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1.1. Dispersões Uma dispersão consiste num sistema no qual uma substância (disperso) encontra-se disseminada, na forma de pequenas partículas no interior de outra (dispersante) Dependendo do tamanho da partícula que constitui o disperso, a dispersão assume características diversas, sendo classificada em três tipos : soluções, colóides e suspensões. A classificação acima é feita de acordo com o diâmetro médio das partículas dos disperso: Tipo de dispersão Tamanho da partícula dispersa Solução verdadeira entre 0 e 10-9 m (1 nanometro) Colóide entre 10-9 e 10-6 m (1 à 103 nanometro) Suspensão acima de 10-6 m (acima de 103 nanometro) Como características gerais dos três tipos de dispersões podemos mencionar que: a) soluções verdadeiras ou soluções: - o disperso (soluto) é constituído de átomos, íons ou pequenas moléculas; - pelas reduzidas dimensões do disperso (soluto), as soluções verdadeiras sempre serão sistemas homogêneos, sendo que as partículas não são visíveis mesmo com equipamentos óticos de alta resolução e ampliação; - não há sedimentação das partículas e não é possível a sua separação por nenhum tipo de filtro; Exemplos: - sacarose em água, NaCl em água, etanol em água, atmosfera (isenta de poeira), etc. b) colóides: - o disperso é constituído por aglomerados de átomos, moléculas ou íons ou, até mesmo, por macromoléculas; - as partículas do disperso são visualizáveis em equipamentos óticos (microscópios) de alta resolução (ampliação); - as partículas podem ser separadas por ultracentrifugação (elevado número de RPM) ou por ultrafiltração (filtros cujo diâmetro do poro é bastante reduzido); 1. ESTUDO DOS SISTEMAS DISPERSOS 2 Exemplos: leite, gelatina em água, fumaças em geral, neblina, etc. c) suspensões: - o disperso é constituído de grandes aglomerados de átomos ou moléculas; - as partículas do disperso são visíveis em microscópio comum, constituindo-se em sistemas heterogêneos; - as partículas do disperso sedimenta-se por ação da gravidade ou em centrífugas comuns podendo, também, ser separadas por filtros comuns de laboratório; Exemplos: poeira no ar. 1.2. Est udo das Soluç ões verdadei ras ou Soluç ões Dentre os sistemas dispersos, as soluções verdadeiras ou simplesmente soluções são extremamente importantes no cotidiano do química, pois nas atividades mais comuns de laboratório (análises, sínteses, separações, formulação de produtos, etc) o químico trabalha com soluções que, em geral, são aquosas. 1.2.1. Formação de Soluções Quando uma solução é formada ocorre uma disseminação espontânea de uma substância no interior de outra, originando um sistema mais entrópico (desorganizado) que as substâncias originais. substância A substância B mistura A + B (solução) l l l l l O O O O l O l O l O l O l O l l l l l O O O O O l O l O l O l O l l l l l l O O O O l O l O l O l l O parede de separação removendo a parede A força “motriz” para esse processo de mistura é a tendência espontânea para um estado de maior desordem molecular (maior entropia). Para que ocorra o processo da dissolução é necessário que as partículas do soluto e do solvente apresentem atrações entre si decorrentes de forças de natureza eletrostática. 3 Em geral as forças atrativas dependem do tipo de soluto e solvente. Se a cadeia carbônica aumenta, diminui a polaridade da molécula do álcool e, com isso, a sua solubilidade em água, por concorrência de forças Van Der Waals dipolo induzido – dipolo induzido. - metanol, etanol e propanol à altamente solúveis em água; - butanol à solubilidade 0,12 mols/100 g de água; - pentanol à solubilidade 0,031 mols/100 g de água. Esse mesmo tipo de interação irá ocorrer naquelas moléculas que apresentam grupos hidroxila ou amina (O – H ou N – H), como é o caso dos álcoois de pequena cadeia carbônica, ácidos carboxílicos, aminas e amidas. Nos glicídios (glicose, frutose, sacarose,...) a presença dos diversos grupos hidroxila ao longo da cadeia carbônica desses compostos também justifica a sua grande solubilidade em água. Com exceção dos ácidos carboxílicos, nas demais substâncias ocorre apenas o processo de dissolução, sem ionização. O fenômeno é, portanto, explicado pela hidratação sofrida pelas extremidades polarizadas da molécula. A extremidade negativa da molécula da água (localizada no átomo de oxigênio) direciona-se para a região de densidade positiva da molécula polar e as extremidades de carga positiva (localizadas nos átomos de hidrogênio) direcionam-se para a região de densidade negativa. Assim quando dissolvemos etanol (C2H5 – OH) em água, em virtude da presença do grupo O–H na água e no etanol a força atrativa entre essas moléculas é a Ponte de Hidrogênio ou Ligação de Hidrogênio. 4 Quando dissolvemos um cristal de NaCl em água, além do processo da dissolução ocorre a dissociação iônica do soluto, sendo que os íons originados apresentam-se, na solução, “engaiolados” por moléculas do solvente (hidratação ou solvatação), unidos por forças atrativas do tipo íon – dipolo. Os compostos iônicos se dissolvem na água quando as forças de atração entre os dipolos da H2O e os íons são maiores que as forças de atração entre os íons no cristal. A orientação espacial das moléculas de solvatação é definida para um determinado tipo de íon. Por exemplo: - o íon Na+ hidrata-se com seis moléculas de água, o mesmo ocorrendo para o íon Cl-; - o íon Al+3 hidrata-se com oito moléculas de água. Nas soluções de solutos apolares em solventes polares, como é o caso de gases (O2, CO2, etc...) justifica-se a solubilidade a partir de interações de Van Der Waals do tipo dipolo permanente – dipolo induzido. Nesse caso temperatura e pressão são fatores que concorrem significativamente para explicar a sulubilidade de um gás apolar na água, o que, até certo ponto, contradiz a regra de solubilidade de que “semelhante dissolve semelhante”. Nas bordas e quinas do cristal as forças atrativas entre os íons são menos intensas, favorecendo a interação com as moléculas do solvente. Conforme as moléculas de água vão retirando os íons do cristal, novos íons são expostos e o processo continua, dissolvendo o cristal iônico. A camada de moléculas orientadas que cercam um íon ajuda a neutralizar a carga do mesmo e serve para impedir os íons de carga oposta a se atraírem, formando uma espécie de blindagem. 5 1.2.2. Classificação das Soluções As soluções podem ser classificadas segundo os critérios: a) quanto ao estado físico: - sólidas: ligas metálicas (aço = Fe, C, Mn; latão = Cu e Zn; bronze = Cu e Sn,..), medicamentos (comprimidos),... - líquidas: bebidas não gaseificados, bebidas alcoólicas, água mineral sem gás, soro fisiológico,... - gasosas: ar (isento de poeira), GLP (vazado),.. *** misturas gasosas sempre são homogênas !!! b) quanto à natureza do soluto: - moleculares: as partículas do soluto são moléculas. H2O ex.: C12H22O11(sólida) £ C12H22O11(aquosa) - iônicas: as partículas do soluto são íons. H2O ex.: NaCl (sólido) £ Na+(aquoso) + Cl-(aquoso) c) quanto ao Coeficiente de Solubilidade (C.S.): *** O Coeficiente de Solubilidade representa a maior massa que pode ser dissolvida em certa quantidade padrão de um solvente, em determinada temperatura. ex.: NaCl = 35,7 gramas/100 gramas de H2O à 00C. CaSO4 = 0,2 gramas/100 gramas de H2O à 00 C. AgNO3 = 122 gramas/100 gramasde H2O à 00 C. O Coeficiente de Solubilidade varia com a temperatura e, no caso de substâncias gasosas, varia com a pressão. A influência da temperatura sobre a solubilidade varia de uma substância para outra. As curvas de solubilidade são obtidas experimentalmente. No caso de um gás a solubilidade é inversamente proporcional ao aumento da temperatura, isto é, diminui a solubilidade com o aumento da temperatura e diretamente proporcional à pressão. Por esse motivo os peixes, nos dias quentes de verão preferem permanecer na sombra, sob as pedras e em locais mais profundos. A influência na pressão é evidenciada pela Lei de Henry: C = k . P 6 onde: - C é a concentração de gás dissolvido; - k é uma constante de proporcionalidade; - P é a pressão exercida sobre o sistema. O gráfico a seguir mostra, para solutos sólidos, a influência da temperatura na solubilidade. Quanto ao C. S. as soluções podem ser: - insaturadas: a quantidade de soluto dissolvido é inferior ao C.S. ex.: 3,0 gramas de NaCl/100 gramas de H2O à 00C. - saturadas: a quantidade de soluto dissolvido é igual ao C. S. ex.: 35,7 gramas de NaCl/100 gramas de H2O à 00 C. - super-saturadas: são soluções obtidas por técnicas especiais, nas quais a quantidade de soluto dissolvido é superior ao C. S. No preparo de tais soluções aquece-se a solução na qual haja corpo de fundo do soluto até uma temperatura na qual ocorra total dissolução, resfriando-se, após, de forma gradativa, até alcançar a temperatura de referência com o excesso de soluto dissolvido. Estas soluções são muito instáveis, podendo o excesso de soluto precipitar (sedimentar) por agitação mecânica, choque brusco de temperatura ou adição de um “germen de cristalização”. Para a maior parte dos sais a solubilidade aumenta com o aumento da temperatura, com