ROTEIRO DE ESTUDO ANÁLISE FÍSICO QUÍMICA

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ROTEIRO DE ESTUDO ANÁLISE FÍSICO QUÍMICA
NP1
Substâncias puras e misturas
As substâncias puras mantêm suas constantes durante as mudanças de estado, diferentemente das misturas. Exemplo:
Água pura: - PE = 100ºC; PF = 0ºC; d = 1g/cm 3.
Água e sal de cozinha (NaCl): não apresentam constantes.
Álcool Puro: PE = 78,5ºC; PF = -177ºC; d = 0,79g/cm 3.
Álcool e Água: não apresentam constantes.
É possível diferenciar uma mistura de uma substância pura observando suas propriedades específicas, como ponto de fusão e o ponto de ebulição.
Substância pura
As substâncias puras são aquelas formadas por apenas uma variedade de molécula. Possuem ponto de fusão, solidificação, ponto de ebulição constante, e sua composição é bem definida.
Substância pura simples
As substâncias puras simples são formadas por apenas um elemento químico. Por exemplo, o gás Nitrogênio é composto apenas por átomos N:
Substância pura composta
Já as substâncias puras compostas podem ter vários elementos químicos diferentes na mesma molécula.
Por exemplo, a água pura contém apenas moléculas H2O, mas como sabemos, é formada pelos elementos químicos Hidrogênio e Oxigênio:
Mistura
Mistura é a reunião de duas ou mais substâncias sem que haja reação química entre elas, e mantendo cada qual suas propriedades.
Mistura homogênea (Monofásica)
Quando não é possível distinguir visualmente um componente do outro. Ex: Água e açúcar.
Apresenta apenas uma fase, que pode ser visualmente identificada. 
Ex: Copo de água líquida.
Mais exemplos:
Sólido – Sólido;
Sólido – Sólido;
Liquido – Líquido;
Liquido – Gás;
Gás - Gás
Mistura heterogênea (Bifásica, Trifásica...)
Quando é perfeitamente possível distinguir visualmente as duas substâncias. 
Ex: Água e talco.
Pode apresentar mais de uma fase.
Ex: Copo de água com gelo (lembrando que tudo que está no copo ainda é água, apenas em estados físicos diferentes).
Mistura coloidal
Os componentes da mistura não se distinguem a olho nú, contudo se usarmos um instrumento de ampliação, como um microscópio, é possível distinguir os diferentes componentes da mistura. 
Ex: Uma gota de sangue a olho nú não se consegue identificar os seus componentes, mas ao observares ao microscópio, distinguem-se os glóbulos brancos, os glóbulos vermelhos, as plaquetas.
Mais exemplos:
Maionese;
Tinta de caneta;
Queijo.
Dispersões
Dispersões são sistemas nos quais uma substância está disseminada, sob forma de pequenas partículas, numa segunda substância. A primeira substância chama-se disperso ou fase dispersa e a segunda substância chama-se dispersante ou fase de dispersão.
Ex: mistura entre água e areia em um copo. No início, a mistura fica turva, mas com o passar do tempo, as partículas maiores vão de depositando no fundo do copo. Mesmo assim, a água ainda fica turva na parte de cima. A água não ficará totalmente livre de areia.
	Nome da Dispersão
	Tamanho Médio das Partículas Dispersas
	Soluções Verdadeiras (comum)
	entre 0 e 1nm (nanômetro)
	Soluções Coloidais
	entre 1 e 100 nm (nanômetro)
	Suspensões
	acima de 100 nm (nanômetro)
Dispersões coloidais ou coloides: Nesse caso, as partículas dispersas possuem o tamanho médio entre 1 e 1000 nm. Suas partículas também não se sedimentam, mas são capazes de causar a dispersão da luz ao atravessarem sobre elas, causando o Efeito Tyndall.
Dependendo do tipo de partícula coloidal e do meio dispergente, os coloides podem ser classificados de várias maneiras:
Aerossol: nevoeiro, fumaça, spray;
Emulsão: leite, maionese, queijo, manteiga;
Espuma: maria-mole, pedra-pomes, chantilly;
Sol: plasma sanguíneo, rubis, pérolas;
Gel: gelatina, água de sílica.
Solução
Soluções verdadeiras. São misturas homogêneas de duas ou mais substâncias. Nas soluções o disperso recebe o nome de soluto e o dispersante o nome de solvente.
Exs: Soluções Sólidas: liga metalúrgica, cobre, níquel, etc.
Soluções Líquidas: café com leite, água do mar, xaropes medicinais, etc.
Soluções Gasosas: o ar atmosférico, etc.
Soluções Diluídas: contém pouco soluto em relação ao solvente (por exemplo: 10g de sal comum por litro de água).
Soluções Concentradas: contém muito soluto em relação ao solvente (por exemplo: 330g de sal comum por litro de água).
Soluções Moleculares: quando as partículas dispersas são moléculas, por exemplo, moléculas de açúcar (C12H22O11) em água.
Soluções Iônicas: quando as partículas dispersas são íons, por exemplo, os íons do sal de cozinha (Na+ e Cl-) em água.
Suspensão
São sistemas heterogêneos, nos quais, mesmo a olho nu, é possível visualizar suas partículas. 
Ex: Areia na água, argila na água, leite de magnésia e calamina.
Propriedades gerais e específicas da matéria
As propriedades físicas da matéria podem ser gerais (repetem-se para vários materiais, tais como massa e volume) ou específicas (são exclusivas, como a densidade).
