenta. Esse aumento ocorre porque com uma maior
concentração de gás dissolvido, o número de moléculas na solução por unidade de área é,
naturalmente, maior. A freqüência com que elas "escapam" da solução é proporcional a sua concentração. Mas a reação direta de dissolução do gás é dominante até que uma quantidade
suficiente de gás tenha se dissolvido para equalizar as forças opostas. Teremos então novamente uma situação de equilíbrio (Fig. 15c). Em termos das espécies presentes, este não é o
sistema original equilibrado, mas um novo sistema, pois foram inseridas novas moléculas de
gás.
William Henry (1775-1836) foi um físico-químico inglês.
Para gases que não reagem com o solvente. existe uma regra simples relacionando a
pressão do gás e sua solubilidade - a lei de solubilidade e pressão, normalmente chamada de lei
de Henry, em homenagem a William Henry.
Fig. 15 Como o aumento na pressão eleva a solubilidade de um gás em um líquido. (a) A uma
dada pressão. a fase de vapor e a solução ficam em equilíbrio. (b) Um aumento na pressão perturba este
equilíbrio. Há mais moléculas de gás sendo dissolvidas do que deixando a solução. (c) 0 equilíbrio foi
restabelecido, com uma quantidade maior de gás dissolvida no líquido.
22
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
I) Lei de Henry (Lei da Pressão-Solubilidade)
A concentração de um gás em um líquido a qualquer temperatura é diretamente proporcional à pressão
parcial do gás na solução.
Cg = kg.Pg (T é constante)
Na equação, Cg é a concentração do gás e Pg é a pressão parcial do gás acima da solução. A
constante de proporcionalidade, kg, chamada de constante da lei de Henry, é única para cada gás.
(Observe que consideramos a temperatura constante.) A equação é verdadeira somente com baixas
concentrações e pressões e, como já dissemos, para gases que normalmente não reagem com o
solvente.
Uma expressão alternativa (e muito utilizada) para a lei de Henry é
C1 C2

P1 P2
onde C1 e P1 se referem às condições iniciais e C2 e P2 às condições finais.
A Equação é verdadeira, pois as duas razões C1/P1 e C 2/P2 são iguais à mesma constante da Lei de
Henry, k g.
EXEMPLO 1
Utilização da Lei de Henry
A solubilidade do N2 em água a 20°C é 0,0150 g L–1 quando a pressão parcial do nitrogênio é de 580 torr.
Qual será a solubilidade do nitrogênio na água se mantivermos a temperatura, mas aumentarmos a pressão
parcial para 800 torr?
Análise: Este problema discute o efeito da pressão do gás em sua solubilidade, assim podemos aplicar a lei de
Henry. Utilizaremos esta lei na forma da Equação estudada, pois desta forma não precisamos saber ou
calcular a constante de Henry.
Solução: Vamos primeiro organizar os dados.
C1 = 0,0150 g L–1
C2 = ?
P1 = 580 torr
P2 = 800 torr
Utilizando a Equação adequada, temos
1
C2
0,0150gL

580torr
800torr
Resolvendo para C.
C2 = 0,0207 g L–1
O aumento da pressão fez com que a solubilidade mudasse para 0,0207 g L–1.
I) DOENÇA DAS BOLHAS - UM PROBLEMA DE DESCOMPRESSÃO
Quando pessoas, como mergulhadores, trabalham onde a pressão do ar está muito acima do normal,
elas têm que ser cuidadosas e retornar lentamente para a pressão atmosférica normal. Eles sofrem o perigo da
"doença das bolhas", dores nas juntas e nos músculos, paralisia, tontura e morte. Cada 10 m de profundidade
na água aumenta 1 atm na pressão. Trabalhadores que cavam túneis muito profundos também sofrem este
risco.
As bolhas ocorrem porque a solubilidade do nitrogênio e do oxigênio no sangue é maior sob pressões
mais altas, como diz a lei de Henry. Uma vez que o sangue tenha estes gases em abundância, eles não
podem ser retirados subitamente. Se aparecerem micro-bolhas de nitrogênio ou oxigênio nos capilares, irão
bloquear o fluxo de sangue. Isto provoca uma dor muito forte nas articulações e qualquer redução no fluxo
sanguíneo para o cérebro pode ser extremamente perigoso.
23
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
É expressamente recomendado cerca de 20 minutos de descompressão para cada atmosfera de
pressão acima do normal. Isto é necessário para que o sistema respiratório possa expelir o nitrogênio em
excesso e para o organismo metabolizar o oxigênio em excesso.
9) SOLUBILIDADES DE GASES QUE SÃO FORTEMENTE HIDRATADOS
Os gases dióxido de enxofre, amônia e o dióxido de carbono são muito mais solúveis em água
que o oxigênio ou o nitrogênio (veja Tabela 2). Uma das razões é que as moléculas de SO2 NH3 e CO 2
possuem ligações polares e locais de carga parcial que atraem as moléculas de água, formando
ligações de hidrogênio que ajudam a manter os gases na solução. As moléculas de amônia
podem, além de aceitar as ligações de hidrogênio da água (O — H ... N), doar elétrons
através de suas ligações N — H (N — H ... O).
Os gases mais solúveis também têm uma certa tendência a reagir com a água, à medida
que é atingido o equilíbrio químico representado abaixo.
As reações diretas contribuem para as concentrações mais altas de gases na solução, se
comparadas a gases como O 2 e N 2, que não reagem normalmente com a água. O trióxido de
enxofre é extremamente solúvel em água porque reage quantitativamente para formar ácido
sulfúrico.
SO3(g)  H2O  H2SO4(aq)
10) DISPERSÕES COLOIDAIS
I) Importância das Dimensões das Partículas: Soluções, Dispersões Coloidais e
Suspensões
Conforme mencionamos neste módulo, as dimensões das partículas, bem mais que seu número
relativo ou seu tipo, afetam as propriedades físicas das misturas homogêneas. Se, por exemplo,
misturarmos areia fina com água e agitarmos a mistura continuamente, ela parecerá algo homogênea,
mas, se pararmos de agitá-la, as partículas de areia logo irão se sedimentar. Não acontece nada
parecido quando dissolvemos sal ou açúcar na água. Íons e moléculas não sedimentam em solução.
Seus pesos são muito pequenos, e assim a gravidade não consegue superar a influência da
agitação térmica, que tende a manter a mistura.
A mistura em movimento de areia e água é um exemplo de suspensão. Para formar
suspensões, as partículas precisam ter pelo menos una dimensão maior que cerca de 1.000 nm
(1µm). Suspensões que não sedimentam subitamente, como a areia fina na água, podem quase
sempre ser separadas por filtração utilizando um papel de filtro comum ou uma centrífuga de laboratório. O rotor de alta velocidade de uma centrífuga cria uma força inercial, que atua como a gravitação,
suficiente para deslocar o material em suspensão através do fluido em direção ao fundo do recipiente
que, quando a centrífuga está em operação, fica em posição horizontal.
II) Propriedades e Tipos de Dispersões Coloidais
Uma dispersão coloidal - muitas vezes chamada simplesmente colóide - é uma mistura onde as
partículas dispersas têm pelo menos uma dimensão na faixa de 1 a 1.000 nm (ver Tabela seguinte).
24
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
Partículas em dispersão coloidal são em geral muito pequenas para serem retidas pelo papel de filtro
comum.
