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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira Físico-Química 1º Semestre Curso de preparação para a EsPCEx Prof. Alexandre Oliveira Sumário Módulo 01 - Estudo das Soluções ............................................................................................ 3 Módulo 02 - Unidades de Concentração das Soluções ........................................................ 49 Módulo 03 - Diluição de Soluções e Misturas de Soluções ................................................. 69 Módulo 04 - Propriedades coligativas das soluções ............................................................ 89 Módulo 05 - Termoquimica ................................................................................................... 127 Módulo 06 - Termodinâmica .................................................................................................. 170 Módulo 07 - Cinética Química ............................................................................................... 189 www.vestcursos.com VestCursos – Curso de Química – Preparação para a EsPCEx - Prof. Alexandre Oliveira Curso de Química - Preparação para a EsPCEx (Prof. Alexandre Oliveira) 2 YouTube: /AprendendoQuimicaProfAlexandreOliveira Instagram: /AprendendoQuimica Twitter: /AprendeQuimica Facebook: /AprendendoQuimicaOficial E-mail: cursodequimica@gmail.com VestCursos – Curso de Química – Preparação para a EsPCEx - Prof. Alexandre Oliveira Curso de Química - Preparação para a EsPCEx (Prof. Alexandre Oliveira) 3 Módulo 01 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 Tamanho Médio das Partículas dispersas em mm Solução verdadeira < 1 nm Dispersão coloidal 1 nm a 1000 nm Suspensão > 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 ácidos, bases e sais dissolvidos em água tintas, geléias, gelatinas e maioneses água barrenta, pó de café em água Quanto ao tamanho médio das partículas dispersas até 1 nm de 1 a 1000 nm acima de 1000 nm Quanto à natureza das partículas dispersas íons ou moléculas aglomerados, de íons ou moléculas, ou ainda íons ou moléculas gigantes aglomerados de íons ou moléculas Quanto à homogeneidade homogêneas (as partículas não são visíveis em nenhum aparelho de observação) heterogêneas (as partículas são visíveis em ultramicroscópio) heterogêneas (as partículas são visíveis em microscópio comum) Quanto à sedimentação das partículas dispersas não sedimentam (mesmo nas ultracentrífugas) sedimentam (com a utilização de ultracentrífugas) sedimentam (espontaneamente ou através de centrífugas comuns) VestCursos – Curso de Química – Preparação para a EsPCEx - Prof. Alexandre Oliveira Curso de Química - Preparação para a EsPCEx (Prof. Alexandre Oliveira) 4 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. 2.1) 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. 2.2 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 Solvente Exemplo *sólido sólido liga metálica de Ag e Au *sólido líquido açúcar em água. sólido gás naftalina no ar líquido sólido mercúrio + ouro *líquido líquido água em álcool líquido gás umidade do ar gás sólido hidrogênio + platina em pó *gás líquido gás carbônico em bebidas *gás gás ar atmosférico * soluções mais importantes Observações: VestCursos – Curso de Química – Preparação para a EsPCEx - Prof. Alexandre Oliveira Curso de Química - Preparação para a EsPCEx (Prof. Alexandre Oliveira) 5 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. )aq(112212 OH )s(112212 OHCOHC 2⎯⎯→⎯ (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. −+ +⎯→⎯+ )aq()aq(3)(2)g( COHOHHC (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. −+ −+ +⎯⎯→⎯ +⎯⎯→⎯ )aq()aq( OH )s( )aq()aq( OH )s( OHNaNaOH CNaNaC 2 2 (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 epressão, pode dissolver-se em uma quantidade fixa de solvente. VestCursos – Curso de Química – Preparação para a EsPCEx - Prof. Alexandre Oliveira Curso de Química - Preparação para a EsPCEx (Prof. Alexandre Oliveira) 6 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 (0 °C) Cs(Ca(OH)2) = 106.10 -3g Ca(OH)2 / 100g H2O (70 °C) 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. VestCursos – Curso de Química – Preparação para a EsPCEx - Prof. Alexandre Oliveira Curso de Química - Preparação para a EsPCEx (Prof. Alexandre Oliveira) 7 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) VestCursos – Curso de Química – Preparação para a EsPCEx - Prof. Alexandre Oliveira Curso de Química - Preparação para a EsPCEx (Prof. Alexandre Oliveira) 8 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 VestCursos – Curso de Química – Preparação para a EsPCEx - Prof. Alexandre Oliveira Curso de Química - Preparação para a EsPCEx (Prof. Alexandre Oliveira) 9 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. 