Processos de Separação de Misturas

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Química
Levigação: arraste de sólidos de baixa densidade por meio de correntes de água, permanecendo no recipiente os sólidos de densidade maior. Isso é feito pelos garimpeiros para separar a areia (menos densa) do ouro associado ao mercúrio (mais denso)
Flotação: processo de separação de partículas sólidas de diferentes densidades pela adição de um líquido de densidade intermediária no qual elas são imiscíveis. Ex.: Areia e serragem.
Filtração: separação de sólido de líquido, vale salientar que partículas dissolvidas no líquido não são filtradas pois não estão em fase sólida. Ex.: o coador retém as partículas sólidas do café e deixa passar substâncias solúveis no pó de café. A filtração a vácuo acelera o processo.
Sedimentação: a mistura é deixada em repouso para que, depois de um tempo, as partículas do sólido em suspensão no líquido ou o líquido mais denso, por ação da gravidade, depositem-se no fundo do recipiente. A centrifugação acelera o processo.
#Decantação: ocorre quando se inclina o recipiente que contém a mistura, derramando em outro recipiente o líquido menos denso que ficou na parte de cima. 
#Sifonação: semelhante à decantação, consiste na transferência do líquido por meio de um sifão ou uma mangueira plástica, iniciando-se o fluxo por sucção.
Cristalização fracionada: usada quando há vários sólidos dissolvidos em um solvente, sendo que se evapora o solvente ou a temperatura é diminuída. Um dos componentes começa a cristalizar enquanto os outros estão dissolvidos. Ele é retirado, então o próximo componente cristaliza-se e assim por diante.
Adsorção: são usadas substâncias que retêm em suas superfícies algumas substâncias gasosas. Ex.: as máscaras contra gases venenosos possuem carvão ativo que adsorve os gases tóxicos.
Dissolução fracionada: usada para separar misturas do tipo sólido-sólido em que um dos sólidos mistura-se em determinado solvente e o outro não. Por exemplo, se tivermos uma mistura de sal e areia, podemos adicionar água para que o sal se misture nela e se separe da areia. Podem ser usados outros processos depois, como a filtração para separar a areia, a destilação para separar a água e o sal, ou a evaporação para obter somente o sal.
Fusão fracionada: sólidos diferentes são aquecidos e um deles funde-se primeiro. 
Fusão = liquefação de uma substância que está no estado sólido.
Tratamento da Água
Coagulação ou floculação: neste processo as partículas sólidas se aglomeram em flocos para que sejam removidas mais facilmente. Ele consiste na formação e precipitação de hidróxido de alumínio (Al2(OH)3) que é insolúvel em água e “carrega” as impurezas para o fundo do tanque. O primeiro passo é aumentar o pH da água pela adição ou de uma base ou de um sal básico:
Base: NaOH(s) → Na+(aq) + OH-(aq)
Sal básico: Na2CO3(s) → 2 Na+(aq) + CO3-2(aq)
CO3-2(aq) + H2O(l) → HCO3-(aq) + OH-(aq)
Após esse ajuste do pH, é adicionado o sulfato de alumínio, que irá se dissolver na água e depois precipitar na forma de hidróxido de alumínio.
Dissolução: Al2(SO4)3(s) → 2 Al+3(aq) + 2 SO4-3(aq)
Precipitação: Al+3(aq) + 3 OH-(aq) → Al(OH)3(s)
Ligações Químicas
Iônicas (transferência de elétrons): Metal + Ametal ou H. Formam substâncias com retículo cristalino que são sólidas à temperatura ambiente, ou seja, com altos pontos de fusão e ebulição, conduzem corrente elétrica quando dissolvidas em água ou quando fundidas.
Covalentes (compartilhamento de elétrons): Ametal + Ametal ou H. Formam compostos moleculares com baixos pontos de fusão e ebulição, que podem ser polares e/ou apolares, os polares conduzem corrente elétrica quando dissolvidos em água.
Metálicas (“mar de elétrons”): Metal + Metal. Formam substâncias com altos pontos de fusão e ebulição, que são bons condutores tanto de calor como de eletricidade.
Polaridade das Moléculas
Fatores que influenciam: polaridade das ligações e geometria da molécula.
Ordem de eletronegatividade: F > O > N > Cl > Br > I > S > C > P > H.
O=C=O; H-O-H; Cl-Cl; H-Cl
Forças Intermoleculares
Forças de Van der Waals
Dipolo – Dipolo ou Dipolo Permanente: entre moléculas polares. Ex.: HCl, Cetonas, Éteres e Aldeídos.
Forças de London, Dipolo Induzido ou Dipolo Instantâneo: entre moléculas apolares. Ex.: O2, He e Hidrocarbonetos.