Propriedades gerais: são aquelas que podem se repetir para substâncias diferentes, que não são exclusivas de um único material.
Propriedades especificas: são exclusivas e particulares de cada material puro, podendo ser usadas para identificá-los.
Exs: 
Inércia: A matéria conserva seu estado de repouso ou de movimento, a menos que uma força aja sobre ela. Ex: Jogo de sinuca, a bola só entra em movimento quando impulsionada pelo jogador, e demora algum tempo até parar de novo.
Massa: É uma propriedade relacionada com a quantidade de matéria e é medida geralmente em quilogramas. A massa é a medida da inércia. Quanto maior a massa de um corpo, maior a sua inércia. 
Extensão: Toda matéria ocupa um lugar no espaço. Todo corpo tem extensão. Seu corpo, por exemplo, tem a extensão do espaço que você ocupa.
Impenetrabilidade: Duas porções de matéria não podem ocupar o mesmo lugar ao mesmo tempo.
Compressibilidade: Quando a matéria está sofrendo a ação de uma força, seu volume diminui. Ex: O ar dentro da seringa: ele se comprime.
Elasticidade: A matéria volta ao volume e à forma iniciais quando cessa a compressão. Ex: soltar o êmbolo da seringa que o ar volta ao volume e à forma iniciais.
Divisibilidade: A matéria pode ser dividida em partes cada vez menores. Ex: Quebre um pedaço de giz até reduzi-lo a pó. 
Descontinuidade: Toda matéria é descontínua, por mais compacta que pareça. Existem espaços entre uma molécula e outra e esses espaços podem ser maiores ou menores tornando a matéria mais ou menos dura.
Físicas:
Entre as propriedades físicas encontram-se o ponto de fusão, o ponto de ebulição e o calor específico, mas vamos estudar outras duas propriedades:
a) Densidade: é o resultado da divisão entre a quantidade de matéria ‘massa) e o seu volume.
 b) Dureza: é a resistência que a superfície de um material tem ao risco. Um material é considerado mais duro que o outro quando consegue riscar esse outro deixando um sulco. 
Separação de misturas
Catação: Método manual de separação, como quando escolhemos os feijões para cozinhar;
Ventilação: Arraste por corrente de ar de um dos componentes da mistura que seja bem leve. Exemplos: separação das cascas de grãos de café, cereais e amendoim torrado;
Peneiração ou Tamisação: É usada para separar sólidos de diferentes tamanhos, geralmente passando por uma peneira. É muito usada em construções para separar a areia do cascalho.
Filtração: É um método de separação de misturas heterogêneas sólido-líquido ou gases-sólidos que se baseia na passagem da mistura por um filtro. Existem dois tipos de filtração: A filtração comum é a simples passagem da mistura por um funil com papel de filtro a vácuo onde os sólidos ficam retidos. Já a filtração a vácuo é feita usando-se um funil de Buchner acoplado a um kitassato, que, por sua vez, está acoplado a uma trompa de água que arrasta o ar de dentro do kitassato, causando uma região de pressão baixa. Essa diferença de pressão leva à sucção do líquido da mistura e acelera o processo de filtração.
Decantação: ocorre quando se inclina o recipienteque contém a mistura, derramando em outro recipiente o líquido menos denso, que ficou na parte de cima. 
Destilação: É usada para separar cada um dos componentes de misturas sólido-líquido ou líquido-líquido miscíveis. Existem dois tipos: a destilação simples e a destilação fracionada. A destilação simples é usada principalmente para misturas sólido-líquido e consiste em aquecer a mistura em um balão de fundo redondo acoplado a um condensador. O líquido de menor ponto de ebulição evapora e chega ao condensador, onde retorna ao estado líquido e é coletado em outro recipiente.
Já a destilação fracionada é usada para misturas líquido-líquido miscíveis. A única diferença é que, antes do condensador, há uma coluna de fracionamento, em que há uma barreira, pois esse condensador possui bolinhas ou cacos de vidro ou de porcelana.
Assim, somente o líquido que tiver menor ponto de ebulição conseguirá passar pela coluna de fracionamento, enquanto o outro sofrerá condensação e voltará para o balão de destilação.
Cristalização fracionada: É 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, e o próximo componente cristaliza-se e assim por diante.
Estados de agregação da matéria
Os principais estados da matéria são o sólido, o líquido e o gasoso. As principais diferenças macroscópicas entre esses estados da matéria estão na capacidade de adquirir a forma e o volume do recipiente que a contém. Assim,
Estado                                   Forma                                    Volume
Sólido                                    constante                               constante
Líquido                                  variável                                  constante
Gasoso                                  variável                                  variável
Portanto, forças intermoleculares são forças de atração e repulsão entre moléculas vizinhas. Assim, para cada estado da matéria teremos:
 