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. VestCursos – Curso de Química ITA e IME - Prof. Alexandre Oliveira Curso de Química - Preparação para a EsPCEx (Prof. Alexandre Oliveira) 10 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) Soluções de sólidos em líquidos Para um sólido dissolver-se em um líquido, são necessárias duas etapas: 1ª Etapa: quebra do retículo cristalino do sólido. É uma etapa endotérmica, portanto, ocorre com absorção de calor, pois as ligações do retículo cristalino do sólido precisão ser rompidas. No caso do sal de cozinha as ligações iôniocas entre o cátion (Na+) e o ânion (Cl-) serão quebradas. Essa energia absorvida é denominda energia de rede. 2ª Etapa: solvatação das partículas do sóilido. É uma etapa exotérmica, ou seja, ocorre com liberação de calor, pois serão formadas interações intermolecularesentre as partículas do sólido e do solvente. No caso do sal e da água, serão formadas interações do tipo íon-dipolo, interações que são mais fortes que a ligações de hidrogênio. Essa energia liberada é denominada energia de solução ou energia de dissolução. Eventos semelhantes explicam por que os sólidos compostos de moléculas polares, como o açúcar, se dissolvem em água. 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 hi- drocarbonetos. 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 (forças de London). 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. VestCursos – Curso de Química ITA e IME - Prof. Alexandre Oliveira Curso de Química - Preparação para a EsPCEx (Prof. Alexandre Oliveira) 11 6) Calores de solução 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. H é positivo para urna mudança endotérmica, e por isso a seta para o Passo 1 na Fig. 6 aponta Fig. 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. Fig. 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. VestCursos – Curso de Química ITA e IME - Prof. Alexandre Oliveira Curso de Química - Preparação para a EsPCEx (Prof. Alexandre Oliveira) 12 para cima, o sentido positivo. Como podemos observar na figura anterio, o primeiro passo é endotérmico e aumenta a energia potencial do sistema. As partículas do sólido se atraem, por isso precisamos de energia para separá- las, 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 seguintes, 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 uti lizado em nossa análise é obviamente muito simples. (O modelo não diz nada, por exemplo, sobre como a tendência natural 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. VestCursos – Curso de Química ITA e IME - Prof. Alexandre Oliveira Curso de Química - Preparação para a EsPCEx (Prof. Alexandre Oliveira) 13 Fig. Entalpia de uma solução. A formação do iodeto de potássio em solução aquosa. Fig. 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. 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. VestCursos – Curso de Química ITA e IME - Prof. Alexandre Oliveira Curso de Química - Preparação para a EsPCEx (Prof. Alexandre Oliveira) 14 Fig. Entalpia de uma solução. Para analisar a variação de entalpia devida à formação de uma solução de dois líquidos, podemos imaginar a sequência 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 (Figura seguinte), 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 mútuas 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. VestCursos – Curso de Química ITA e IME - Prof. Alexandre Oliveira Curso de Química - Preparação para a EsPCEx (Prof. AlexandreOliveira) 15 Fig. 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 Figura anterior 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 solução de benzeno e tetracloreto de carbono. As forças de atração entre as moléculas do benzeno são praticamente as mesmas que as do CCI4, ou entre as moléculas do benzeno e as do CCI4. 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 Figura seguinte (a)). 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 Figura seguinte (b)). Neste caso, a liberação de energia na terceira etapa não é suficiente para compensar a energia VestCursos – Curso de Química ITA e IME - Prof. Alexandre Oliveira Curso de Química - Preparação para a EsPCEx (Prof. Alexandre Oliveira) 16 necessária para as etapas 1 e 2 e a solução fica "fria" quando se forma. O motivo aqui é que as moléculas do álcool 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. 