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quarta-feira, 17 de novembro de 2010

ideias para pensar .....

4o. Bimestre - Quimica Organica . ( 3o. E e 3o.F)

4o. Bimestre - Funções Químicas - 1a. Parte - Ácidos

Como vimos, propriedades funcionais são propriedades comuns a determinados grupos de matérias, identificadas pela função que desempenham, denominadas de funções químicas.
As funções químicas são um conjunto de substâncias com propriedades químicas semelhantes, que podem ser divididas em orgânicas e inorgânicas.
Funções orgânicas à são aquelas constituídas pelo elemento carbono, estudada pela química orgânica. A química orgânica estuda os compostos que contém carbono e a propriedade típica do carbono é a formação de cadeias. É chamada de orgânica porque inicialmente os cientistas pensavam que eles só podiam ser encontrados nos seres vivos ou fósseis. Hoje um grande número de compostos de carbono pode ser produzido em laboratório para utilização na indústria. Certos medicamentos, plásticos e pesticidas, por exemplo, são substâncias orgânicas sintéticas.
Existem algumas substâncias que possuem átomo de carbono, mas que fogem a este critério de classificação, por possuírem propriedades de compostos inorgânicos, dentre as quais destacam-se: CO (monóxido de carbono), CO2 (dióxido de carbono), KCN (cianeto de potássio), CaCO3 (carbonato de cálcio), Na2CO3 (carbonato de sódio), H2CO3 (ácido carbônico), entre outros.
Funções inorgânicas à são aquelas constituídas por todos os demais elementos químicos que constituem os ácidos, bases, sais e óxidos, estudados pela química inorgânica. A química mineral ou inorgânica abrange o estudo dos metalóides e dos metais e das combinações químicas, tem composição qualitativa, que varia muito de um para outro elemento.
As principais funções químicas inorgânicas – ácidos, bases, sais e óxidos – são encontradas em nosso cotidiano e também em nosso organismo. Por exemplo: o ácido clorídrico é um dos constituintes do suco gástrico, encontrado no estômago; a soda cáustica é constituinte de produto de uso doméstico para desentupir pias e utilizado para fabricar o sabão; o sal de cozinha é constituído pelo cloreto de sódio e a cal viva, utilizado na construção civil e também na culinária, é constituída pelo óxido de cálcio.
Para definir estas substâncias existem vários critérios de classificação. Nós utilizaremos os critérios da condutividade elétrica segundo Arrhenius e o teste com indicadores ácido-base para caracterizar semelhança nas propriedades químicas dessas substâncias.
ÁCIDOS
BASES
MEDIDAS DE ACIDEZ E BASICIDADE
SAIS
ÓXIDOS
Ácidos no cotidiano: ácido acético - vinagre, ácido cítrico - frutas cítricas.
Introdução
Desde os tempos dos alquimistas, observou-se que certas substâncias apresentavam comportamentos peculiares quando dissolvidos na água. Entre tais propriedades destacavam-se:
o sabor azedo facilmente identificado em frutas cítricas, como limão, laranja e maçã (a palavra ácido é proveniente do latim acidus - azedo, picante);
formar soluções aquosas condutoras de eletricidade;
provocar efervescência, quando em contato com o calcário;
produzir mudança de cor nos indicadores ácido-base.
Essas substâncias foram denominadas ácidos.
Os ácidos estão presentes em nosso dia-a-dia, como por exemplo: a laranja, o limão e as demais frutas cítricas contém ácido cítrico, a bateria de um automóvel contém ácido sulfúrico, o vinagre contém ácido acético, o ácido clorídrico é constituinte do suco gástrico no estômago, o ácido nítrico é utilizado para produzir explosivos como o TNT.
De um modo geral os ácidos são tóxicos e corrosivos, portanto deve-se evitar contato com a pele, ingeri-los ou respirá-los.
Definição Segundo Arrhenius
Ácido é todo composto molecular que, em solução aquosa, se ioniza, produzindo exclusivamente como cátion o H3O+ (hidroxônio).
HCl + H2O H3O+ + Cl–
HCN + H2O H3O+ + CN–
No entanto, o cátion Hidroxônio (H3O+) pode ser representado por H+:
HCl H+ + Cl–
HCN H+ + CN–
Classificação dos Ácidos
Quanto à natureza do ácido
Orgânicos - são compostos que contêm em sua estrutura o grupamento carboxila, composto por um átomo de carbono ligado a um átomo de oxigênio por ligação dupla e a um grupo de hidroxila, por ligação simples:
carboxila
O grupo carboxila também pode ser representado apenas por:
-COOH
O hidrogênio ligado ao átomo de oxigênio do grupo carboxila é considerado o hidrogênio ionizável do ácido, desta forma na sua ionização, teremos:
-COOH → H+ + -COO-
Entre os milhares de ácidos orgânicos conhecidos, alguns são de enorme importância para o homem, como por exemplo:
COOH à ácido fórmico (proveniente das formigas)
CH3COOH à ácido acético (extraído no vinagre, acetum – azedo)
Inorgânicos ou minerais - são de origem mineral e dividem-se em hidrácidos e oxiácidos.
Ex.: HCl, HF, HCN, H2SO4, H3PO4, et
Quanto à presença de oxigênio na molécula
Hidrácidos – não possuem oxigênio
Exemplos: HCl, HCN, HF, HI, HBr, H2S, etc.
Oxiácidos – possuem oxigênio
Exemplos: HNO3 , HClO3 , H2SO4, H3PO4, etc.
Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis
Monoácidos (ou monopróticos) – apresentam um hidrogênio ionizável.
Exemplos: HCl, HBr, HNO3 , H3PO2 (exceção).
Diácidos (ou dipróticos) – apresentam dois hidrogênios ionizáveis.
Exemplos: H2S, H2SO4 , H3PO3 (exceção).
Triácidos – apresentam três hidrogênios ionizáveis.
Exemplos: H3PO4 , H3BO3.
Tetrácidos – apresentam quatro hidrogênios ionizáveis.
Exemplos: H4SiO4 , H4P2O7.
Quanto ao número de elementos químicos
Binário – dois elementos químicos diferentes. Exemplos: HCl, H2S, HBr. Ternário – três elementos químicos diferentes. Exemplos: HCN, HNO3 , H2SO4 . Quaternário – quatro elementos químicos diferentes. Exemplos: HCNO, HSCN
Quanto à volatilidade (ponto de ebulição)
Observação: Por quê se deixarmos um recipiente aberto contendo éter, em pouco tempo, observa-se que o éter desaparecerá?
O éter é um líquido que possui baixo ponto de ebulição e evapora com facilidade à temperatura ambiente. Dizemos neste caso que o éter é uma substância volátil.
Um outro exemplo comum ocorre com o vinagre, o qual possui um odor bastante pronunciado devido à volatilidade do ácido acético, seu principal constituinte.
Ácidos voláteis - ácidos com baixo ponto de ebulição (PE).
Ex.: todos os hidrácidos (HCl, HF, HI, HBr, HCN, H2S), HNO3, HCOOH e CH3COOH.
Ácidos fixos - ácidos com elevado ponto de ebulição (PE).
Ex.: H2SO4 (PE = 340ºC), H3PO4 (PE = 213ºC) e H3BO3 (PE = 185ºC).
Quanto ao grau de ionização (força de um ácido)
Ácidos fortes: possuem α > 50% Ácidos moderados: 5% α 50% Ácidos fracos: α < 5%
Regra Prática para Determinação da Força de um Ácido
I. Hidrácidos Ácidos fortes: HI > HBr > HCl. Ácido moderado: HF. Ácidos fracos: demais. II. Oxiácidos Sendo HxEzOy a fórmula de um ácido de um elemento E qualquer, temos
em que:
se: m = 3 ácido muito forte Exemplos: HClO4 , HMnO4... m = 2 ácido forte Exemplos: HNO3 , H2SO4... m = 1 ácido moderado Exemplos: H3PO4 , H2SO3 , H3PO3(2 H+), H3PO2(1 H+) m = 0 ácido fraco Exemplos: HClO, H3BO3
Observação
1º) O ácido carbônico (H2CO3) é uma exceção, pois é um ácido fraco (α = 0,18%), embora o valor de m = 1
2º) Todos os ácidos carboxílicos são fracos.
Fórmula Estrutural
I. Hidrácidos ( HxE )
Cada hidrogênio está ligado ao elemento por um traço (–) que representa a ligação covalente. Exemplos
II. Oxiácidos (HxEzOy )
Para escrever a fórmula estrutural dos oxiácidos, devemos proceder da seguinte maneira: 1) escrever o elemento central; 2) ligar o elemento central a tantos grupos – OH quantos forem os hidrogênios ionizáveis; 3) ligar o elemento central aos oxigênios restantes através de uma dupla ligação ou por ligação dativa
Exemplos
Observação Duas exceções importantes, por apresentarem hidrogênios não-ionizáveis, são:
Formulação e Nomenclatura
I. Formulação
O ácido é formado pelo cátion H+ e ânion qualquer (Ax-). Portanto, podemos representar sua fórmula da seguinte maneira:
H+Ax- HxA
II. Nomenclatura
O nome de um ácido é feito basicamente da seguinte forma: 1o) a palavra ácido; 2o) nome do elemento; 3o) terminação ídrico, ico ou oso
Hidrácidos (HxE)
Exemplos
HCl ácido clorídrico HBr ácido bromídrico HCN ácido cianídrico H2S ácido sulfídrico HI ácido iodídrico
Oxiácidos (HxEzOy) Neste caso, como o mesmo elemento pode formar vários oxiácidos, estabelecemos um oxiácido padrão a partir do qual daremos nomes aos demais.
