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Química AmbientalFísico-QuímicaTécnico em Química BELO HORIZONTE / MG LUCIANA ROCHA TEIXEIRA DE MATOS FÍSICO-QUÍMICA 541 M387f Matos, Luciana Rocha Teixeira de. Físico-química / Luciana Rocha Teixeira de Matos. Belo Horizonte – MG: Adastra Editora, 2015. 68 f.; il., ISBN 978-85-69111-77-1 Apostila de Técnico em Química 1. Átomo. 2. Gases. 3. Termoquímica. 4. Colisão. I. Título. CDD: 541. AUTORES ............................................................................ LUCIANA ROCHA TEIXEIRA DE MATOS ADASTRA EDITORA LTDA ............................................................................ Avenida Afonso Pena, 941 – 4º andar Centro CEP: 30.130-002 – Belo Horizonte – MG INORGÂNICO FÍSICO-QUÍMICA Físico-Química SUMÁRIO CURSO TÉCNICO EM QUÍMICA Técnico em Química ........................... 07 ......................................... 07 .............. 07 .................................. 07 ................................. 07 ................................................................. 08 ........................................... 08 ..... 08 ................................ 08 ................................................. 08 ...................................................... 08 ............................... 08 ........................ 08 ................ 12 ........... 12 ...................... 13 .............................. 14 .............................. 15 ................................................ 15 ............................................. 15 .................................. 16 .................................... 16 .... 19 ................................................... 19 ........................ 20 .......................................................... 22 ..................................... 23 ................................... 23 ............................... 24 ......... 25 ........................................ 26 .................................................... 26 ......................................................... 27 .................................. 28 UNIDADE I – FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMI- CA 1. Unidade de massa atômica 2. Massa atômica (u) 3. Massa atômica x número de massa 4. Massa molecular (MM) 5. Constante de Avogadro 6. Mol 7. Massa Molar (M) 8. Determinação da quantidade de substância = número de mol (n) 9. Volume molar 10. Densidade 11. Conversões de unidades 12. Escala kelvin de temperatura - Ideias-chave - Recapitulando - Para fixar o conteúdo UNIDADE II – ESTUDO DOS GASES 1. Gás real, gás ideal ou gás perfeito 2. Teoria cinética e molecular dos gases 3. Variáveis de estado dos gases 4. Transformações gasosas 5. Equação geral dos gases 6. Volume molar 7. Lei de Avogadro 8. Equação de Clapeyron 9. Densidade dos gases - Ideias-chave - Recapitulando - Para fixar o conteúdo UNIDADE III - TERMOQUÍMICA 1. A energia e as transformações da matéria 2. Calorimetria 3. Poder calórico dos alimentos 4. Entalpia 5. Processo exotérmico 6. Processo endotérmico 7. Equações termoquímicas 8. Calor e Entalpia das reações químicas 9. Energia de Ligação 10. Lei de Hess 11. Entropia 12. Energia livre de GIBBS - Ideias-chave - Recapitulando - Para fixar o conteúdo UNIDADE IV - COLOIDES 1. Definição 2. Classificação dos coloides 3. Coloides reversíveis e irreversíveis 4. Efeito Tyndall 5. Movimento Browniano - Ideias-chave - Recapitulando - Para fixar o conteúdo UNIDADE V – PROPRIEDADES COLIGATI- VAS 1. Pressão máxima de vapor 2. Pressão máxima de vapor e a temperatu- ra de ebulição 3. Diagrama de fases 4. Tonoscopia ou Tonometria 5. Ebulioscopia e Ebuliometria 6. Crioscopia e Criometria 7. Osmoscopia e Osmometria - Ideias-chave - Recapitulando - Para fixar o conteúdo UNIDADE VI – CINÉTICA QUÍMICA 1. Teoria da colisão 2. Velocidade das reações químicas 3. Fatores que influem na velocidade das reações 4. Lei da velocidade para uma reação - Ideias-chave - Recapitulando - Para fixar o conteúdo REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS SITES E LINKS ÚTEIS I N T R O D U Ç Ã O ....................................................... 