exceção do Ce2(SO4)3. De todos os sais representados no diagrama ao lado o NaCl é aquele que a variação de temperatura exerce a menor influência na solubilidade e o KNO2 e CaCl2 aqueles sais cuja solubilidade é mais fortemente influenciada pela variação de 7 1.2.3. Preparação de soluções Na atividade de laboratório, seja em nível acadêmico ou na própria indústria, as substâncias são utilizadas, de modo geral, na forma de soluções. Numa solução, além da proporção entre a quantidade de soluto e de solução (ou solvente), expressa na forma de uma “concentração” , é indispensável que se conheçam características específicas de cada soluto, na preparação adequada dessa solução. Dependendo da utilização da solução as mesmas devem ser consideradas segundo duas características básicas: a) soluções padrão: usadas para fins analíticos contendo uma quantidade exatamente conhecida de um reagente qualquer, na unidade de volume. Essa concentração é expressa com exatidão (quatro decimais) ex.: 0,1538 g/L (massa/volume) 0,8543 mol/L (número de mols/volume) b) soluções não padronizadas: usadas para fins não analíticos sendo sua concentração aproximada. Não é requerida a mesma exatidão, com relação às soluções padronizadas (um ou dois decimais) ex.: 0,5 g/L (massa/volume) 1,0 mol/L (número de mols/volume) O título das soluções padrão deve ser conhecido com grande exatidão. O grau de exatidão requerido é maior do que o correspondente aos trabalhos analíticos mais comuns. Assim sendo é desejável que o título das soluções padrão possa ser determinado com um erro inferior a 0,1 %. Maiores detalhes serão tratados nas disciplinas de Química Analítica Quantitativa. A preparação de uma solução padrão requer, direta ou indiretamente, o uso de um reagente quimicamente puro e com composição perfeitamente definida. Os reagentes com semelhantes características são denominados, comumente, padrões primários. São os seguintes os requisitos principais exigidos de um padrão primário: a) a substância deve ser de fácil obtenção, purificação, dessecação e conservação; b) não pode ser volátil; c) as impurezas devem ser facilmente identificáveis com ensaios qualitativos de sensibilidade conhecida; d) a substância não deve ser higroscópica (absorver umidade do ambiente) ou eflorescente; e) deve ser bastante solúvel. O número de padrões primários é relativamente limitado. São exemplos: carbonato de cálcio, tetraborato de sódio, ácido benzóico, cloreto de sódio (após dessecação a peso constante), nitrato de prata, tiocianato de potássio, ácido oxálico, oxalato de sódio e dicromato de potássio. 8 Quando o reagente com que se tem de preparar a solução é um padrão primário, recorre-se a técnica direta que consiste na pesagem, em balança analítica, da massa que se requer da substância, dissolução e diluição a um volume conhecido em balão volumétrico aferido. No rótulo deverá constar a espécie química, seu título, a data de praparação e seu preparador, conforme modelo. Embora o Sistema Internacional de unidades recomende para o volume a unidade metro cúbico utilizamos o volume expresso em litro (L). As ilustrações a seguir indicam alguns dos equipamentos utilizados na titulações (bureta, pipeta volumétrica, erlenmeyer,...) a técnica correta de leitura, de transferência de alíquotas com a pipeta volumétrica e transferência de solução para o balão volumétrico. Leitura correta da bureta Transferência de solução Transferência de líquido para o balão Como rotular a solução ! FACULDADE DE QUÍMICA – PUCRS HCl M = 0, 2574 mol/ L Linus Pauling 06/06/1966 Química Geral e Inorgânica II 9 Quando o reagente não é padrão primário (por exemplo, o ácido clorídrico, os hidróxidos alcalinos e de amônio, o permanganato de potássio,...) a preparação direta da solução não é possível. Recorre-se, então, à técnica indireta, que consiste em preparar, inicialmente, uma solução com concentração aproximada à desejada e, depois, padronizá-la, isto é, determinar com exatidão o sei título em relação a um padrão primário adequado ou com referência a uma outra solução padrão. Por exemplo, o ácido clorídrico não é padrão primário e a sua solução pode padronizada através de um padrão primário, como é o caso do carbonato de sódio. A seguir esta solução (já padronizada) pode ser usada para titular hidróxidos alcalinos (como por exemplo o hidróxido de sódio). Na padronização devem ser obedecidas as seguintes condições: a) é preciso dispor de um padrão primário adequado ou solução padronizada; b) o peso do padrão primário não pode ser demasiadamente pequeno, em virtude do erro inerente ao aparelho de pesagem; c) o volume de solução gasto na padronização não deve ser pequeno demais, pois cada leitura na bureta está sujeita a um erro de 0,01 mL e um erro de escoamento de 0,02 mL, podendo o erro total chegar a 0,04 mL e, portanto, para garantir uma exatidão de 0,1% é preciso que o volume de solução gasto na titulação não seja inferior a 40 mL. *** Obs.: como o objetivo em nossa disciplina não é esgotar o assunto e sim mostrar características principais no prepa – ro de soluções, eventualmente o critério acima poderá não ser verificado !!! 1.2.4. Conservação das Soluções Padrão Como já afirmamos anteriormente as soluções não são conservadas em balões volumétricos (são usados somente na preparação). As soluções padrão devem ser conservadas de maneira a manter inalterado seu título tanto quanto possível. Algumas soluções são altamente estáveis e outras não. Por exemplo, uma solução 0,1 eqg/L de dicromato de potássio é indefinidamente estável. As soluções de ácido clorídrico, nítrico e hidróxido de amônio, por serem estes solutos voláteis, tem duração limitada. As soluções de hidróxidos alcalinos reagem com o CO2 presente no ar formando carbonatos. Estes carbonatos solidificam no gargalo dos frascos de depósitoe se os mesmos tiverem tampas de vidro esmerilhado, a presença de carbonatos irá emperrar as referidas tampas, sendo aconselhável o uso de tampas com rolha de borracha ou polietileno ou rosqueadas. Aconselha-se o frasco escuro para evitar a decomposição fotoquímica, o que ocorre com facilidade em soluções de peróxido de hidrogênio e permanganato de potássio. 10 1.3. Pr inc ipa is Ex pressões de Conc ent raç ão A “concentração” de uma solução representa uma relação entre a quantidade do soluto e, em geral, a quantidade de solução sendo que essas quantidades podem ser expressas em massa, número de mols, volume, número de moléculas, etc. As principais formas de representar as concentrações são do tipo massa/volume, massa/massa, volume/volume, número de mols/volume, número de mols/massa e, assim, por diante. Assim, quando analisamos a composição de uma água mineral, a qual expressa a quantidade de um constituinte, por exemplo Carbonato de sódio = 127 mg / L nos indica uma relação massa / volume. Já na composição do soro fisiológico, usado para limpeza e conservação de lentes de contato, a composição indica 0,9 % de NaCl. Isso significa uma relação massa / massa onde há, para cada 100 gramas de solução, 0,9 gramas do soluto (NaCl) sendo o restante 99,1 gramas de solvente (água). Nesse caso, especificamente, como se trata de uma solução muito diluída e aquosa o mesmo valor percentual massa / massa também corresponde, aproximadamente, ao valor da relação massa / volume, em virtude da massa específica do solvente (água) ser unitário (1,0 grama / mL). 1.3.1. Concentração Comum ou Concentração ( C ) Representa a razão entre a massa do soluto (em gramas) e o volume de solução final (em litros). C = Vm1 Aplicação Que massa de bicarbonato de sódio há em 750 mL de uma solução que apresenta uma concentração de 107 mg / L ? 1.3.2. Concentração em Massa ou Título em Massa ou Título ( t ) Representa a razão entre a massa do soluto (gramas) e a massa da solução (gramas). t = mm m m m 21 11 += ( não tem unidades = adimensional ) É comum expressar o Título em Massa sob a forma percentual. Assim ( Unidades: gramas/litro ) 11 t % = t . 100 Aplicação Uma solução aquosa de ácido sulfúrico apresenta Título percentual 15 %. Que massa dessa substância há em ½ quilograma dessa solução ? Qual a massa de solvente presente ? 1.3.3. Relação entre C e t Lembrando que: C = Vm1 e t = mmmmm 21 11 += dividindo uma expressão pela outra resulta: C / t = m1/ V / m1/m que simplificando torna-se C / t = m / V = m (massa específica) ou, então C = m . t Usualmente expressa- se a massa específica (ou densidade absoluta) em grama / cm3 ou grama / mL e a Concentração em grama / litro. Portanto para que a expressão acima represente “Concentração” a mesma deverá ser multiplicada pelo fator de conversão 1000 mL / L, na forma C = m . t . 1000 (mL/L) e dessa forma a Concentração terá como unidade resultante grama / litro. 1.3.4. Concentração em Volume ou Título em Volume (tv ) Representa a razão entre o volume de solvente e o volume de solução. Historicamente essa forma de concentração tem sido expressa como o G L (graus Gay-Lussac) utilizada para representar a percentagem volumétrica de etanol em bebidas alcoólicas. tv = V1 / V = V1 / V1 + V2 (adimensional) Aplicação Que volume de etanol há numa garrafa de 750 cm3 de Jack Daniel´s ? 