• Oxiácido padrão
ácido nome de E ico
Regra geral para elementos que formam 2 ou mais oxiácidos:
Como vemos na tabela acima, todo oxiácido padrão tem terminação ico. Se tivermos um ácido com: a) um oxigênio a mais que o padrão, acrescentamos o prefixo per; b) um oxigênio a menos que o padrão, a terminação muda para oso; c) dois oxigênios a menos que o padrão, a terminação continua oso e acrescentamos o prefixo hipo.
Resumindo temos:
Aplicando esta regra, ficamos com:
Regra quando varia o grau de hidratação
Resumindo temos:
Exemplos
Ionização dos Ácidos
A ionização de um ácido, como já vimos anteriormente, na própria definição de ácido de Arrhenius, é a reação do ácido com a molécula de água, produzindo o cátion H3O+.
Se um ácido possui dois ou mais hidrogênios ionizáveis (poliácido), a ionização ocorre em etapas.
Exemplos
a) b) c)
d) e)
Nomenclatura dos Ânions
Podemos considerar que os ânions são provenientes dos ácidos.
Assim, temos:
HF = ácido fluorídrico → F- = fluoreto
HCl = ácido clorídrico → Cl- = ânion cloreto
HBr = ácido bromídrico → Br- = ânion brometo
HI = ácido iodídrico → I- = ânion iodeto
HCN = ácido cianídrico → CN- = ânion cianeto
HNO3 = ácido nítrico → NO3- = ânion nitrato
HNO2 = ácido nitroso → NO2- = ânion nitrito
HClO3 = ácido clórico → ClO3- = ânion clorato
HClO4 = ácido perclórico → ClO4- = ânion perclorato
HClO2 = ácido cloroso → ClO2- = ânion clorito
HClO = ácido hipocloroso → ClO- = ânion hipoclorito
CH3COOH = ácido acético → CH3COO- = ânion acetato
HIDROGENO ÂNIONS
São ânions que possuem um ou mais hidrogênios ionizáveis em sua fórmula. Sua nomenclatura segue a seguinte regra:
Mono, di ou tri (nº de H ionizáveis) + hidrogeno + nome do ânion normal
Ou ainda:
Nome do ânion normal + mono, di ou tri (nº de H ionizáveis) + ácido
Observações:
1º) A colocação do prefixo mono é opcional;
2º) Os hidrogeno ânions provenientes de diácidos, o nome pode ser formado acrescentando-se o prefixo BI.
Exemplo 1:
H2S → H+ + HS-
HS- → H+ + S2-
Desta forma, teremos:
H2S
HS-
S2-
Ácido sulfídrico
(Mono)Hidrogeno sulfeto
Sulfeto (mono)ácido
Bissulfeto
Sulfeto
Exemplo 2:
H2SO4 → H+ + HSO4-
HSO4- → H+ + SO42-
Desta forma, teremos:
H2SO4
HSO4-
SO42-
Ácido sulfúrico
(Mono)Hidrogeno sulfato
Sulfato (mono)ácido
Bissulfato
Sulfato
Exemplo 3:
H3PO4 → H+ + H2PO4-
H2PO4- → H+ + HPO42-
HPO42- → H+ + PO43-
Desta forma, teremos:
H3PO4
H2PO4-
HPO42- (*)
PO43-
Ácido Fosfórico
Di-hidrogeno fosfato
Fosfato diácido
(Mono)Hidrogeno fosfato
Fosfato (mono)ácido
Fosfato
(*) Observe que para o hidrogeno fosfato não foi utilizado o prefixo BI, pois o ânion é proveniente de um triácido.
Exemplo 4:
H2CO3 → H+ + HCO3-
HCO3- → H+ + CO32-
Desta forma, teremos:
H2CO3
HCO3-
CO32-
Ácido carbônico
(Mono)Hidrogeno carbonato
Carbonato (mono)ácido
Bicarbonato
Carbonato
Apesar de esses ânions apresentarem hidrogênios, estes não são ionizáveis
APLICAÇÕES DOS PRINCIPAIS ÁCIDOS DO COTIDIANO  Ácido clorídrico (HCl)
O ácido impuro (técnico) é vendido no comércio com o nome de ácido muriático;
Recipiente contendo ácido muriático
 É encontrado no suco gástrico, produzido pelas células parietais, responsável pela acidez estomacal;
Esquema representativo do estômago contento suco gástrico (HCl)
  É um reagente muito usado na indústria e no laboratório;
 É usado na limpeza de pisos após a caiação das paredes (cal hidratada Ca(OH)2) , para remover os respingos de cal;
HCl(aq) + Ca(OH)2(s) → CaCl2(aq) + 2 H2O
 É usado na limpeza de superfícies metálicas antes da soldagem dos respectivos metais.
 Ácido fluorídrico (HF)
 Tem a particularidade de corroer o vidro, devendo ser guardado em frascos de plástico, por esta razão é usado para fazer gravações sobre o vidro.
Vidro de um automóvel com gravação do número do chassi feita com HF
 Ácido cianídrico (HCN)
· O HCN é o gás de ação venenosa mais rápida que se conhece: uma concentração de 0,3 mg por litro de ar é imediatamente mortal;
· É o gás usado nos estados americanos do Norte que adotam a pena de morte por câmara de gás;
· A primeira vítima do HCN foi seu descobridor, Carl Wihelm Scheele, que morreu ao deixar cair um vidro contendo solução de HCN.
Câmara de gás utilizado em execuções nos EUA
 Ácido sulfídrico (H2S)
· O H2S é um gás incolor, mais pesado do que o ar e inflamável com um forte odor desagradável de ovos podres. Esse gás é algumas vezes referido como "gás de cano de esgoto". Em pequenas concentrações ele pode irritar os olhos e atuar como depressivo; em elevadas concentrações ele pode provocar irritação do sistema respiratório superior e, durante longas exposições, edema pulmonar. Sendo mais denso que o ar, o H2S pode acumular-se em depressões e cavernas.
Aquecendo as mãos no geiser (deserto chileno nos andes) que elimina H2S com odor de ovo podre.
 Ácido sulfúrico (H2SO4)
· É o ácido mais utilizado e importante nas indústrias e nos laboratórios, conhecido como “burro de carga”. O poder econômico de um país pode ser avaliado pela quantidade de ácido sulfúrico que ele fabrica e consome;
· O maior consumo de ácido sulfúrico é na fabricação de fertilizantes, como
os superfosfatos e o sulfato de amônio;
· É o ácido dos acumuladores de chumbo (baterias) usados nos automóveis;
Bateria automotiva contendo solução de H2SO4
· É consumido em enormes quantidades em inúmeros processos industriais,
como processos da indústria petroquímica, fabricação de papel, corantes, etc;
· O ácido sulfúrico concentrado é um dos desidratantes mais enérgicos. Assim,
ele carboniza os hidratos de carbono como os açúcares, amido e celulose; a
carbonização é devido à desidratação desses materiais;
C12H22O11(s) 12 C(s) + 11 H2O(v)
Sacarose Carvão
Adicão de ác. sulfúrico ao açúcar com desidratação e formação de carvão com expansão de massa.
2 4 HSO
· O ácido sulfúrico "destrói" o papel, o tecido de algodão, a madeira, o açúcar e outros materiais devido à sua enérgica ação desidratante;
· O ácido sulfúrico concentrado tem ação corrosiva sobre os tecidos dos organismos vivos também devido à sua ação desidratante. Produz sérias queimaduras na pele. Por isso, é necessário extremo cuidado ao manusear esse ácido;
· As chuvas ácidas em ambiente poluídos com dióxido de enxofre contêm H2SO4 e causam grande impacto ambiental.
S + O2(g) → SO2(g) + 1/2 O2(g) → SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(aq)
impureza ar ar água da chuva chuva ácida
dos derivados
do petróleo
Efeitos da chuva ácida: estátua antes e depois da exposição à chuva ácida, floresta negra na Alemanha em 1970 e 1983 depois da exposição à chuva ácida.
 Ácido nítrico (HNO3)
· Depois do sulfúrico, é o ácido mais fabricado e mais consumido na indústria. Seu maior consumo é na fabricação de explosivos, como nitroglicerina (dinamite), trinitrotolueno (TNT), trinitrocelulose (algodão pólvora) e ácido pícrico e picrato de amônio;
· É usado na fabricação do salitre (NaNO3, KNO3) e da pólvora negra (salitre + carvão + enxofre);
Pólvora negra: (Salitre - KNO3 + Carvão - C + Enxofre - S)
· As chuvas ácidas em ambientes poluídos com óxidos do nitrogênio contém HNO3 e causam sério impacto ambiental. Em ambientes não poluídos, mas na presença de raios e relâmpagos, a chuva também contém HNO3, mas em proporção mínima;
N2(g) + O2(g) → 2 NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g) + H2O(l) → HNO2 + HNO3
· O ácido nítrico concentrado é um líquido muito volátil; seus vapores são muito tóxicos. É um ácido muito corrosivo e, assim como o ácido sulfúrico, é necessário muito cuidado para manuseá- lo.
Explosão realizada através do uso do TNT obtido a partir do HNO3
 Ácido fosfórico (H3PO4)
· Os seus sais (fosfatos) têm grande aplicação como fertilizantes na agricultura;
· É usado como aditivo (acidulante) em refrigerantes como Coca-Cola.
Refrigerante contendo H3PO4 como acidulante
 Ácido carbônico (H2CO3)
· É o ácido das águas minerais gaseificadas e dos refrigerantes. Forma-se na reação do gás carbônico com a água: CO2 + H2O à H2CO3
· Responsável pelo processo de formação da chuva ácida em ambientes não poluídos na ausência de descargas elétricas.
CO2(g) + H2O(l)  H2CO3(aq)  H+(aq) + HCO31-(aq)
Bebidas contendo ácido carbônico (H2CO3)
 Ácido acético (H3C-COOH)
· É o ácido constituinte do vinagre, utilizado com condimento na culinária;
· O vinagre é uma solução aquosa contendo de 3 a 7% de ácido acético.
Vinagre contendo 3% a 7% de ácido acético
INTRODUÇÃO