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 Hsol 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 de gases em líquidos I) A Influência da Temperatura na Solubilidade de um Gás em um Líquido A Tabela 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 VestCursos – Curso de Química ITA e IME - Prof. Alexandre Oliveira Curso de Química - Preparação para a EsPCEx (Prof. Alexandre Oliveira) 17 não deve ser estendida para solventes não-líquidos, onde a situação é bem mais complexa.) II) 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. Fig. Solubilidade em água como função da pressão para dois gases. A quantidade de gás dissolvida é maior, à medida que a pressão aumenta. 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. VestCursos – Curso de Química ITA e IME - Prof. Alexandre Oliveira Curso de Química - Preparação para a EsPCEx (Prof. Alexandre Oliveira) 18 Fig. 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. III) 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. C = k . P (T é constante) Na equação, C é a concentração do gás e P é a pressão parcial do gás acima da solução. A constante de proporcionalidade, k, 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 1 2 1 2 C C P P = 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 C2/P2 são iguais à mesma constante da Lei de Henry, kg. 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 2C0,0150gL 580torr 800torr − = Resolvendo para C. C2 = 0,0207 g L–1 VestCursos – Curso de Química ITA e IME - Prof. Alexandre Oliveira Curso de Química - Preparação para a EsPCEx (Prof. Alexandre Oliveira) 19 O aumento da pressão fez com que a solubilidade mudasse para 0,0207 g L–1. Aplicação: Doença das bolhas 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 edo 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. 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. 8) Solubilidades de gases que reagem com a água 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 ). Uma das razões é que as moléculas de SO2 NH3 e CO2 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, além disso esses gases acabam reagindo com a água, o que ocasiona um aumento da sua solubilidade. 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 O2 e N2, que não reagem normalmente com a água. O trióxido de enxofre é extremamente solúvel em água porque reage quantitativamente para formar ácido sulfúrico. 3(g) 2 2 4(aq)SO H O H SO+ → 9) 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). VestCursos – Curso de Química ITA e IME - Prof. Alexandre Oliveira Curso de Química - Preparação para a EsPCEx (Prof. Alexandre Oliveira) 20 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). Tipos de coloides Disperso Dispersante Exemplos Sol-sólido Sólido Sólido Pedras preciosas coloridas (rubi: CrO3 em Al2O3; safira: FeO e Fe2O3 em Al2O3). Sol (hidrossol) Sólido Líquido Goma-arábica (goma em água), gelatina (proteína em água). Aerossol sólido Sólido Gás Fumaça de cigarro, partículas de poeira ou fuligem dispersas no ar. Aerossol líquido Líquido Gás Minúsculas gotas de um líquido dispersas em um gás: neblina (água em ar), spray de perfumes e inseticidas. Gel Líquido Sólido Manteiga e margarina (água em gordura), geleia (água em pectina), tintas tixotrópicas. Emulsão Líquido Líquido Água e óleo com detergente, leite (gordura e água estabilizados pela caseína), maionese (vinagre e azeite estabilizados pela lecitina). Espuma sólida Gás Sólido Maria-mole (ar disperso em clara de ovo), pedra-pomes (ar disperso na rocha), polímeros expandidos, isopor (poliestireno), poliuretano. Espuma líquida Gás Líquido Creme chantilly (ar disperso em creme de leite). 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. Dispersões coloidais de um líquido em outro são chamadas emulsões. São em geral relativamente 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. VestCursos – Curso de Química ITA e IME - Prof. Alexandre Oliveira Curso de Química - Preparação para a EsPCEx (Prof. Alexandre Oliveira) 21 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. 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 Fe2O3 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 VestCursos – Curso de Química ITA e IME - Prof. Alexandre Oliveira Curso de Química - Preparação para a EsPCEx (Prof. Alexandre Oliveira) 22 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 sãoigualmente desviados. Como resultado, quando o Sol está próximo ao horizonte e o ar contém fumaça, observamos cores brilhantes no céu. 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; VestCursos – Curso de Química ITA e IME - Prof. Alexandre Oliveira Curso de Química - Preparação para a EsPCEx (Prof. Alexandre Oliveira) 23 Peptização e 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). 