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① Soluções; ② Propriedades Coligativas; ③ Osmose; ④ Termoquímica. ........................................................................................................................................................................... ① SOLUÇÕES Solução é qualquer mistura homogênea de duas ou mais substâncias. Os componentes de uma solução são chamados de soluto e de solvente: - soluto: substância dissolvida no solvente. Em geral, está em menor quantidade na solução. - solvente: substância que dissolve o soluto. As soluções mais importantes para os seres vivos são aquelas em que o solvente é a água, denominadas aquosas. O fluido dos tecidos, o plasma sanguíneo e a água que bebemos são exemplos de soluções aquosas. Classificação das Soluções As soluções podem ser encontradas em qualquer fase de agregação: sólida, líquida e gasosa. De acordo com a proporção entre soluto e solvente ainda podem ser classificadas como: - Soluções diluídas: pouco soluto em relação ao solvente; - Soluções concentradas: contêm grande quantidade de soluto. Quanto à natureza do soluto as soluções podem ser: - iônicas: quando as partículas dispersas são íons. Permitem a passagem de corrente elétrica. - moleculares: o soluto é uma substância molecular. Há muitas soluções que apresentam moléculas e íons ao mesmo tempo, como no caso de uma solução de ácido acético onde estão presentes muitas moléculas (CH3COOH) e poucos íons (CH3COO- e H+). Solubilidade e Coeficiente de Solubilidade A solubilidade é a propriedade que as substâncias têm de se dissolverem num solvente. Varia de soluto para soluto, com o tipo de solvente e é diretamente influenciada pela temperatura. A quantidade máxima de soluto dissolvida numa dada quantidade de solvente, a uma determinada temperatura, é denominada coeficiente de solubilidade. Exemplo: 357g de NaCl por litro de água a 0°C. 36g de NaCl por 100g de água a 20°C. Quando o coeficiente de solubilidade é muito pequeno diz-se que a substância é insolúvel. Baseando no coeficiente de solubilidade, classificamos as soluções em: - não-saturadas ou insaturadas: contêm uma quantidade de soluto dissolvido menor que a estabelecida pelo coeficiente de solubilidade. Elas ainda são capazes de dissolver mais soluto. - saturadas: atingiram o coeficiente de solubilidade, ou seja, contêm uma quantidade de soluto dissolvido igual à sua solubilidade naquela temperatura. Se adicionarmos mais soluto nessa solução, a massa excedida não se dissolverá e se depositará no fundo do recipiente. - supersaturadas: contêm uma quantidade de soluto dissolvido maior que a estabelecida pelo coeficiente de solubilidade (instáveis). Consideremos a curva de solubilidade do nitrato de potássio (KNO3) em água: AULA 6 - 2 - Curva de Solubilidade As curvas de solubilidade representam a variação dos coeficientes de solubilidade das substâncias em função da temperatura. Existem três tipos de curvas: - Ascendentes: representam as substâncias cujo coeficiente de solubilidade aumenta com a temperatura. - Descendentes: representam substâncias cujo coeficiente de solubilidade diminui com a temperatura. Percebemos esse comportamento na dissolução de gases em líquidos, onde a solubilidade do gás aumenta com a elevação da pressão e, conseqüentemente, diminui com a elevação da temperatura. - Curvas com inflexões: representam as substâncias que sofrem modificações em sua estrutura com a variação da temperatura. Geralmente a presença de pontos de inflexão ao longo da curva, indica que está ocorrendo a desidratação do soluto mediante aumento de temperatura. Concentrações de Soluções: Concentração de solução é o modo em que se expressa a relação entre a quantidade de soluto e de solução ou de soluto e de solvente. Concentração em Massa: Exemplo: Qual a concentração em g/L de uma solução de nitrato de potássio que contem 60g do sal em 300cm3 de água. Solução: 300cm3 = 300mL = 0,3L Concentração em quantidade de Matéria É a razão entre o número de mols do soluto e o volume da solução em litros. Portanto: ( ) Exemplo: Qual a concentração em mol/L de uma solução de iodeto de sódio que contem 45g do sal em 400mL de solução? Massas atômicas: Na = 23; I = 127. Solução: MMNaI = 23 + 127 = 150g/mol V = 400mL = 0,4L - 3 - Titulo em Massa É a razão entre a massa do soluto e a massa da solução. O título não tem unidade, mas pode ser expresso em porcentagem passando, assim, a ser chamado de porcentagem em massa: Exemplo: Uma solução de cloreto de potássio (KCl) 10% possui 10 g de soluto em 100 g de solução ou 90 g de água. O título ainda pode ser escrito em termos de volume. As definições são idênticas às anteriores, trocando apenas massa por volume. PPM Para indicar concentrações extremamente pequenas usamos a unidade partes por milhão, ppm. 1 ppm (m/m) = 1 mg de soluto / 1 kg de mistura. 1 ppm (m/v) = 1 mg de soluto / 1 L de solução. Densidade É a razão entre a massa e o volume de uma solução. Relação entre Concentração e Título Obtemos: Com a desidade expressa em g/L. para densidade em g/mL, temos: Diluição Diluir uma solução é adicionar solvente diminuindo assim sua concentração. A quantidade de soluto é a mesma antes e depois da diluição: m1 = m2 Sabemos que m = C . V, portanto: C1 . V1 = C2 . V2 Onde V2 é igual ao volume inicial da solução mais o volume de solvente adicionado. Exemplo: Um volume de 500mL de uma solução aquosa de CaCl2 0,3mol/L é diluída até o volume final de 1500mL. Qual a concentração final da solução? Solução: Ci . Vi = Cf . Vf 0,3mol/L . 500mL = Cf . 