A tendência à não separação das dispersões coloidais em estado fluido é reforçada pelas colisões
sofridas pelas partículas dispersas por causa do movimento constante das moléculas do "solvente". O
movimento aleatório de partículas em dispersão coloidal causado por este bombardeio anisotrópico é
denominado movimento Browniano, em homenagem ao botânico escocês Robert Brown (1773 - 1858). Ele
observou o fenômeno pela primeira vez quando estudou grãos de pólen em água com o auxílio de uni
microscópio. É claro que partículas em suspensão sofrem o mesmo efeito, mas elas são muito pesadas para
que isto evite sua sedimentação. Isto só pode ser conseguido pela agitação constante da mistura.
Nas dispersões coloidais onde acontece eventualmente uma separação, as partículas dispersas
crescem com o passar do tempo. tornando-se demasiado pesadas. Por exemplo, você pode fazer
uma dispersão coloidal de azeite em vinagre - um molho para salada - agitando vigorosamente a
mistura. Esta agitação fragmenta pelo menos uma certa parte do azeite em gotas minúsculas com
dimensões na faixa adequada para dispersões coloidais. No entanto, estas gotículas eventualmente
se agrupam e o azeite separa-se do vinagre. É claro que. para preparar unia dispersão coloidal
estável, devemos não somente fazer com que as partículas dispersas tenham inicialmente
dimensões suficientemente pequenas, mas também evitar que elas se agrupem.
As partículas dispersas evidentemente não se agruparão se estiverem carregadas com cargas de
mesmo sinal (veja Fig. Seguinte (a)). (Existem íons de carga oposta no solvente, mantendo o sistema
eletricamente neutro como um todo.) Algumas das dispersões mais estáveis formam-se quando as
superfícies de suas partículas coloidais atraem preferencialmente íons de uma espécie de carga, a partir de
um sal em dissolução. As partículas dispersas em muitos sols. que são dispersões coloidais de sólidos em
um fluido, constituem um exemplo. Por outro lado, podem formar-se dispersões quando íons com carga de
mesmo sinal e de dimensões extremamente grandes. como no caso das proteínas, participam do processo
(veja Fig. Seguinte (b)).
Fig. Estabilização de dispersões coloidais. É freqüente partículas coloidais terem cargas elétricas. Isto estabiliza a
dispersão. pois as cargas, sendo de mesmo sinal, evitam que as partículas se juntem. (a) A partícula coloidal
atraiu íons cloreto. (b) Uma partícula cujas moléculas, extremamente grandes, possuem grupos negativamente
carregados. Em ambos os casos, estas partículas coloidais não podem juntar-se, mas aumentam de tamanho e
eventualmente separam-se dc meio dispersor.
Dispersões coloidais de um líquido em outro são chamadas emulsões. São em geral relativamente
25
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
estáveis, desde que um terceiro componente, denominado agente emulsificante, esteja presente. A
maionese, por exemplo, é uma emulsão de azeite em água (Fig. seguinte), obtida colocando-se azeite em
uma solução diluída de um ácido orgânico comestível. O agente emulsificante é a lecitina, um componente
da clara de ovo. Suas moléculas fazem com que cada gotícula de azeite fique com a superfície eletricamente
carregada, evitando que se agrupem. No leite homogeneizado, as micropartículas de gordura estão cobertas
com uma proteína chamada caseína.
Também é possível obter emulsões de água em óleo (Fig. seguinte); um exemplo é a
margarina. onde o agente emulsificante é obtido da soja.
O amido tem moléculas de grandes dimensões e forma uma dispersão coloidal na água. As
misturas de amido coloidais têm em geral, uma aparência leitosa. podendo até ser opacas, pois as
partículas coloidais são grandes o suficiente para refletir e espalhaa luz visível. Mesmo quando um
feixe luminoso é focalizado sobre uma dispersão de amido tão diluída que parece clara como água a
trajetória da luz é revelada pelo espalhamento lateral da radiação (veja Fig. seguinte). O espalhamento
da luz por dispersões coloidais é chamado efeito Tyndall, homenageando John Tyndall (18201893),
um cientista britânico. Em soluções verdadeiras, no entanto, os solutos são formados por partículas
muito pequenas, que nãco espalham a luz. Assim, o efeito Tyndall não ocorre em soluções.
26
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
Fig. O efeito Tyndall: espalhamento da luz, por dispersões coloidais. O tubo à esquerda contém uma dispersão
coloidal de amido, enquanto o tubo à direita contém uma dispersão coloidal de Fe 2O3 em água. O tubo do meio
contém uma solução de Na2Cr2O7, um soluto colorido. O feixe estreito de luz laser vermelha é parcialmente
espalhado nas duas dispersões coloidais, de modo que podemos vê-lo, mas atravessa a solução sem sofrer
nenhum espalhamento.
O efeito Tyndall é muito comum. Quando você vê "os raios" de Sol nas clareiras da floresta
ou entre as nuvens, está vendo o efeito Tyndall. A luz do Sol é desviada pelas partículas
coloidais de fumaça ou gotículas de líquidos dispersas. Nem todos os comprimentos de onda de
luz visível são igualmente desviados. Como resultado, quando o Sol está próximo ao horizonte e o
ar contém fumaça, observamos cores brilhantes no céu.
Como Atuam Sabões e Detergentes
A regra "o semelhante dissolve o semelhante" ajuda a explicar a atuação de sabões e
detergentes. Substâncias oleosas e gordurosas constituem a "cola" que faz a sujeira aderir aos
tecidos ou à pele. A água quente sozinha é muito pouco eficaz na remoção destes resíduos, mas
mesmo uma pequena quantidade de detergente faz uma grande diferença.
Todos os detergentes têm uma característica comum, sejam eles iônicos ou moleculares.
Suas estruturas incluem uma longa cadeia ('cauda') de hidrocarbonetos, não-polar, ligada a uma
"cabeça" extremamente polar, ou iônica. No caso de um sabão comum típico, por exemplo, temos o
seguinte ânion. (O cátion balanceador de carga é o Na +, na maioria dos sabões.)
A cauda deste composto, como a de todos os hidrocarbonetos, é não-polar, e assim tem uma
forte tendência a se dissolver em óleo ou gordura. mas não em água. Sua tendência natural é
evitar a água; dizemos que a cauda é hidrófoba (não tem afinidade pela água). O íon como um
todo é arrastado para uma solução em água quente somente por causa da sua cabeça iônica, que
pode ser hidratada. Dizemos que esta cabeça iônica é hidrófila (amiga da água). Para minimizar os
contatos entre as caudas hidrófobas e a água e para maximizar os contatos entre as cabeças
hidrófilas e a água, os ânions do sabão se juntam em grupos de dimensões coloidais
denominados micelas de sabão (veja Fig. seguinte).
Fig. Micelas de sabão. A formação das micelas de sabão é
induzida pela tendência a evitar a água das "caudas hidrófobas"
das unidades do sabão e pela tendência a atrair água de suas
"cabeças hidrófilas'".