4o. Bimestre - 3o.E e 3o.F - Quimica Orgânica -

4o. Bimestre - 3o.E e 3o.F - Quimica Orgânica -

segunda-feira, 9 de agosto de 2010

2o. Bimestre - 3o.E e 3o.F - Eletroquimica

Eletroquímica
A Eletroquímica é a parte da química que estuda o relacionamento entre a corrente
elétrica e as reações químicas:
• Produção de corrente elétrica, através de uma reação química: pilha
• Ocorrência de uma reação química pela passagem da corrente elétrica: eletrólise
Para melhor entender a eletroquímica, vamos recordar algo sobre oxidação e redução.
• Oxidação: Quando uma espécie química perde elétrons na reação.
• Redução: quando uma espécie química recebe elétrons na reação.
A Série da Reatividade Química
Analisando em conjunto os resultados obtidos na seqüência anterior de experiências
verificamos que existe uma determinada ordem para que a reação ocorra, isto é, não
basta simplesmente juntar duas espécies químicas: um metal e uma solução. A natureza
impõe condições para que haja reação entre um determinado par de metal/catíon.
Nas experiências que descrevemos, observamos que:
• Al cede elétrons ao Zn ;
• Zn cede elétrons ao Cu ;
• Cu não cede elétrons ao Zn .
Podemos dispor esses metais em uma seqüência que indique a preferência em ceder
elétrons, ou, como é chamada, uma série de reatividade química.
Pilha
Pilha é qualquer dispositivo no qual uma reação de oxirredução espontânea produz
corrente elétrica.
Cátodo é o eletrodo no qual há redução (ganho de elétrons). É o pólo positivo da pilha.
Ânodo é o eletrodo no qual há oxidação (perda de elétrons). É o pólo negativo da pilha.
Os elétrons saem do ânodo (pólo negativo) e entram no cátodo (pólo positivo) da pilha.
Pilhas comerciais
* Pilha seca comum (Leclanché)
* Pilha alcalina comum
* Pilha de mercúrio
* Bateria de níquel-cádmio
* Bateria de chumbo
* Pilha de combustível
Representação convencionada pela IUPAC
Ânodo/Solução do ânodo//Solução do cátodo/Cátodo
Exemplo: Pilha de Daniell ® Zn/Zn2+//Cu2+/Cu
Eletrodo padrão
Eletrodo padrão é aquele no qual as concentrações das substâncias em solução é igual a
1 mol/L e a temperatura é de 25°C.
No caso de um gás participar do eletrodo, sua pressão deve ser igual a 1 atm.
Por convenção, o potencial padrão de eletrodo do hidrogênio é igual a zero e o seu
potencial padrão de redução é igual a zero:
2H+ + 2e-
® H2
E0
red = 0 (convenção)
A IUPAC eliminou o termo potencial de oxidação. Sempre deve ser
usada a expressão potencial de redução.
A medida do potencial padrão de redução de um dado eletrodo
padrão é feita medindo-se a ddp de uma pilha padrão na qual uma
das semipilhas é um eletrodo padrão de hidrogênio e a outra é o
eletrodo padrão cujo E0
red se quer medir.
• Quanto maior for o E0
red, mais fácil será a redução e mais
forte será o oxidante.
• Quanto menor for o E0
red, mais difícil será a redução e mais
fraco será o oxidante.
• Quanto maior for o E0
red, mais difícil será a oxidação e mais
fraco será o redutor.
• Quanto menor for o E0
red, mais fácil será a oxidação e mais
forte será o redutor.
MENOR
E0
red
fluxo de elétrons
¾¾¾¾¾¾¾¾®
reação espontânea
(DG < 0) MAIOR E0 red fluxo de elétrons ¬¾¾¾¾¾¾¾¾ reação nãoespontânea (DG > 0)
Corrosão
Corrosão do ferro
Reação global: 2Fe + 3/2O2 + xH2O ®
Fe2O3 )
xH2O
ferrugem
Proteção contra a corrosão
* Ferro galvanizado (ferro revestido de zinco)
* Lata (ferro revestido de estanho)
* Ferro com plaquetas de Zn ou Mg presas na superfície e que funcionam como eletrodo
de sacrifício
Eletrólise
Eletrólise é uma reação de oxirredução não-espontânea produzida pela passagem da
corrente elétrica.
Cátodo da cela eletrolítica é o eletrodo negativo, isto é, ligado ao pólo negativo do
gerador. Nele ocorre sempre uma reação de redução.
Ânodo da cela eletrolítica é o eletrodo positivo, isto é, ligado ao pólo positivo do
gerador. Nele sempre ocorre uma reação de oxidação.
Pólo
Positivo
Pólo
Negativo
Pilha Cátodo ânodo
Célula
Eletrolítica ânodo Cátodo
Na eletrólise em solução aquosa de sais de metais alcalinos (Na+,
K+...), alcalino-terrosos (Ca2+, Ba2+...) e de alumínio (Al3+), a
descarga no cátodo não é a dos respectivos cátions, mas ocorre
segundo a equação:
2H2O + 2e- ® H2 + 2(OH)-
Nas eletrólises em solução aquosa e com ânodo inerte (Pt ou grafite)
de sais oxigenados (SO4
2-, NO3
-, PO4
3-...) não há a descarga dos
respectivos ânions oxigenados, mas ocorre a descarga segundo a
equação:
H2O ® 2H+ + ½O2 + 2e-
O ânion F-, embora não seja oxigenado, comporta-se como os ânions
oxigenados em relação à descarga no ânodo.
Nas eletrólises em solução aquosa com ânodo de metal não-inerte M
(prata ou metal mais reativo que a prata), a descarga que ocorre no
ânodo é segundo a equação:
M ® M x+ + xe-
Ag ® Ag+ + e-
Cu ® Cu2+ + 2e-
Purificação eletrolítica do cobre - Faz-se a eletrólise de CuSO4 em
solução aquosa usando como cátodo um fio de cobre puro e como
ânodo um bloco de cobre impuro. Nesse processo, precipita a lama
anódica que contém impurezas de Au, Ag, Pt, etc., da qual são
posteriormente extraídos esses metais.
Galvanoplastia - Douração, prateação, niquelação, cromeação, etc.,
feitas por via eletrolítica.
Aplicações da eletrólise
• Obtenção de metais (Al, Na, Mg)
• Obtenção de NaOH, H2 e Cl2
• Purificação eletrolítica de metais
• Galvanoplastia
Equação Geral da Eletrólise
São duas: M=kEQ e m=e Q
96500C = m = 1E
1C = m = 1e
Vídeos :