1500mL Cf = 0,1mol/L - 4 - Quantidade de particulas e um determinado volume de solução Para determinar a quantidade de moléculas ou íons numa solução precisamos considerar a natureza do soluto e o seu comportamento na presença do solvente, no caso a água. Consideremos uma solução 2mol/L de ácido nítrico. O ácido nítrico é um eletrólito forte e,em água, se ioniza de acordo com a equação: HNO3(l) → H + (aq) + NO 3- (aq) Portanto, nessa solução não existem mais moléculas de soluto, mas íons. Como cada molécula origina um íon H+ e um NO3-, em 1L de solução 2mol/L desse ácido há 2mol de íons H+ e 2mol de íons NO3-. Essa condição só é verdadeira para solutos que sofrem ionização (principalmente ácidos) ou dissociação (sais e alguns hidróxidos) em água. Mistura de Soluções com o Mesmo Soluto Se misturarmos duas soluções de mesmo soluto: A massa total do soluto será a soma das massas do soluto das soluções iniciais. O mesmo acontece com o solvente, o volume final é a soma dos iniciais. Assim a concentração final é a razão entre a quantidade final de soluto e o volume final: Mistura de soluções com reação Química Ocorre quando se mistura uma solução de um ácido com uma solução de uma base, ou uma solução de um oxidante com uma solução de um redutor, ou uma solução de dois sais que reagem entre si. Isso nos permite determinar a concentração de uma solução por meio de uma técnica conhecida como titulação. Exemplo: Uma alíquota de 25mL de NaOH foi neutralizada totalmente quando titulada com 40mL de HCl 0,25mol/L. Qual a concentração da solução de NaOH? Solução: NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(l) n° mol HCl = n° mol NaOH CHCl . VHCl = CNaOH . VNaOH 0,25mol/L . 40mL = CNaOH . 25mL CNaOH = 0,4mol/L Exercícios ENEM 1. A tabela seguinte fornece dados sobre a solubilidade do KCl em diversas temperaturas. - 5 - Analisando essa tabela pode-se prever que a adição de 60 g de KCl em 200 g de água sob temperatura constante de 50ºC formará uma solução aquosa ............... e ............... corpo de fundo. Resfriando-se o sistema a 10ºC, a solução se apresentará ............... e ............... corpo de fundo. Para completar corretamente o texto, as lacunas devem ser preenchidas, na ordem em que aparecem, por: a) saturada – sem – insaturada – com b) insaturada – sem – saturada – sem c) insaturada – sem – saturada – com d) insaturada – sem – insaturada – sem e) saturada – com – saturada – com 2. O gráfico seguinte dá a solubilidade em água do açúcar de cana em função da temperatura. Adicionou-se açúcar a 100 g de água a 50ºC até não mais o açúcar se dissolver. Filtrou-se a solução. O filtrado foi deixado esfriar até 20ºC. Qual a massa aproximada de açúcar que precipitou? a) 100 g b) 80 g c) 50 g d) 30 g e) 20 g 3. O “soro caseiro” consiste em uma solução aquosa de cloreto de sódio 3,5g/L e de sacarose 11g/L. A massa de cloreto de sódio e de sacarose necessárias para preparar 500mL de soro caseiro são respectivamente: a) 17,5g e 55g b) 175g e 550g c) 1750mg e 5500mg d) 17,5mg e 55mg e) 175mg e 550mg 4. Para um determinado alimento ser considerado light, o mesmo deve apresentar redução mínima de 25% em gordura, proteína ou carboidratos em relação ao convencional. Considerando que um copo de 200 mL de suco de laranja convencional possui 20 gramas de carboidratos, qual é a concentração máxima de carboidratos, em g L-1, presente em um copo de 200 mL de suco de laranja light? a) 5,0 b) 75,0 c) 100,0 d) 0,5 e) 7,5 5. Uma substância capaz de dissolver o soluto édenominada solvente; por exemplo, a água é um solvente para o açúcar, para o sal e para várias outras substâncias. A figura a seguir ilustra essa citação. Suponha que uma pessoa, para adoçar seu cafezinho, tenha utilizado 3,42 g de sacarose (massa molar igual a 342g/mol) para uma xícara de 50mL do líquido. Qual é a concentração final, em mol/L, de sacarose nesse cafezinho? a) 0,02 b) 0,2 c) 2 d) 200 e) 2000 6. O gás sulfídrico (H2S), produto da fermentação do esgoto chegou a atingir o elevado índice de 0,4 mg/L, no rio Tietê. Tal índice expresso em molaridade seria aproximadamente: - 6 - Dados: H = 1 e S = 32 a) 1,17 · 10–5 b) 1,2 · 10–4 c) 2,35 · 10–5 d) 3,4 · 10–4 e) 1,7 · 10–4 7. A concentração de íons fluoreto de uma água de uso doméstico é de 5,0.10-5 mol/L. Se uma pessoa tomar 3,0 L dessa água por dia, ao fim de um dia a massa de fluoreto, em mL, que essa pessoa ingeriu é de: Dado: massa mola do fluoreto = 19,0g/mol a) 0,9 b) 1,3 c) 2,8 d) 5,7 e) 15 8. Soluções de uréia, (NH2)2CO, podem ser utilizadas como fertilizantes. Uma solução foi obtida pela mistura de 210 g de uréia e 1.000 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: 9. Para combater a dengue, as secretarias de saúde recomendam que as pessoas reguem vasos de plantas com uma solução de água sanitária. Um litro de água sanitária contém 0,35 mol de hipoclorito de sódio (NaClO). A porcentagem em massa de hipoclorito de sódio na água sanitária, cuja densidade é 1,0 g/mL, é aproximadamente: a) 35,0. b) 3,50. c) 26,1. d) 7,45. e) 2,61. 10. Para preparar uma solução diluída de permanganato de potássio, KMnO4, a 0,01 g/L para aplicação anti-séptica, parte-se de uma solução de concentração de 25 g/L.Sabendo-se que o volume médio de uma gota é de 0,05 mL, o número de gotas da solução concentrada necessário para preparar 5 litros dessa solução diluída é: a) 10. b) 20. c) 30. d) 40. e) 50. 