12 1.3.5. Concentração em “partes por milhão” (ppm) Corresponde a uma forma de Concentração Comum (gramas/litro) aplicada para soluções muito diluídas, em geral aquosas, cujo significado equivale a 1 grama de soluto para cada 106 gramas de solução. Assim uma solução, na qual a quantidade de soluto seja de 15 ppm significa que há 15 gramas da substância para cada 106 gramas de solução. Demonstre que: 1 ppm = 1 mg / litro !!! 1.3.6. Concentração em fração molar ( x1 ) Corresponde a razão entre o número de mols de um componente qualquer e o número de mols total da mistura. Essa expressão de concentração é muito utilizada para misturas de gases como, por exemplo, para definir a composição da atmosfera. Assim X1 = nnn n 321 1 ++ = n n1 onde n1 = M m 1 1 ( X1 = adimensional ) Aplicação Uma solução aquosa de NaOH tem fração molar 0,15 . Qual seu Título em massa ? 1.3.7. Concentração em Quantidade de Matéria ou em Molaridade ( M ) Corresponde à razão entre o número de mols do soluto e o volume total da solução. M = M 1000.. M C VM m V n 11 11 . tm=== ( Unidade: mol / L = molar = M) A expressão de concentração expressa em molaridade é a mais empregada dentre todas as formas usadas na Química. Aplicação A solução dos líquidos de baterias de automóveis consiste de água e ácido sulfúrico em concentração 3,95 mol / litro, aproximadamente. Sabendo que numa bateria comum a quantidade de solução é de 800 mL, que massa desse ácido estará ali contida ? 13 1.3.8. Concentração em Molalidade ( W ) W = weight = peso Corresponde à razão entre o número de mols do soluto e a massa, em quiligramas, de solvente. Observe que a molalidade é a única expressão de concentração que relaciona a quantidade de soluto com a quantidade de solvente e não de solução. W = mM 1000m mM m m n 21 1 21 1 2 1 . . == ( Unidades: mol/quilo ou molal) Ä Ä Ä em quilo em quilo em grama Na última expressão o valor numérico 1000 na realidade corresponde ao fator de correção 1000 g / quilograma, quando a massa do solvente for dada em grama. A concentração expressa em Molalidade é comumente empregada no estudo dos efeitos coligativos das soluções. Aplicação Uma solução de ácido sulfúrico apresenta título em massa igual a 15 %. Qual a sua Molalidade ? Para soluções aquosas diluídas M = W . J ust if ique !!! 1.3.9. Concentração para espécies iônicas Como podemos determinar as concentrações molares dos íons Na+ e SO4-2 para uma solução de concentração 27,2 gramas / Litro desse sal ? Idem para as concentrações dos íons H+ e SO4-2, numa solução 0,75 mol / L desse ácido, supondo um grau de dissociação (a) igual a 85 % do ácido ? 14 1.4. Di lu iç ão e Mist uras de Soluç ões 1) Diluição: diluir uma solução consiste em adicionar solvente, sem modificar a quantidade de soluto. Solução inicial Solução final m1, V, C + Vágua m1, V � , C � Ä Ä m1= C.V m1= C � . V � Como a massa do soluto é a mesma, conclui-se que: C . V = C . V De modo semelhante, pode ser demonstrado que: M . V = M . V t . m = t . m Na Concentração de uma solução o solvente é “removido “ por evaporação, mantendo constante a quantidade de soluto. As expressões são as mesmas da Diluição. A diferença ocorre no volume final: Diluição: V � > V ; V � = V + Vágua Concentração: V � < V ; V � = V - Vágua 2) Mistura (mesmo soluto): na mistura de soluções do mesmo soluto não há reação entre as soluções misturas. + Vágua 15 (1) (2) (3) Solução 1 + Solução 2= Solução final m1, V , C m1 � , V � , C � m1 � � , V � � , C � � Ä Ä Ä m1= C.V m1 � = C � .V � m1 � � = C � � .V � � A massa de soluto na solução final é a soma das massas nas soluções 1 e 2, portanto: m1 + m1 � = m1 � � logo: C.V + C .V = C .V De modo semelhante pode ser demonstrado que: M . V + M . V = M . V t . m + t . m = t . m A relação anterior pode ser aplicada para uma mistura de qualquer número de soluções. Generalizando: Cx . Vx = S C . V M x . Vx = S M . V tx . mx = S t . m + 16 3) Mistura (solutos diferentes): neste caso ocorre reação entre os constituíntes. ex.: solução de HCl misturada com solução de NaOH. Neste caso, para que a reação seja completa entre os solutos os volumes misturados devem obedecer à relação estequiométrica corresponde à reação. HCl + NaOH £ NaCl + H2O 1 mol 1 mol 1 mol 1 mol Portanto, no ponto final dessa reação: nácido = nbase à Ma . Va = Mb . Vb ex.: solução de H3PO4 misturada com solução de NaOH. H3PO4 + 3 NaOH £ Na3PO4 + 3 H2O 1 mol 3 mols 1 mol 3 mols No ponto final dessa reação: nbase = 3 nácido à Mb . Vb = 3 Ma . Va ex.: solução de H2SO4 misturada com solução de KOH. H2SO4 + 2 KOH £ K2SO4 + 2 H2O 1 mol 2 mols 1 mol 2 mols No ponto final dessa reação: nbase = 2 nácido à Mb . Vb = 2 Ma . Va O principio acima descrito consiste de um método volumétrico de determinação da concentração de bases através do volume gasto de ácido, de molaridade conhecida e vice-versa. Este processo é denominado Titulação ou Padronização. O ponto final das reações de neutralização pode ser visualizado através da adição de indicadores ácido-base (fenolftaleína, tornassol, azul de bromo timol, ...) Este principio não é válido somente para reações ácido-base, mas para qualquer tipo de reação, desde que se conheça a equação química correspondente e seu respectivo ajuste (coeficientes). 17 1.5. Ex erc íc ios 1.5.1. Propriedades dos líquidos. 1) Em função das forças interativas moleculares como se pode explicar: 1.1. a elevada tensão superficial da água. 1.2. a dilatação anormal (anômala) do gelo. 2) Como toda a criança, você, provavelmente, já deve ter enchido um copo acima da sua borda. Como se explica o fato do mesmo não transbordar? 3) A acetona (CH3COCH3) é um líquido muito mais volátil do que a água, fato esse comprovado pelo seu ponto de ebulição ser bastante inferior (53,6o C). Como esse fenômeno pode ser explicado ? 4) Porque a água quente evapora mais rapidamente do que a água fria ? 5) A miscibilidade (solubilidade) do etanol (CH3CH2OH) é infinita, em água. A solubilidade é decorrente de forças atrativas entre as moléculas das substâncias envolvidas. Nesse caso qual é o tipo de força atrativa ? 6) Valendo-se de qualquer bibliografia de Química Geral, investigue a respeito do diagrama de fases da água pura bem como do significado do ¨ponto triplo da água¨. A figura ao lado mostra como pode ser determinada a concentração de uma solução usando-se a sua reação com outra, de molaridade conhecida. Na bureta coloca-se a solução de concentração conhecida, a qual é adicionada a uma alíquota (porção) de solução de concentração a determinar (em geral 25 mL). No ponto final da reação o indicar muda de coloração e pelo volume gasto na bureta podemos estabelecer as quantidades , em mols, que reagiram entre sí, através das expressões acima mencionadas. 18 7) A solubilidade de gases em líquidos não mostra o mesmo comportamento do que a dos sólidos. Varia diretamente com a pressão (Lei de Henry) e inversamente com a temperatura. Em função disso explique porque os peixes procuram os lugares mais profundos e sombrios durante as tardes de verâo ? 8) O que ocasiona a d¨escompressão ¨em mergulhadores ? 1.5.2. Preparação de soluções 1) Na preparação de uma solução, quando é que um soluto pode ser considerado um padrão primário ? 2) Enumere algumas características de um padrão secundário, citando, pelo menos, 5 exemplos de solutos que mostrem essas características ? 3) Porque as soluções, mesmo as de padrões secundários, devem ser preparadas em balões volumétricos e não em bequer graduado ? 4) Investigue a respeito de duas soluções que devem ser obrigatoriamente conservadas em frasco escuro, ao abrigo da luz, justificando tal procedimento em cada caso. 5) Qual a diferença entre uma pipeta graduada e uma pipeta volumétrica, ambas de mesma capacidade ? 