http://www.youtube.com/watch?v=6d-yN-PKCGI

http://www.youtube.com/watch?v=jgEN7OXTWFc

2o. Bimestre - 2I e 2J - Propriedades Coligativas

4. Pressão máxima de vapor
Imagine um cilindro fechado contendo um líquido, com um espaço vazio acima da
altura do líquido, e um manômetro. Com o nível de mercúrio dos dois ramos na mesma
altura (figura a).
Primeiramente, as moléculas do líquido se deslocam para o espaço vazio do cilindro,
formando a fase gasosa. A pressão exercida pelo vapor do líquido é medida pelo
manômetro. Notamos que o nível do mercúrio sobe até certo ponto onde estaciona
(figura b). A pressão exercida pelo vapor do líquido é medida pelo desnível h ente os
dois níveis de mercúrio.
A pressão máxima de vapor é definida como a pressão exercida pelo vapor em
equilíbrio.
Até que a velocidade de vaporização atinja o equilíbrio, ela é maior que a velocidade de
condensação. Conforme a quantidade de vapor aumenta, a pressão do vapor também
aumenta. A partir do momento em que o equilíbrio é alcançado, a concentração de
moléculas na fase de vapor torna-se constante e a pressão não aumenta mais, ou seja, o
seu valor máximo é atingido.
Como a superfície do líquido e a temperatura não se alteram, a velocidade de
vaporização é constante.
A velocidade de condensação torna-se igual à velocidade de vaporização no equilíbrio,
ou seja, o número de moléculas que abandonam o líquido se iguala ao número de
moléculas que voltam para o líquido.
A pressão máxima do vapor também pode ser chamada de pressão de vapor ou pressão
de vapor de equilíbrio. Tal pressão é aquela que é exercida pelo vapor em equilíbrio
com o seu líquido.
Quando o vapor está em equilíbrio com o seu líquido, ele é denominado vapor
saturante.
Quando fazemos a análise química de um líquido em estado puro e da solução desse
mesmo líquido e constatamos que houve mudanças no comportamento do líquido
devido à presença do soluto, dizemos que ocorreram mudanças nas propriedades
coligativas desse líquido. Um exemplo: quando dissolvemos sal na água e aquecemos a
solução, essa entra em ebulição mais lentamente do que a água pura.
As soluções podem ser moleculares quando as partículas encontradas são moléculas e
iônicas quando as partículas encontradas são íons.
As propriedades coligativas são propriedades que se originam a partir da presença de
um soluto não-volátil e um solvente. A intensidade da ocorrência dessas propriedades
varia de acordo com a quantidade de partículas encontradas na solução. As mudanças
sofridas por um líquido que contém um soluto não-volátil, também chamadas de efeitos
coligativos, são:
Ebulioscopia: O ponto de ebulição do líquido aumenta, é o estudo da elevação da
temperatura de ebulição do solvente numa solução.
Sua fórmula é: te = Te2 - Te, onde:
Te = temperatura de ebulição da solução
Te2 = temperatura de ebulição do solvente
Tonoscopia: Ocorre uma diminuição na pressão de vapor do líquido. Essa propriedade
estuda o abaixamento da pressão máxima de vapor de um solvente quando lhe é
adicionado um soluto não-volátil.
Sua fórmula é: p = P2 – P, onde:
P = pressão de vapor da solução
P2 = pressão de vapor do solvente
Crioscopia: Estuda a diminuição do ponto de congelamento de um líquido causado pelo
soluto não-volátil. Sua fórmula é: tc = Tc2 - Tc, onde:
Tc = temperatura de congelamento da solução
Tc2 = temperatura de congelamento do solvente
Osmoscopia: Estuda o surgimento da pressão osmótica de soluções. O aumento da
pressão osmótica ocorre quando duas soluções do mesmo solvente são divididas por
meio de uma membrana semipermeável que resulta em soluções de mesma
concentração.
Sua fórmula é: = [soluto] . R . T. i , onde:
= pressão osmótica
t = temperatura da solução
As propriedades coligativas se originam a partir da redução do potencial químico do
solvente em contato com o soluto, que causa o aumento da temperatura de ebulição e a
diminuição do ponto de fusão.
Propriedades coligativas
Perseu Lúcio Alexander Helene de Paula*
Especial para o UOL
Um dos assuntos bastante abordados nos exames vestibulares do país são as
propriedades coligativas. Sua aplicação está em um dos principais laboratórios de
química que você conhece _a cozinha.
Recordando alguns conceitos importantes:
• Propriedades Coligativas estão intimamente relacionadas com o número de partículas
dispersas em uma solução. Quando se adiciona sal de cozinha, cloreto de sódio e água
fervente, nota-se que a fervura imediatamente estanca. Por quê?
Observe o esquema:
Como as moléculas de água são polares e com as diferenças de eletronegatividade entre
os átomos dos elementos oxigênio e hidrogênio estabelecem-se as pontes de
hidrogênio.
Quando adiciona-se o sal, ele sofre dissociação iônica, segundo a equação da reação:
Logo os cátions sódio e ânions cloreto são atraídos pelos átomos dos elementos
oxigênio e hidrogênio, respectivamente.
Com isso ocorre o aumento do número de forças intermoleculares. Em função desse
aumento será preciso mais energia para romper estas forças.
Institui-se então que as propriedades coligativas levam em conta todos os tipos de
ligações, como por exemplo: iônica, covalente, covalente dativa, covalente polar,
apolar, dipolo permanente, dipolo induzido e pontes de hidrogênio.
A partir das interações soluto-solvente (forças intermoleculares) haverá influência no
comportamento da solução frente ao aquecimento, congelamento e quantidade de vapor
do solvente produzido.
Veja o exemplo:
(ITA) Em relação à água pura, é de se esperar que uma solução de
10g de sacarose em 150 g de água tenha respectivamente:
ponto de ebulição ponto de solidificação pressão de vapor
a menor maior menor
b menor menor menor
c maior menor menor
d maior menor maior
e nenhuma das respostas acima
• Resposta correta: C
Explicação:
• Por que o ponto de ebulição ficou maior?
Na medida em que se adiciona um soluto a um solvente (açúcar em água) aumentam-se
as forças intermoleculares, logo será preciso mais energia para o solvente entrar em
ebulição.
• Por que o ponto de solidificação ficou menor?
Como houve o aumento de forças intermoleculares será preciso abaixar a temperatura
para que as moléculas se agreguem no estado sólido.
• Por que a pressão de vapor ficou menor?
Como o ponto de ebulição aumentou, a quantidade de vapor do solvente produzido será
menor, logo exercerá menor pressão sobre o líquido.

OBS - FALTA INSRIR AS IMAGENS E GRAFICOS - AGUARDEM !

2o. Bimestre - 1k - Tabela Periodica

A Tabela periódica dos
elementos
Dmitri Mendeleiev
(1834 - 1907)