11. Por evaporação em uma solução aquosa 2 .10-2 molar de certo sal, obtiveram-se 200mL de uma solução 1molar. Então, é correto afirmar que: a) o número de mols de soluto na solução inicial era maior que na final. b) houve evaporação de 9,8L de solvente. c) o volume da solução inicial era de 1L. d) o número de mols de soluto na solução inicial era menor que na final. e) houve evaporação de 10L de água. 12. O volume de uma solução de hidróxido de sódio 1,5M que deve ser misturado a 300mL de uma solução 2,0M da mesma base, a fim de torná-la solução 1,8M é: a) 200mL b) 20mL c) 2000mL d) 400mL e) 350mL 13. Para se determinar o conteúdo de ácido acetilsalicílico (C9H8O4) num comprimido analgésico, isento de outras substâncias ácidas, 1,0 g do comprimido foi dissolvido numa mistura de etanol e água. Essa solução consumiu 20 mL de solução aquosa de NaOH, de concentração 0,10 mol/L, para reação completa. Ocorreu a seguinte transformação química: C9H8O4(aq) + NaOH(aq) → NaC9H7O4(aq) + H2O (l) Logo, a porcentagem em massa de ácido acetilsalicílico no comprimido é de, - 7 - aproximadamente, Dado: massa molar do C9H8O4 = 180 g/mol a) 0,20% b) 2,0% c) 18% d) 36% e) 55% 14. Misturaram-se 200 mL de uma solução de H3PO4, de concentração igual a 1,5 mol/L, com 300 mL de uma solução 3,0 molar do mesmo ácido. 10 mL da solução resultante foi utilizada para se fazer a titulação de 20 mL de uma solução de NaOH. A partir desses dados, qual a concentração da solução de NaOH em g/L? Massas molares (g/mol): Na = 23; O = 16; H = 1 a) 510 b) 440 c) 74,5 d) 3,60 e) 144 15. O magnésio é obtido da água do mar por um processo que se inicia pela reação dos íons Mg+2 com óxido de cálcio, conforme a equação: Mg+2(aq) + CaO(s) + H2O(l) → Mg(OH)2(aq) + Ca+2(aq) Sabendo que a concentração de Mg+2 no mar é 0,054mol/L, a massa de CaO necessária para precipitar o magnésio contido em 1,0L de água do mar é: Dados: Massas atômicas: H = 1; O = 16; Mg = 24; Ca = 40. a) 3,0g b) 40g c) 56g d) 2,1g e) 0,24g 16. Certas ligas estanho-chumbo com composição específica formam um eutético simples, o que significa que uma liga com essas características se comporta como uma substância pura, com um ponto de fusão definido,no caso 183ºC. Essa é uma temperatura inferior mesmo ao ponto de fusão dos metais que compõe esta liga (o estanho puro funde a 232ºC e o chumbo puro a 320ºC), o que justifica sua ampla utilização na soldagem de componentes eletrônicos, em que o excesso de aquecimento deve sempre ser evitado. De acordo com as normas internacionais, os valores mínimo e máximo das densidades para essas ligas são de 8,74 g/mL e 8,82 g/mL, respectivamente. As densidades do estanho e do chumbo são 7,3g/mL e 11,3 g/mL, respectivamente. Um lote contendo 5 amostras de solda estanho-chumbo foi analisado por um técnico, por meio da determinação de sua composição percentual em massa, cujos resultados estão mostrados no quadro a seguir: Com base no texto e na análise realizada pelotécnico, as amostras que atendem às normas internacionais são a) I e II. b) I e III. c) II e IV. d) III e V. e) IV e V. 17. Uma solução de ácido sulfúrico (H2SO4), para ser utilizada em baterias de chumbo de veículos automotivos, deve apresentar concentração igual a 4mol/L. O volume total de uma solução adequada para se utilizar nestas baterias, que pode ser obtido a partir de 500mL de solução de H2SO4 de concentração 18mol/L, é igual a: a) 0,50L b) 2,00L c) 2,25L d) 4,50L e) 9,00L 18. O cloreto de hidrogênio é um gás que, quando dissolvido em água, forma uma solução corrosiva de ácido clorídrico e - 8 - pode ser utilizada para remover manchas em pisos e paredes de pedra. Esse gás pode ser produzido pela reação entre o gás cloro e o gás hidrogênio. Considerando a formação do cloreto de hidrogênio, responda aos itens abaixo. a) Escreva a reação balanceada de produção do cloreto de hidrogênio. b) Calcule a concentração, em mol.L-1, quando 4,00 litros de uma solução é preparada pela dissolução de cloreto de hidrogênio produzido pelo consumo de 1,00mol de gás cloro, com concentração suficiente de gás hidrogênio. 19. Num refrigerante tipo “cola”, a análise química determinou uma concentração de íons fosfato (PO4 3-) igual a 0,15g/L. Qual a concentração de fosfato, em mol/L, nesse refrigerante? Dados: massas atômicas: P = 31; O = 16 a) 1,6.10-3 mol/L b) 2,1.10-3 mol/L c) 1,3.103 mol/L d) 1,6.103 mol/L e) 3,0.10 mol/L 20. Assinale a alternativa que indica o volume de solução aquosa de ácido clorídrico (HCl) 0,05 mol L-1 que, ao reagir com 30 mL de uma solução aquosa 1,0 mol L-1 de KOH, originará uma solução com pH igual a 7. a) 200 mL. b) 350 mL. c) 600 mL d) 1600 mL. e) 500 mL. 21. (Unesp) O etanotiol (CH3CH2 - SH) é uma substância tóxica e tem um odor tão forte que uma pessoa pode detectar 0,016 mol disperso em 5,0×1010gramas de ar. Sabendo-se que a densidade do ar é 1,25g/L e supondo distribuição uniforme do etanotiol no ar, a quantidade limite, em mol/L, que uma pessoa pode detectar é: a) 1,6 × 102. b) 2,0 × 1011. c) 2,5 × 1011. d) 4,0 × 1013. e) 1,0 × 1023 22. Em um balão volumétrico de 1000mL, juntaram-se 250mL de uma solução 2,0M de ácido sulfúrico com 300mL de uma solução 1,0M do mesmo ácido e completou-se o volume até 1000mL com água destilada. Qual será a molaridade da solução resultante. a) 1,0mol/L b) 0,06molL c) 0,08mol/L d) 0,03mol/L e) 1,3mol/L 23. O conteúdo de etanol em uma cachaça é de 460 gramas por litro. Misturou-se 1,0 litro desta cachaça com 1,0 litro de água. Dado: massas atômicas: C = 12; H = 1; O = 16. Qual o número de mols de etanol na solução resultante. a) 7mol b) 8mol c) 9mol d) 10mol e) 6mol 24. Uma solução aquosa de cloreto de sódio deve ter 0,90% em massa do sal para que seja utilizada como solução fisiológica (soro). O volume de 10,0 mL de uma solução aquosa de cloreto de sódio foi titulado com solução aquosa 0,10 mol/L de nitrato de prata, exigindo exatamente 20,0 mL de titulante. a) A solução aquosa de cloreto de sódio pode ou não ser utilizada como soro fisiológico? Justifique sua resposta. b) Supondo 100% de rendimento na reação de precipitação envolvida na titulação, calcule a massa de cloreto de prata formado. Dados: massas molares, em g/mol: Na = 23,0; Cl = 35,5; Ag = 107,9; densidade da solução aquosa de NaCl = 1,0 g/mL. 25. 