Estado                                   Atração                      Repulsão
Sólido                                    Muita                          Pouca
Líquido                                          Forças equilibradas
Gasoso                                 Pouca                       Quando há colisão entre partículas 
Pontes de Hidrogênio
É ligação química caracterizada por uma ligação covalente entre o hidrogênio e uma ligação covalente com o oxigênio (O), nitrogênio (N) ou flúor (F), e uma interação do tipo dipolo-dipolo entre o átomo de hidrogênio e um átomo de oxigênio (O), nitrogênio (N) ou flúor (F). Por exemplo, a molécula de água pode formar ligações do tipo ponte de hidrogênio cuja representação é
Forças intermoleculares ou ligações de Van der Waals
Um dos tipos de forças intermoleculares, caracterizadas por existirem entre moléculas eletricamente neutras. Foram descobertas pelo físico holandês Johannes van der Waals. Dividem-se em (a) forças de van der Waals do tipo dipolo-dipolo, responsáveis pela interação entre duas moléculas que possuem momento de dipolo elétrico permanente, isto é, são moléculas polares; (b) forças de van der Waals do tipo polarizabilidade-polarizabilidade, responsáveis pela interação entre duas moléculas que apresentam momento de dipolo elétrico instantaneamente induzido, isto é, são moléculas polarizáveis; (c) forças de van der Waals do tipo dipolo-polarizabilidade, responsáveis pela interação entre uma molécula que apresenta momento de dipolo elétrico permanente e outra que apresenta momento de dipolo induzido.
Mudança de estado da matéria
Fusão: É a passagem do estado sólido para o líquido. Quando fornecemos calor a um corpo, suas partículas vibram mais. 
Solidificação: É a passagem do estado líquido para o sólido.
Vaporização: É a passagem do estado líquido para o gasoso. Pode ocorrer por evaporação, ebulição e calefação (passagem brusca).
Condensação: Também chamada liquefação, é a passagem do estado gasoso para o estado líquido.
Sublimação: É a passagem direta do estado sólido para o gasoso ou vice-versa.
Curva de solubilidade
		Solubilidade
de KNO3
em H2O
	Temp.
0ºC
	g/100ml
de H2O
	0
	13,3
	10
	20,9
	20
	31,6
	30
	45,8
	40
	63,9
	50
	85,5
	60
	110
	70
	138
	80
	169
	90
	202
	100
	246
	
Coeficiente de solubilidade x Temperatura (ºC)
(g de KNO3/100ml de H2O)
A área compreendida sobre a curva representa a região das soluções supersaturadas (soluções em que há mais soluto na solução do que o coeficiente de solubilidade permite), que são instáveis. Abaixo da curva, há a região da soluções não-saturadas ou insaturadas, que são estáveis. Há casos que uma substância apresenta coeficiente de solubilidade é praticamente nulo. 
Por exemplo, se colocarmos certa quantidade de açúcar na água e parte dele não se dissolver, teremos uma solução saturada com corpo de fundo. No entanto, se levarmos essa solução para o aquecimento, veremos que o corpo de fundo irá se dissolver. Isso significa que a solubilidade do açúcar é aumentada com a elevação da temperatura.
Para a maioria das substâncias, um aumento da temperatura provoca um aumento na solubilidade.
A curva ascendente mostra que a solubilidade realmente aumenta com a elevação da temperatura.
Entretanto, existem casos em que a solubilidade do soluto diminui com o aumento da temperatura.Como ocorre com Na2SO4, mostrado no gráfico abaixo, cuja curva de solubilidade é descendente.
Outro caso que pode ser também visto no gráfico, é o do cloreto de sódio (NaCl – sal de cozinha). A elevação da temperatura praticamente não altera a sua solubilidade.
Observe agora o Na2SO4: ele se torna mais solúvel com o aumento da temperatura até certo ponto, a partir do qual a solubilidade começa a diminuir.
Saturação
Pontos acima da curva: Soluções saturadas com corpo de fundo;
Pontos na curva: Soluções saturadas;
Pontos abaixo da curva: Soluções insaturadas.
Diluição de soluções
Fazemos uma diluição quando adicionamos mais solvente a uma solução já existente, de modo que a concentração da solução diminua.
Por exemplo, geralmente os rótulos de sucos concentrados indicam que o preparado desses sucos deve ser feito acrescentando-se água numa proporção determinada. Quando fazemos isso, estamos diluindo o suco.
Atenção: Não confunda diluição com dissolução. Quando estamos fazendo um suco e adicionamos o soluto (refresco em pó, por exemplo) ao solvente (água), está ocorrendo uma dissolução. Mas quando acrescentamos mais água a uma solução de água com refresco em pó, temos uma diluição.
C= __m1__                                               C= __m1__
          V	                                                       V
m1 = C.V                                                    m1 = C.V
                                 