34 ............................ 35 ............... 37 ................................................. 37 ................................... 37 ............................ 43 .... 44 ........................................ 46 ............................ 46 .......................... 47 ................................. 48 ........................... 49 ............................................ 57 ................. 58 ......... 60 .............. 61 ..................... 69 ...................................... 69 Físico-QuímicaTécnico em Química 6 FÍSICO-QUÍMICA FÍSICO-QUÍMICO Introdução O ser humano tem buscado, há séculos, compreender os fenômenos que regem a vida, valendo-se da ob- servação simples e direta, da simulação e representação desses fenômenos, da interpretação lógica e criativa dos resultados de experimentação. O conhecimento científico da natureza e suas leis tem sido um dos pilares do desenvolvimento humano. A Química, assim como outras Ciências, tem papel de destaque no desenvolvimento das sociedades, alca- nçadas ao longo de tantos anos. No entanto, ela não se limita às pesquisas de laboratório e à produção indus- trial. Ao contrário, embora às vezes você não perceba, a Química está presente em nosso dia-a-dia e é parte importante dele. A aplicação dos conhecimentos químicos tem reflexos diretos sobre a qualidade de vida das populações e sobre o equilíbrio dos ambientes na Terra. Por isso, consideramos essencial que conhecimento científico faça parte da vida cotidiana das pessoas, a fim de que elas possam, criticamente, contribuir para a preservação e a conservação de todas as formas de vida, inclusive da espécie humana. (USBERCO E SALVADOR) 7Físico-QuímicaTécnico em Química FÍSICO-QUÍMICA UNIDADE I FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMICA Fonte: http://www.mundoeducacao.com/quimica/formula-molecular.htm 1. UNIDADE DE MASSA ATÔMICA Em 1961, na Conferência da União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC), adotou-se como padrão de massas atômicas o isótopo 12 do elemento carbono (12C), ao qual se convencionou atribuir o valor exato de 12 unidades de massa atômica. 1 u = 1,66054x10-24 g, o que corresponde aproximadamente à massa de um próton ou de um nêutron. 2. MASSA ATÔMICA (u) É o número que indica quantas vezes a massa de um átomo de um determinado elemento é mais pesada que 1u, ou seja, 1/12 do átomo de 12C. Exemplo: 35Cl – MA = 35u , representa 75,4% dos átomos de cloro. 37Cl – MA = 37u , é 24,7% dos átomos de cloro. Esse valor é uma média ponderada. 3. MASSA ATÔMICA X NÚMERO DE MASSA Apesar de numericamente igual, não confunda número de massa, que é um número inteiro positivo e que indica a soma dos prótons e nêutrons, com a massa atômica, que é determinada experimentalmente. As massas atômicas que encontramos nas tabelas periódicas são sempre a média ponderada dos isótopos. 