200mL de solução 1,2mol/L de ácido clorídrico reagem com zinco segundo a equação: 2HCl(aq) + Zn(s) → ZnCl2(aq) + H2(g) Que massa de zinco reage? a)7,8g - 9 - b)5,2g c)8,5g d)9,0g e)6,7g Gabarito 1. c 8. a 2. b 9. e 3. c 10. d 4. b 11. b 5. b 12. a 6. a 13. d 7. c 14. e 15. a 16. c 17. c 18. a) H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g) b) 0,50mol/L 19. a 20. c 21. d 22. c 23. d 24. a) Não. b) 0,287g 25. a ② PROPIEDADES COLIGATIVAS A elevação da temperatura de ebulição e a diminuição da temperatura de congelamento são duas das propriedades das soluções que dependem da concentração de partículas de soluto, e não da sua natureza. Propiedades Físicas das Substâncias Cada substância química apresenta uma série de propriedades que permitem identificá-la. Essas propriedades são chamadas específicas. Alguns exemplos são a temperatura de fusão, a temperatura de ebulição e a densidade. Uma das propriedades físicas com a qual mais comumente convivemos e muito fácil de perceber é a volatilidade de diferentes substâncias. A volatilidade está relacionada à maior ou menor facilidade com que um líquido evapora a determinada temperatura. Quanto mais volátil for um líquido, mais facilmente ele passará para o estado de vapor e menor será sua temperatura de ebulição. Pressão de Vapor de um Líquido Evaporação é a passagem da fase líquida para a fase de vapor, de forma gradual e geralmente lenta, na superfície do líquido. Ao nível do mar, mesmo abaixo de 100°C, moléculas de água vão deixando o meio líquido e passando para a atmosfera na forma de vapor d’água. Quando um líquido é mantido em um sistema fechado, ocorre coexistência entre a fase líquida e a de vapor, de modo que a velocidade de evaporação é igual à de condensação. A pressão que o vapor de uma substância exerce sobre a superfície do líquido á chamada pressão de vapor. Líquidos diferentes, numa mesma temperatura, apresentam diferentes pressões de vapor, as quais dependem da intensidade das forças intermoleculares da substância no estado líquido. A 20°C, por exemplo, a água apresenta menor pressão de vapor. As interações intermoleculares são mais fracas no álcool, o que permite que seu vapor seja formado com mais facilidade. Quando um líquido é aquecido há um aumento do número de moléculas no estado de vapor, ou seja, ocorre um aumento da pressão de vapor da substância. Temperatura de Ebulição de um Líquido - 10 - Um líquido entra em ebulição à temperatura na qual a pressão de vapor se iguala à pressão exercida sobre sua superfície, ou seja, à pressão atmosférica. Por conta disso, quando um líquido for aquecido ao nível do mar ele terá uma temperatura de ebulição superior à que esse mesmo líquido teria se fosse aquecido em grandes altitudes, nas quais a pressão atmosférica é menor. Ex: As panelas de pressão são projetadas para reter boa parte do vapor de água, aumentando a pressão interna. A água permanece líquida, acima de 100° C e, em virtude da alta temperatura, os alimentos cozinham mais rápido. Diagrama de Fases de uma Substância Pura Trata-se de um modo de expressar como a pressão e a temperatura influenciam nas mudanças de fases de uma substância. Cada uma dessas curvas indica as condições de pressão e temperatura nas quais duas fases estão em equilíbrio. As áreas delimitadas por essas linhas representam as condições de pressão e temperatura nas quais uma substância existe em um único estado físico. O ponto determinado pela interseção das três linhas é o ponto triplo e indica uma condição única de pressão e temperatura na qual encontramos as três fases em equilíbrio. Tonoscopia ou tonometria O efeito tonoscópico é a diminuição da pressão de vapor de um líquido por adição de um soluto não volátil. O que determina a diminuição da pressão de vapor é a concentração de soluto presente na solução, e não sua natureza. Exemplo: Há muito tempo habitantes as regiões áridas perceberam que os lagos de água salgada têm maior dificuldade para secar do que os lagos de água doce. Issose deve ao efeito tonoscópico produzido pelos sais dissolvidos na água. Ebulioscopia e Crioscopia Ebulioscopia é o estudo da elevação da temperatura de ebulição de um líquido, ocasionado pela dissolução de um soluto não volátil. - 11 - O aumento da temperatura de ebulição pode ser justificado pela diminuição da pressão de vapor, causada pela presença das partículas do soluto. Exemplo: Os legumes cozinham mais rápido quando se adiciona sal à água. Crioscopia ou criometria é o estudo do abaixamento da temperatura de solidificação de um líquido, provocado pela dissolução de outra substância nesse líquido. A adição de um soluto não volátil a um solvente provoca um abaixamento na temperatura de congelamento desse solvente, o que pode ser explicado pelo fato das partículas do soluto dificultarem a cristalização do solvente. Quanto mais concentrada for a solução, maior será o aumento da temperatura de ebulição do solvente e maior será o abaixamento da temperatura de congelamento do solvente. ③ OSMOSE É a passagem de solvente através de uma membrana semipermeável, isto é, permeável apenas ao solvente. Verifica-se que esse fluxo ocorre espontaneamente do meio menos concentrado para o mais concentrado. O processo se finaliza quando os dois meios ficam com a mesma concentração de soluto. Exemplo: Para fazermos carne seca, adicionamos sal à carne. O cloreto de sódio (sal de cozinha) retira a água da carne por osmose, impedindo o crescimento de microorganismos. Para impedir a diluição da solução mais concentrada, seria necessário aplicar sobre ela uma pressão externa. Essa pressão externa aplicada é chamada pressão osmótica. Exercícios 1. Em um mesmo local, a pressão de vapor de todas as substâncias puras líquidas:? a) tem o mesmo valor à mesma temperatura. b) tem o mesmo valor nos respectivos pontos de ebulição. c) tem o mesmo valor nos respectivos pontos de congelamento. d) aumenta com o aumento do volume de líquido presente á temperatura constante. e) diminui com o aumento do volume de líquido presente à temperatura constante. 