27
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
Quando as micelas encontram um filme de gordura, seus ânions encontram algo a mais que
pode acomodar caudas hidrófobas (veja Fig. seguinte). As caudas de um número enorme de ânions
do sabão penetram no filme; em um certo sentido elas se dissolvem na gordura ou no óleo. As
cabeças hidrófilas, no entanto, não serão arrastadas para a gordura; elas permanecem na água. Com
uma pequena agitação produzida, por exemplo, por uma máquina de lavar roupa, a película gordurosa
se fragmenta em incontáveis gotas minúsculas cada uma delas envolvida por um grande número de
cabeças negativamente carregadas. Como as gotas, agora em dispersão coloidal, têrn cargas de
mesmo sinal, elas se repelem e não podem agrupar-se novamente. A película gordurosa foi, para todos os fins práticos, dissolvida e será enviada para a destruição por bactérias nas estações de
tratamento de água ou no solo.
Os colóides que têm a água como meio de dispersão são classificados como hidrofóbico e
hidrofílico;
Colóide Hidrofóbico: as forças atrativas entre a água e a superfície coloidal são fracas;
Ex. dispersão de metais e de sais pouco solúveis em água;
Colóide Hidrofílico: as forças atrativas entre a água e a superfície coloidal são fortes; geralmente
existem grupos –OH ou –NH2 nas partículas coloidais;
Formam-se pontes de hidrogênio com a água
Ex. proteínas; amido;
28
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
Peptização e pectização
Adição de água = peptização
SOL
GEL
retirada de água = pectização
Tixotropia
É a propriedade que alguns géis possuem de se reverterem temporariamente a sol, ao serem
submetidos à ação de uma força ou agitação. Quando cessa a ação o sol se reverte a gel.
Ex.: algumas tintas são géis tixotrópicos;
Colóide protetor: é um colóide liófilo que se adiciona a um colóide liófobo para aumentar a estabilidade
deste último. O colóide protetor vai atuar como camada de solvatação.
Ex.: As gotículas de gordura se dispersam na água, com o auxílio dos sabões ou detergentes;
Na maionese, as gotículas de óleo de cozinha se dispersam no vinagre, ―protegias‖ por colóides
existentes na gema do ovo;
Na tinta nanquim, as partículas do negro-de-fumo (carvão finamente dividido) se mantêm dispersas na
água, com o auxílio de gomas;
Eletroforese: Como todas as partículas de um disperso possuem a mesma carga, se a dispersão for
submetida a um campo elétrico, todas as partículas do disperso vão migrar para o mesmo pólo;
a) Anaforese: Ocorre quando as partículas do disperso têm carga negativa. As partículas do disperso
migram para o pólo positivo do campo elétrico (ânodo).
b) Cataforese: Ocorre quando as partículas do disperso têm carga positiva. As partículas do disperso
migram para o pólo negativo do campo elétrico (cátodo).
29
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
Anaforese
Cataforese
Ponto isoeletrônico: Como a carga elétrica de um colóide depende da quantidade e da natureza dos
íons presentes no sistema, é possível transformar um colóide com partículas coloidais positivas em
negativas e vice-versa. O ponto onde as micelas são neutras é chamado de ponto isoeletrônico;
Dispersão A: Partículas do
disperso com carga positiva
Adição de ânions
Ponto isoeletrônico
Retirada de cátions
R CH COOH + OH
Dispersão B: Partículas do
disperso com carga negativa
R CH COO - + H2O
NH2
Proteína negativa
NH2
+
R CH COOH + H3O
R CH COOH + H2O
NH3+
Proteína positiva
NH2
Purificação de Colóides
a) Diálise: É um método de purificação de colóides usado para separar impurezas altamente solúveis
no dispergente. Baseia-se na diferença de velocidade com que ocorre a difusão de uma solução e de
um colóide através de uma membrana semipermeável.
b) Eletrodiálise: Quando as impurezas que contaminam o colóide são de natureza iônica, é possível
acelerar a difusão dessas impurezas pelo dialisador aplicando-se um campo elétrico na diálise;
30
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
11. Atuação de sabões e detergentes na limpeza
A água por si só não consegue remover certos tipos de sujeira, como, por exemplo, restos de
óleo. Isso acontece porque as moléculas de água são polares e as de óleo, apolares. O sabão exerce
um papel importantíssimo na limpeza porque consegue interagir tanto com substâncias polares quanto
com substâncias apolares. Isso pode ser entendido analisando sua estrutura.
Ao lavarmos um prato sujo de óleo, forma-se o que os químicos chamam de micela, uma gotícula
microscópica de gordura envolvida por moléculas de sabão, orientadas com a cadeia apolar direcionada
para dentro (interagindo com o óleo) e a extremidade polar para fora (interagindo com a água).
A água usada para enxaguar o prato interage com a parte externa da micela, que é constituída
pelas extremidades polares das moléculas de sabão. Assim, a micela é dispersa na água e levada por
ela, o que torna fácil remover, com auxílio do sabão, sujeiras apoiares.
O processo de formação de micelas é denominado emulsificação. O esquema abaixo ilustra esse
processo. Dizemos que o sabão atua como emulsificante ou emulsionante, ou seja, ele tem a
propriedade de fazer com que o óleo se disperse na água, na forma de micelas.
31
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
Os detergentes sintéticos atuam da mesma maneira que os sabões, porém diferem deles na
estrutura da molécula. Sabões são sais de ácido carboxílico de cadeia longa, e detergentes sintéticos,
na grande maioria, são sais de ácidos sulfônicos de cadeia longa. Atualmente existem muitos outros
tipos de detergentes com estruturas diferentes, mas que, invariavelmente, possuem uma longa cadeia
apoiar e uma extremidade polar.
Os detergentes sintéticos podem ser aniônicos ou catiônicos, dependendo da carga do íon
orgânico responsável pela limpeza.
Há também, no mercado, alguns produtos que contêm detergentes não-iônicos. Um exemplo é o
da seguinte substância.
DETERGENTES CATIÔNICOS
Os detergentes catiônicos do tipo sal de amônio quaternário possuem efeito germicida, isto é,
matam microrganismos (germes), tais como bactérias e fungos.
32
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
Por esse motivo, ao ler o rótulo de alguns produtos desinfetantes para uso sanitário, você
encontrará inscrições do tipo ―ingrediente ativo: quaternário de amônio‖.
Outra interessante aplicação dos detergentes catiônicos está nos líquidos para enxaguar e
higienizar a boca. Muitos deles contêm cloreto de cetilpiridínio, que atua como detergente na remoção
das sujeiras que se acumulam nos dentes e têm relação com a formação da placa bacteriana. Sua
fórmula estrutural é:
11.1. Impacto ambiental de sabões e detergentes
Diariamente, sabões e detergentes usados nas residências atingem o sistema de esgotos e
acabam indo parar em rios e lagos. Lá, com o movimento das águas, formam uma camada de espuma
na superfície, que impede a entrada de oxigênio, essencial para a vida dos peixes.
As aves aquáticas também são muito prejudicadas com a poluição da água por sabões e
detergentes. Elas possuem um revestimento de óleo em suas penas e bóiam na água graças à
camada de ar que fica presa debaixo delas. Quando esse revestimento é removido, essas aves não
conseguem mais boiar e se afogam.
Após algum tempo, esses resíduos de sabões são decompostos sob a ação dos microrganismos
que vivem no ambiente aquático. A esse processo damos o nome de biodegradação.
Sabões são fabricados a partir de substâncias presentes na natureza viva (os óleos e as gorduras)
e existem muitos microrganismos capazes de degradá-los. Todo sabão é biodegradável.