4. MASSA MOLECULAR (MM) A massa molecular é a soma das massas atômicas dos átomos que compõem uma molécula. Sua unidade é u. Por exemplo, numa molécula de água (H2O), teremos: H = 1u , como são dois hidrogênios = 2u O = 16u H2O = 2u + 16u = 18u 1 molécula de água pesa 18 vezes mais que 1/12 do 12C. 5. CONSTANTE DE AVOGADRO A constante que deu origem à grandeza quantidade de matéria que é denominada constante de Avogadro é igual a 6,02 x 1023 mol-1. Em uma massa em gramas numericamente igual à massa atômica, para qualquer elemento, existem 6,02 x 1023 átomos. Em uma massa em gramas numericamente igual a massa molecular, para qualquer substância molecular, existem 6,02 x 1023 moléculas. Em 18g de água, encontramos 6,02 x 1023 moléculas de água. Físico-QuímicaTécnico em Química 8 FÍSICO-QUÍMICA 6. MOL É a quantidade de substância que contém tantas entidades elementares quanto são os átomos de 12C contidos em 12g de 12C.Mol é quantidade de substância que contém 6,02 x 1023 entidades. 7. MASSA MOLAR (M) Corresponde à massa de uma mol de entidades elementares (átomos, moléculas, íons, grupos específicos, partículas, etc). Assim sendo, a massa molar calcula-se como o produto entre massa molecular e a constante de Avogadro. Como a constante de Avogadro corresponde ao número de partículas (neste caso moléculas) existentes em uma mol, na prática, o cálculo da massa molar de uma substância é feita da mesma forma que o cálculamos a massa molecular. Assim sendo, o valor numérico é o mesmo, mas a unidade passa a ser gramas por mol (g/mol). Tomando novamente o exemplo da água: M(H2O) = 2 × 1g/mol + 16g/mol = 18 g/mol. Um mol de água pesa 18 gramas de massa. 8. DETERMINAÇÃO DA QUANTIDADE DE SUBSTÂNCIA = NÚMERO DE MOL (n) É a relação entre massa (m) de uma amostra de substância e sua massa molar (M). MA, MM e M 9. VOLUME MOLAR É o volume ocupado por um mol de qualquer gás, a uma determinada pressão e temperatura. No caso de substâncias gasosas, o volume molar (1 mol da substância) a 0ºC e 1atm é de 22,4L. CNTP = Condições Normais de Temperatura e Pressão. T = 0ºC ou 273K P = 1 atm V = 22,4L São valores constantes. Exemplo: Qual o volume ocupado por 2,8g de N2 na CNTP? Dado: N = 14g/mol 10. DENSIDADE É a relação entre massa (m) e o volume (v) de um material. d = g/cm3 m = g v = cm3 Sólidos e líquidos, a densidade geralmente é expressa em g/cm3, para os gases g/L ou g/mL. 11. CONVERSÕES DE UNIDADES 9Físico-QuímicaTécnico em Química FÍSICO-QUÍMICA 12. ESCALA KELVIN DE TEMPERATURA IDEIAS-CHAVE Massa atômica, Número de massa, Massa Molecular, Constante de Avogadro, Massa Molar, Número de mol, Volume molar, Densidade, Conversões de unidades, Escala kelvin de temperatura. RECAPITULANDO... • Conferência da União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC), adotou-se como padrão de massas atômicas o isótopo 12 do elemento carbono (12C), ao qual se convencionou atribuir o valor exato de 12 unidades de massa atômica. • Massa atômica: É o número que indica quantas vezes a massa de um átomo de um determinado elemento é mais pesada que 1u, ou seja, 1/12 do átomo de 12C. • As massas atômicas que encontramos nas ta- belas periódicas são sempre a média ponderada dos isótopos. • A massa molecular é a soma das massas atô- micas dos átomos que compõem uma molécula. Sua unidade é u. • A constante que deu origem à grandeza quan- tidade de matéria que é denominada constante de Avogadro é igual a 6,02 x 1023 mol-1. • Mol é quantidade de substância que contém 6,02 x 1023 entidades. • O cálculo da massa molar de uma substância é feita da mesma forma que o cálculo da massa molecular. Assim sendo, o valor numérico é o mesmo, mas a unidade passa a ser gramas por mol (g/mol). • Volume molar: É o volume ocupado por um mol de qualquer gás, a uma determinada pressão e temperatura. • Densidade: É a relação entre massa (m) e o volume (v) de um material. PARA FIXAR O CONTEÚDO A. Questões discursivas: 1. Se o carbono-12 fosse dividido em doze fatias iguais, cada uma corresponderia a uma unidade de massa atômica. Nessas condições, a massa de 1 molécula de butano, C4H10 ? 2. Qual é massa molar do ácido acético? Dados: C = 12g/mol; H = 1g/mol; O = 16g/mol. 3. A magnetita, um minério do qual se extrai ferro possui fórmula molecular Fe3Ox e sua massa molecular é 232u. Determine o valor de x e escreva a fórmula molecular correta da magnetita. 