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; GEL SOL Adição de água = peptização retirada de água = pectização Dispersão A: Partículas do disperso com carga positiva Dispersão B: Partículas do disperso com carga negativa Adição de ânions Retirada de cátions Ponto isoeletrônico VestCursos – Curso de Química ITA e IME - Prof. Alexandre Oliveira Curso de Química - Preparação para a EsPCEx (Prof. Alexandre Oliveira) 24 R CH COOH NH2 OH - R CH COO - NH2 H2O+ + Proteína negativa R CH COOH NH2 H3O + R CH COOH NH3 + H2O+ + Proteína positiva 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; 10) 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.) VestCursos – Curso de Química ITA e IME - Prof. Alexandre Oliveira Curso de Química - Preparação para a EsPCEx (Prof. Alexandre Oliveira) 25 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). 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. 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'". VestCursos – Curso de Química ITA e IME - Prof. Alexandre Oliveira Curso de Química - Preparação para a EsPCEx (Prof. Alexandre Oliveira) 26 Figura: processo de limpeza do sabão: a) esquema para uma molécula de sabão: carboxilato de cadeia longa. b) superfície contendo uma substância apolar (gordura). c) adição de sabão ao sistema. d) a cadeia apolar do sabão interage com a gordura, enquanto a cabeça polar do sabão interage com a água. e) formação de uma micela de gordura em água. 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. 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.Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira VestCursos – Curso de Química ITA e IME - Prof. Alexandre Oliveira CURSO ANUAL DE QUÍMICA – Prof. Alexandre Oliveira 27 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. Por esse motivo, ao ler o rótulo de alguns produtos desinfetantes para uso sanitário, você encontrará Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira VestCursos – Curso de Química ITA e IME - Prof. Alexandre Oliveira CURSO ANUAL DE QUÍMICA – Prof. Alexandre Oliveira 28 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: 10.1. 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. Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira VestCursos – Curso de Química ITA e IME - Prof. Alexandre Oliveira CURSO ANUAL DE QUÍMICA – Prof. Alexandre Oliveira 29 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”). 10.2. 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. Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira VestCursos – Curso de Química ITA e IME - Prof. Alexandre Oliveira CURSO ANUAL DE QUÍMICA – Prof. Alexandre Oliveira 30 10.3. Sabões x detergentes a) Água dura = água com elevada concentração de íons: Ca2+, Mg2+ ou Fe3+. b) em meio ácido Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira Estudo das Soluções Exetcícios de Aprendizagem 01. (Enem) Tensoativos são compostos orgânicos que possuem comportamento anfifílico, isto é, possuem duas regiões, uma hidrofóbica e outra hidrofílica. O principal tensoativo aniônico sintético surgiu na década de 1940 e teve grande aceitação no mercado de detergentes em razão do melhor desempenho comparado ao do sabão. No entanto, o uso desse produto provocou grandes problemas ambientais, dentre eles a resistência à degradação biológica, por causa dos diversos carbonos terciários na cadeia que compõe a porção hidrofóbica desse tensoativo aniônico. As ramificações na cadeia dificultam sua degradação, levando à persistência no meio ambiente por longos períodos. Isso levou a sua substituição na maioria dos países por tensoativos biodegradáveis, ou seja, com cadeias alquílicas lineares. PENTEADO, J. C. P.; EL SEOUD, O. A.; CARVALHO, L. R. F. [ ... ]:uma abordagem ambiental e analítica. Química Nova, n. 5, 2006 (adaptado). Qual a fórmula estrutural do tensoativo persistente no ambiente mencionado no texto? a) b) c) d) e) 02. (Enem) Os tensoativos são compostos capazes de interagir com substâncias polares e apolares. A parte iônica dos tensoativos interage com substâncias polares, e a parte lipofílica interage com as apolares. A estrutura orgânica de um tensoativo pede ser representada por: Ao adicionar um tensoativo sobre a água, suas moléculas formam um arranjo ordenado. Esse arranjo é representado esquematicamente por: a) b) c) d) e) 03. (Ita) A figura abaixo mostra a curva de solubilidade do brometo de potássio (KBr) em água: Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira VestCursos – Curso de Química ITA e IME - Prof. Alexandre Oliveira CURSO ANUAL DE QUÍMICA – Prof. Alexandre Oliveira 32 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. 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 0 180 30 220 a) 20 g. b) 40 g. c) 50 g. d) 64 g. e) 90 g. 05. (Fuvest) 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 resultantecontém 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) * 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. 