Por meio dessa relação é possível determinar a concentração da solução final. Veja um exemplo abaixo:
“500 mL de água foram adicionados a uma solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4(aq)) de volume inicial igual a 200 mL e concentração de 20 g/L. Qual a concentração da solução após essa diluição?”
Resolução:
Dados:
Se a concentração inicial era de 20 g/L, isso significa que em cada litro da solução há 20 gramas de soluto (ácido sulfúrico) dissolvido. Assim, basta fazer uma regra de três para descobrir qual a massa do soluto que está dissolvida em 200 mL (0,2 mL) da solução:
20 g de ácido sulfúrico --------- 1 L de solução
                                m1 --------- 0,2 L
                                1 . m1 = 0,2 . 20
                                     m1 = 4 g
Agora, para descobrir a concentração final basta usar a expressão abaixo:
   Cinicial . Vinicial = Cfinal . Vfinal
(20 g/L) . 0,2 L = Cfinal . (0,2 L + 0,5 L)
Cfinal = _4g_
             0,7L
Cfinal = 5,7 g/L
A mesma relaçãopode ser feita com a concentração em mol/L, com o título em massa e com a fração molecular, como mostra a tabela abaixo:
Uma solução é uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias. 
Concentração de soluções
Concentração comum (C): indica a massa de soluto presente em cada litro de solução.
	Matematicamente:
	C =
	m1
	 
	 
	V
Percentagem em peso (% p/p) – É a representação percentual da massa do soluto em relação à massa da solução, ambas em gramas.
	Matematicamente:
	% p/p =
	m1 . 100
	 
	 
	m
Molaridade (M): De início deve-se dizer que o símbolo da molaridade é uma letraM meio “afrescalhada”. Para não utilizar uma imagem gif só por causa de uma letra, prefiro representá-la por um M maiúsculo e apresento minhas desculpas aos puristas. Esta unidade de concentração também é chamada “concentração molar” e é uma das mais importantes por ser uma das mais utilizadas nos trabalhos em laboratório. A molaridade pode ser definida como sendo a razão entre o número de moles do soluto e o volume da solução, ou seja, M= n1/V . Como o número de moles de uma substância é calculada dividindo sua massa em gramas pelo valor de sua molécula-grama (também chamada mol) – n1 = m1 / Mol1 – podemos, então, dizer que a molaridade é a razão entre a massa do soluto e o produto entre o mol deste soluto e o volume da solução em litros.
	Matematicamente:
	M =
	m1
	 
	 
	Mol1 . V
Normalidade (N) – Esta unidade de concentração também é chamada “concentração normal” e, da mesma forma que a molaridade, muito importante nos trabalhos laboratoriais. A normalidade pode ser definida como sendo a razão entre o número de equivalentes do soluto e o volume da solução, ou seja, N = neq.1 / V . Como o número de equivalentes de uma substância é calculado dividindo sua massa em gramas pelo valor de seu equivalente-grama – neq.1 = m1 / Eq1 – podemos, então, dizer que a normalidade é a razão entre a massa do soluto e o produto entre o equivalente-grama deste soluto e o volume da solução em litros.
	Matematicamente:
	N =
	m1
	 