2. A vantagem do uso de panela de pressão é a rapidez para o cozimento dos alimentos e isso se deve: a) à pressão no seu interior, que é igual à pressão externa. b) à temperatura de seu interior, que está acima da temperatura de ebulição da água no local. c) à quantidade de calor adicional que é transferida à panela. d) à quantidade de vapor que está sendo liberada pela válvula. e) à espessura de sua parede, que é maior que das panelas comuns. 3. Num congelador, há cinco formas que contém líquidos diferentes, para fazer gelo e picolés de limão. Se as fôrmas forem colocadas, ao mesmo tempo, no congelador e estiverem, inicialmente, com a mesma temperatura, vai congelar-se primeiro a fôrma que contém 500mL de: a) água - 12 - b) solução, em água, contendo 50mL de suco de limão. c) solução, em água, contendo 100L de suco de limão. d) solução, em água, contendo 50mL de suco de limão e 50g de açúcar. e) solução, em água, contendo 100mL de suco de limão e 50g de açúcar. 4. O diagrama abaixo se refere a três líquidos A, B e C. Assinale a alternativa errada: a) O líquido mais volátil é o A. b) A pressão de vapor do líquido B e maior que a do líquido C para uma mesma temperatura. c) A temperatura de ebulição a 1atm do liquido C é 120°C. d) A temperatura de ebulição no pico do monte Everest (240mmHg) do liquido A é 20°C. e) As forcas intermoleculares do liquido A são mais intensas em relação aos demais líquidos. 5. Numa mesma temperatura, foram medidas as pressões de vapor dos três sistemas a seguir. Os resultados, para esses três sistemas, foram: 105,0; 106,4 e 108,2 mm Hg, não necessariamente nessa ordem. Tais valores são, respectivamente, as pressões de vapor dos sistemas: a) x = 105,0; y = 106,4; z = 108,2. b) y = 105,0; x = 106,4; z = 108,2. c) y = 105,0; z = 106,4; x = 108,2. d) x = 105,0; z = 106,4; y = 108,2. e) z = 105,0; y = 106,4; x = 108,2. 6. Considere o gráfico a seguir, que representa as variações das pressões de vapor da água pura (A.P.) e duas amostras líquidas A e B, em função da temperatura. Pode-se concluir que, em temperaturas iguais: a) a amostra A constitui-se de um liquido menos volátil que a água pura. b) a amostra B pode ser constituída de uma solução aquosa de cloreto de sódio. c) a amostra B constitui-se de um liquido que evapora mais rapidamente que a água pura. d) a amostra A pode ser constituída de solução aquosa de sacarose. e) as amostras A e B constituem-se de soluções aquosas preparadas com solutos diferentes. 7. Num congelador, há cinco formas que contêm líquidos diferentes, para fazer gelo e picolés de limão. Se as formas forem colocadas ao mesmo tempo no congelador e estiverem, inicialmente, a mesma temperatura, vai-se congelar primeiro a forma que contem 500 mL de: a) água pura. b) solução, em água, contendo 50 mL de suco de limão. c) solução, em água, contendo 100 mL de suco de limão. d) solução, em água, contendo 50 mL de suco de limão e 50 g de açúcar. e) solução, em água, contendo 100 mL de suco de limão e 50 g de açúcar. 8. Na desidratação infantil aconselha-se a administração de soro fisiológico para reequilibrar o organismo. Quando injetado nas veias, este soro deve: a) ser isotônico em relação ao sangue. b) ser hipertônico em relação ao sangue. - 13 - c) ser hipotônico em relação ao sangue. d) ter pressão osmótica maior do que a do sangue. e) ter pressão osmótica menor do que a do sangue. 9. Os três frascos a seguir contem água pura a 25°C. Vários estudantes, ao medirem a pressão de vapor a 25°C, fizeram quatro anotações: PA = PB ; PA ≠ PC ; PC ≠ PB ; PA = PB = PC Quantas dessas anotações estão corretas? a) Uma. b) Duas. c) Três. d) Todas. e) Nenhuma. 10. A concentração de sais dissolvidos no lago conhecido como “Mar Morto” é muito superior as encontradas nos oceanos. Devido à alta concentração de sais, nesse lago, I — a flutuabilidade dos corpos e maior do que nos oceanos. II — o fenômeno da osmose provocaria a morte por desidratação de seres vivos que nele tentassem sobreviver. III — a água congela-se facilmente nos dias de inverno. Dessas afirmações, somente: a) I e correta. b) II e correta. c) III e correta. d) I e II são corretas. e) I e III são corretas. Gabarito: 1. b 2. b 3. a 4. e 5. c 6. b 7. a 8. a 9. b 10. d ④ TERMOQUÍMICA. A energia é um assunto de grande importância não apenas nos meios científicos, mas também para a sociedade em geral. Entre as fontes energéticas mais importantes estão os combustíveis, substâncias que ao sofrerem combustão, liberam energia na forma de calor. Grande parte dos processos utilizados para obter energia provoca sérios problemas ambientais. No entanto, do conhecimento cada vez maior a respeito do fluxo de energia e dos fenômenos energéticos podem resultar novas formas de obter energia. A busca por fontes energéticas menos poluentes, ou até mesmo não poluentes, é uma das prioridades das