4. O DDT, um inseticida largamente utilizado durante décadas e altamente tóxico, possui fórmula molecular C14H9Clx e massa molecular 354,5u. Determine o valor de x. 5. A jadeíte, também chamada de silicato de alumínio e sódio (NaAlSi2O6) é um mineral muito utilizado por artesãos para a confecção de peças de ornamentação e decoração, como joias e estatuetas. Qual o número de mol deste mineral com massa igual a 1414 gramas? 6. Em uma partida de futebol, um atleta gasta cerca de 720 kcal, o que equivale a 180 g do carboidrato C3H6O3. Qual é a quantidade de matéria do carboidrato correspondente? Físico-QuímicaTécnico em Química 10 FÍSICO-QUÍMICA 7. Ferormônios são compostos orgânicos secretados pelas fêmeas de determinadas espécies de insetos com diversas funções, como a reprodutiva, por exemplo. Considerando que um determinado ferormônio possui fórmula molecular (C19H38O) e normalmente a quantidade secretada é cerca de 1,0x10-12 g, qual o número de moléculas existentes nessa massa? 8. Nas CNTP, 5,6L de gás ideal XO2 têm massa igual a 11g. Qual é a massa atômica de X ? Dados: O = 16u, volume molar dos gases nas CNTP = 22,4L/mol. 9. Ao ingerirmos um copo com 180ml de água, quantas moléculas dessa substância nosso organismo estará recebendo? Dados: I. Massa molar da água = 18g/mol II. Densidade da água = 1,0g/ml III. Constante de Avogadro = 6,0x1023 10. Estima-se que a usina termoelétrica que se pretende construir em cidade próxima a Campinas, e que funcionará à base de resíduos da destilação do petróleo, poderá lançar na atmosfera, diariamente, cerca de 250 toneladas de SO2‚ gasoso. a. Quantas toneladas de enxofre estão contidas nessa massa de SO2? b. Considerando que a densidade do enxofre sólido é de 2,0kg/L, a que volume, em litros, corresponde essa massa de enxofre? B. Questões de múltipla escolha. 1. Assinale a opção que apresenta as massas moleculares dos seguintes compostos: C6H12O6; Ca3(PO4)2 e Ca(OH)2, respectivamente: Dados: H = 1 u; C = 12 u; O = 16 u; Ca = 40 u; P = 31 u. a. 180, 310 e 74. b. 150, 340 e 73. c. 180, 150 e 74. d. 200, 214 e 58. e. 180, 310 e 72. 2. Leia o texto: “O nome sal hidratado indica um composto sólido que possui quantidades bem definidas de moléculas de H2O associadas aos íons. Por isso, a massa molecular de um sal hidratado deve sempre englobar moléculas de H2O”. Com base nas informações desse texto, qual deverá ser a massa molecular do sal hidratado FeCl3.H2O? Dados: H = 1u; O = 16 u; Cl = 35,5 u; Fe = 56 u a. 270,5 u. b. 180,5 u. c. 109,5 u. d. 312,5 u. e. 415,5 u. 3. Dentre as seguintes séries de elementos químicos: I. fósforo, magnésio, cobre e mercúrio II. sódio, ferro, prata e chumbo III. carbono, cloro, ouro e urânio IV. alumínio, cálcio, zinco e hidrogênio as que apresentam os elementos em ordem crescente das massas são as da alternativa: a. I e II b. II e III c. I e III d. III e IV e. I e IV 4. O cromo natural é uma mistura de quatro isótopos com as seguintes massas isotópicas e abundância naturais. MASSA ISOTÓPICA ABUNDÂNCIA NATURAL (%) 49.946 4.35 51.941 83.79 52.941 9.50 53.939 2.36 Baseados nesses dados, calcule a massa atômica do cromo. a. 49.95 b. 51.90 c. 52.00 d. 208.50 e. 208.77 5. O elemento hidrogênio apresenta isótopos com números de massa 1, 2 e 3. O elemento cloro apresenta isótopos com números de massa 35 e 37. Moléculas de cloreto de hidrogênio tem, portanto, massa variável entre: a. 1 e 37 b. 32 e 36 c. 35 e 37 d. 36 e 40 e. 38 e 40 6. Se um dentista usou em seu trabalho 30 mg de amálgama de prata, cujo teor em prata é de 72% (em massa), o número de átomos de prata que o cliente recebeu em sua arcada dentária é de, aproximadamente (Dados: Ag = 108; número de Avogadro = 6,0 . 