	 
	Eq1 . V
Fração Molar (X): é a relação entre o número de mols do soluto (ou de solvente) e o número de mols da solução.
		Fração Molar
do soluto
	X1 =
	n1
	
	 
	n1 + n2
	 
		Fração Molar
do solvente
	X2 =
	n2
	
	 
	n1 + n2
Título: é a relação entre a massa do soluto e a massa da solução. 
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NP2
NP2
Dispersões
Dispersões são sistemas nos quais uma substância está disseminada, sob forma de pequenas partículas, numa segunda substância. A primeira substância chama-se disperso ou fase dispersa e a segunda substância chama-se dispersante ou fase de dispersão.
Ex: mistura entre água e areia em um copo. No início, a mistura fica turva, mas com o passar do tempo, as partículas maiores vão de depositando no fundo do copo. Mesmo assim, a água ainda fica turva na parte de cima. A água não ficará totalmente livre de areia.
	Nome da Dispersão
	Tamanho Médio das Partículas Dispersas
	Soluções Verdadeiras (comum)
	entre 0 e 1nm (nanômetro)
	Soluções Coloidais
	entre 1 e 100 nm (nanômetro)
	Suspensões
	acima de 100 nm (nanômetro)
Dispersões coloidais ou coloides: Nesse caso, as partículas dispersas possuem o tamanho médio entre 1 e 1000 nm. Suas partículas também não se sedimentam, mas são capazes de causar a dispersão da luz ao atravessarem sobre elas, causando o Efeito Tyndall.
Dependendo do tipo de partícula coloidal e do meio dispergente, os coloides podem ser classificados de várias maneiras:
Aerossol: nevoeiro, fumaça, spray;
Emulsão: leite, maionese, queijo, manteiga;
Espuma: maria-mole, pedra-pomes, chantilly;
Sol: plasma sanguíneo, rubis, pérolas;
Gel: gelatina, água de sílica.
Solução
Soluções verdadeiras. São misturas homogêneas de duas ou mais substâncias. Nas soluções o disperso recebe o nome de soluto e o dispersante o nome de solvente.
Exs: Soluções Sólidas: liga metalúrgica, cobre, níquel, etc.
Soluções Líquidas: café com leite, água do mar, xaropes medicinais, etc.
Soluções Gasosas: o ar atmosférico, etc.
Soluções Diluídas: contém pouco soluto em relação ao solvente (por exemplo: 10g de sal comum por litro de água).
Soluções Concentradas: contém muito soluto em relação ao solvente (por exemplo: 330g de sal comum por litro de água).
Soluções Moleculares: quando as partículas dispersas são moléculas, por exemplo, moléculas de açúcar (C12H22O11) em água.
Soluções Iônicas: quando as partículas dispersas são íons, por exemplo, os íons do sal de cozinha (Na+ e Cl-) em água.
Propriedades gerais e específicas da matéria
As propriedades físicas da matéria podem ser gerais (repetem-se para vários materiais, tais como massa e volume) ou específicas (são exclusivas, como a densidade).
Propriedades gerais: são aquelas que podem se repetir para substâncias diferentes, que não são exclusivas de um único material.
Propriedades especificas: são exclusivas e particulares de cada material puro, podendo ser usadas para identificá-los.
Exs: 
Inércia: A matéria conserva seu estado de repouso ou de movimento, a menos que uma força aja sobre ela. Ex: Jogo de sinuca, a bola só entra em movimento quando impulsionada pelo jogador, e demora algum tempo até parar de novo.
Massa: É uma propriedade relacionada com a quantidade de matéria e é medida geralmente em quilogramas. A massa é a medida da inércia. Quanto maior a massa de um corpo, maior a sua inércia. 
Extensão: Toda matéria ocupa um lugar no espaço. Todo corpo tem extensão. Seu corpo, por exemplo, tem a extensão do espaço que você ocupa.
Impenetrabilidade: Duas porções de matéria não podem ocupar o mesmo lugar ao mesmo tempo.
Compressibilidade: Quando a matéria está sofrendo a ação de uma força, seu volume diminui. Ex: O ar dentro da seringa: ele se comprime.
Elasticidade: A matéria volta ao volume e à forma iniciais quando cessa a compressão. Ex: soltar o êmbolo da seringa que o ar volta ao volume e à forma iniciais.
Divisibilidade: A matéria pode ser dividida em partes cada vez menores. Ex: Quebre um pedaço de giz até reduzi-lo a pó. 
Descontinuidade: Toda matéria é descontínua, por mais compacta que pareça. Existem espaços entre uma molécula e outra e esses espaços podem ser maiores ou menores tornando a matéria mais ou menos dura.
Físicas:
Entre as propriedades físicas encontram-se o ponto de fusão, o ponto de ebulição e o calor específico, mas vamos estudar outras duas propriedades:
a) Densidade: é o resultado da divisão entre a quantidade de matéria ‘massa) e o seu volume.
 b) Dureza: é a resistência que a superfície de um material tem ao risco. Um material é considerado mais duro que o outro quando consegue riscar esse outro deixando um sulco. 
Curva de solubilidade
		Solubilidade
de KNO3
em H2O
	Temp.
0ºC
	g/100ml
de H2O
	0
	13,3
	10
	20,9
	20
	31,6
	30
	45,8
	40
	63,9
	50
	85,5
	60
	110
	70
	138
	80
	169
	90
	202
	100
	246
	