pesquisas na área da termoquímica. Calor O conceito científico de calor relaciona-se com a diferença de temperatura entre dois sistemas. O calor é o processo de transferência de energia de um sistema, a uma temperatura mais alta, para outro, a uma temperatura mais baixa. Quanto maior a diferença de calor entre os dois sistemas, maior a quantidade de calor transferida. Quando aquecido, a quantidade de calor queum corpo pode receber depende da diferença de temperatura entre o corpo e a fonte de calor, do calor específico do material de que é feito o corpo e de sua massa. - 14 - É usual expressar quantidade de calor em calorias (cal). Caloria é a quantidade de energia necessária para elevar em 1ºC a temperatura de 1 grama (o equivalente a 1 mililitro) de água. Pode-se expressar quantidade de calor também em joule, lembrando que 1 cal = 4,184 J. Processos Endotérmicos e Exotérmicos A formação e a ruptura de ligações envolvem a interação da energia com a matéria. Assim como na mudança de estados físicos, as transformações da matéria ocorrem com absorção ou liberação de energia. São dois os processos em que há troca de energia na forma de calor: - Processo exotérmico: o sistema libera calor e o ambiente é aquecido. - Processo endotérmico: o sistema absorve calor e o ambiente se resfria. Entalpia e Variação da Entalpia Nas reações químicas e nas transformações físicas, a quantidade de calor liberada ou absorvida é conhecida como calor de reação. Os calores de reação representam a variação de entalpia (ΔH) do sistema, quando os processos ocorrem à pressão constante. A entalpia (H) de um sistema está relacionada à sua energia interna e, na prática, não pode ser determinada. Entretanto consegue-se medir a variação de entalpia (ΔH) de um processo através de aparelhos chamados calorímetros. O cálculo da variação de entalpia é dado pela expressão genérica: ΔH = Hfinal – Hinicial ou ΔH = Hprodutos - Hreagentes - Reações endotérmicas: R + calor P Nesse caso, há absorção de calor no processo, portanto a Hprodutos é maior do que a Hreagentes e ΔH é positivo. - Reações exotérmicas: R P + calor Nesse caso há liberação de calor, portanto a Hprodutos é menor do que a Hreagentes e ΔH é negativo. Entalpia e Estados Físicos As mudanças de estado físico de uma substância também envolvem trocas de calor. A quantidade de energia envolvida está relacionada com as modificações nas atrações entre as partículas da substância, ou seja, com as interações intermoleculares. - 15 - Na fusão e na vaporização, as interações moleculares são reduzidas, a entalpia da substância aumenta caracterizando processos endotérmicos. Na liquefação há formação de interações moleculares do estado líquido e na solidificação as interações moleculares ficam mais intensas. A entalpia da substância diminui, caracterizando um processo exotérmico. Equações Termoquímica Nas equações termoquímicas devem ser indicados todos os fatores que influem nas variações de entalpia das reações. Por isso devem ser destacados aspectos como o estado físico dos reagentes e dos produtos, os coeficientes estequiométricos, as variedades alotrópicas, a temperatura e a pressão, bem como o ΔH do processo. Exemplo: Cgraf + O2(g) → CO2(g) ΔH = -394kJ (a 25°C, 1 atm). Com o intuito de fazer comparações entre processos, foi criado um referencial: a entalpia padrão (ΔH°). A entalpia-padrão é utilizada quando a variação da entalpia da reação é determinada no estado-padrão das substâncias (forma mais estável, a 25°C, sob pressão de 1 atm para os gases e na concentração de 1 mol/L em soluções). É importante considerar que: - O valor de ΔH é diretamente proporcional às quantidades de reagentes e de produtos que aparecem na equação termoquímica. - Quando uma reação ocorre no sentido contrário ao indicado na equação química, se a reação direta for exotérmica, a inversa será endotérmica, e vice-versa. Entalpia das Reações Químicas Combustão A entalpia de combustão, ΔHc°, é a variação de entalpia na combustão completa de 1 mol de uma substância no estado-padrão. Reações de combustão são aquelas em que uma substância denominada combustível, reage com o gás oxigênio (O2). Numa combustão completa os produtos da reação são somente CO2 e H2O. Exemplo: CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(l) ΔH = - 212,8 kcal/mol Nessas reações, ΔH é sempre negativo, ou seja, são reações exotérmicas. Formação A entalpia padrão de formação, ΔHf°, é a variação de entalpia para a formação de uma substância composta a partir de seus elementos constituintes na forma de substâncias simples no estado-padrão. 2 C(s) + 3 H2(g) +1/2 O2(g) C2H5OH(l) ΔH° = -277,69 kJ Quando uma substância simples já se encontra em seu estado-padrão, considera-se, por convenção, ΔHf° igual a zero. Entalpias padrão de formação podem ser combinadas para obter a entalpia padrão de qualquer reação: - 16 - Ex: Exemplo: Considere os dados da tabela abaixo, a 25°C e 1atm. Calcule a variação de entalpia quando a base reage com o ácido para formar o correspondente sal. Energia de Ligação A energia de ligação mede o calor necessário para quebrar 1 mol de uma determinada ligação, supondo as substâncias no estado gasoso, a 25° e 1 atm. A quebra de ligações é um processo endotérmico, portanto ΔH é positivo. Exemplo: H2(g) 2H(g) ΔH° = + 436KJ A energia absorvida na quebra de uma ligação é numericamente igual à energia liberada na sua formação. Exemplo: 2H(g) H2(g) ΔH° = - 436KJ Na ocorrência de uma reação química, há ruptura das ligações dos reagentes e formação de ligações para resultar em produtos. O saldo energético entre a energia absorvida na ruptura das ligações