Dmitri Mendeleiev nasceu na Sibéria e destacou-se na
história da Química pois resolveu ordenar os elementos
químicos então conhecidos, numa tabela, após verificar
que as suas propriedades se repetiam de forma periódica.
Esta tabela de Mendeleiev tinha algumas vantagens sobre
outras tabelas ou teorias antes apresentadas, mostrando
semelhanças numa rede de relações vertical, horizontal e
diagonal. A classificação de Mendeleiev deixava ainda
espaços vazios, prevendo a descoberta de novos
elementos.
A tabela de Mendeleiev serviu de base para a elaboração
da actual tabela periódica, que além de catalogar os 118
elementos conhecidos, fornece inúmeras informações
sobre o comportamento de cada um.
Para ver a tabela original - clique aqui
Mais de metade dos elementos hoje conhecidos foram
descobertos entre 1800 e 1900. Durante esse período, os
químicos verificaram que certos elementos apresentavam
grandes semelhanças.
A constatação da existência de regularidades periódicas
nas propriedades físicas e químicas, aliada à necessidade
de sistematizar toda a informação já disponível, levou ao
desenvolvimento da chamada Tabela Periódica dos
Elementos.
Para saber mais sobre a evolução da tabela periódica -
clique aqui
A tabela periódica dos elementos, na sua versão moderna
apresenta o seguinte aspecto:
Os elementos encontram-se ordenados pelo seu número atómico (indicado nesta tabela por cima do
respectivo símbolo) em sequências horizontais que se chamam períodos, e ao mesmo tempo em
sequências verticais que se chamam grupos ou famílias. Alguns grupos mantêm nomes próprios, como se
pode ver através da figura seguinte:
Os períodos da Tabela periódica, são constituidos da seguinte forma:
• O primeiro período é formado por dois elementos – Hidrogénio (H) e Hélio (He)
• O segundo e o terceiro períodos contêm oito elementos cada um.
• O quarto e o quinto períodos contêm dezoito elementos cada um.
• O sexto período contém trinta e dois elementos.
• O sétimo período é actualmente constituido por 31 elementos. Deve conter também 32
elementos, mas está ainda incompleto porque ainda não se sintetizaram todos os elementos (os
últimos elementos que constam desta tabela, têm sido preparados pelo homem, em laboratório).
Os grupos, ou famílias da Tabela periódica, são constituidos da seguinte forma:
• O primeiro grupo é designado por grupo dos metais alcalinos (com excepção do Hidrogénio
(H)).
• O segundo grupo denomina-se grupo dos metais alcalino-terrosos.
• O conjunto dos grupos, entre o grupo 3 e o grupo 12 chamam-se metais de transição.
• O grupo 13 é designado por família do Boro.
• O grupo 14 é designado por família do Carbono.
• O grupo 15 também se pode chamar família do Azoto.
• O grupo 16 pode denominar-se família dos Calcogéneos.
• O grupo 17 é designado usualmente por família dos Halogéneos.
• O grupo 18 muito conhecido, apresenta os nomes de família dos gases raros, gases inertes ou
ainda gases nobres.
• As duas últimas linhas da tabela periódica são também designadas por família dos lantanídeos e
dos actinídeos, como se pode observar na primeira figura apresentada.
Os elementos químicos podem também classificar-se em três categorias:
METAIS
Bons condutores de calor e de electricidade
Geralmente sólidos à temperatura
ambiente
NÃO - METAIS
Maus condutores de calor e de
electricidade
Menor uniformidade nas suas
propriedades do que os metais
SEMI - METAIS
Propriedades intermédias entre os metais e
os não-metais
Na tabela periódica, dispõem-se da seguinte forma:
No 9º Ano estudas em particular três destes grupos da tabela periódica. São eles os
metais alcalinos (grupo 1), os halogéneos (grupo 17) e os gases raros (grupo 18).
Vamos então ver de seguida alguns exemplos, assim como as suas características e as
reacções mais conhecidas.
Li
Lítio
Na
Sódio
K
Potássio
Rb
Rubídio
Características dos metais alcalinos
• São muito reactivos. Por isso, não existem livres na natureza.
• Reagem em contacto com o oxigénio do ar e com a água.
• Devem ser guardados em parafina líquida ou petróleo.
• As soluções aquosas resultantes das reacções destas substâncias com a água são
alcalinas.
Reacções dos metais alcalinos
Os metais alcalinos reagem com a água, formando hidróxidos e libertando-se
hidrogénio.
Reacção do Lítio:
2 Li(s) + 2 H2O (l) ——> 2 LiOH (aq) + H2 (g)
Reacção do sódio:
2 Na(s) + 2 H2O (l) ——> 2 NaOH (aq) + H2 (g)
Reacção do potássio:
2 K(s) + 2 H2O (l) ---> 2 KOH (aq) + H2 (g)
Os metais alcalinos também reagem com o oxigénio.
Metais Alcalinos
F
Flúor
Cl
Cloro
Br
Bromo
I
Iodo
Características dos halogéneos
• Aparecem na natureza sob a forma de moléculas diatómicas (F2, Cl2, Br2, I2).
• Reagem facilmente com os metais alcalinos, formando halogenetos.
• São mais solúveis no éter ou no óleo alimentar do que em água.
Reacção de formação dos halogenetos:
Os halogéneos reagem com os metais alcalinos, formando-se compostos iónicos que se
designam por halogenetos:
Cloro + Sódio Cloreto de sódio
Cl2(g) + 2 Na (s) ——> 2 NaCl (s)
Bromo + Sódio Brometo de sódio
Br2(g) + 2 Na (s) ——> 2 NaBr (s)
Iodo + Sódio Iodeto de sódio
I2(g) + 2 Na (s) ——> 2 NaI (s)
He
Hélio
Ne
Néon
Ar
Árgon
Kr
Krípton
Halogéneos
Gases nobres, raros ou
inertes
Características dos gases raros, gases nobres ou gases inertes
• São gases à temperatura ambiente.
• Aparecem na natureza sob a forma de átomos isolados.
• Existem em quantidades relativamente pequenas, por isso são considerados
raros.
• Não reagem com as outras substâncias, por isso se chamam inertes.
De um modo geral, o tamanho dos átomos aumenta
ao longo de um grupo, à medida que o seu número
atómico aumenta. Mas, o tamanho dos átomos também diminui ao longo de um
período.
Os átomos dos elementos do primeiro grupo (grupo dos metais alcalinos) têm um
electrão de valência (isto é, um electrão no último nível de energia preenchido). Por
isso, têm tendência a formar iões monopositivos.
Os átomos dos elementos do segundo grupo possuem dois electrões de valência, pelo
que, originam iões dipositivos.
Os átomos dos elementos do grupo 16, apresentam seis electrões de valência, pelo que
dão origem a iões dinegativos (iões com duas cargas negativas).
Os átomos que pertencem ao grupo 17 (família dos halogéneos) têm sete electrões de
valência, pelo que originam iões mononegativos.
Os átomos que pertencem ao grupo 18, denominados gases raros, são átomos estáveis,
apresentam os seus níveis de energia completamente preenchidos, e por isso não
originam iões. Aparecem na natureza sob a forma de átomos isolados.
As regularidades na tabela
periódica