1023): 11Físico-QuímicaTécnico em Química FÍSICO-QUÍMICA a. 4,0 . 1023 b. 12,0 . 1019 c. 4,6 . 1019 d. 12,0 . 1024 e. 1,6 . 1023 7. 0,25 mol de uma substância pesa 21 g, pode-se afirmar que a massa molar dessa substância vale, em g/mol. a. 21 b. 42 c. 60 d. 84 e. 100 8. O inseticida Parathion tem a seguinte fórmula molecular: C10H14O5NSP. Qual é a massa molar desse inseticida: a. 53 g/mol b. 106 g/mol c. 152 g/mol d. 260 g/mol e. 291 g/mol 9. Em 3,0 mol de H2SO4 e 5,0 mol de Br2, existem, respectivamente: a. 1,8 . 1024 moléculas e 3,01 . 1024 moléculas b. 3,0 . 1023 moléculas e 5,0 . 1023 moléculas c. 1,8. 1024 moléculas e 3,01 . 1024 átomos d. 1,8 . 1024 átomos e 3,01 . 1024 moléculas 10 . Tomando-se 1kg de cada uma das substância abaixo relacionadas, encontra-se o maior número de mol na massa de: a. água b. metano (CH4) c. gás carbônico (CO2) d. etano (C2H6) e. propano (C3H8) ANOTAÇÕES ESPECIAIS: ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ __________________________________________ __________________________________________ __________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ __________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ __________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ __________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ __________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ __________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ __________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ __________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ __________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ __________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ __________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ __________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ ___________________________________________ __________________________________________ Físico-QuímicaTécnico em Química 12 FÍSICO-QUÍMICA UNIDADE II ESTUDO DOS GASES Fonte: Estado gasoso, http://quimicaufsc.br O conhecimento das propriedades dos gases é de grande importância, uma vez que estão muito presentes em nosso cotidiano. A maioria dos gases são compostos moleculares, com exceção dos gases nobres, que são formados por átomos isolados. 1. GÁS REAL, GÁS IDEAL OU GÁS PERFEITO. Para que possamos estudar os gases, é necessário antes de qualquer coisa definir três tipos de gases: O gás real, o gás ideal e o gás perfeito. • Gás Ideal ou Perfeito É um modelo teórico. É um gás que obedece às equações p.V/T = k e p.V = n.R.T, com exatidão matemática. • Gás Real É aquele que encontramos na natureza, ou seja, os gases comuns aos quais podemos a qualquer momento nos deparar com uma amostra real. Um gás real tende para o gás ideal quando a pressão tende a zero e a temperatura se eleva; 2. TEORIA CINÉTICA E MOLECULAR DOS GASES Com relação aos Gases Ideais, podemos dizer que ela nos mostra a relação entre pressão, volume, temperatura e número de mols. Essa relação é obtida a partir de um modelo simples para os gases, que permite determinar a relação entre grandezas macroscópicas a partir do estudo do movimento de átomos e moléculas. Desse modo, vejamos as características gerais dos gases, segundo a teoria cinética: • Grande compressibilidade e capacidade de expansão. Por não apresentarem um volume fixo, os gases ocupam o volume do recipiente em que estão confinados. Além disso, o gás se dilata quando aquecido e se contrai quando resfriado. • Os gases são miscíveis entre si em qualquer proporção, ou seja, apresentam grande difusibilidade; • Os gases são formados por partículas minúsculas que apresentam grande liberdade de movimentação. De modo desordenado e contínuo, elas