Já os detergentes sintéticos podem ou não ser biodegradáveis. Experiências mostram que os
detergentes de cadeia carbônica não-ramificada são biodegradáveis, ao passo que os de cadeia
ramificada não são. A legislação atual exige que os detergentes sejam biodegradáveis.
Em certas regiões a água é rica em íons Ca2+ e/ou Mg2+. Esse tipo de igual é chamado de água
dura. Nela, os sabões não atuam de modo satisfatório, pois ocorre uma reação entre esses cátions e o
ânion do sabão, formando um precipitado (composto insolúvel). Isso pode diminuir ou até mesmo anular
completamente a eficiência da limpeza.
33
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
Para resolver esse problema, os fabricantes adicionam ao produto uma substância conhecida
como agente sequestrante, cuja função é precipitar os íons Ca2+ e Mg2+ antes que eles precipitem o
sabão. Um dos agentes sequestrantes mais usados é o tripolifosfato de sódio Na5P3O10.
Há, no entanto, um inconveniente no uso desses agentes. Eles são nutrientes de algas e,
quando vão parar num lago, favorecem a proliferação delas. Esse crescimento exagerado impede
a entrada de luz solar; assim, as algas do fundo morrem (por falta de luz) e começam a apodrecer.
Esse apodrecimento consome oxigênio da água, o que, por sua vez, acarreta a morte dos peixes
Esse processo e chamado de eutrofização do lago (do grego eu, ―bem’, e trophein, nutrir‖).
11.2. Sabões e detergentes são tensoativos
Se colocarmos uma pequena agulha com cuidado sobre a superfície da água pura, ela
permanecerá aí. Se, no entanto, adicionarmos uma gota de detergente, imediatamente ela afundará.
A água possui uma alta tensão superficial, ou, em outras palavras, sua superfície possui uma
resistência a ser atravessada. Isso é explicado pelas pontes de hidrogênio quç mantêm as moléculas
fortemente unidas.
A presença de sabões e detergentes diminui a tensão superficial, porque essas substâncias
tendem a se acumular na superfície, diminuindo a força atrativa entre as moléculas. Dizemos que são
agentes tensoativos ou surfactantes, pois atuam sobre a tensão superficial.
34
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
11.3. Sabões x detergentes
a) Água dura = água com elevada concentração de íons: Ca2+, Mg2+ ou Fe3+.
b) em meio ácido
35
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
a) Qual das curvas, A ou B, corresponde ao tipo de
refrigerante escolhido por Rango? Justifique.
Módulo 01- Estudo das Soluções
Exetcícios de Aprendizagem
01. (Unicamp ) Ainda sonolentos, saem em direção ao local
da ocorrência e resolvem parar num posto de combustível. Complete! - diz Rango ao frentista. Assim que o rapaz
começa a colocar álcool no tanque, Estrondosa grita: - Pare!
Pare! Este carro é a gasolina! - Ainda bem que você
percebeu o engano - disse Rango. - Amigo! Complete o
tanque com gasolina. O nosso herói procedeu assim porque
calculou que, com o volume de álcool anidro colocado no
tanque, adicionando a gasolina contendo 20%
(volume/volume) de etanol, obteria um combustível com
24% de etanol (volume/volume), igual àquele vendido nos
postos até pouco tempo atrás.
a) Sabendo-se que o volume total do tanque é 50 litros, qual
é a quantidade total de álcool, em litros, no tanque agora
cheio?
b) Que volume de etanol anidro o frentista colocou por
engano no tanque do carro?
b) Calcule a porcentagem em massa de sacarose no
refrigerante comum. Explicite como obteve o resultado.
02. (Unicamp ) Enquanto estudavam a ficha cadastral do
vigia, Estrondosa e Rango resolveram tomar um
refrigerante. Numa tina com água e gelo havia garrafinhas
plásticas de um mesmo refrigerante "diet" e comum. O
refrigerante comum contém sacarose. O "diet" é adoçado
com substâncias que podem ser até 500 vezes mais doces
do que a sacarose. Sem se preocupar com os rótulos, que
haviam se soltado, Rango pegou duas garrafas que estavam
bem à tona, desprezando as que estavam mais afundadas na
água. Considere que um refrigerante é constituído,
essencialmente, de água e de um adoçante, que pode ser
sacarose ou outra substância, já que, para um mesmo
refrigerante, todos os outros constituintes são mantidos
constantes. A figura mostra os dados relativos à massa de
refrigerante em função do seu volume. Sabe-se, também,
que em 100mL de refrigerante comum há 13g de sacarose.
Dados
Massa molar (g/mol): K = 39,10; Br = 79,91
Baseando nas informações apresentadas na figura é
ERRADO afirmar que
a) a dissolução do KBr em água é um processo
endotérmico.
b) a 30°C, a concentração de uma solução aquosa saturada
em KBr é de aproximadamente 6mol/kg (molal).
c) misturas correspondentes a pontos situados na região I da
figura são bifásicas.
d) misturas correspondentes a pontos situados na região II
da figura são monofásicas.
e) misturas correspondentes a pontos situados sobre a curva
são saturadas em KBr.
03. (Ita ) A figura abaixo mostra a curva de solubilidade do
brometo de potássio (KBr) em água:
04. (Fuvest) 160 gramas de uma solução aquosa saturada de
sacarose a 30°C são resfriados a 0°C. Quanto do açúcar
cristaliza?
Temperatura °C Solubilidade da sacarose
g/100 g de H‚O
0
30
180
220
a) 20 g.
b) 40 g.
c) 50 g.
d) 64 g.
e) 90 g.
36
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
05. (Fuvest 2005) Industrialmente, o clorato de sódio é
produzido pela eletrólise da salmoura* aquecida, em uma
cuba eletrolítica, de tal maneira que o cloro formado no
anodo se misture e reaja com o hidróxido de sódio formado
no catodo. A solução resultante contém cloreto de sódio e
clorato de sódio.
2NaCl(aq) + 2H‚O(Ø) ëCl‚(g) + 2NaOH(aq) + H‚(g)
3Cl‚(g) + 6 NaOH(aq) ë 5NaCl(aq) + NaClOƒ(aq) +
3H‚O(Ø)
Considerando-se as informações fornecidas por esse gráfico
e outros conhecimentos sobre o assunto, é CORRETO
afirmar que
a) a dissolução do CaCØ‚ diminui a energia cinética média
das moléculas de água.
b) a dissolução do KCØ é um processo exotérmico.
c) a entalpia de dissolução do CaCØ‚ é maior que zero.
d) a solubilidade do KCØ aumenta com o aumento da
temperatura.
* salmoura = solução aquosa saturada de cloreto de sódio
Ao final de uma eletrólise de salmoura, retiraram-se da
cuba eletrolítica, a 90 °C, 310 g de solução aquosa saturada
tanto de cloreto de sódio quanto de clorato de sódio. Essa
amostra foi resfriada a 25 °C, ocorrendo a separação de
material sólido.
a) Quais as massas de cloreto de sódio e de clorato de sódio
presentes nos 310 g da amostra retirada a 90 °C? Explique.
b) No sólido formado pelo resfriamento da amostra a 25 °C,
qual o grau de pureza (% em massa) do composto presente
em maior quantidade?
c) A dissolução, em água, do clorato de sódio libera ou
absorve calor? Explique.