Coeficiente de solubilidade x Temperatura (ºC)
(g de KNO3/100ml de H2O)
A área compreendida sobre a curva representa a região das soluções supersaturadas (soluções em que há mais soluto na solução do que o coeficiente de solubilidade permite), que são instáveis. Abaixo da curva, há a região da soluções não-saturadas ou insaturadas, que são estáveis. Há casos que uma substância apresenta coeficiente de solubilidade é praticamente nulo. 
Por exemplo, se colocarmos certa quantidade de açúcar na água e parte dele não se dissolver, teremos uma solução saturada com corpo de fundo. No entanto, se levarmos essa solução para o aquecimento, veremos que o corpo de fundo irá se dissolver. Isso significa que a solubilidade do açúcar é aumentada com a elevação da temperatura.
Para a maioria das substâncias, um aumento da temperatura provoca um aumento na solubilidade.
A curva ascendente mostra que a solubilidaderealmente aumenta com a elevação da temperatura.
Entretanto, existem casos em que a solubilidade do soluto diminui com o aumento da temperatura.Como ocorre com Na2SO4, mostrado no gráfico abaixo, cuja curva de solubilidade é descendente.
Outro caso que pode ser também visto no gráfico, é o do cloreto de sódio (NaCl – sal de cozinha). A elevação da temperatura praticamente não altera a sua solubilidade.
Observe agora o Na2SO4: ele se torna mais solúvel com o aumento da temperatura até certo ponto, a partir do qual a solubilidade começa a diminuir.
Saturação
Pontos acima da curva: Soluções saturadas com corpo de fundo;
Pontos na curva: Soluções saturadas;
Pontos abaixo da curva: Soluções insaturadas.
Diluição de soluções
Fazemos uma diluição quando adicionamos mais solvente a uma solução já existente, de modo que a concentração da solução diminua.
Por exemplo, geralmente os rótulos de sucos concentrados indicam que o preparado desses sucos deve ser feito acrescentando-se água numa proporção determinada. Quando fazemos isso, estamos diluindo o suco.
Atenção: Não confunda diluição com dissolução. Quando estamos fazendo um suco e adicionamos o soluto (refresco em pó, por exemplo) ao solvente (água), está ocorrendo uma dissolução. Mas quando acrescentamos mais água a uma solução de água com refresco em pó, temos uma diluição.
C= __m1__                                               C= __m1__
          V	                                                       V
m1 = C.V                                                    m1 = C.V
                                 
Por meio dessa relação é possível determinar a concentração da solução final. Veja um exemplo abaixo:
“500 mL de água foram adicionados a uma solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4(aq)) de volume inicial igual a 200 mL e concentração de 20 g/L. Qual a concentração da solução após essa diluição?”
Resolução:
Dados:
Se a concentração inicial era de 20 g/L, isso significa que em cada litro da solução há 20 gramas de soluto (ácido sulfúrico) dissolvido. Assim, basta fazer uma regra de três para descobrir qual a massa do soluto que está dissolvida em 200 mL (0,2 mL) da solução:
20 g de ácido sulfúrico --------- 1 L de solução
                                m1 --------- 0,2 L
                                1 . m1 = 0,2 . 20
                                     m1 = 4 g
Agora, para descobrir a concentração final basta usar a expressão abaixo:
   Cinicial . Vinicial = Cfinal . Vfinal
(20 g/L) . 0,2 L = Cfinal . (0,2 L + 0,5 L)
Cfinal = _4g_
             0,7L
Cfinal = 5,7 g/L
Concentração de soluções
Concentração comum (C): indica a massa de soluto presente em cada litro de solução.
	Matematicamente:
	C =
	m1
	 
	 
	V
Percentagem em peso (% p/p) – É a representação percentual da massa do soluto em relação à massa da solução, ambas em gramas.
	Matematicamente:
	% p/p =
	m1 . 100
	 
	 
	m
Molaridade (M): De início deve-se dizer que o símbolo da molaridade é uma letraM meio “afrescalhada”. Para não utilizar uma imagem gif só por causa de uma letra, prefiro representá-la por um M maiúsculo e apresento minhas desculpas aos puristas. Esta unidade de concentração também é chamada “concentração molar” e é uma das mais importantes por ser uma das mais utilizadas nos trabalhos em laboratório. A molaridade pode ser definida como sendo a razão entre o número de moles do soluto e o volume da solução, ou seja, M= n1/V . Como o número de moles de uma substância é calculada dividindo sua massa em gramas pelo valor de sua molécula-grama (também chamada mol) – n1 = m1 / Mol1 – podemos, então, dizer que a molaridade é a razão entre a massa do soluto e o produto entre o mol deste soluto e o volume da solução em litros.
	Matematicamente:
	M =
	m1
	 