e a energia liberada na formação de ligações determina o ΔH de uma reação. Portanto, a variação de entalpia de uma reação pode ser estimada usando as entalpias de ligação envolvidas. Exemplo: Calcule a ΔH na reação: 2HBr(g) + Cl2(g) 2HCl(g) + Br2(g) conhecendo as seguintes energias de ligação: Lei de Hess A entalpia de muitas reações químicas não pode ser determinada experimentalmente. Assim, a entalpia desse tipo de reação pode ser calculada a partir da entalpia de outras reações, utilizando-se a lei de Hess: A variação de entalpia para qualquer processo depende somente da natureza dos reagentes e dos produtos e independe do número de etapas do processo ou da maneira como é realizada a reação. De acordo com essa lei, é possível calcular a variação de entalpia de uma reação por meio da soma algébrica de equações químicas de reações que possuam ΔH conhecidos. - 17 - Aspectos Estequiométricos Cálculos estequiométricos que envolvemenergia relacionam a quantidade de substância (em massa, em mols, em volume, em número de moléculas etc.) com a quantidade de calor liberada ou absorvida em uma reação química. Exemplo: A entalpia-padrão de combustão do etanol (C2H6O) líquido é -1367 kJ/mol e sua densidade é 0,80 g/mL. Qual a energia liberada na queima de 1,0 L de etanol? Exercícios ENEM 1. Equipamentos com dispositivo para jato de vapor de água a 120ºC é utilizado na limpeza doméstica para eliminação de ácaros. Com base nos dados da tabela, na informação e nos conhecimentos sobre termoquímica, pode-se afirmar: a) O calor molar de vaporização da água na fase líquida é –44 kJ. b) A energia necessária à vaporização de 1,0mol de água, na fase líquida, é suficiente para romper as ligações oxigênio-hidrogênio nela existentes.c) A eliminação de ácaros ocorre mediante processo exotérmico. d) Massas iguais de vapor de água, a 100ºC e a 120ºC, contêm as mesmas quantidades de energia. e) O valor absoluto do calor molar de vaporização da água líquida é igual ao valor absoluto do calor molar de liquefação da água, nas mesmas condições. 2. Numa sauna a vapor, o calor envolvido na condensação do vapor d’água é, em parte, responsável pelo aquecimento da superfície da pele das pessoas que estão em seu interior, de acordo com o diagrama abaixo: - 18 - De acordo com as informações fornecidas, o que ocorrerá na transformação de 1 mol de água vaporizada em 1 mol de água líquida? a) liberação de 44 kJ; b) absorção de 44 kJ; c) liberação de 527,6 kJ; d) absorção de 527,6 kJ; e) nenhuma das respostas anteriores. 3. Considere a reação de fotossíntese e a reação de combustão da glicose, representadas a seguir: 6CO2(g) + 6H2O(l) → C6H12O6(s) + 6O2(g) C6H12O6(s) + 6O2(g) → 6CO2(g) + 6H2O(l) Sabendo que a energia envolvida na combustão de 1mol de glicose é de 2,8 . 106 J, ao sintetizar 0,5mol de glicose, a planta: a) libera 1,4 . 106 J d) absorve 2,8 . 106 J b) libera 2,8 . 106 J e) absorve 5,6 . 106 J c) absorve 1,4 . 106 J 4. A fabricação do diamante pode ser feita comprimindo grafita a uma temperatura elevada empregando catalisadores metálicos como tântalo e cobalto. Analisando os dados obtidos experimentalmente em calorímetros: C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ΔH = -393,5KJ/mol C(diamante) + O2(g) → CO2(g) ΔH = - 395,6KJ/mol a) A formação de CO2 é sempre endotérmica. b) A conversão da forma grafita na forma diamante é exotérmica. c) A forma alotrópica estável do carbono nas condições da experiência é a grafita. d) A variação de entalpia da transformação do carbono grafita em carbono diamante nas condições da experiência é ΔH = 2,1KJ/mol. e) A forma alotrópica grafita é o agente oxidante e o diamante é o agente redutor das reações de combustão. 5. O peróxido de hidrogênio (H2O2) é um composto de uso comum devido a suas propriedades alvejantes e antissépticas. Esse composto, cuja solução aquosa e conhecida no comercio como “água oxigenada”, e preparado por um processo cuja equação global é: H2(g) + O2(g) H2O2(l) Considere os valores de entalpias fornecidos para as seguintes reações: H2O(l) + ½ O2(g) H2O2(l) ΔH° = +98,0 kJ.mol-1 H2(g) + ½ O2(g) H2O2(l) ΔH° = -572,0 kJ.mol-1 O valor da entalpia padrão de formação do peróxido de hidrogênio líquido e: a) - 474 kJ mol-1 c) - 188 kJ mol-1 b) - 376 kJ mol-1 d) + 188 kJ mol-1 6. O carbeto de tungstênio, WC, é uma substância muito dura e, por esta razão, é utilizada na fabricação de vários tipos de ferramentas. A variação de entalpia da reação de formação do carbeto de tungstênio a partir dos elementos Cgrafite e W(s) é difícil de ser medida diretamente, pois a reação ocorre a 1.400ºC. No entanto, pode-se medir com facilidade os calores de combustão dos elementos Cgrafite, W(s) e do carbeto de tungstênio, WC(s): 2W(s) + 3O2(g) → 2WO3(s) ΔH = –1.680,6 kJ Cgrafite + O2(g) → CO2(g) ΔH = –393,5 kJ 2WC(s) + 5O2(g)→2CO2(g)+2WO3(s) ΔH = – 2.391,6 kJ Pode-se, então, calcular o valor da entalpia da reação abaixo e concluir se a mesma é endotérmica ou exotérmica: W(s) + Cgrafite → WC(s) ΔH = ? A qual alternativa correspondem o valor de ΔH e o tipo de reação? 