1.5.3. Concentração das soluções 1) Procure estabelecer o significado para as expressões de concentração encontradas em algumas soluções de nosso cotidiano: Soro fisiológico : NaCl a 0,9 % Água oxigenada a 10 volumes Graduação alcoólica do conhaque 380 GL. 2) Sabendo-se que a solubilidade do NaCl, a 100o C é de 39,0 g/100 g de água e, a 20o C é de 36,0 g/100 g de água, calcule qual a massa de água necessária para dissolver 780 g de NaCl à 100o C e qual é a massa de NaCl que permanecerá dissolvida quando essa solução for resfriada até 20o C ? Resposta: mágua = 2000 g ; mNaCl = 720,0 g 3) A fração molar do ácido sulfúrico é 0,10, numa solução aquosa. Qual a Concentração em massa (Título) da mesma ? Resposta: 37,6 % 19 4) O álcool hidratado usado como combustível apresenta em média cerca de 3,7 % em massa de água dissolvida no álcool. Qual o valor da fração molar do soluto nessa solução ? Resposta: 0,089 5) O ácido sulfúrico para acumuladores (baterias) de automóveis tem 32 % em massa de ácido; o resto é água. A massa específica dessa solução é 1,2 g/mL. Qual a Molaridade de ácido sulfúrico na solução ? Resposta: 4,0 mol/L 6) Formalina é uma solução para preservação usada em biologia. Ela contém 40 cm3 de formaldeído (H-CHO), massa específica 0,82 g/cm3, por 100 gramas de água. Qual a Molalidade dessa solução ? Resposta: 10,93 mol/kg de água 7) A graduação alcoólica do “ whiskey “ bourbon (destilado de malte e milho), produzido, principalmente, nos estados do Tenessee e Kentucky (USA), corresponde ao dobro da porcentagem em volume de álcool (C2H5OH). Para uma graduação 120 do whiskey bourbon, qual a molalidade do álcool etílico ? (massa específica do etanol = 0,80 g/mL) Resposta: 26,08 mol/kg 8) Qual a massa de cloreto de cálcio (CaCl2) que deve ser dissolvida em 400 gramas de água para produzir uma solução de título 20% ? Resposta: 100 g 9) O bactericida permanganato de potássio, KmnO4, pode ser usado em água dissolvido na proporção em massa de 1 : 40.000. Que volume de água será necessário dissolver 1 comprimido de 0,1 gramas de permanganato para produzir a solução acima ? Resposta: 4 l de água 10) Em média, as cervejas apresentam teor alcoólico (etanol) de 4% (40 GL). Qual o volume, em litros, de etanol, existente num tonel de 10.000 L de cerveja ? Resposta: 400 mL 11) Uma solução cuja densidade é 1,15 g/mL foi preparada dissolvendo-se 160 g de NaOH em 760 mL de água. Determine a massa e o volume da solução obtida. Respostas: m = 920 gramas ; V = 0,8 L 12) Segundo os padrões modernos de controle ambiental, uma água natural de superfície não pode conter mais de 0,78 mg de cromo por litro. Qual a concentração limite para o cromo em mol/L ? Resposta: 1,5 . 10-5 mol/L 20 13) O rótulode uma solução de ácido clorídrico comercial indica HCl 37,4 % em peso e massa específica 1,18 g/mL. Qual a molaridade do HCl nessa solução? Resposta: 12 mol/L 14) Um mL de solução 1,0 M de ácido clorídrico equivale a 20 gotas. Qual o número de mols de HCl presentes em 1,0 gota ? Resposta: 5,0 . 10-5 mol 15) Certa massa de sulfato férrico foi dissolvida para perfazer 1,0 litro de solução. O número total de partículas dispersas na solução, considerando o soluto totalmente dissociado, foi igual a 6,02 . 1022 (0,1 N0). Qual a Molaridade da solução em função do Fe2(SO4)3 ? Resposta: 2,0 . 10-2 mol/L 16) A solução aquosa de cloreto de sódio, vendida no comércio e usada como colírio ou para limpar lentes de contato, apresenta Título igual a 0,9 %. Qual a massa de NaCl contida em 1,0 litro dessa solução ? Resposta: 9,0 gramas 17) Um analgésico em gotas deve ser ministrado em quantidade de 3 mg por quilograma de massa corporal, não podendo, entretanto, exceder a 200 mg por dose. Sabendo-se que cada gota contém cerca de 5 mg do analgésico, quantas gotas deverão ser ministradas a um paciente de 70 quilogramas ? Resposta: 40 gotas 18) O rótulo de uma água mineral distribuída para o consumo informa que ela contém principalmente 696,35 mg de bicarbonato de sódio (NaHCO3), além de outros componentes. Qual a concentração do bicarbonato de sódio, expressa em mol/litro dessa água mineral ? Resposta: 0,008 mol/L 19) Uma solução de Cr2(SO4)3, apresenta uma concentração de 0,2 mol/L. Supondo o sal totalmente dissociado, qual a molaridade em relação aos íons presentes ? Respostas: Cromo = 0,4 mol/L ; Sulfato = 0,6 mol/L 20) A água potável pode ter no máximo 1,0 ppm de chumbo. Qual a maior massa de chumbo que pode existir em 0,50 L de água potável ? Resposta: 5,0 . 10-4 gramas 21 1.5.4. Diluição e Misturas de Soluções * Diluição 1) A 50 gramas de uma solução de ácido sulfúrico de 63% em massa são adicionados 400 g de água. Qual a porcentagem de ácido na solução diluída obtida ? Resposta: 7 % 2) Que volume de água, em mL, deve ser adicionado a 80 mL de solução aquosa 0,1 M de uréia, para que a solução resultante seja 0,08 M ? Resposta: 20 mL 3) Que volume de ácido sulfúrico 20% em massa e densidade 1,139 g/mL é necessário para preparar 50 mL de solução a 5% em massa e densidade 1,032 g/mL ? Resposta: 3,40 mL 4) Que volume de ácido clorídrico 0,25 mol/L poderemos obter pela diluição de 50 mL de HCl de massa específica 1,185g/mL e que apresenta 36,5 de ácido clorídrico, em massa ? Resposta: 2,37 L 5) Foi adicionado certo volume de água a 100 mL de solução 1,0 M de NaOH, de modo que a sua concentração ficou reduzida a 1/5 do valor inicial. Qual o volume de água adicionado ? Resposta: 400 mL * Mistura de Soluções 1) Misturando-se 280 mL de uma solução 1/2 M de HCl com 200 mL de uma segunda solução do mesmo ácido contendo 14,6 g de HCl puro num volume de 500 mL, qual a Molaridade resultante ? Resposta: 0,625 mol/L 2) Misturando-se 250 mL de ácido fosfórico, com massa específica 1,12 g/mL, que contém 24,5% em massa de H3PO4, com 1/2 L de solução 0,2 mol/L do mesmo ácido, qual a Molaridade resultante ? Resposta: 1,06 mol/L 3) Uma solução aquosa 2 M de NaCl, de volume 50 mL, foi misturada a 100 mL de outra solução do mesmo sal, de molaridade 0,5 M. Qual a molaridade da mistura resultante ? Resposta: 1,0 mol/L 22 4) Volumes iguais de duas soluções aquosas de NaOH de molaridades iguais a 0,4 e 0,8 mol/L, respectivamente, foram misturados e deram origem a uma nova solução. Qual a molaridade e a concentração em g/L dessa nova solução ? Respostas: 0,6 mol/L ; 24,0 g/L 5) Em um balão volumétrico de 1000 mL juntaram-se 250 mL de uma solução 2,0 M de ácido sulfúrico com 300 mL de solução 1,0 M do mesmo ácido e completou-se o volume até 1000 mL, com água destilada. Qual a Molaridade da solução resultante ? Resposta: 0,80 mol/L 1.5.5. Soluções que Reagem entre si 1) Uma remessa de soda cáustica está sob suspeita de estar adulterada. Dispondo de uma amostra de 0,5 gramas, foi preparada uma solução aquosa de 50 mL. Essa solução foi titulada sendo consumidos 20 mL de uma solução 0,25 M de ácido sulfúrico. Qual a percentagem de impurezas da amostra de soda, considerando-se que o ácido não reage com as impurezas. Resposta: 20 % 2) Juntou-se 300 mL de solução HCl 0,4 mol/L à 200 mL de NaOH 0,8 mol/L. A solução resultante será ácida, básica ou neutra ? (a) Qual a Molaridade em relação ao reagente em excesso ? (b) Qual a Molaridade em relação ao sal formado ? Respostas: a solução resultante será básica; (a) 0,08 mol/L ; (b) 0,24 mol/L 3) 100 mL de solução de ácido sulfúrico 0,1 mol/L são adicionados a 500 mL de NaOH 0,5 mol/L. Para que valor ficará reduzida a molaridade da solução básica? 4) 30 mL de uma solução de H2SO4 quando misturados com uma solução de BaCl2 produzem uma precipitado branco (sulfato de bário) que, lavado e seco pesou 0,466 gramas. Qual a Molaridade da solução ácida ? Resposta: 0,065 mol/L 5) Uma indústria adquiriu hidróxido de sódio como matéria-prima para a fabricação de sabão, a qual apresentava impurezas inertes ao HCl. Certa amostra de 3,0 gramas da base foi completamente neutralizada por 20 mL de HCl 3,0 mol/L. Determine (a) a percentagem de pureza da base e (b) a massa de material necessário para a preparação de 1,0 L de solução 1,0 mol/L ? Respostas: (a) 80 % ; (b) 50 g 23 *** Testes de nivelamento (não serão corrigidos ou comentados) 1 - O limite máximo de “ingestão diária aceitável” (IDA) de ácido fosfórico, usado como aditivo em alimento, é de 5 mg/kg de peso corporal. O volume de refrigerante, em litros, contendo ácido fosfórico na concentração de 588 mg/L que uma criança de 20 kg pode ingerir para atingir o limite máximo de IDA é A) 0,10 B) 0,17 C) 0,25 D) 0,50 E) 1,00 2 - Um laboratorista possui um frasco contendo 200 mL de uma solução 0,4 M de ácido nítrico. Para prosseguir em sua análise, ele necessita de uma solução 0,1 M do mesmo ácido. O volume de água, em mililitros, que deve adicionar a sua solução ácida para obter a solução de concentração desejada é A) 100 B) 400 C) 500 D) 600 E) 800 3 - Para neutralizar, exatamente, uma certa quantidade de um monoácido, foram gastos 4,0 g de NaOH quimicamente puro. O mesmo efeito seria obtido pelo emprego de A) 2,9 g de hidróxido de magnésio. B) 4,0 g de hidróxido de potássio. C) 5,8 g de cloreto de sódio. D) 7,4 g de hidróxido de cálcio. E) 34,2 g de hidróxido de bário. 4 - Foi mergulhado 1,116 g de esponja de ferro (bombril) em 500 mL de uma solução 0,1 M de CuSO4. Pode-se afirmar que ao final do processo A) praticamente todos os íons Cu++ foram consumidos, sobrando ainda ferro. B) todo o ferro foi consumido, sobrando íons Cu++ em solução. C) todo o ferro foi oxidado a íons férrico e todos os íons Cu++ foram reduzidos a Cu0. D) a concentração de íons cúprico era igual à de íons férrico. não sobrando mais esponja de ferro. E) nada pôde ser observado, pois o íon Cu++ não oxida o ferro. 5 - Para neutralizar uma solução de ácido nítrico, contendo 12,6 g do ácido em 500 mL de solução, o volume necessário de solução de hidróxido de sódio 1,0 M é A) 2 mL B) 125 mL C) 200 mL D) 1250 mL E) 2000 mL 24 6 - Misturam-se volumes iguais de duas soluções A e B de NaOH, de concentração 1,0 mol/L e 2 mols/L, respectivamente, resultando uma solução C. Adicionando-se 200 mL de água à solução C, obtém-se a solução D. Sobre essas soluções pode-se afirmar que A) C e D apresentam diferentes quantidades de soluto. B) B e D tem concentrações iguais. C) a concentração de C é 1,5 mols/L e a de D é maior do que 1,5 mols/L. D) a concentração de C é 1,5 mols/L e a de D é menor que 1,5 mols/L. E) A e B apresentam a mesma quantidade de soluto. 