se chocam umas com as outras e com as paredes do recipiente, exercendo uma pressão uniforme sobre ele. Essa pressão é a intensidade da força de colisão com as paredes por unidade de área. As partículas de um gás não se depositam no solo pela ação da gravidade, uma vez que se movimentam velozmente; • Quanto maior for o número de choques 13Físico-QuímicaTécnico em Química FÍSICO-QUÍMICA realizado pelas partículas do gás em um recipiente, maior será a pressão exercida por ele; • O choque realizado entre as partículas do gás ideal deve ser elástico, ou seja, sem perda de energia cinética; • Todo gás tem massa; • O aumento da temperatura provoca um aumento na energia cinética das partículas do gás, que faz com que elas se movimentem mais rápido; Fonte: http://www.alunosonline.com.br/quimica/teoria-cinetica-dos-gases-ou-teoria-gas- ideal.html 3. VARIÁVEIS DE ESTADO DOS GASES • Pressão Em um frasco fechado, a pressão exercida por um gás resulta dos choques entre as partículas desse gás contra as paredes internas do recipiente que o contém. Gás confinado Fonte: http://rilf-cmm.blogspot.com/2010/05/estudo-dos-gases.html Torricelli determinou experimentalmente que a pressão exercida pela atmosfera ao nível do mar corresponde à pressão exercida por uma coluna de mercúrio de 760mm: 1atm = 760mmHg = 101,3kPa = 1,0bar = 760 torr • Volume O volume de uma amostra gasosa é igual ao volume interno do recipiente que a contém. As unidades de volume mais usadas são: 1L = 1dm3 = 1000cm3 = 1000mL = 0,001m3 • Temperatura A temperatura de um gás está relacionada com o grau de agitação das suas moléculas. Existem várias escalas termométricas, entretanto, no estudo dos gases, usa-se a escala absoluta ou Kelvin (K). No Brasil, as temperaturas são medidas na escala Celsius (°C), portanto, devemos converter os valores de temperatura para Kelvin: Físico-QuímicaTécnicoem Química 14 FÍSICO-QUÍMICA Fonte: http://www.kalipedia.com/celsius.kelvin 4. TRANSFORMAÇÕES GASOSAS • Isotérmica A temperatura constante, a pressão e o volume de uma amostra de gás variam de modo inversamente proporcional, fato conhecido como Lei de Boyle. Fonte: http://estudodosgases.blogspot.com.br/2012/10/lei-dos-gases.html Fonte: http://transformacoes-gasosas.html Matematicamente, podemos expressar essa lei da seguinte maneira: P . V = constante Podemos também dizer que: 15Físico-QuímicaTécnico em Química FÍSICO-QUÍMICA • Isobárica À pressão constante, o volume de uma massa fixa de um gás varia linearmente com a temperatura do gás, conhecida como a Lei de Charles/Gay-Lussac. Fonte: http://www.profpc.com.br/gases.htm Um aumento na temperatura acarreta um aumento do volume ocupado pelo gás. Fonte: http:// cursos-do-blog-termologia-optica-e_09.html Matematicamente: V = constante T Podemos também dizer que: • Isocórica ou isovolumétrica O volume constante, a pressão de uma massa fixa de gás é diretamente proporcional a temperatura absoluta do gás. http://www.profpc.com.br/gases.htm Um aumento da temperatura acarreta um aumento da pressão exercida pelo gás. Fonte: http://termologia-optica-e_09.html Matematicamente: P = constante T Podemos também dizer que: 5 . EQUAÇÃO GERAL DOS GASES A lei de Boyle e as leis de Charles e Gay-Lussac podem ser reunidas e formar uma única expressão conhecida como equação geral dos gases: 6 . VOLUME MOLAR É o volume ocupado por 1 mol de um gás a uma determinada pressão e temperatura. O volume molar foi determinado experimentalmente considerando- se as Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP), ou seja, à pressão de 1 atm e temperatura de 273K, o que corresponde a 22,4L. 7. LEI DE AVOGADRO Volumes iguais de gases quaisquer, nas mesmas condições de pressão e temperatura, contêm igual número de moléculas. Fonte: http://www.profpc.com.br/gasesmoleculas.htm Físico-QuímicaTécnico em Química 16 FÍSICO-QUÍMICA 8. EQUAÇÃO DE CLAPEYRON Para uma massa constante de um mesmo gás, vale sempre a relação: O valor da constante depende do número de mol do gás. Para 1 mol de qualquer gás: O valor de R nas CNTP é 0,082 atm.L/K.mol. Dependendo das unidades empregadas para indicar as outras grandezas teremos valores diferentes de R, como por exemplo, 62,3mmHg.L/mol.K. Para um número de mol qualquer, temos: 9. DENSIDADE DOS GASES Densidade absoluta de um gás, em determinada pressão e temperatura, é o quociente entre a massa e o volume do gás. No entanto, podemos calcular a densidade com auxílio da equação de Clapeyron: IDEIAS-CHAVE Gás real; Gás ideal; Gás perfeito; Teoria Cinética e Molecular dos Gases; Características gerais dos gases; Variáveis de estado dos gases; Transformações gasosas; Equação Geral dos Gases; Volume molar; Lei de Avogadro; Equação de Clapeyron; Densidade dos gases. RECAPITULANDO... • Gás Ideal ou Perfeito um gás que obedece às equações p.V/T = k e p.V = n.R.T. • Teoria cinética e molecular dos gases A teoria procura descrever o comportamento deste estado de agregação através de um modelo conceptual simples. • Variáveis de estado dos gases: Pressão, temperatura, volume. • Transformações gasosas: isotérmica – temperatura constante, isobárica – pressão constante e isocórica – volume constante. • Equação geral dos gases reuni as leis de Boyle de Charles e Gay-Lussac • Equação de Clapeyron P.V = n.R.T • Densidade absoluta de um gás, em determinada pressão e temperatura, é o quociente entre a massa e o volume do gás. PARA FIXAR O CONTEÚDO A. Questões discursivas 1. Um gás ideal ocupa 6 litros, a uma pressão de 3 atm. Se sofrer uma expansão isotérmica até 9 litros, qual sua nova pressão? 2. Um gás ideal tem pressão desconhecida e ocupa 4 litros; foi transportado isotermicamente para um recipiente de 2 litros, com pressão de 1520mm Hg. Qual a sua pressão inicial? 3. Certo gás ideal ocupa 3 litros a 127ºC. Qual seu novo volume a 527ºC, se a pressão permanecer constante? 4. Um gás ideal ocupa 4000 mL a 300K. Qual seu novo volume em litros a 627 ºC? 5. Qual a pressão em atmosfera de um gás que estava a 1520mm Hg, a 27ºC, e passou a 177ºC isometricamente? 6. A temperatura de uma certa quantidade de gás ideal, à pressão de 1,0 atm, cai de 400K para 320K. Se o volume permaneceu constante, qual a nova pressão? 7. Um gás perfeito tem volume de 300cm3 a certa pressão e temperatura. Duplicando simultaneamente a pressão e a temperatura absoluta do gás, qual o seu volume? 8. Uma bolha de gás ideal, com volume V, é solta do fundo de um lago, onde a pressão é o dobro da pressão existente na superfície. Suponha a temperatura da 17Físico-QuímicaTécnico em Química FÍSICO-QUÍMICA água constante, a bolha chegará a superfície, com qual volume? 9. A que temperatura temos de elevar 400mL de um gás ideal a 15°C para que o seu volume atinja 500mL, sob pressão constante. 10. Em condições tais que um gás se comporte como ideal, as variáveis de estado assumem os valores 300K, 2m3 (metro cúbico) e 40000Pa, num estado A. Sofrendo certa transformação, o sistema chega ao estado B, em que os valores são 450K, 3m3 e P. Qual o valor de P? 11. Determine o número de mols de um gás que ocupa volume de 90 litros. Esse gás está a uma pressão de 2 atm e a uma temperatura de 100K. (Dado: R = 0,082 atm.L/mol.K) 12. Determine o volume molar de um gás ideal, cujas condições estejam normais, ou seja, a temperatura à 273K e a pressão a 1 atm. (Dado: R = 0,082 atm.L/ mol.K) 13. Um recipiente rígido contém 2 gramas de oxigênio à pressão de 20 atmosferas e temperatura de 47ºC. Sabendo que a massa molecular do gás oxigênio é 32 e que R = 0,082 atm∙L/mol∙K, qual é o volume do recipiente? 