	 
	Mol1 . V
Normalidade (N) – Esta unidade de concentração também é chamada “concentração normal” e, da mesma forma que a molaridade, muito importante nos trabalhos laboratoriais. A normalidade pode ser definida como sendo a razão entre o número de equivalentes do soluto e o volume da solução, ou seja, N = neq.1 / V . Como o número de equivalentes de uma substância é calculado dividindo sua massa em gramas pelo valor de seu equivalente-grama – neq.1 = m1 / Eq1 – podemos, então, dizer que a normalidade é a razão entre a massa do soluto e o produto entre o equivalente-grama deste soluto e o volume da solução em litros.
	Matematicamente:
	N =
	m1
	 
	 
	Eq1 . V
	
	
	
	
Molalidade: Expressa o número de mols do soluto existente por quilogramas de solvente.
Matematicamente: Apresenta por simbologia a letra W maiúscula, conforme a equação abaixo:
Uma vez que n1 = m1/M1, podemos escrever também:
	
	
Pressão
Quando uma substância não pode ser mais liquefeita sob temperatura constante. O estado anterior da temperatura crítica é chamado de vapor. É o caso do vapor de água contido no ar. Acima dessa temperatura, a substância é chamada de gás.
Ex: Ao comprimirmos o êmbolo de uma seringa cheia de ar e vedada, notamos que a seringa “embaça”. Isso acontece graças à formação de gotas de água.
Substância que diminui de volume ao se fundir
Tipos de membrana
 Permeável: permite a passagem do solvente e do soluto;
Impermeável: não permite a passagem do solvente nem do soluto;
Semipermeável: permite a passagem do solvente, mas não do soluto
Propriedades coligativas
	