7 - Para preparar uma solução de hidróxido de sódio 2 M, deve-se A) diluir, aproximadamente, 33 mL desolução de hidróxido de sódio 6 M com água e completar a 100 mL. B) diluir, aproximadamente, 50 mL de solução de hidróxido de sódio 3 M com água e completar a 100 mL. C) dissolver 100 g de hidróxido de sódio puro em água e completar a 1,0 litro. D) dissolver 60 g de hidróxido de sódio puro em água e completar a 250 mL. E) dissolver 4 g de hidróxido de sódio puro em água e completar a 100 mL. 8 - O vinagre é uma solução aquosa de ácido acético. Qual a concentração de ácido no vinagre se foram gastos 30 mL de uma solução de NaOH 0,2 M para titular 20 mL de vinagre? A) 0,2 mols/L. B) 0,3 mols/L. C) 0,3 mols/mL. D) 0,4 mols/mL. E) 0,4 mols/L. 9 - Necessita-se preparar uma solução 0,02 M de NaCl, partindo-se de 20 mL de uma solução 0,1 M do mesmo sal. O volume de água, em mL, que deve ser adicionado para obter-se a solução com a concentração desejada é A) 25 B) 40 C) 65 D) 80 E) 100 10 - Uma solução aquosa de ácido sulfúrico, para ser utilizada em baterias de chumbo de veículos automotivos, deve apresentar concentração igual a 4,0 mol/L. O volume total, em litros, de uma solução adequada para se utilizar nestas baterias, que pode ser obtido a partir de 500 mL de solução de ácido sulfúrico de concentração 18 mol/L, é igual a A) 0,50 B) 2,00 C) 2,25 D) 4,50 E) 9,00 11 - 50 mL de uma solução 0,2 M de NaOH seriam completamente neutralizados com A) 20 mL de H2SO4 0,1 M B) 25 mL de H2SO4 0,2 M C) 25 mL de HNO3 0,2 M D) 25 mL de HCl 0,1 M E) 50 mL de HCl 0,1 M 25 12 - O volume, em mililitros, de solução de ácido clorídrico a 37% em massa de densidade igual a 1,9 g/mL necessário para preparar 10,0 litros de solução 0,4 mol/L é, aproximadamente A) 50 B) 78 C) 146 D) 208 E) 2.000 13 - O suco gástrico produzido pelo estômago durante o processo da digestão apresenta ácido clorídrico numa concentração molar de 1,0 . l0-2 mol/L. Sabendo- se que durante a digestão são produzidos cerca de 100 mL de suco gástrico, qual a massa, expressa em gramas, de ácido contido nesse volume ? A) 73,0. B) 36,5. C) 3,65. D) 0,0365. E) 0,073. 14 - O “soro caseiro” recomendado para evitar a desidratação infantil consiste de uma solução aquosa de cloreto de sódio, 3,5 g/L, e de sacarose 11,0 g/L. A concentração, em mol/L, do cloreto de sódio nessa solução e, aproximadamente A) 0,03. B) 0,04. C) 0,06. D) 0,10. E) 0,15. 15 - Um aluno do curso de Química necessita preparar uma solução 0,20 M em NaOH para ser utilizada em uma reação de neutralização. A forma correta de preparação dessa solução seria dissolver _______g de NaOH em ______ L de solução. A) 2,0 0,50 B) 4,0 0,25 C) 4,0 0,50 D) 8,0 0,75 E) 8,0 1,50 16 - Foram adicionados 35,00 mL de água destilada a 15,00 mL de uma solução 0,50 M em KMnO4 . A molaridade desta nova solução é A) 0,050. B) 0,075. C) 0,100. D) 0,150. E) 0,175. 26 17 - Um técnico necessita preparar uma solução aquosa de hipoclorito de sódio, NaClO, 0,5 M, para o branqueamento de um tecido de algodão. No laboratório foram encontrados somente 10,0 gramas do soluto e, portanto, o volume, em litros, de solução obtida com a molaridade desejada é de, aproximadamente, A) 0,27. B) 0,50. C) 2,70. D) 3,70. E) 5,00. 18 - Necessita-se preparar uma solução de fluoreto de sódio de concentração igual a 12,6 g/L, aproveitando 200 mL de uma solução 0,9 M do mesmo sal. Para isso deve se adicionar A) 400 mL de água. B) 600 mL de água. C) 200 mL de água. D) 0,3 mols do sal. E) 6,3 g do sal. 19 - Solução salina normal é uma solução aquosa de cloreto de sódio, usada em medicina porque a sua composição coincide com aquela dos fluídos do organismo. Sabendo-se que foi preparada pela dissolução de 0,9 g do sal em 100 mL de solução, podemos afirmar que a molaridade da solução e, aproximadamente, A) 1,25. B) 0,50. C) 0,45. D) 0,30. E) 0,15. 20 - O Conselho Nacional do Meio Ambiente (CONAMA), através da resolução no 20 de 18 de Junho de 1986, apresenta como limite para o cromo trivalente em efluentes líquidos, 2 ppm, ou seja, 2 mg de Cr+3 por litro de efluente. A concentração aproximada, em mols/L, desse metal é A) 1,8 . 10-3. B) 3,8 . 10-5. C) 5,9 . 10-7. D) 7,6 . 10-3. E) 9,1 . 10-5. 21 - O soro fisiológico é uma solução de cloreto de sódio a 0,9 %. A quantidade aproximada, em mol(s) de cloreto de sódio consumidos por um paciente que recebeu 1.500 mL de soro fisiológico é A) 0,12. B) 0,23. C) 0,46. D) 1,35. 27 E) 13,5. 22 - 50,00 mL de uma solução 2,0 mols/L de MgCl2 são diluídos a 1,0 litro. A concentração, em mol/L, de íons cloreto na nova solução é A) 0,1. B) 0,2. C) 1,0. D) 2,0. E) 4,0. 23 - O ácido sulfúrico concentrado é um líquido incolor, oleoso, muito corrosivo, oxidante e desidratante. No almoxarifado de um laboatório há disponível o ácido sulfúrico de densidade 1,8 g/mL, contendo 90% de H2SO4, em massa. A massa de ácido sulfúrico presente em 100 mL desse ácido concentrado é A) 1,62 g. B) 32,4 g. C) 162 g. D) 324 g. E) 1620 g. 24 - Uma solução de ácido ascórbico (vitamina C), de fórmula C6H8O6, foi preparada pela dissolução de 17,6 g em água suficiente para obter-se 2,0 litros de solução. É correto afirmar que, nesta solução, A) a concentração é de 0,10 mol/L. B) em 10 mL estão contidos 5 . 10-4 mols do ácido. C) para neutralizar 0,5 litros dessa solução, seria necessário 1,0 g de cloreto de amônio. D) adicionando mais 0,5 L de água, a concentração passaria para 0,4 molar. E) evaporando-se parte do solvente, de forma que o volume fosse reduzido para 0,5 L, a concentração ficaria igual a 0,02 molar. 25 - Um químico preparou uma solução contendo os seguintes sais, com suas respectivas concentrações em mols/L: cloreto de potássio 0,10, cloreto de magnésio 0,20 e cloreto de cromo III 0,05. A concentração de íons cloreto, em mol/L, nessa solução é A) 0,35. B) 045. C) 0,55. D) 0,65. E) 0,75. 26 - A adição de 90 mL de água destilada a 10 mL de uma solução contendo KCl e MgCl2 em concentrações iguais a 1,0 mol/L e 0,50 mol/L, respectivamente, resulta numa mistura na qual A) a concentração de íon cloreto é 1,5 mol/L. B) a concentração do cátion magnésio e a de ânio cloreto são, respectivamente, de 0,05 mol/l e 0,20 mol/L. 28 C) a concentração de cátion potássio e a de ânio cloreto são iguais a 0,10 mol/L. D) a concentração de cátion potássio e a de cátion magnésio são, respectivamente, de 0,90 mol/L e de 0,45 mol/L. E) a concentração de cátion magnésio, a de ânion cloreto e a de cátion potássio são iguais. 27 - Dissolveram-se 8 gramas de NaOH em uma quantidade de água suficiente para preparar 200 mL de solução. Indique o volume de solução assim preparada que será necessário para neutralizar 50 mL de uma solução de HNO3 0,1 mol/L. A) 1 mL. B) 5 mL. C) 10 mL. D) 25 mL. E) 50 mL. 28 - Um aditivo para radiadores de automóveis é composto de uma solução aquosa de etilenoglicol. Sabendo que em um frasco de 500 mL dessa solução existem 5 mols de etilenoglicol (C2H6O2), a concentração comum dessa solução, em g/L , é A) 0,010. B) 0,62. C) 3,1. D) 310. E) 620. 29 - Em uma determinada amostra contendo ácido palmítico gastou-se 4m,0 mL de NaOH 0,250 mol/L para neutralizá-lo. Dados: Ácido palmítico = CH3(CH2)14COOH Massa molecular = 256,00 u A quantidade, em gramas, de ácido encontrada é de A) 0,13 B) 0,26 C) 1,28 D) 2,56 E) 6,40 30 - Soluções de uréia, (NH2)2CO, podem ser utilizadas como fertilizantes. Uma solução foi obtida pela mistura de 210 g de uréia e 1000 g de água. A densidade da solução final é 1,05 g/mL. A concentração da solução em percentual de massa de uréia e em mol/L, respectivamente, é Percentagem em massa Concentração em mol/L A) 17,4% 3,04 B) 17,4% 3,50 C) 20,0% 3,33 D) 21,0% 3,04 E) 21,0% 3,50 29 Os Efeitos ou Propriedades Coligativas são modificações produzidasem determinadas propriedades físicas dos solventes quando neles dissolvemos solutos não voláteis. Estas propriedades modificadas são: tensão ou pressão de vapor, ponto de ebulição, ponto de congelamento e pressão osmótica. Estas modificações só dependem do número de partículas dissolvidas e não de sua natureza, isto é: - um mol de moléculas de glicose (C6H12O6) exerce o mesmo efeito que um mol de íons cloreto (Cl-) ou um mol de íons sódio (Na+). Estes efeitos são explicados pela intensificação das forças interativas moleculares, que modificam as energias envolvidas nos processos de evaporação, ebulição e congelamento das soluções e, também, pela modificação da relação entre o número de partículas do soluto e solvente, na interface de separação líquido-vapor. 1) Efeito Tonométrico ou Tonometria: mede o abaixamento relativo da pressão de vapor do solvente, quando nele dissolvemos um soluto não-volátil. A pressão de vapor pode ser entendida como aquela exercida pelas moléculas do líquido em seu movimento espontânea e caótico, contra a interface de separação líquido-vapor. 