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: Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira VestCursos – Curso de Química ITA e IME - Prof. Alexandre Oliveira CURSO ANUAL DE QUÍMICA – Prof. Alexandre Oliveira 33 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. 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). 08. (Fuvest) 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: 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) 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: Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira VestCursos – Curso de Química ITA e IME - Prof. Alexandre Oliveira CURSO ANUAL DE QUÍMICA – Prof. Alexandre Oliveira 34 A massa de soluto necessária, em gramas, para o preparo da solução equivale a: a) 100 b) 110 c) 300 d) 330 10. (Ufsc) O gráfico abaixo mostra a variação nas concentrações de soluções saturadas de dois sais em água, Li2SO4 (reta descendente) e 4NH C (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. 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) O rótulo de um frasco contendo determinada substância X traz as seguintes informações: Propriedade Descrição ou valor Cor Incolor Inflamabilidade Não inflamável Odor Adocicado Ponto de Fusão - 23 ºC Ponto de ebulição a 1 atm 77ºC Densidade a 25ºC 1,59 / cm3 Solubilidade em água a 25ºC 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 / cm3 12. (ifba) Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira VestCursos – Curso de Química ITA e IME - Prof. Alexandre Oliveira CURSO ANUAL DE QUÍMICA – Prof. Alexandre Oliveira 35 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. 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) Uma solução saturada de 2 2 7K Cr O 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. Com base nos dados apresentados, as massas dos dois íons resultantes da dissociação do 2 2 7K Cr O , 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 Estudo das Soluções Exercícios de Fixação 01. (Unesp) A poluição térmica, provocada pela utilização de água de rio ou mar para refrigeração de usinas termoelétricas ou nucleares, vemdo 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 substâncias e suas respectivas massas molares, são apresentadas na tabela a seguir: Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira VestCursos – Curso de Química ITA e IME - Prof. Alexandre Oliveira CURSO ANUAL DE QUÍMICA – Prof. Alexandre Oliveira 36 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„ 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. 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. 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. 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) A solubilidade do nitrato de potássio em água, em função da temperatura, é dada na tabela abaixo. Considerando-se soluções de 3KNO em 100 g de água, assinale o que for correto. Temperatura (°C) 0 20 40 60 100 Solubilidade do 3KNO (g 100 g de água) 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. Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira VestCursos – Curso de Química ITA e IME - Prof. Alexandre Oliveira CURSO ANUAL DE QUÍMICA – Prof. Alexandre Oliveira 37 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) 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) 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. 8. (Enem 2014) A capacidade de limpeza e a eficiência de um sabão dependem de sua propriedade de formar micelas estáveis, que arrastam com facilidade as moléculas impregnadas no material a ser limpo. Tais micelas têm em sua estrutura partes capazes de interagir com substâncias polares, como a água, e partes que podem interagir com substâncias apolares, como as gorduras e os óleos. SANTOS, W. L. P; MÕL, G. S. (Coords.). Química e sociedade. São Paulo: Nova Geração, 2005 (adaptado). A substância capaz de formar as estruturas mencionadas é a) 18 36C H . b) 17 33C H COONa. c) 3 2CH CH COONa. d) 3 2 2CH CH CH COOH. e) 3 2 2 2 2 2 2 3CH CH CH CH OCH CH CH CH . 09. (Pucmg) O gráfico a seguir representa as curvas de solubilidade de várias substâncias. 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. 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 Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira VestCursos – Curso de Química ITA e IME - Prof. Alexandre Oliveira CURSO ANUAL DE QUÍMICA – Prof. Alexandre Oliveira 38 solubilidade. e) A 25°C, a solubilidade do CaCØ‚ e a do NaNO‚ são praticamente iguais. 11. (Uerj) 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: 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 d) 1 - 5 12. (Ufal ) Considere os seguintes dados: - 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 liberaçãode 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) O gráfico a seguir mostra curvas de solubilidade para substâncias nas condições indicadas e pressão de 1 atm. 