07. (Fuvest) A recristalização consiste em dissolver uma
substância a uma dada temperatura, no menor volume de
solvente possível e a seguir resfriar a solução, obtendo-se
cristais da substância.
Duas amostras de ácido benzóico, de 25,0g cada, foram
recristalizadas em água segundo esse procedimento, a
seguir:
a) Calcule a quantidade de água necessária para a
dissolução de cada amostra.
b) Qual das amostras permitiu obter maior quantidade de
cristais da substância? Explique.
Dados: curva de solubilidade do ácido benzóico em água
(massa em gramas de ácido benzóico que se dissolve em
100g de água, em cada temperatura).
06. (Ufmg ) Numa aula no Laboratório de Química, os
alunos prepararam, sob supervisão do professor, duas
soluções aquosas, uma de cloreto de potássio, KCØ, e uma
de cloreto de cálcio, CaCØ‚. Após observarem a variação da
temperatura em função do tempo, durante o preparo de cada
uma dessas soluções, os alunos elaboraram este gráfico:
37
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
08. (Fuvest 2003) Uma mistura constituída de 45g de
cloreto de sódio e 100mL de água, contida em um balão e
inicialmente a 20°C, foi submetida à destilação simples, sob
pressão de 700 mm Hg, até que fossem recolhidos 50 mL
de destilado.
O esquema a seguir representa o conteúdo do balão de
destilação, antes do aquecimento:
preparo da solução equivale a:
a) 100
b) 110
c) 300
d) 330
10. (Ufsc 2013) O gráfico abaixo mostra a variação
nas concentrações de soluções saturadas de dois
sais em água, Li2SO4 (reta descendente) e NH4C
(reta ascendente), individualmente, em função da
variação na temperatura da solução. A concentração
é expressa em termos de percentual massa/massa,
ou seja, a massa do sal dissolvido em 100 g da
solução.
a) De forma análoga à mostrada acima, represente a fase de
vapor, durante a ebulição.
b) Qual a massa de cloreto de sódio que está dissolvida, a
20°C, após terem sido recolhidos 50mL de destilado?
Justifique.
c) A temperatura de ebulição durante a destilação era igual,
maior ou menor que 97,4°C? Justifique.
Dados: Curva de solubilidade do cloreto de sódio em água:
Ponto de ebulição da água pura a 700mmHg: 97,4°C
9. (Uerj 2014) Um laboratorista precisa preparar 1,1
kg de solução aquosa saturada de um sal de
dissolução exotérmica, utilizando como soluto um dos
três sais disponíveis em seu laboratório: X, Y e Z. A
temperatura final da solução deverá ser igual a 20 °C.
Observe as curvas de solubilidade dos sais, em
gramas de soluto por 100 g de água:
Com base nos dados do gráfico acima, é CORRETO
afirmar que:
01) o sulfato de lítio é menos solúvel que o cloreto de
amônio.
02) em água a 30°C, é possível dissolver uma massa
maior de cloreto de amônio do que de sulfato de
lítio.
04) o gráfico sugere que a dissolução do sulfato de
lítio constitui um processo exotérmico, ao passo
que a dissolução do cloreto de amônio tem
caráter endotérmico.
08) a solubilidade do sulfato de lítio seria maior em
uma solução contendo Na2SO4 do que em água
pura.
16) em água a 0°C, a concentração molar de uma
solução saturada de sulfato de lítio é maior que a
concentração molar de uma solução saturada de
cloreto de amônio.
32) em água a 50°C, é possível dissolver 30 g de
sulfato de lítio, mas não é possível dissolver
completamente 30 g de cloreto de amônio.
11. (Fuvest 2012) O rótulo de um frasco contendo
determinada substância X traz as seguintes
informações:
A massa de soluto necessária, em gramas, para o
Propriedade
Cor
Inflamabilidade
Descrição ou valor
Incolor
Não inflamável
38
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
Odor
Ponto de Fusão
Ponto de ebulição a 1 atm
Densidade a 25ºC
Solubilidade em água a 25ºC
Adocicado
- 23 ºC
77ºC
3
1,59 / cm
0,1 g/ 100 g de H2O
a) Considerando as informações apresentadas no
rótulo, qual é o estado físico da substância contida
no frasco, a 1 atm e 25 ºC? Justifique.
b) Em um recipiente, foram adicionados, a 25 ºC, 56,0
g da substância X e 200,0 g de água. Determine a
massa da substância X que não se dissolveu em
água. Mostre os cálculos.
c) Complete o esquema da página de resposta,
representando a aparência visual da mistura
formada pela substância X e água quando,
decorrido certo tempo, não for mais observada
mudança visual. Justifique.
Dado: densidade da água a 25 °C = 1,00 g / cm
e) as concentrações de O2(g) dissolvido em amostras
de água do mar Báltico e do mar Vermelho
independem de suas concentrações salinas, que
são 30 g/L e 40 g/L, respectivamente.
13. (Ufg 2012) Uma solução saturada de K 2Cr2O7
foi preparada com a dissolução do sal em 1,0 kg de
água. A influência da temperatura sobre a
solubilidade está representada na figura a seguir.
3
12. (ifba 2012)
Com base nos dados apresentados, as massas dos
dois íons resultantes da dissociação do K2Cr2O7 , a
50 °C, serão aproximadamente, iguais a:
Dado: Densidade da água: 1,0 g mL
a) 40 e 105 g
b) 40 e 260 g
c) 80 e 105 g
d) 80 e 220 g
e) 105 e 195 g
O comportamento do gás oxigênio com a variação de
temperatura descrito no gráfico, bem como o
comportamento físico geral dos gases, permitem
afirmar corretamente que
a) as forças atrativas se sobrepõem às forças de
repulsão entre as moléculas do gás oxigênio com o
aumento da temperatura.
b) as colisões entre as moléculas de um gás
aumentam de frequência com o aumento de
temperatura, à pressão constante, diminuindo a
velocidade média das moléculas e reduzindo sua
solubilidade em água.
c) a solubilidade de um gás em um líquido depende
da energia cinética das moléculas do gás e da
pressão exercida sobre o sistema que comporta o
soluto gasoso e o solvente líquido.
d) dois reservatórios de água mantidos sob as
mesmas condições de limpeza e pressão de 1 atm,
localizados na Bahia, a 35º C, e no Paraná, a 20º
C, terão a mesma concentração de O2(g) dissolvido
na água.
Exercícios de Fixação
01. (Unesp ) A poluição térmica, provocada pela utilização
de água de rio ou mar para refrigeração de usinas
termoelétricas ou nucleares, vem do fato da água retornar
ao ambiente em temperatura mais elevada que a inicial.
Este aumento de temperatura provoca alteração do meio
ambiente, podendo ocasionar modificações nos ciclos de
vida e de reprodução e, até mesmo, a morte de peixes e
plantas. O parâmetro físico-químico alterado pela poluição
térmica, responsável pelo dano ao meio ambiente, é
a) a queda da salinidade da água.
b) a diminuição da solubilidade do oxigênio na água.
c) o aumento da pressão de vapor da água.
d) o aumento da acidez da água, devido à maior dissolução
de dióxido de carbono na água.
e) o aumento do equilíbrio iônico da água.