2. EFEITOS COLIGATIVOS 30 A pressão de vapor depende da temperatura e do tipo de solvente. O quadro da página anterior mostra os valores das pressões de vapor para diferentes tipos de líquidos, na temperatura de 25oC, tomando-se como referência a pressão atmosférica normal. No gráfico seguinte observa-se a variação da pressão de vapor de diferentes líquidos, usados como solventes, em função da temperatura. Num gráfico detalhado percebe-se como T influi na Pv da água. 31 Como já foi dito, a adição do soluto: a) acentua ou intensifica as forças atrativas moleculares b) diminui a superfície de evaporação do solvente, na interface Num frasco fechado o líquido evapora até o momento em que ocorre um estado de equilíbrio entre as moléculas que deixam a fase líquida para a de vapor e as moléculas da fase de vapor que se condensam no líquido. Num frasco aberto tal equilíbrio não ocorre mas a presença de moléculas do líquido na atmosfera determina a velocidade dessa evaporação. Considerando que: P0 = pressão de vapor do solvente P = pressão de vapor da solução ( < P0) D P = abaixamento absoluto da pressão de vapor D P / P0 = abaixamento relativo da pressão de vapor o efeito tonométrico será: 32 D P / P0 = Kt . W onde: Kt = constante tonométrica (depende do solvente) W = molalidade da solução (mol/kg) * Kt = M2 / 1000 (massa molar expressa em kg/mol) 2) Efeito Ebuliométrico ou Ebuliometria: estuda o aumento na temperatura de ebulição do solvente quando nele dissolve-se um soluto não volátil. Considera-se: t0 = temperatura de ebulição do solvente puro t = temperatura de ebulição da solução ( > t0)D te = aumento da temperatura de ebulição O efeito ebuliométrico será: D te = Ke . W onde: Ke = constante ebuliométrica (depende do solvente) Ä numericamente corresponde à diferença no ponto de ebulição quando a Molalidade é 1,0 mol/kg de solvente * Ke = R Te2 / 1000 Le onde R = constante dos gases, Te = temperatura de ebulição do solvente puro e Le = calor latente de evaporação do solvente. 3) Efeito Criométrico ou Criometria: estuda a diminuição no ponto de congelamento de um solvente quando nele dissolvemos um soluto não volátil. Considerando que: t0 = temperatura de congelamento do solvente puro t = temperatura de congelamento da solução ( < t0)D tc = abaixamento no ponto de congelamento da solução O efeito criométrico será D tc = Kc . W onde: Kc = constante criométrica (depende do solvente) Ä numericamente corresponde à diferença no ponto de congelamento da solução quando a Molalidade é 1,0 mol/kg de solvente 33 * Kc = R Tc2 / 1000 Lv onde: R = Te = temperatura de ebulição do solvente e Le = calor latente da evaporação. 4) Efeito Osmométrico ou Osmometria : estuda a pressão osmótica de uma solução separada de outra (ou de um solvente) por uma membrana semi- permeável (m.s.p.). A Osmose consiste na migração espontânea de solvente através da m.s.p., sempre que houver diferença de concentração entre as soluções, ocorrendo do meio mais diluído (hipotônico) para o meio mais concentrado (hipertônico) até o momento em que as duas concentrações se igualam. A passagem de moléculas do solvente “pressionam” a m.s.p. e para evitar esta passagem deve-se aplicar uma pressão igual e contrária, para evitar a osmose. O diagrama de fases ao lado mostra como a adição de um soluto afeta simultaneamente a temperatura de ebulição e a de congelamento do solvente, pela adição de um soluto não volátil. A figura ao lado mostra que, para se estabelecer um estado de equilíbrio entre as duas soluções separadas pela membrana semi-permeável deverá ocorrer migração de moléculas do solvente, de mais acentuado, da solução diluída para a concentrada. Perceba-se que há movimento de moléculas do solvente para ambos os lados, num processo dinâmico, até o estabelecimento de um estado de equilíbrio (isotonia). 34 A passagem de solvente através da m.s.p. pode ser evidenciada na representação abaixo. Esta pressão exercida é numericamente igual à Pressão Osmótica (p), a qual depende da concentração e, também, da temperatura absoluta. A migração de solvente só se interrompe quando as duas soluções se tornarem isotônicas. A figura acima mostra como pode ser feita a medida experimental da pressão osmótica, numa câmara osmométria. A pressão osmótica, em analogia à pressão dos gases, pode ser calculada pela expressão: equação dos gases ideais pressão osmótica P = V n RT p = M RT onde: R = constante universal dos gases T = temperatura absoluta 35 M = molaridade da solução Ä pode ser usada a Molalidade (W) se a solução for diluída Para solutos iônicos (ácidos, bases e sais) os efeitos coligativos deverão ser corrigidos de um “fator iônico”, chamado fator de Vant � Hoff (i), o qual depende do número de íons produzidos por molécula (q) e do grau de dissociação (a) da substância e que pode ser calculado pela expressão: i = 1 + a(q - 1) *** se o soluto é molécular: a = 0 à i = 1 se o soluto é um sal : a = 1 à i = q Portanto, se o soluto for iônico cada efeito coligativo deve ser multiplicado pelo fator i resultando as seguintes expressões. Ex erc íc ios 1) Relacionando com o fenômeno da osmose explique quais os efeitos sobre um peixe de água do mar se o colocarmos num aquário de água “doce” ? 2) Quando se adiciona açúcar a uma salada de frutas, aumenta o volume do “caldo” . Explique o fenômeno ocorrido. 3) Porque em países muito frios é costume adicionar sal grosso sobre a neve acumulada nas estradas ? 4) Pesquise sobre as aplicações da “osmose reversa” . 5) Porque uma salada de alface murcha, após algum tempo, se for temperada com sal ? 6) Colocando-se duas amostras líquidas de igual volume para evaporação espontânea, sendo a primeira de água pura e a segunda de salmoura (água e cloreto de sódio), em qual das duas se observará maior redução de volume, por evaporação da água ? Porque ? Tonometria DP / P0 = Kt . W . i Ebuliometria D te = Ke . W . i Criometria D tc = Kc . W . i Osmometria p = M . R . T . i 36 7) Na preparação do charque, o gaúcho adiciona considerável quantidade de sal grosso sobre a carne, com o intuito de conservá-la. Justifique porque esse procedimento auxilia na conservação da carne. 8) A utilização de calda para a conservação de frutas (compotas) vale-se do efeito osmótico. Investiguecomo funciona esse princípio de conservação. *** Sugestão: consulte um professor que atue na área de Química Biológica. 9) Considerando-se mesma temperatura, qual o sistema que apresenta maior velocidade de evaporação: a água do mar ou de um lago ? Porque ? 10) A superfície do Oceano Antártico freqüentemente se apresenta líquida, apesar de sua temperatura estar bem abaixo de 0o C. Como se explica esse fenômeno ? 11) Qual o abaixamento relativo da pressão máxima de vapor de uma solução que apresenta 10-3 mol de um soluto não iônico , por quilograma de água ? Resposta: 1,8 . 10-5 12) Qual a massa molar de um certo glicídio, sabendo que em certa temperatura a dissolução de 20,0 gramas do mesmo em 500 gramas de água causa um abaixamento relativo na pressão máxima de vapor igual a 0,004 ? Resposta: 180 g/mol 13) O sangue humano tem pressão osmótica 7,8 atm à 37o C. Qual a massa aproximada de cloreto de sódio que deve ser dissolvida em água, suficiente para preparar 4 litros de solução, para que seja isotônica com o sangue ? Resposta: 36 gramas 14) Eventualmente s solução 0,30 M de glicose é utilizada como injeção intravenosa, pois tem pressão osmótica próxima do sangue. Mostre que a mesma apresenta valor próximo ao referido no exercício anterior, à 37o C. 15) Dentre as soluções abaixo, qual a que congela à temperatura mais baixa ? 1,0 mol de glicose em 1000 g de água; 1,0 mol de HCl em 1000 g de água; 1,0 mol de ácido acético em 1000 g de água; 1,0 mol de cloreto de cálcio em 1000 g de água; 0,5 mol de cloreto ferroso em 1000 g de água. Resposta: 1,0 mol de cloreto de cálcio em 1000 g de água. 16) Considere cinco soluções aquosas de concentração 0,1 mol/L, das seguintes substâncias: glicose, NaCl, KCl, K2SO4 e ZnSO4. Qual a que apresenta o menor ponto de congelamento ? Resposta: K2SO4 37 17) Considere uma solução contendo 17,1 g de sacarose (C12H22O11) em 180 g de água. Sabendo que a pressão de vapor da água pura, à 20oC, é 17,5 mm Hg, qual a pressão de vapor da solução ? Resposta: 17,4 mm Hg 18) Calcule o abaixamento relativo da pressão máxima de vapor de uma solução 0,01 mol/kg de CaCl2, cujo grau de dissociação aparente é 0,80. Resposta: 4,68 . 10-4 19) Um polímero de fórmula geral (C2H4)n abaixou o ponto de congelamento do benzeno em 0,36o C, quando 1,0 grama do mesmo foi dissolvido em 5,0 gramas de benzeno. A constante criométrica do benzeno vale 5,04o C.mol-1.kg. Determine o valor de “ n “ na fórmula geral do polímero. Resposta: 100 20) Uma solução aquosa de cloreto de sódio, na qual se admite o sal totalmente dissociado, ferve a uma temperatura de 101,3o C, ao nível do mar. Qual o seu ponto de congelamento ? Resposta: - 4,65o C 21) Se uma solução de um soluto não dissociado congela a – 1,30o C, qual a sua temperatura de ebulição ? Resposta: 100,36o C 22) Isolou-se uma proteína de uma amostra de soro sangüíneo. Uma dispersão coloidal de 685 mg da referida proteína dissolvida em água suficiente para formar 10 mL tem uma pressão osmótica de 0,28 atm a 7o C. Sendo a proteína um composto covalente típico, não dissociado, qual a massa molecular, aproximada, da proteína ? Resposta: 5,6 . 