Quanto maior Pv , mais volátil (mais evapora)
Natureza do líquido
Considere um frasco que contém água e outro contendo álcool, ambos no estado líquido e com mesmo volume e temperatura. Nos dois frascos há um manômetro para medir a pressão de vapor das substâncias. 
Após algum tempo, a pressão indicada pelo álcool foi maior do que a pressão indicada para a água, porque no frasco do álcool houve a formação de uma quantidade maior de vapores, já que o álcool é uma substância mais volátil. 
Conclui-se que a pressão de vapor de uma substância depende apenas de sua natureza química e não da quantidade. 
Líquidos mais voláteis que a água, como éter comum, álcool etílico e acetona evaporam mais intensamente e possuem maior pressão de vapor.
Quanto menor a temperatura, mais evapora, maior Pv
Os sólidos também possuem, por exemplo, o gelo a -10ºC possui uma pressão de vapor igual a 2,149 mmHg.
É importante ressaltar que o processo de vaporização se dá de três maneiras:
Evaporação – vaporização lenta que ocorre na superfície do líquido, sem agitação e nem surgimento de bolhas. É esse processo que ocorre na secagem da roupa no varal.
Ebulição – vaporização rápida, em que há agitação do líquido e surgimento de bolhas.
Calefação – vaporização imediata que ocorre quando o líquido é posto em contato com uma superfície ultra aquecida.
Pressão osmótica
Chama-se pressão osmótica a pressão que deve ser aplicada para evitar que o solvente atravesse uma membrana semipermeável.
A osmose é a passagem espontânea de um solvente por uma membrana semipermeável, indo de uma solução menos concentrada (ou um solvente puro) para uma solução mais concentrada (menos diluída).
No entanto, se permitirmos que esse processo continue, chegará um dado momento em que a altura da solução mais concentrada irá exercer uma pressão sobre a membrana semipermeável, impedindo que a osmose ocorra. Assim, é possível impedir que a osmose sequer inicie por se aplicar essa mesma pressão sobre a solução mais concentrada.
O valor da pressão osmótica depende para cada solução, sendo que quanto maior a concentração da solução, maior será a pressão osmótica. 
Solução hipertônica: quando a sua pressão osmótica é maior que à da outra solução;
Solução hipotônica: quando a sua pressão osmótica é menor que à da outra solução;
Solução isotônica: quando a sua pressão osmótica é igual à da outra solução.
Tonometria;
Ao adicionarmos um soluto não volátil a um solvente puro, sem alterarmos sua temperatura, notaremos que haverá um abaixamentoda pressão de vapor do solvente.  Por exemplo, quando se adiciona açúcar à água, a pressão de vapor da água diminui.
A pressão de vapor da solução formada sempre será menor que a do solvente puro em razão do solvente e do soluto não volátil realizarem interações intermoleculares, o que dificulta a passagem das moléculas do solvente para o estado de vapor.
Para entender melhor, pense no seguinte: na água – um líquido puro – a evaporação ocorre quando eventualmente uma de suas moléculas ganha energia suficiente para romper as ligações intermoleculares, que, no caso, são as ligações de hidrogênio, escapando assim para fora da massa líquida. Se dissolvermos açúcar na água, ocorrerão interações também com as moléculas de açúcar, o que dificultará ainda mais a passagem das moléculas para o estado de vapor.
Quanto maior a concentração de soluto dissolvido, maior será o abaixamento da pressão de vapor do solvente. Além disso, soluções de mesmo solvente com solutos diferentes, mas com a mesma concentração, terão pressões de vapor iguais.
No entanto, vale salientar que ocorre uma exceção quando o soluto se ioniza completamente, como é o caso de uma solução de Cloreto de Sódio (NaCl – sal de cozinha). Neste caso, a concentração será duplicada em relação aos outros solventes, porque teremos dissolvidos íons de sódio (Na+) e íons cloreto (Cl-).
Outro ponto é que quanto maior a temperatura do sistema, maior será a pressão de vapor. Estas relações da concentração e da temperatura com a pressão de vapor são demonstradas no gráfico abaixo:
Ebuliometria
Ao se adicionar um soluto não volátil (como o sal), a um solvente (como a água), o seu ponto de ebulição se elevará.
A energia necessária para que as moléculas passem do estado líquido para o de vapor é maior em uma solução do que em uma substância pura, já que a interação das partículas do solvente com as do soluto diminui a probabilidade de vaporização do solvente.
É por isso que a queimadura com calda de um doce é muito mais grave do que se fosse apenas água. Ao nível do mar, a água permanece no estado líquido apenas até 100°C, que é seu ponto de ebulição. Mas a calda não, ela terá um ponto de ebulição muito maior que 100°C e ficará no estado líquido por mais tempo.
Criometria
 é o estudo do abaixamento da temperatura de fusão ou de solidificação de um líquido quando ele é misturado com um soluto não volátil.
Por exemplo, o ponto de fusão ou de solidificação da água ao nível do mar é 0ºC. No entanto, se adicionarmos sal na água, será necessário fornecer uma temperatura abaixo de zero para que a mistura congele.
É por isso que a água do mar em lugares frios permanece líquida mesmo em temperaturas tão baixas. As camadas de gelo que se formam, como os icebergs, são constituídas apenas por água pura, enquanto que o restante que permanece no estado líquido é água que contém diversos sais, sendo que o principal é o NaCl.
Para que um líquido mude do estado líquido para o sólido é necessário que a pressão máxima de vapor na fase líquida seja igual à da fase sólida. Assim, imagine um líquido puro que está sendo resfriado e está se aproximando do seu ponto de congelamento. Se nesse momento adicionamos um soluto, as suas moléculas irão interagir e a pressão de vapor do líquido irá abaixar, interrompendo a solidificação. 
Resumo das Propriedades Coligativas
	PROPRIEDADE COLIGATIVA
	CAUSA
	Tonoscopia
	Diminuição da pressão de vapor do solvente
	Ebulioscopia
	Aumento da temperatura de ebulição
	Crioscopia
	Diminuição da temperatura de congelamento
	Osmometria
	Aumento da pressão osmótica
 
Quando adicionamos açúcar na água que está fervendo, ela para de ferver. Isso é explicado pela ebulioscopia, uma propriedade coligativa
As propriedades coligativas são aquelas que percebemos quando é adicionado um soluto não volátil a um solvente. A intensidade com que essas propriedades apresentam-se depende somente da quantidade de partículas do soluto na solução, mas não depende da natureza do soluto.
Os solutos não voláteis podem ser moleculares ouiônicos. Um exemplo de soluto não volátil molecular é o açúcar (sacarose – C12H22O11) que vemos na forma de cristaizinhos brancos porque milhares e milhares de moléculas estão bem unidas, formando, assim, esses cristais. Mas quando dissolvemos o açúcar em água, suas moléculas separam-se e ficam isoladas, por isso não conseguimos visualizá-las, mas as moléculas de C12H22O11 estão lá dissolvidas na água.
Um exemplo de soluto não volátil iônico é o sal (cloreto de sódio – NaCl), cujas fórmulas unitárias estão também unidas, formando aglomerados iônicos de estrutura geométrica bem definida, que são chamados de retículos cristalinos. Mas ao ser colocado em água, o sal reage com as moléculas dela, tendo os seus íons separados (ocorre uma dissociação iônica). Assim, os íons Na+ e Cl- ficam dispersos na água e também não são visíveis a olho nu.