02. (Fatec ) As solubilidades em água, a 20°C, de algumas
39
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
substâncias e suas respectivas massas molares, são
apresentadas na tabela a seguir:
d) se 110,1 g de uma solução saturada de Ce‚(SO„)ƒ a 10°C
forem aquecidos a 80°C, observa-se a deposição de 2,2 g do
sal sólido.
e) a adição de 100 g de KNOƒ a 100 g de água a 80°C dá
origem a uma mistura homogênea.
Considerando-se
- volumes iguais de soluções saturadas a 20°C dessas
substâncias e
- os sais totalmente dissociados.
a substância que apresentará maior número de partículas em
solução é a de
a) NaNOƒ
b) NaBr
c) NaI
d) C‚H‚‚O
e) (NH„)‚SO„
04. (Unifesp ) Uma solução contendo 14g de cloreto de
sódio dissolvidos em 200mL de água foi deixada em um
frasco aberto, a 30°C. Após algum tempo, começou a
cristalizar o soluto. Qual volume mínimo e aproximado, em
mL, de água deve ter evaporado quando se iniciou a
cristalização?
Dados:
solubilidade, a 30°C, do cloreto de sódio = 35g/100g de
água; densidade da água a 30°C = 1,0g/mL.
a) 20.
b) 40.
c) 80.
d) 100.
e) 160.
05. (Fei) A tabela a seguir fornece as solubilidades do KCØ
e do Li‚COƒ a várias temperaturas.
03. (Ufscar ) As solubilidades dos sais KNOƒ e Ce‚(SO„)ƒ
em água, medidas em duas temperaturas diferentes, são
fornecidas na tabela a seguir.
Com base nestes dados, pode-se afirmar que:
a) a dissolução de KNOƒ em água é um processo
exotérmico.
b) a dissolução de Ce‚(SO„)ƒ em água é acompanhada de
absorção de calor do ambiente.
c) os dois sais podem ser purificados pela dissolução de
cada um deles em volumes adequados de água a 80°C,
seguido do resfriamento de cada uma das soluções a 10°C.
www.portalepisteme.com.br
–
Assinale a alternativa falsa:
a) a dissolução do KCØ em água é endotérmica
b) o aquecimento diminui a solubilidade do Li‚COƒ em
água
c) a massa de KCØ capaz de saturar 50g de água, a 40°C, é
20g
d) ao resfriar, de 50°C até 20°C, uma solução que contém
inicialmente 108mg de Li‚COƒ em 100g de água, haverá
precipitação de 25mg de Li‚COƒ
e) a 10°C, a solubilidade do KCØ é maior do que a do
Li‚COƒ
06. (Uepg 2013) A solubilidade do nitrato de potássio em
água, em função da temperatura, é dada na tabela abaixo.
40
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
Considerando-se soluções de KNO3 em 100 g de água,
assinale o que for correto.
Temperatura (°C)
Solubilidade do
KNO3 (g 100 g de
água)
0
20
40
60
100
13,3
31,6
63,9
110
246
01) A 20 C, uma solução com 40 gramas está saturada.
02) A 0 C, uma solução com 10 gramas está insaturada.
04) A 40 C, uma solução com 120 gramas está
supersaturada.
08) A 100 C, uma solução com 120 gramas está saturada.
07. (Puc-rio 2005) As curvas de solubilidade das
substâncias KNOƒ e Ca(OH)‚ (em gramas da substância em
100 g de água) em função da temperatura são mostradas a
seguir. A partir desses dados, analise as alternativas a seguir
e assinale a que NÃO apresenta uma afirmativa correta.
A 40°C, uma solução aquosa saturada de um sal inorgânico
revelou conter cerca de 17,5g do sal para 32,5g de água.
Com auxílio do gráfico, pode-se afirmar corretamente que
esse sal poderia ser
a) Ba(OH)‚ . 8H‚O
b) Na‚SO„ . 10H‚O
c) Na‚SO„
d) KNOƒ
e) NaCØ
09. (Pucmg) O gráfico a seguir representa as curvas de
solubilidade de várias substâncias.
a) Quando se adicionam 10,0 g de KNOƒ em 12,0g de água
a 56 °C, se obtém uma solução insaturada.
b) Observa-se a formação de corpo de fundo quando uma
solução formada por 25 g de KNOƒ e 50 g de água a 40 °C
é resfriada a 30 °C.
c) A solubilidade do nitrato de potássio aumenta com a
temperatura, enquanto a do hidróxido de cálcio diminui.
d) Duas substâncias puras podem apresentar a mesma curva
de solubilidade.
e) O hidróxido de cálcio é muito menos solúvel que o
nitrato de potássio em toda faixa de temperatura estudada.
08. (Puccamp ) Abaixo são dadas as curvas de solubilidade
de alguns compostos inorgânicos, em função da
temperatura.
Com relação ao gráfico anterior, assinale a afirmativa
INCORRETA:
a) KNOƒ é mais solúvel do que o Pb(NOƒ)‚ em água, a
qualquer temperatura.
b) A temperatura pouco afeta a solubilidade do NaCØ.
c) A substância que apresenta a maior aumento de
solubilidade com o aumento de temperatura é o KNOƒ.
d) À temperatura ambiente, a substância menos solúvel é o
MgCØ‚.
e) A 40°C, a solubilidade do KCØ e a do NaCØ são iguais.
10. (Pucmg) O diagrama representa curvas de solubilidade
de alguns sais em água.
41
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
d) 1 - 5
12. (Ufal ) Considere os seguintes dados:
Com relação ao diagrama anterior, é CORRETO afirmar:
a) O NaCØ é insolúvel em água.
b) O KCØOƒ é mais solúvel do que o NaCØ à temperatura
ambiente.
c) A substância mais solúvel em água, a uma temperatura
de 10°C, é CaCØ‚.
d) O KCØ e o NaCØ apresentam sempre a mesma
solubilidade.
e) A 25°C, a solubilidade do CaCØ‚ e a do NaNO‚ são
praticamente iguais.
11. (Uerj 2005) O gráfico a seguir, que mostra a variação da
solubilidade do dicromato de potássio na água em função
da temperatura, foi apresentado em uma aula prática sobre
misturas e suas classificações. Em seguida, foram
preparadas seis misturas sob agitação enérgica, utilizando
dicromato de potássio sólido e água pura em diferentes
temperaturas, conforme o esquema:
- Solubilidade em água à temperatura ambiente.
- NaNOƒ ... 90 g/100 gH‚O; massa molar (g/mol) = 85.
Sua solubilidade aumenta quando aumenta a temperatura.
- NaCØ ... 38 g/100 gH‚O; massa molar (g/mol) = 58.
Sua solubilidade é praticamente constante quando aumenta
a temperatura.
- Ce‚ (SO„)ƒ ... 5 g/100 gH‚O
Sua solubilidade diminui quando aumenta a temperatura.
Com esses dados, afirma-se que:
( ) À temperatura ambiente, quando a solubilidade é
expressa em mol do soluto/100 g H‚O, o NaCØ é mais
solúvel do que o NaNOƒ.
( ) À temperatura ambiente, uma solução saturada de
NaCØ contém mais mols de íons Na® do que uma solução
saturada de NaNOƒ.
( ) A dissolução de NaNOƒ em água é um processo
endotérmico.
( ) A dissolução do NaCØ em água deve ocorrer com
pequeno efeito térmico.