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 Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira VestCursos – Curso de Química ITA e IME - Prof. Alexandre Oliveira CURSO ANUAL DE QUÍMICA – Prof. Alexandre Oliveira 39 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. (Enem) Em uma planície, ocorreu um acidente ambiental em decorrência do derramamento de grande quantidade de um hidrocarboneto que se apresenta na forma pastosa à temperatura ambiente. Um químico ambiental utilizou uma quantidade apropriada de uma solução de para-dodecil- benzenossulfonato de sódio, um agente tensoativo sintético, para diminuir os impactos desse acidente. Essa intervenção produz resultados positivos para o ambiente porque a) promove uma reação de substituição no hidrocarboneto, tornando-o menos letal ao ambiente. b) a hidrólise do para-dodecil-benzenossulfonato de sódio produz energia térmica suficiente para vaporizar o hidrocarboneto. c) a mistura desses reagentes provoca a combustão do hidrocarboneto, o que diminui a quantidade dessa substância na natureza. d) a solução de para-dodecil-benzenossulfonato possibilita a solubilização do hidrocarboneto. e) o reagente adicionado provoca uma solidificação do hidrocarboneto, o que facilita sua retirada do ambiente. 18. (Enem) O armazenamento de certas vitaminas no organismo apresenta grande dependência de sua solubilidade. Por exemplo, vitaminas hidrossolúveis devem ser incluídas na dieta diária, enquanto vitaminas lipossolúveis são armazenadas em quantidades suficientes para evitar doenças causadas pela sua carência. A seguir são apresentadas as estruturas químicas de cinco vitaminas necessárias ao organismo. Dentre as vitaminas apresentadas na figura, aquela que necessita de maior suplementação diária é a) I. b) II. c) III. d) IV. e) V. 19. (Uel) 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 Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira VestCursos – Curso de Química ITA e IME - Prof. Alexandre Oliveira CURSO ANUAL DE QUÍMICA – Prof. Alexandre Oliveira 40 absorve ou libera calor quando em contato com a água. As reações químicas que ocorrem nas bolsas instantâneas são representadas nos gráficos a seguir. 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. (Mackenzie) A solubilidade do cloreto de potássio (KC ) em 100 g de água, em função da temperatura é mostrada na tabela abaixo: Temperatura ( C) Solubilidade ( gKC em 100 g de água) 0 27,6 10 31,0 20 34,0 30 37,0 40 40,0 50 42,6 Ao preparar-se uma solução saturada de KC em 500 g de água, a 40 C e, posteriormente, ao resfriá-la, sob agitação, até 20 C, é correto afirmar que a) nada precipitará. b) precipitarão 6 g de KC . c) precipitarão 9 g de KC . d) precipitarão 30 g de KC . e) precipitarão 45 g de KC . 21. (Enem) Quando colocamos em água, os fosfolipídeos tendem a formar lipossomos, estruturas formadas por uma bicamada lipídica, conforme mostrado na figura. Quando rompida, essa estrutura tende a se reorganizar em um novo lipossomo. Esse arranjo característico se deve ao fato de os fosfolipídeos apresentarem uma natureza a) polar, ou seja, serem inteiramente solúveis em água. b) apolar, ou seja, não serem solúveis em solução aquosa. c) anfotérica, ou seja, podem comportar-se como ácidos e bases. d) insaturada, ou seja, possuírem duplas ligações em sua estrutura. e) anfifílica, ou seja, possuírem uma parte hidrofílica e outra hidrofóbica. 22. (Pucmg) Determinadas substâncias são capazes de formar misturas homogêneas com outras substâncias. A substância que está em maior quantidade é denominada solvente e a que se encontra em menor quantidade é denominada de soluto. O cloreto de sódio (NaC ) forma solução homogênea com a água, em que é possível solubilizar, a 20 C, 36 g de NaC em 100 g de água. De posse dessas informações, uma solução em que 545 g de NaC estão dissolvidos em 1,5 L de água a 20 C, sem corpo de fundo, é: a) insaturada. b) concentrada. c) supersaturada. d) diluída. 23. (Enem) No processo de industrialização da mamona, além do óleo que contém vários ácidos graxos, é obtida uma massa orgânica, conhecida como torta de mamona. Esta massa tem potencial para ser utilizada como fertilizante para o solo e como complemento em rações animais devido a seu elevado valor proteico. No entanto, a torta apresenta compostos tóxicos e alergênicos diferentemente do óleo da mamona. Para que a torta possa ser utilizada na alimentação animal, é necessário um processo de descontaminação. Revista Química Nova na Escola. V. 32, no 1, 2010 (adaptado). A característica presente nas substâncias
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