103 u 23) Verifique se existe isotonia entre uma solução aquosa de NaCl 0,01 M e uma solução aquosa de sacarose (soluto não dissociado) 0,02 M, ambas na temperatura de 20o C ? 24) Para que uma solução aquosa de glicose tenha a mesma pressão osmótica que a solução salina fisiológica (NaCl 0,15 M), qual deverá ser a concentração, em mol/L da solução de glicose ? Resposta: 0,30 M 25) Uma solução de concentração 30 g/L de um soluto não iônico, de massa molar 90 g/mol, é isotônica com uma solução de sulfato férrico que contém 20 g desse soluto em 600 ml de solução. Qual o grau de dissociação aparente do sulfato férrico ? Resposta: 0,75 ou 75 % 38 *** Testes de nivelamento (não serão corrigidos ou comentados) 1 - Qual das soluções aquosas abaixo apresenta a menor pressão de vapor a 250 C? A) CaCl2 0,02 mol/L B) NaCl 0,02 mol/L C) K2SO4 0,01 mol/L D) KCl 0,01 mol/L E) C12H22O11 0,03 mol/L 2 - O sangue humano tem uma pressão osmótica de 7,8 atm a 370 C. A concentração, aproximada, expressa em molaridade de uma solução de glicose que seja isotônica com o sangue, sabendo que R = 0,082 atm.L/mol.K, é A) 0,1 B) 0,3 C) 1,0 D) 3,0 E) 5,0 3 - Um dos segredos descobertos pelos químicos, no processo de mumificação, é a desidratação dos cadáveres através da utilização de soluções salinas de alta concentração e viscosidade. A desidratação é possível e explicada pelo fenômeno da A) salinização. B) neutralização. C) osmose. D) hidrólise. E) umidificação. 4 - Considere o quadro abaixo. soluto solvente Concentração em mols/L I MgBr2 H2O 1,5 II Al(NO3)3 H2O 1,0 III Ca(NO3)2 H2O 2,0 IV NaCl H2O 3,0 V CuCl2 H2O 2,5 As soluções que apresentam, respectivamente, a maior temperatura de ebulição e a maior temperatura de congelamento são A) II e IV. B) III e I. C) III e IV. D) V e I. 39 E) V e II. 5 - A seguir são arroladas algumas soluções aquosas de solutos iônicos ou moleculares com suas respectivas concentrações em mol/L. I - NaCl 0,20 mol/L II - glicose 0,30 mol/L III - Al(NO3)2 0,25 mol/L IV - sacarose 0,50 mol/L V - Ca(NO3)2 0,40 mol/L A ordem crescente de ponto de congelamento das soluções, admitindo-se ionização total dos compostos iônicos, corresponde à sequência A) I - III - II - V - IV. B) II - IV - I - III - V. C) IV - V - II - III - I. D) V - IV - II - I - III. E) V - III - IV - I - II. 6 - Analise as soluções aquosas abaixo discriminada: I - C12H22O11 0,040 mol/L II - AgNO3 0,025 mol/L III - Na2CO3 0,020 mol/L IV - MgCl2 0,010 mol/L Qual das afirmações abaixo é correta, considerando que as espécies iônicas estão 100% ionizadas? A) A pressão de vapor da solução III é mais alta que a pressão de vapor da solução IV. B) O ponto de congelamento da solução IV é o mais alto de todas as soluções acima. C) A pressão osmótica da solução II é maior do que a pressão osmótica da solução III. D) A solução I tem ponto de ebulição mais elevado do que o ponto de ebulição da solução II. E) O ponto de ebulição da solução I é o mais baixo de todas as soluções acima. 7 - Qual das seguintes soluções aquosas apresenta maior ponto de ebulição ? A) uréia 2,0 molar. B) glicose 1,5 molar. C) NaCl 1,5 molar. D) CH3COOH 1,0 molar. E) sacarose 2,5 molar. 8 - Qual das substâncias abaixo, quando em solução aquosa de idênticos graus de dissociação e concentração, apresenta maior pressão osmótica ? A) K3PO4. B) NaCl. C) NH4Cl. 40 D) C6H12O6. E) CaCl2. 9 - No quadro abaixo estão fornecidas as temperaturas de ebulição de soluções aquosas de mesma concentração molar de nitrato de amônio, sulfeto de sódio e glicose, Solução NH4NO3 Na2S C6H12O6 Temperatura. T1 T2 T3 A relação entre estas temperaturas é A) T1 > T2 > T3 B) T2 > T3 > T1 C) T3 > T1 > T2 D) T1 > T3 > T2 E) T2 > T1 > T3 010 - Duas soluções, uma de glicose e outra de cloreto de sódio, serão isotônicas quando tiverem a mesma A) temperatura. B) concentração em mols por litro. C) concentração e a mesma temperatura. D) concentração e mesmo fator de Vant’Hoff. E) temperatura e mesmo número de partículas dissolvido. 41 3.1. In t roduç ão A Termodinâmica ocupa-se, basicamente, com as trocas de energia que acompanham os processos químicos e físicos. Historicamente ela se desenvolveu sem um conhecimento detalhado das estrutura da matéria, sendo esse um dos seus pontos fortes. Nosso tratamento do assunto será de maneira mais informal e fenomenológica, evitando o formalismo matemático complexo. A linguagem termodinâmica não dispensa o uso e a interpretação correta de certos termoscomo: - sistema: qualquer porção isolada do universo, selecionada para investigação de propriedades; - meio externo ou ambiente: corresponde ao restante de universo, excluído o sistema; - variáveis ou funções de estado: grandezas que caracterizam um determinado estado (pressão, temperatura, volume, número de mols, etc...); - estado: conjunto de condições que caracterizam um sistema; - processo: meio através do qual as variáveis de um estado podem ser alteradas (isotérmico, isobárico, isométrico, adiabático, etc...); - mudança de estado: situação na qual alguma variável de estado sofre uma alteração (compressão, resfriamento,..); As inter-relações que se pode estabelecer entre as variáveis de estado chamamos de equação de estado. Por exemplo, para um gás ideal, as inter- relações entre as grandezas pressão, volume, temperatura e massa gasosa estão expressas na equação geral dos gases P V = n R T onde R é uma constante. A termodinâmica é fundamentada em poucos conceitos e princípios simples: a) conservação da energia; b) aumento da entropia; c) espontaneidade dos processos e equilíbrio. Na evolução dos processos termodinâmicos nada se cogita em relação à velocidade com a qual os mesmos ocorrem. 3. INTRODUÇÃO À TERMODINÂMICA 42 3.2. Tem perat ura, Calor e Trabalho A temperatura é uma propriedade ou grandeza que independe da massa ou extensão do sistema e está relacionada com o grau de agitação (energia cinética) molecular. 2 3RT 2 mvE 2 ==C Como escala adota-se a termodinâmica ou absoluta (Kelvin) na qual T (K) = T (oC) + 273,15 O Calor e o Trabalho (termelástico), por sua vez relacionam-se num princípio fundamental conhecido como 1o Princípio ou 1a Lei da Termodinâmica. Calor = quantidade de energia que se transmite de um corpo para outro, devido unicamente à diferença de temperatura entre ambos. Portanto: Qtrocado a DT ou onde C· é a capacidade calorífica do sistema. Capacidade calorífica e a quantidade de calor que deve ser trocada por certa massa do sistema, para proporcionar a variação de temperatura de 1 grau. A capacidade calorífica pode ser determinada pelo produto da massa do sistema e seu calor específico. Por exemplo, considerando que o calor específico da água seja 1,0 cal /g . o C ou 4,18 J / g . o C, a capacidade calorífica de 1 quilograma de água será C = c . m = 1000 (g) . 4,18 J /g . o C = 4180 J / o C o que significa que devem ser fornecido 4180 Joule de energia para que 1000 gramas de água variem a sua temperatura em 1 grau. Se a massa considerada for aquela correspondente a 1,0 mol então a capacidade calorífica será molar. Assim, a capacidade calorífica molar da água será 18,0 cal / mol.grau ou 75,24 J/mol.grau. Algebricamente considera-se o calor trocado como sendo positivo quando o sistema recebe energia do meio externo e negativo quando o sistema perde energia para o meio externo. Q > 0 à sistema recebe calor (T ) Q = C . DT 43 Q < 0 à sistema perde calor (T ) Um processo no qual o sistema recebe calor do meio externo chama-se Endotérmico e aquele em que o sistema perde calor para o meio externo chama- se Exotérmico. Trabalho = energia trocada como conseqüência de uma força que atua entre o sistema e o meio externo ou energia que se transmite por qualquer outro modo que não seja a diferença de temperatura entre eles. A maior parte das transformações termodinâmicas são aquelas nas quais o trabalho provém de uma variação de volume do sistema ao qual denominamos de termelásticas, sendo que as demais formas de trabalho (elétrico, magnético, etc...) não são consideradas em tais transformações. Quando um gás expande num cilindro, à temperatura constante, contra uma pressão (P) que se opõe, a energia trocada com o meio externo produz o trabalho de expansão, que pode ser calculado através de: Wexpansão = F . d mas P = F / A donde F = P . A e, portanto, Wexpansão = P . A . d Ä D V Logo Wexpansão = P . D V Para que seja realizado trabalho é necessário ocorrer variação de volume, como no exemplo da figura ao lado, na qual o gás contido no interior do pistão sofre um deslocamento (d) em relação à posição inicial, contra uma pressão oposta externa (atmosférica), ocorrendo uma variação de volume ocupado pelo referido gás. 44 Quando um gás, contido no interior de um cilindro dotado com um êmbolo móvel (como na figura anterior), troca calor com o meio externo, a energia se distribuirá da seguinte forma: - uma parcela irá provocar aumento na temperatura do gás (DT), fazendo variar o grau de agitação das moléculas ou Energia Interna (D U), a qual corresponde ao somatório de todas as formas de energia associadas ao movimento das moléculas; - outra parcela irá provocar a expansão do gás, ou seja, irá realizar um Trabalho ( W ). A relação entre essas duas grandezas conduz à 1a Lei ou 1o Princípio da Termodinâmica, isto é, Como a variação da Energia Interna corresponde a calor trocado, a mesma pode ser calculada pela expressão D U = C D T onde C é a capacidade calorífica da substância. Aplicação Um mol de CO2 é expandido de um volume inicial de 5 para 15 litros, contra uma pressão externa de 2 atm, ocorrendo uma variação na temperatura de 27 para 87o C. Sabendo que a capacidade calorífica do CO2 é 96,5 J / mol . K, calcule a quantidade de calor trocada por esse gás nessa transformação. 