7. O fosgênio (COCl2) ou diclorometanona é um gás tóxico que foi utilizado na - 19 - Primeira Guerra Mundial como arma química do tipo sufocante. Utilizando os dados a seguir, calcule o ΔH de formação do gás fosgênio, em kJ/mol, e assinale a alternativa CORRETA. a) -1004 c) – 409 e) +1891 b) +1004 d) - 1891 8. Com base nos dados da tabela: pode-se estimar que o ΔH da reação representada por: H2 (g) + Cl2 (g) → 2HCl (g), dado em kJ por mol de HCl(g), é igual a: a) –92,5 c) –247 e) +92,5 b) –185 d) +185 9. Uma das etapas envolvidas na produção do álcool combustível é a fermentação. A equação que apresenta esta transformação é: enzima C6H12O6 → 2 C2H5OH + 2 CO2 Conhecendo-se os calores de formação da glicose, do gás carbônico e do álcool, respectivamente, –302, –94 e –66 kcal/mol, podese afirmar que a fermentação ocorre com: a) liberação de 18 kcal/mol; b) absorção de 18 kcal/mol; c) liberação de 142 kcal/mol; d) absorção de 142 kcal/mol; e) variação energética nula 10. Como é possível notar através de uma análise do gráfico, o cristal de KCl tem energia mais baixa do que os átomos isolados de potássio, K(g) e cloro, Cl(g), e mesmo em relação às substâncias simples, gás cloro, Cl2(g) e potássio metálico, K(s). Observando os valores das variações de entalpia de cada etapa do ciclo, ΔH, marque a opção que apresenta o valor CORRETO para o ΔH correspondente à formação do KCl(s). a) -717 kJ mol-1 d) +280 kJ mol-1 b) -349 kJ mol-1 e) -177 kJ mol-1 c) -437 kJ mol-1 11. Muitos especialistas em energia acreditam que os alcoóis vão crescer em importância em um futuro próximo. Realmente, alcoóis como metanol e etanol têm encontrado alguns nichos para uso doméstico como combustível há muitas décadas e, recentemente, vêm obtendo uma aceitação cada vez maior como aditivos, ou mesmo como substitutos para gasolina em veículos. Algumas das propriedades físicas desses combustíveis são mostradas no quadro seguinte. - 20 - Dados : Massa molares em g/mol: H = 1,0; C =12,0; O = 16,0. Considere que, em pequenos volumes, o custo de produção de ambos os alcoóis seja o mesmo. Dessa forma, do ponto de vista econômico, é mais vantajoso utilizar: a) metanol, pois sua combustão completa fornece aproximadamente 22,7 kJ de energia por litro de combustível queimado. b) etanol, pois sua combustão completa fornece aproximadamente 29,7 kJ de energia por litro de combustível queimado. c) metanol, pois sua combustão completa fornece aproximadamente 17,9 MJ de energia por litro de combustível queimado. d) etanol, pois sua combustão completa fornece aproximadamente 23,5 MJ de energia por litro de combustível queimado. e) etanol, pois sua combustão completa fornece aproximadamente 33,7 MJ de energia por litro de combustível queimado. 12. O processo de aquecimento baseado em energia solar consiste na utilização de um produto denominado sal de Glauber, representado por Na2SO4 . 10H2O, que se transforma segundo as equações abaixo: Considere, na equação relativa à noite, que o calor liberado seja de 20 kcal/mol de Na2SO4.10H2O, para um rendimento hipotético de 100% da reação. Para aquecer uma casa cujo consumo é de 10.000 kcal durante uma noite, a massa de sal de Glauber que deverá ser utilizada, em kg, corresponde a: a) 161 b) 101 c) 71 d) 51 13. Uma solução de ácido clorídrico pode ser neutralizada utilizando-se hidróxido de sódio. A partir da tabela de ΔH de formação, calcule a variação de entalpia dessa reação de neutralização. 14. (PISM II) A equação química a seguir representa a formação de enxofre a partir de gases vulcânicos. a) Escreva a equação química balanceada que representa a reação entre o SO2 e a água bem como o nome da substância formada. b) Sabendo-se que o ΔHformação das espécies envolvidas nessa reação são - 296,8 kJ/mol para o SO2(g), -20,60 kJ/mol para o H2S(g), -285,8 kJ/mol para H2O(l) e 0,00 kJ/mol para o S(s), calcule o valor do ΔH da reação de formação do enxofre a 25°C. c) Com o valor de ΔH obtido anteriormente,classifique a reação como endotérmica ou exotérmica. Justifique. 15. Por “energia de ligação” entende-se a variação de entalpia (ΔH) necessária para quebrar 1mol de uma dada ligação. Esse processo é sempre endotérmico (ΔH > 0). Assim, no processo representado pela equação: CH4(g) → C(g) + 4H(g), ΔH = 1663 KJ/mol, sãoquebrados 4 mol de ligações C --- H, sendo a energia de ligação, portanto 416KJ/mol. Sabendo que no processo C2H6(g) → 2C(g) + 6H(g), ΔH = 2826 KJ/mol, - 21 - são quebradas ligações C --- C e C --- H, qual o valor da energia de ligação C --- C? Indique os cálculos. 16. (UERJ) O metanal é um poluente atmosférico proveniente da queima de combustíveis e de atividades industriais. No ar, esse poluente é oxidado pelo oxigênio molecular formando ácido metanóico, um poluente secundário. Na tabela abaixo, são apresentadas as energias das ligações envolvidas nesse processo de oxidação. Em relação ao metanal, determine a variação de entalpia correspondente à sua oxidação, em kJ.mol-1. 17. (UFRJ) De acordo com a Coordenadoria Municipal de Agricultura, o consumo médio carioca de coco verde é de 8 milhões de frutos por ano, mas a produção do Rio de Janeiro é de apenas 2 milhões de frutos. Dentre as várias qualidades nutricionais da água de coco, destaca-se ser ela um isotônico natural. A tabela acima apresenta resultados médios de informações nutricionais de uma bebida isotônica comercial e da água-de-coco. a) Uma função importante das bebidas isotônicas é a reposição de potássio após atividades físicas de longa duração; a quantidade de água de um coco verde (300 mL) repõe o potássio perdido em duas horas de corrida. Calcule o volume, em litros, de isotônico comercial necessário para repor o potássio perdido em 2 h de corrida. b) A tabela a seguir apresenta o consumo energético médio (em kcal/min) de diferentes atividades físicas. Calcule o volume em litros de água-de- coco necessário para repor a energia gasta após 17 minutos de natação. Gabarito 1. d 7. a 2. a 8. a 3. c 9. a 4. c 10. c 5. a 11. d 6. c 12. a 13. -57,31KJ/mol 14. a) SO2 + H2O H2SO3 Ácido sulforoso b) -233,6KJ/mol c) Exotérmica 15. + 330KJ/mol 16. -157KJ/mol 17. a) 6L
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