obs - falta inserir as tabelas e figuras - agurdem !

quarta-feira, 16 de junho de 2010

Mistura de soluções

III – SOLUÇÕES

III.1 – Classificação das Misturas: Soluções e Dispersões.

Frequentemente as substâncias químicas (elementos e

compostos) encontram-se misturadas umas às outras. O

sangue, a água do mar, o solo e o próprio ar são exemplos de

misturas. As misturas podem ser heterogêneas ou

homogêneas.

a) Misturas heterogêneas: são constituídas de duas ou

mais fases. Uma fase de uma mistura é identificada

por possuir um aspecto visual uniforme, mesmo ao

microscópio mais potente. As propriedades

organolépticas e algumas propriedades físicas são

constantes ao longo de uma fase. As misturas

heterogêneas são também chamadas de

DISPERSÕES.

As dispersões são formadas por um constituinte em maior

quantidade de matéria chamado de DISPERGENTE e um ou

mais constituintes em menor quantidade de matéria chamados

de DISPERSOS.

As dispersões podem ser classificadas, quanto ao

tamanho das partículas do disperso, em dispersões grosseiras

(diâmetro das partículas superior a 1000 Å) e dispersões

coloidais (diâmetro de partículas entre10 e 1000 Å).

1 Å = 10-10 m

b) Misturas homogêneas: são misturas que apresentam

uma única fase, são também chamadas de

SOLUÇÕES. As soluções são formadas por partículas

que apresentam diâmetros inferiores a 10 Å.

As soluções são formadas por um constituinte, geralmente

em maior quantidade de matéria chamada de SOLVENTE e um

ou mais constituintes em menor quantidade chamados de

SOLUTOS.

A figura abaixo resume a classificação das misturas quanto

aos tamanhos das partículas que as formam:
 


III.2 –Classificação das soluções


a) Classificação quanto às fases de agregação: As

soluções podem ser sólidas, líquidas ou gasosas. A

fase de agregação do solvente é quem determina a

fase de agregação da solução.

Soluções sólidas: latão, bronze, ouro, aço;

Soluções líquidas: água do mar, gasolina, soro

fisiológico;

Soluções gasosas: ar, gás de cozinha;

b) Classificação quanto à condução da corrente

elétrica: As soluções podem ser classificadas em não

eletrolíticas e eletrolíticas.

b.1). Soluções não eletrolíticas: são também chamadas

de soluções moleculares, pois as partículas do

soluto são moléculas neutras. Essas soluções não

conduzem corrente elétrica.

Exemplo: solução de sacarose em água,

solução de etanol em água.

b.2). Soluções eletrolíticas: são também chamadas de

soluções iônicas, nessas soluções as partículas do

soluto são íons. Essas soluções conduzem corrente

elétrica.

Exemplo: cloreto de sódio em água, solução

de hidróxido de sódio e sulfato de sódio.

+ −

+ −

+ −

⎯⎯⎯→ +

⎯⎯⎯→ +

⎯⎯⎯→ +

2

2 4 4 2 2

2

2

Na SO Na SO

NaOH Na OH

HCl H Cl

H O

H O

H O

c) Classificação quanto à concentração do soluto na

solução: As soluções podem ser classificadas em

diluídas e concentradas.

c.1). Soluções diluídas: uma solução é considerada

diluída quando a concentração do soluto é

considerada pequena. Porém, não existe um

parâmetro rigoroso para estabelecer se uma

solução é diluída. Admite-se, geralmente, que

soluções de concentração até 0,1 mol/L são

diluídas.

c.2). Soluções concentradas: são soluções onde a

concentração do soluto é considerada elevada,

geralmente, superior a 0,1 mol/L.

III.3 –Concentração das soluções

Podemos expressar concentração das soluções

relacionando a quantidade de soluto existente em certa

quantidade padrão de solução ou de solvente.