3.3. Term oquím ic a 3.3.1. Introdução A Termoquímica tem por objetivo o estudo das variações de energia que acompanham as reações químicas. Esta energia, em geral, manifesta-se sob a forma de calor, embora a luz (energia eletromagnética) também esteja presente em alguns processos (combustão e fotossíntese). A energia envolvida nas reações químicas é decorrente de um rearranjo das ligações químicas quando reagentes transformam-se em produtos. Esta energia “armazenada”, principalmente sob forma de ligações, denominamos de ENTALPIA (do grego, enthalpein = calor) e simbolizamos por H (Heat = calor). Qtrocado = D U + W 45 Numa reação química, portanto, ocorre uma variação de entalpia (DH), sendo as reações classificadas em dois tipos, segundo o calor liberado ou absorvido: (H1) ...C2H6O + 3 O2 (H2) ...................................... C6H12O6 + 6 O2 Ó Ñ (H2) .................................. 2 CO2 + 3 H2O (H1) ..6 CO2 + 6 H2O ( DH = H2 - H1 < 0 ) ( DH = H2 - H1 > 0 ) reação EXOTÉRMICA reação ENDOTÉRMICA 3.3.2. Medida de D H e unidades de energia A variação da entalpia de uma reação química pode ser medida, para um certo número de reações, pelo calor liberado ou absorvido durante o processo. Esta medida experimental (calorimétrica) é feita utilizando-se Calorímetros ou Bombas Calorimétricas (para reações de combustão), empregando-se a equação: Q = m.c.Dt O número de reações cuja entalpia (calor de reação) pode ser determinada diretamente em bombas calorimétricas e calorímetros é muito reduzido. A maior parte das reações tem a sua entalpia calculada, valendo-se das leis da Termoquímica, principalmente a LEI DE HESS, como será visto mais adiante. A unidade mais comum é a caloria (cal), que equivale a quantidade de energia absorvida por uma grama de H2O, para que a temperatura varie de 1,00 C, ou seu múltiplo quilocaloria (kcal) A bomba calori – métrica é um equi – pamento própriopara determinar a energia (calor) das reações de combustão e algumas reações de formação. 46 1,0 kcal = 1.000 cal 1,0 cal = 4,18 Joules 1,0 kcal = 4,18.103 Joules 3.3.3. Equações Termoquímicas Uma equação termoquímica deve conter: a) a equação química devidamente ajustada; b) os estados físicos de cada componente, sendo esta referência importante porque as mudanças de estado físico envolvem variações de energia (entalpia): ex.: H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(g) (libera 57,8 kcal/mol) H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(l) (libera 68,3 kcal/mol) H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(s) (libera 70,0 kcal/mol) c) os estados alotrópicos, quando for o caso: ex.: C(grafite) + O2(g) CO2(g) (libera 94,05 kcal/mol) C(diamante) + O2(g) CO2(g) (libera 94,51 kcal/mol) d) as condições de medida da variação de entalpia: - a variação de entalpia (DH) depende da temperatura e da pressão em que foi feita a medida. A maior parte das variações de entalpia que constam em tabelas foram medidas nas chamadas Condições Padrão ou Standard (1 atm e 250C). A indicação de que uma entalpia foi medida em Condições Padrão é feita através do expoente “0” junto ao valor da mesma: ex.: H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(l) DH0 = - 68,31 kcal/mol C(graf.) + O2(g) CO2(g) DH0 = - 94,05 kcal/mol C(graf.) + 2 H2(g) CH4(g) DH0 = - 17,81 kcal/mol 1/2 N2(g) + 1/2 O2(g) NO(g) DH0 = + 11,0 kcal/mol 3.3.4. Entalpias de Reação 1) Entalpia de Formação (DH0f): - corresponde ao calor envolvido na formação de 1,0 mol de substância a partir de seus elementos formadores (substâncias simples). ex.: C(graf.) + 2 H2(g) CH4(g) D H0 = - 17,81 kcal/mol 2 C(graf.) + 3 H2(g) + 1/2 O2(g) C2H6O(l) D H0 = - 66,70 kcal/mol H2(g) + ½ O2(g) H2O(l) D H0 = - 68,31 kcal/mol ½ N2(g) + ½ O2(g) NO(g) D H0 = + 11,0 kcal/mol C(graf.) + O2(g) CO2(g) D H0 = - 94,01 kcal/mol Obs.: considera-se nula a Entalpia de Formação de substâncias simples . 47 Algumas entalpias de formação podem ser medidas diretamente em bombas calorimétricas enquanto outros somente são possíveis através de determinações algébricas (cálculo). Outros exemplos no quadro a seguir. SUBSTÂNCIA � H0f (kcal/mol) SUBSTÂNCIA � H0f (kcal/mol) SUBSTÂNCIA � H0f (kcal/mol) C(diamante) 0,453 CaCO3(arag.) - 288,45 NH3(g) - 11,02 CO(g) - 26,41 CaCO3(calc.) - 288,49 NO(g) + 21,57 CO2(g) - 94,05 CaO(s) - 151,90 NO2(g) + 7,93 C2H6(g) - 20,24 Ca(OH)2(s) - 235,80 N2O4(g) + 2,19 CCl4(g) - 24,61 H2O(g) - 57,79 NaCl(s) - 98,23 CHCl3(l) - 32,14 H2O(l) - 68,31 Na2O(s) - 99,40 C2H6O(l) - 66,37 H2O2(l) - 44,88 NaOH(g) - 101,99 CH3COOH(l) - 115,80 HCl(g) - 22,06 O3(g) + 34,10 2) Entalpia de Decomposição: - corresponde ao inverso da Entalpia de Formação. 3) Entalpia de Combustão: - corresponde ao calor envolvido na reação de um mol de substância combustível com O2 puro. Se o combustível for orgânico (C,H,O) a combustão completa origina como produtos CO2(g) e H2O(l) (chama azul). Na combustão incompleta ainda ocorre a formação de fuligem, carbono (chama amarela). ex.: CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l) D H0 = - 212,78 kcal/mol C2H6O(l) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(l) D H0 = - 326,70 kcal/mol C6H12O6(s) + 6 O2(g) 6 CO2(g) + 6 H2O(l) D H0 = - 670,00 kcal/mol 4) Entalpia de Neutralização: - corresponde ao calor envolvido na reação de formação de um mol de água a partir de um mol íons H+ com um mol de íons OH-, provenientes de um ácido e uma base, respectivamente, ambos em solução aquosa e diluída. Para ácidos e bases fortes a reação que ocorre é sempre a mesma e a sua variação de entalpia é constante: H+(aq) + OH-(aq) £ H2O(l) D H0 = - 13,20 kcal/mol Se o ácido ou a base for fraco a variação de entalpia será diferente do valor acima, devido à dissociação do ácido ou da base devido ao deslocamento do equilíbrio ocorrido na neutralização. 48 5) Entalpia de Dissolução - corresponde ao calor envolvido na dissolução (por vezes acompanhada de dissociação) de um mol de determinado soluto em quantidade tal de solvente de modo que a adição do mesmo, após determinada quantidade limite, não envolva variação de energia. H2O HCl(g) HCl(aquoso) O quadro abaixo mostra a variação de calor envolvida em relação à quantidade de solvente (água) adicionado. n1(H2O) / n2(HCl) 10 25 40 80 150 - DH0(kcal/mol) 16,608 17,272 17,453 17,735 17,960 6) Entalpia de mudança de fase Corresponde ao calor envolvido na mudança de estado físico ou fase cristalina. Assim, H2O(s) H2O(l) DH0273 = + 1,438 kcal/mol H2O(l) H2O(g) DH0 = + 10,514 kcal/mol C(grafite) C(damante) DH0 = + 0,451 kcal/mol S(rômbico) S(monoclínico) DH0 = + 0,071 kcal/mol 7) Entalpia ou Energia de Ligação: - corresponde a quantidade de calor absorvida na quebra de 1,0 mol (6,02.1023) de determinada ligação, supondo todas as substâncias no estado gasoso, a 250C e 1,0 atm. - A quebra de ligações sempre é endotérmica, enquanto a formação de ligações é sempre exotérmica. ex.: H2(g) 2 H(g) D H = + 104,2 kcal/mol de moléculas O2(g) 2 O(g) D H = + 119,1 kcal/mol de moléculas Por vezes utiliza-se a metade desse valor como sendo a Entalpia de Atomização por mol de átomos formados. Hidrogênio: + 52,1 kcal/mol de átomos Oxigênio: + 59,5 kcal/mol de átomos 49 A tabela abaixo mostra algumas ligações mais importantes e suas entalpias LIGAÇÃO ENERGIA (kcal/mol) LIGAÇÃO ENERGIA(kcal/mol) C - C 83,2 C - H 98,8 C = C 146,8 C - O 85,5 C C 200,6 C = O 178,0 H - H 104,2 O - H 110,6 O = O 119,1 H - F 135,0 Cl - Cl 57,9 H - Cl 103,1 Numa reação química, enquanto a energia é absorvida na quebra de ligações, nos reagentes, a energia é liberada nos produtos (formação de ligações). Assim: Reagentes £ Produtos DH1 > 0 DH2 < 0 D HRQ = DH1 + DH2 Exercicio: determinar a Entalpia de formação da água (gasosa) através das entalpias de ligação, da tabela acima e comparar com o valor informado anteriormente. 3.3.5. Determinação da Entalpia e Lei de Hess. A Entalpia de uma reação pode ser obtida de dois modos diferentes: a) por medida calorimétrica experimental (aplicável a um pequeno número de reações); b) por cálculos algébricos, aplicando-se a Lei de Hess. A Lei de Hess, também chamada Lei da Soma dos Calores de Reação, permite prever a Entalpia mesmo daquelas reações de difícil execução experimental. Segundo Hess a Entalpia de uma reação não depende do modo (caminho) como a mesma é executada, mas somente do estado inicial (reagentes) e do estado final (produtos). Genericamente: DH1 A + B L + M DH4 DH2 C + D E + F DH3 50 Segundo a Lei de Hess: DH1 = DH2 + DH3 + DH4 ou, ainda: DHREAÇÃO = DH(f)PRODUTOS
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