( ) A dissolução do Ce‚(SO„)ƒ em água deve ocorrer com
liberação de energia.
13. (Ufes) Ao se adicionar cloreto de amônio a uma certa
quantidade de água a 25°C, observa-se um resfriamento na
solução. Com base nessa informação, pode-se afirmar:
a) O processo é exotérmico e a solubilidade do NH„CØ
aumenta com o aumento da temperatura.
b) O processo é endotérmico e a solubilidade do NH„CØ
aumenta com o aumento da temperatura.
c) O processo é exotérmico e a solubilidade do NH„CØ
diminui com o aumento da temperatura.
d) O processo é endotérmico e a solubilidade do NH„CØ
diminui com o aumento da temperatura.
e) O processo é endotérmico e a solubilidade do NH„CØ
independe da temperatura.
14. (Upe 2013) O gráfico a seguir mostra curvas de
solubilidade para substâncias nas condições
indicadas e pressão de 1 atm.
Após a estabilização dessas misturas, o número de sistemas
homogêneos e o número de sistemas heterogêneos
formados correspondem, respectivamente, a:
a) 5 - 1
b) 4 - 2
c) 3 - 3
42
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
A interpretação dos dados desse gráfico permite
afirmar CORRETAMENTE que
a) compostos iônicos são insolúveis em água, na
temperatura de 0°C.
b) o cloreto de sódio é pouco solúvel em água à
medida que a temperatura aumenta.
c) sais diferentes podem apresentar a mesma
solubilidade em uma dada temperatura.
d) a solubilidade de um sal depende, principalmente,
da espécie catiônica presente no composto.
e) a solubilidade do cloreto de sódio é menor que a
dos outros sais para qualquer temperatura.
15. (Ufmg ) Sabe-se que o cloreto de sódio pode ser obtido
a partir da evaporação da água do mar.
Analise este quadro, em que está apresentada a
concentração de quatro sais em uma amostra de água do
mar e a respectiva solubilidade em água a 25°C:
Considerando-se as informações desse quadro, é
CORRETO afirmar que, na evaporação dessa amostra de
água do mar a 25°C, o primeiro sal a ser precipitado é o
a) NaBr.
b) CaSO„.
c) NaCØ.
d) MgCØ‚.
16. (Ufpel ) A ciência deve ser percebida no dia-a-dia e
muitos experimentos podem ser feitos em nossas casas. Por
exemplo, se colocarmos um ovo em uma jarra com água à
temperatura ambiente, ele afundará, mas se, logo em
seguida, adicionarmos NaCØ à água, até formar uma
solução saturada, observaremos que o ovo flutuará.
Baseando-se nesse experimento, analise as afirmativas
abaixo.
I - A densidade do ovo é menor do que a densidade da
solução saturada de água + sal.
II - Solução saturada é aquela em que a massa do soluto é
igual ao seu coeficiente de solubilidade.
III - Na forma dissociada, o NaCØ apresenta-se como Na® e
CØ-, sendo o íon Na® chamado de cátion sódio e o íon CØ-,
de ânion cloreto.
Está(ão) correta(s)
a) todas as afirmativas.
b) as afirmativas I e III.
c) as afirmativas II e III.
d) somente a afirmativa III.
e) as afirmativas I e II.
17. (Unifesp 2005) As solubilidades dos sais KNOƒ e NaCØ,
expressas em gramas do sal por 100 gramas de água, em
função da temperatura, estão representadas no gráfico a
seguir.
Com base nas informações fornecidas, pode-se afirmar
corretamente que:
a) a dissolução dos dois sais em água são processos
exotérmicos.
b) quando se adicionam 50 g de KNOƒ em 100 g de água a
25°C, todo o sólido se dissolve.
c) a solubilidade do KNOƒ é maior que a do NaCØ para toda
a faixa de temperatura abrangida pelo gráfico.
d) quando se dissolvem 90 g de KNOƒ em 100 g de água
em ebulição, e em seguida se resfria a solução a 20°C,
43
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
recupera-se cerca de 30 g do sal sólido.
e) a partir de uma amostra contendo 95 g de KNOƒ e 5 g de
NaCØ, pode-se obter KNOƒ puro por cristalização
fracionada.
18. (Ufrj 2003) Industrialmente, a hidrólise de resíduos
celulósicos, visando à obtenção de açúcares, é realizada
pela ação do ácido sulfúrico, em temperatura e pressão
elevadas. Após a hidrólise, a solução apresenta
concentração de ácido sulfúrico igual a 49 g/L. Para
facilitar a purificação dos açúcares, a solução deve ser
neutralizada à temperatura de 50°C. As seguintes
substâncias foram disponibilizadas para a neutralização:
óxido de cálcio (cal virgem), solução aquosa de hidróxido
de sódio 0,5 mol/L e solução aquosa de hidróxido de
amônio 0,5 mol/L.
É desejável que, após a neutralização, a solução não tenha
sofrido um aumento significativo de volume e que não
apresente concentração elevada de íons. Baseado nas curvas
de solubilidade dadas a seguir, indique qual é a substância
mais adequada para ser empregada na neutralização,
justificando a sua resposta. Escreva a equação da reação
correspondente.
Considere que a solubilidade dos diferentes sais na solução
neutralizada seja a mesma que em água.
Com base no enunciado e nos conhecimentos sobre
calor de reação, é correto afirmar:
a) A bolsa quente é constituída de nitrato de amônio.
b) A dissociação iônica do cloreto de cálcio libera
calor.
c) A dissociação iônica do nitrato de amônio é
exotérmica.
d) As dissoluções de sais em água são exotérmicas.
e) A bolsa fria é constituída de cloreto de cálcio.
20. (Ufpe ) Uma solução saturada de NH„CØ foi preparada a
80°C utilizando-se 200g de água. Posteriormente, esta
solução sofre um resfriamento sob agitação até atingir
40°C. Determine a massa de sal depositada neste processo.
A solubilidade do NH„CØ varia com a temperatura,
conforme mostrado no gráfico abaixo.
21. (Ufrj) Os frascos a seguir contêm soluções saturadas de
cloreto de potássio (KCØ) em duas temperaturas diferentes.
Na elaboração das soluções foram adicionados, em cada
frasco, 400mL de água e 200g de KCØ.
19. (Uel 2011) As bolsas instantâneas, frias ou
quentes, usadas nos atletas que sofrem distensões
musculares, dividem-se em dois compartimentos: um
contendo água líquida e outro contendo um sal, que
absorve ou libera calor quando em contato com a
água.
As reações químicas que ocorrem nas bolsas
instantâneas são representadas nos gráficos a seguir.
44
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
Dados:
- Massa molar da água = 18,0g/mol
- Massa molar do NaCØ = 58,4g/mol
- Solubilidade do NaCØ em água, a 30°C, =6,16mol/L, que
corresponde a 360g/L
- Concentração do NaCØ na água do mar =0,43mol/L, que
corresponde a 25g/L
- Densidade da água do mar a 30°C, = 1,03g/cm¤
- Densidade da água pura a 30°C = 0,9956g/cm¤
O diagrama representa a solubilidade do KCØ em água, em
gramas de soluto/100mL de H‚O, em diferentes
temperaturas.