Ligações de Hidrogênio: entre moléculas polares com ligações entre H e F, O ou N. Ex.: H2O, NH3, Álcoois, Fenóis, Ácidos Carboxílicos, Aminas Primárias e Secundárias e Amidas.
Interação Íon – Dipolo: entre íons dissolvidos e uma molécula polar. Ex.: Na+ e H2O.
Ordem de Intensidade das Forças Intermoleculares:
Íon – Dipolo > Lig. De Hidrogênio > Dipolo Permanente > Dipolo Instantâneo
Ácidos
Regra de Nomenclatura para Oxiácidos
Obs.: NOX do átomo central
Ex.: HIO +1 + X -2 = 0 X = +1 Ácido hipoiodoso.
Regra de Nomenclatura dos Ânions para nomear também os sais
Força dos Ácidos
Bases
Solubilidade
Muito solúveis: bases de metais 1A e NH4OH
Pouco solúveis: Ca(OH)2, Sr(OH)2 e Ba(OH)2
Insolúveis: todos as demais
Nomenclatura
Ex.: Hidróxido de ferro II ou hidróxido ferroso = Fe(OH)2
Indicadores Ácido - Base
Óxidos
Nomenclatura
Óxidos ácidos e básicos
Ácidos: são formados por ametais, neutralizam soluções básicas e quando dissolvidos em água originam soluções ácidas. Ex.: CO2 (Efeito Estufa), SO2 e SO3 (Chuva Ácida).
Básicos: são formados por metais das famílias 1A e 2ª, neutralizam soluções ácidas e quando dissolvidos em água originam soluções básicas. Ex.: Na2O e CaO.
Gases
Pressão
Pressão Total = Soma das Pressões parciais de todos os gases da mistura.
Pressão Parcial de um gás = Fração molar do gás específico x Pressão Total
Fração Molar: Na/Ntotal
Misturas
Heterogêneas:
Suspensão: disperso (partículas dissolvidas) > 100nm. Ex.: H2O + Ca(OH)2.
Coloide: 1 nm < disperso < 100nm. Ex.: H2O + Gelatina
Homogêneas (Soluções): soluto < 1nm. Ex.: H2O + Sacarose
Concentração das Soluções:
Título em massa: massa do soluto/ massa da solução.
Título em volume: volume do soluto/ volume da solução.
Concentração comum: massa do soluto/ volume da solução.
Molaridade: número de mols do soluto/ volume da solução.
ppm = 1mg/ 1 000 000mg = 1mg/ kg = 1mg/ L
ppb = 1mg/ ton = 1mg/ m3
Diluição e Mistura de soluções com mesmo soluto
Diluição: Ci.Vi = Cf.Vf
Mistura de duas soluções: C1.V1 + C2.V2 = Cf.Vf
Curvas de Solubilidade
Propriedades Coligativas
Pressão Máxima de Vapor: pressão exercida pelos vapores de um líquido quando as fases vapor e líquido estão em equilíbrio. 
Quanto maior a temperatura, maior a pressão máxima de vapor.
Quando o líquido chega à sua temperatura de ebulição é porque sua pressão máxima de vapor superou a pressão atmosférica. 
Quando um líquido puro recebe um soluto sua PMV aumenta.
Crioscopia (sal no gelo): PF reduz e PE aumenta. Em contato com a água, o sal tende a se dissolver – mesmo se ela estiver em sua forma sólida. Essa dissolução é um processo endotérmico, ou seja, exige uma quantidade de energia para ocorrer. Em contato direto com o gelo, o sal ganha calor das pedras, que ficam ainda mais frias.
Osmometria
Termoquímica
ΔH = entalpia dos produtos – entalpia dos reagentes
Se ΔH > 0, a reação é endotérmica (absorve calor)
Se ΔH < 0, a reação é exotérmica (libera calor)
Entalpia de Formação (Hf): variação de entalpia para a formação de um mol de determinada substância a partir de seus constituintes elementares (C(s), H2(g)) os quais possuem Hf = 0.
Para descobrir a variação da entalpia de uma reação é necessário saber a entalpia de formação de cada uma das substâncias participantes, exceto os constituintes elementares.
Energia de Ligação: energia necessária para romper uma ligação.
Para descobrir a variação de entalpia de uma reação a partir das energias das ligações admite- se ΔH = energia das ligações rompidas – energia das ligações formadas.
Entropia (ΔS): grau de desordem de um sistema.
Energia livre de Gibbs: ΔG = ΔH – T. ΔS
Se ΔG > 0, a reação não é espontânea.
Se ΔG = 0, a reação está em equilíbrio.
Se ΔG < 0, a reaçãoé espontânea.
Cinética Química
Catalisador: substância que participa de uma reação sem ser consumida, ou seja, pode ser recuperada ao final, com objetivo de reduzir a energia de ativação e aumentar a velocidade da reação. Obs.: o catalisador nunca altera a variação de entalpia da reação.