Dependendo das grandezas utilizadas para expressar as

quantidades de soluto e de solvente teremos diferentes

expressões de concentração. Essas expressões de

concentração podem ser físicas ou químicas.

III.3.1 –Expressões físicas de concentração

As expressões físicas de concentração são aquelas que

não dependem da massa molar do soluto.

a) Título em massa (τ): o titulo em massa indica o número

de unidades de massa de soluto existente em 100

unidades de massa da solução.
 
O título em massa pode ser igualmente expresso em

termos percentuais, nesse caso, é denominado de

porcentagem em massa do soluto.
 
Uma solução de KCl 10% possui 10 g de soluto em


100 g de solução ou 90 g de água.

Uma solução de KCl 30% possui 30 g de soluto em

100 g de solução ou 70 g de água.

Exemplo: Uma massa de 40g de NaOH são dissolvidas em

160g de água. Qual a porcentagem, em massa, de NaOH

presente nesta solução?

b) Título em volume (τV): o titulo em volume indica o

número de unidades de volume de soluto existente em

100 unidades de volume da solução.



O título em volume pode ser igualmente expresso em


termos percentuais, nesse caso, é denominado de porcentagem em volume do soluto.

Exemplo: Calcule a porcentagem em volume de etanol em uma


solução preparada pela dissolução de 80 g de etanol em 1L de

água destilada. Considere a densidade do etanol como sendo

igual a 0,8 g/mL e a densidade da solução resultante como

sendo igual a 0,998 g/mL.

c) Concentração em massa (C): a concentração em massa

indica a massa de soluto (msoluto) que se encontra

dissolvida em um volume padrão de solução (Vsolução).
 
 
 
Geralmente a concentração do soluto é expressa em g/L,


porém, pode ser expressa eventualmente em g/mL, kg/L,

mg/dL, etc.

Exemplo: 40 g de nitrato de potássio foram dissolvidos em 190

cm3 de água destilada, fornecendo 200 cm3

de solução. Calcule

a concentração em massa dessa solução em g/L.

Exemplo: Num balão volumétrico de 250 mL adicionou-se 2 g

de sulfato de amônio [(NH4)2SO4]. Qual a concentração da

solução obtida, em g/L.

d) Concentração em partes por milhão (ppm): a

concentração em partes por milhão indica quantas partes

do soluto existem em um milhão de partes da solução (em

volume ou em massa).

1 ppm= 1 parte do soluto / 106

partes de solução

Concentração em ppm expressa em volume/volume –

ppm(v/v): unidade usada para expressar concentrações de

soluções gasosas.

1 ppm (v/v) = 1 cm3

de soluto / 1 m3

de solução

􀜥􀯣􀯣􀯠 􀵌

􀜸􀯦􀯢􀯟􀯨􀯧􀯢􁈺􀜿􀝉􀬷􁈻

􀜸􀯦􀯢􀯟􀯨çã􀯢􁈺􀝉􀬷􁈻

Concentração em ppm expressa em massa/massa –

ppm(m/m): unidade usada para expressar concentrações de

misturas sólidas.

1 ppm (m/m) = 1 mg de soluto / 1 kg de mistura

􀜥􀯣􀯣􀯠 􀵌

􀝉􀯦􀯢􀯟􀯨􀯧􀯢􁈺􀝉􀝃􁈻

􀝉􀯦􀯢􀯟􀯨çã􀯢􁈺􀝇􀝃􁈻

Concentração em ppm expressa em massa/volume –

ppm(m/v): unidade usada para expressar concentrações de

soluções muito diluídas.

1 ppm (m/v) = 1 mg de soluto / 1 L de solução

􀜥􀯣􀯣􀯠 􀵌

􀝉􀯦􀯢􀯟􀯨􀯧􀯢􁈺􀝉􀝃􁈻

􀜸􀯦􀯢􀯟􀯨çã􀯢􁈺􀜮􁈻

Exemplo: Quantos gramas de cloreto existem em 1000 L de

uma água que possui uma concentração de cloretos igual a

250 ppm (m/v).

e) Concentração em partes por bilhão (ppb): a

concentração em partes por bilhão indica quantas partes

do soluto existem em um bilhão de partes da solução (em

volume ou em massa)

1 ppb= 1 parte do soluto / 109

partes de solução

f) Densidade (d): a densidade de uma solução é a razão

entre a massa e o volume dessa solução.
 
A densidade de uma solução varia de acordo com a


quantidade de soluto dissolvida em uma dada quantidade

padrão de solução. Assim, a densidade pode ser usada como

uma unidade de concentração. Geralmente, se expressa à

densidade em g/mL, porém outras unidades podem ser

usadas.

Através da densidade podemos relacionar o título e a

concentração em massa de uma solução:

C(g/L) = 1000 (mL/L) x d (g/mL) x τ

Exemplo: Misturando-se 30 mL de etanol e 70 mL de água

obtém-se uma solução de densidade igual a 0,97 g/mL a 20°C,

sabendo que a densidade do etanol é 0,8 g/mL calcule a

porcentagem em massa de etanol na solução e a sua

concentração em g/L.

III.3.2 – Expressões químicas de concentração

As expressões químicas de concentração são aquelas que

dependem da massa molar (MM) do soluto.

Neste ponto devemos lembrar que a massa molar de uma

substância expressa à massa em gramas de um mol dessa

substância.

A quantidade de matéria (n) pode ser calculada dividindose

a massa de uma substância por sua massa molar:
 
a) Fração em quantidade de matéria (X): a fração em

quantidade de matéria de um soluto em uma solução é a

razão entre a quantidade de matéria do soluto e a

quantidade total de matéria da solução.
 
Analogamente, temos:
EXEMPLO: Calcular as frações em quantidade de matéria do


soluto e do solvente em uma solução preparada a partir da

mistura de 80 g de metanol (CH3OH→ 32 g/mol) e 720 g de

água (H2O→ 18 g/mol).

b) Concentração em quantidade de matéria (M): é a

razão entre a quantidade de matéria de um soluto e o

volume da solução em litros.
A concentração em quantidade de matéria é a unidade de


concentração recomendada pela IUPAC. Informalmente é

chamada de molaridade.

EXEMPLO: Calcule quantos gramas de hidróxido de sódio

(NaOH→ 40 g/mol) são necessários para preparar 500 mL de

uma solução 0,8 mol/L desta substância.

c) Molalidade (w): unidade de concentração química que

expressa a quantidade de matéria dissolvida numa

massa de 1 quilograma de solvente.
A molalidade é útil quando grande rigor é exigido na


medida da concentração e trabalha-se em condições não

isotérmicas.

EXEMPLO: Calcule a molalidade de uma solução de glicose

(C6H12O6 → 180 g/mol), preparada pela dissolução de 45 g de

glicose em 1,0 L de água.

d) Normalidade (N): a normalidade é a relação entre o

número de equivalente-grama do soluto (ne) e o volume

da solução em litros (V).

O equivalente-grama (E) de uma substância equivale

à massa em gramas dessa substância que reage

movimentando 1,0 mol de elétrons.

Desta forma o equivalente-grama de uma substância

dependerá da reação da qual ela participe. Uma

substância pode assim ter mais de um equivalentegrama.