24. (Ufscar ) O cloreto de potássio é solúvel em água e a
tabela a seguir fornece os valores de solubilidade deste sal
em g/100 g de água, em função da temperatura.
a) Determine a temperatura da solução do frasco I.
b) Sabendo que a temperatura do frasco II é de 20°C,
calcule a quantidade de sal (KCØ) depositado no fundo do
frasco.
22. (Unicamp) Preparou-se uma solução dissolvendo-se 40g
de Na‚SO„ em 100g de água a uma temperatura 60°C. A
seguir a solução foi resfriada a 20°C, havendo formação de
um sólido branco.
a) Qual o sólido que se formou?
b) Qual a concentração da solução final (20°C)?
Dados: as curvas de solubilidade do Na‚SO„.10H‚O e do
Na‚SO„, no gráfico a seguir; a solubilidade está indicada,
nos dois casos, em "g de Na‚SO„/100g de H‚O".
Preparou-se uma solução de cloreto de potássio a 40 °C
dissolvendo-se 40,0 g do sal em 100 g de água. A
temperatura da solução foi diminuída para 20 °C e
observou-se a formação de um precipitado.
a) Analisando a tabela de valores de solubilidade, explique
por que houve formação de precipitado e calcule a massa de
precipitado formado.
b) A dissolução do cloreto de potássio em água é um
processo endotérmico ou exotérmico? Justifique sua
resposta.
25. (Fgv ) Na figura, são apresentadas as curvas de
solubilidade de um determinado composto em cinco
diferentes solventes.
23. (Unicamp) Nas salinas, o cloreto de sódio é obtido pela
evaporação da água do mar a 30°C, aproximadamente.
a) Um volume de água do mar é evaporado até o
aparecimento de NaCØ sólido. Qual é a concentração de
NaCØ na solução resultante? Justifique a resposta.
b) Qual o volume de água do mar que deve ser evaporado
completamente para a produção de 1,00kg de NaCØ sólido?
Atenção: nem todos os dados fornecidos a seguir serão
utilizados para resolver os itens anteriores.
45
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
Na purificação desse composto por recristalização, o
solvente mais indicado para se obter o maior rendimento no
processo é o
a) I.
b) II.
c) III.
d) IV.
e) V.
26. (Pucmg ) Considere o gráfico de solubilidade de vários
sais em água, em função da temperatura.
A partir da análise desse gráfico, é CORRETO afirmar que
os dois sistemas em que poderá haver formação de
precipitado são
a) I e II.
b) I e III.
c) IV e V.
d) V e VI.
28. (Acafe 2012) Um técnico preparou 420 g de uma
solução saturada de nitrato de potássio (KNO3 ,
dissolvida em água) em um béquer a uma
temperatura de 60 C. Depois deixou a solução
Baseando-se no gráfico e nos conhecimentos sobre
soluções, é INCORRETO afirmar que:
a) a solubilidade do Ce‚(SO„)ƒ diminui com o aumento da
temperatura.
b) o sal nitrato de sódio é o mais solúvel a 20 °C.
c) a massa de 80 g de nitrato de potássio satura 200 g de
água a 30 °C.
d) dissolvendo-se 60 g de NH„CØ em 100 g de água, a 60
°C, obtém-se uma solução insaturada.
27. (Ufmg) Seis soluções aquosas de nitrato de sódio,
NaNOƒ, numeradas de I a VI, foram preparadas, em
diferentes temperaturas, dissolvendo-se diferentes massas
de NaNOƒ em 100g de água. Em alguns casos, o NaNOƒ
não se dissolveu completamente.
Este gráfico representa a curva de solubilidade de NaNOƒ,
em função da temperatura, e seis pontos, que correspondem
aos sistemas preparados:
esfriar até uma temperatura de 40 C, verificando a
presença de um precipitado.
A massa aproximada desse precipitado é:
(desconsidere a massa de água presente no
precipitado)
a) 100 g.
b) 60 g.
c) 50 g.
d) 320 g.
29. (Ueg 2011) O gráfico abaixo mostra a curva de
solubilidade para diversos sais inorgânicos. A análise
do gráfico permite concluir que a quantidade mínima
de água, em gramas, a 10ºC, necessária para
dissolver 16 g do sal A é igual a:
46
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
CaO(s) + H‚SO„(aq) ë CaSO„(s) + H‚O
19. [B]
20. 40
21. a) 80°C
b) 80 gramas
22. a) Na‚SO„ . 10 H‚O
b) p = 16,7 %
23. a) A ocorrência de NaCØ sólido indica que a solução
sobrenadante deverá estar saturada, isto é, obedecendo à
solubilidade (máxima) do sal, que é igual a 360 g/L.
b) 1 litro (mar) - 25 g NaCØ
x
- 1000 g NaCØ
x = 40 L
a) 12
b) 20
c) 36
d) 48
30. (Ufpb 2011) O óxido de cálcio apresenta baixa
solubilidade em água, como mostrado na tabela
abaixo:
Temperatura
(ºC)
10
80
Solubilidade de CaO em água
(mol/L)
0,023
0,013
Considerando as características das soluções
aquosas e as informações da tabela, é correto
afirmar:
a) Uma solução 0,023 mol/L de CaO a 10 ºC é
insaturada.
b) Uma solução 0,023 mol/L de CaO a 10 ºC contém
excesso de soluto dissolvido.
c) Uma solução 0,013 mol/L de CaO a 80 ºC é
saturada.
d) A dissolução de CaO em água é endotérmica.
e) A dissolução de 0,013 mol de CaO em 1 L, a 80
ºC, forma uma solução supersaturada.
24. a) 40 °C:
Solubilidade: 40 g (KCØ) ------ 100 g água
Temos: 40 g (KCØ) ------ 100 g água
20 °C:
Solubilidade: 34 g (KCØ) ------ 100 g água
Temos: 40 g (KCØ) ------ 100 g água
40 g - 34 g = 6 g (massa de precipitado formado).
Houve a formação de precipitado, pois, a 20 °C a
solubilidade do KCØ é menor do que a 40 °C.
b) É um processo endotérmico, pois de acordo com a
tabela, com a elevação da temperatura a solubilidade do
cloreto de potássio aumenta.
25. [A]
26. [D]
GABARITO
27. [B]
01. [B]
02. [C]
03. [E]
04. [E]
05. [D]
06. 02 + 04 = 06.
Resposta da questão 28:
[A]
07. [D]
10. [E]
13. [B]
16. [A]
08. [C]
11. [B]
14. [C]
17. [E]
09. [A]
12. F F V V V
15. [B]
De acordo com o gráfico, teremos:
18. O CaO(s) não altera significativamente o volume da
solução neutralizada, a contrário dos demais neutralizantes
que se apresentam como soluções; o sal formado, CaSO„, é
insolúvel não levando, pois, à ocorrência de concentração
elevada de íons;
47
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
(110 g  60 g) precipitado
mprecipitado
(100 g  110 g) solução
420 solução
mprecipitado  100 g
Resposta da questão 29:
[B]
A partir do gráfico e da temperatura pode-se descobrir
a solubilidade do sal A:
Então,
80 g de A
100 g água
16 g de A
mágua
mágua  20 g
Resposta da questão 30:
[C]
De acordo com a tabela, uma solução 0,013 mol/L de
CaO a 80 ºC é saturada.
48
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]
Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira
49
www.portalepisteme.com.br
–
e-mail: [email protected]