No cálculo teórico do equivalente-grama (E) dividimos a

massa molar da substância (MM) pela valência (k) da mesma.
O valor de k é determinado de forma diferente segundo o


tipo de substância em questão:

Ácidos → k é igual ao número de hidrogênios ionizáveis;

Hidróxidos → k equivale ao número de hidroxilas;

Sais → k equivale à carga total dos cátions ou dos ânions

tomada em módulo;

Oxidantes e redutores → k equivale ao número de elétrons

trocados durante a reação de oxidação ou redução.

EXEMPLO: Calcule o equivalente-grama das seguintes

substâncias: ácido sulfúrico (98 g/mol), ácido fosfórico (98

g/mol), ácido fosforoso (82 g/mol), hidróxido de cálcio (74

g/mol), sulfato de alumínio (342 g/mo), dicromato de potássio

(294 g/mol) (6e-+ H2S + Cr2O7

2- → 2Cr3++ 7H2O).

O número de equivalente-grama (ne) contidos em uma

massa qualquer de substância é calculado como a razão entre

a massa da substância e o seu equivalente-grama:
Dividindo o número de equivalente-grama do soluto pelo


volume da solução em litros obtemos a normalidade de uma

solução:
 
EXEMPLO 01: Calcule a normalidade de uma solução de ácido


sulfúrico obtida pela dissolução de 4,9 g desse ácido em 500

mL de solução.

Exemplo 02: O hidróxido de amônio P.A. é vendido sob a forma

de uma solução contendo entre 28 e 30% de NH4OH (35

g/mol), cuja densidade é igual a 0,91 g/mL. Calcule quantos

mililitros de hidróxido de amônio P.A devem ser utilizados para

preparar 500 mL de uma solução 0,4 eq/L.

III.3.3 – Convertendo unidades químicas de concentração

a) Convertendo concentração em quantidade de matéria

em concentração em massa: para convertermos a

molaridade (concentração em quantidade de matéria) em

concentração em massa, devemos multiplicar a

molaridade pelo valor da massa molar do soluto.
EXEMPLO 01: Qual é a concentração em g/L de uma solução


de cloreto de sódio (NaCl → 58,5 g/mol) 0,1 mol/L?

EXEMPLO 02: Qual é a molaridade de uma solução que

contém 6,3 g/L de ácido nítrico (HNO3 →63 g/mol)?

b) Convertendo concentração em quantidade de matéria

em molalidade: para convertermos a concentração em

quantidade de matéria em molalidade é necessário que a

densidade da solução seja conhecida. Os passos a seguir

possibilitam a conversão de molaridade em molalidade:

1) Achar a massa correspondente a 1,0 L de solução

usando a densidade.

2) Subtrair a massa de soluto contida em 1,0 L de solução

da massa da solução para achar a massa de solvente.

3) Aplicar a definição de molalidade, lembrando de

transformar a massa de solvente em kg.

EXEMPLO: Calcule a molalidade de uma solução de glicose,

C6H12O6 (180 g/mol), cuja concentração em quantidade de

matéria é 0,5 mol/L e cuja densidade é 1,014 g/mL.

c) Convertendo concentração em quantidade de matéria

em normalidade: para convertermos a molaridade

(concentração em quantidade de matéria) em

normalidade, devemos multiplicar a molaridade pelo valor

da valência do soluto.

N = k . M

EXEMPLO: Qual é a normalidade de uma solução de ácido

sulfúrico 0,5 mol/L?

d) Convertendo normalidade em concentração em

massa: para convertermos a normalidade em

concentração em massa devemos multiplicar o valor em

normalidade pelo equivalente-grama do soluto.
III.4 –Diluição de soluções


DILUIÇÃO: processo no qual se adiciona solvente a uma

solução de forma a diminuir sua concentração.

Obs. 1: O processo inverso à diluição é a concentração.

Na operação de concentração retira-se solvente da solução,

geralmente por evaporação, aumentando-se a concentração da

mesma.

Obs. 2: Nos processos de diluição e concentração alterase

o volume de solução, porém, a quantidade de soluto (em

massa, quantidade de matéria ou número de equivalentes)

permanece inalterado.

ESQUEMA GERAL DE UMA DILUIÇÃO:
 
Quando uma diluição é realizada, podemos escrever a


seguinte relação entre as concentrações da solução inicial e da

solução final (resultante da diluição).
Onde: Ci e Cf podem ser expressas em concentração em


massa, concentração e quantidade de matéria ou normalidade.

EXEMPLO: 20 mL de uma solução de concentração igual a 8

g/L de hidróxido de potássio foram diluídos até um volume final

de 100 mL. Calcule a concentração em mol/L da solução

resultante.

III.5 –Mistura de soluções

III.5.1 –Mistura de soluções de mesmo soluto

Quando duas soluções de um mesmo soluto e mesmo

solvente, porém, de concentrações diferentes, são misturadas,

obtemos uma solução de concentração intermediária entre as

duas soluções misturadas.

A quantidade de soluto presente na solução resultante

será igual à soma das quantidades de soluto existentes nas

soluções originais.

ESQUEMA GERAL DE UMA MISTURA DE SOLUÇÕES:
A equação a seguir permite calcular a concentração da


solução resultante da mistura de duas soluções:
Teremos que a concentração da solução resultante será:
Onde, C1, C2 e C3 são concentrações expressas em g/L,


mol/L ou eq/L.

EXEMPLO: Calcule a concentração de uma solução de

sacarose obtida pela mistura de 200 mL de uma solução 0,2

mol/L de sacarose com 600 mL de outra solução 0,6 mol/L de

sacarose.

III.5.2 –Mistura de soluções de solutos diferentes sem

reação química

Na mistura de duas soluções de mesmo solvente,

contendo solutos diferentes que não reagem entre si, podemos

tratar cada soluto isoladamente como se ocorresse uma

diluição.

EXEMPLO 01: 500 mL de uma solução 0,4 mol/L de glicose

são misturados a 300 mL de uma solução 0,8 mol/L de frutose.

Calcule as concentrações de glicose e frutose na solução

resultante.

EXEMPLO 02: Quando 200 mL de uma solução 0,1 mol/L de

NaNO3 são misturados com 300 mL de uma solução 0,2 mol/L

de Ba(NO3)2, a concentração de íons nitrato na solução

resultante, expressa em mol/L, será igual a:

a) 0,03 b) 0,07 c) 0,14 d) 0,28

III.5.3 –Mistura de soluções de solutos diferentes com

reação química

Quando misturamos soluções de solutos diferentes que

reagem entre si, a concentração das espécies presentes na

solução resultante dependerá da quantidade de reagentes

consumidos e da quantidade de produtos formados na reação.

Devemos efetuar, então, um balanço de matéria, considerando

as quantidades de matéria inicialmente presentes, quanto foi

consumido e quanto foi gerado de cada espécie pela reação.

REAGENTE LIMITANTE: Num dado sistema reacional chamase

de reagente limitante aquele que se encontra em quantidade

inferior à necessária para reagir estequiometricamente com os

outros reagentes que participam da reação. O reagente

limitante será completamente consumido na reação.

REAGENTE EM EXCESSO: Reagente que não é consumido

inteiramente na reação por encontrar-se em quantidade

superior à necessária para reagir estequiometricamente com os

outros reagentes que participam da reação.

EXEMPLO: 200 mL de uma solução 0,5 mol/L de ácido

sulfúrico foram adicionados a 800 mL de uma solução 0,4

mol/L de NaOH. Calcule as concentrações em quantidade de

matéria de NaOH, H2SO4 e Na2SO4 na solução resultante.