14. A 18ºC e 765 mm de mercúrio, 1,29 litro de um gás ideal tem massa 2,71 gramas. Qual a massa molar aproximada do gás? 15. Uma amostra de argônio ocupa volume de 112 litros a 0ºC e sob pressão de 1 atmosfera. Sabe-se que a massa molecular do argônio é aproximadamente igual a 40. a. Quantos mol de moléculas de argônio há na amostra? b. Qual a massa, em gramas, da amostra gasosa? B. Leia atentamente as afirmativas e marque V para as verdadeiras e F para as falsas. 1.( ) Nas CNTP, o volume ocupado por um mol de certo gás ideal depende do número de moléculas. 2.( ) Na equação de Clapeyron (pV = nRT), o valor de R depende das unidades empregadas. 3.( ) Numa transformação de estado de um gás, a pressão sempre aumenta com o aumento de volume. 4.( ) As variáveis de estado de um gás são: massa, volume e número de moléculas. 5.( ) A transformação isotérmica também é conhecida como Leis de Charles e Gay-Lussac. 6.( ) Charles e Gay-Lussac concluíram que, a volume permanece constante, a pressão de dada massa de gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta. 7.( ) Quando a pressão permanece constante, a transformação gasosa é isotérmica. 8.( ) É obrigatória a utilização da escala Kelvin na lei geral dos gases. 9.( ) Considerando-se que o volume do gás é constante, temos que a transformação é isocórica. 10.( ) Pressão e a temperatura não são grandezas diretamente proporcionais. C. Questões de múltipla escolha. 1. O comportamento de um gás real aproxima-se do de um gás ideal ou perfeito quando: a. submetido a baixas temperaturas. b. submetido a baixas temperaturas e baixas pressões. c. submetido a altas temperaturas e altas pressões. d. submetido a altas temperaturas e baixas pressões. e. submetido a baixas temperaturas e altas pressões. 2. Duas amostras de um gás perfeito submetidas a uma mesma pressão ocupam volumes iguais quando a temperatura da primeira é 10ºC e da segunda 100ºC. A relação entre os números de mol é: a. 1,31 b. 0,76 c. 10 d. 0,1 e. 0,33 3. 10 mol de moléculas de He à temperatura de 273 K e à pressão de 2 atmosferas ocupam o mesmo volume que x molde moléculas de Ne à temperatura de 546 K e à pressão de 4 atmosferas; x é melhor expresso por: a. 2,5 b. 4 c. 5 d. 7,5 e. 10 4. Um certo gás ocupa um volume de 41 litros, sob pressão de 2,9 atmosferas à temperatura de 17ºC. O número de Avogadro vale 6,02x1023 e a constante universal dos gases perfeitos R = 0,082 atm∙L/mol∙K. Nessas condições, o número de moléculas contidas no gás é, aproximadamente: a. 3,00∙1024 b. 5,00∙1023 c. 6,02∙1023 d. 2,00∙1024 e. 3,00∙1029 Físico-QuímicaTécnico em Química 18 FÍSICO-QUÍMICA 5. O gráfico acima mostra a isoterma de uma quantidade de gás que é levado de um estado 1 para um estado 2. O volume do estado 2, em litros, é: a. 2 L b. 4,5 L c. 6 L d. 4 L e. 3 L 6. Em condições tais que um gás se comporta como ideal, as variáveis de estado assumem os valores 300 K, 2,0 m3 e 4,0 x 10 4 Pa, num estado A. Sofrendo certa transformação, o sistema chega ao estado B, em que os valores são 450 K, 3,0 m3 e p. O valor de p, em Pa, é: a. 1,3 x 10 4 b. 2,7 x 10 4 c. 4,0 x 10 4 d. 6,0 x 10 4 e. 1,2 x 10 5 7. Você brincou de encher, com ar, um balão de gás, na beira da praia, até um volume de 1 L e o fechou. Em seguida, subiu uma encosta próxima carregando o balão, até uma altitude de 900 m, onde a pressão atmosférica é 10% menor do que a pressão ao nível do mar. Considerando que a temperatura na praia e na encosta seja a mesma, o volume de ar no balão, em L, após a subida, será de: a. 0,8 b. 0,9 c. 1,0 d. 1,1 e. 1,2 8. Um balão de aniversário, cheio de gás Hélio, solta-se da mão de uma criança, subindo até grandes altitudes. Durante a subida, é CORRETO afirmar: a. O volume do balão diminui. b. A pressão do gás no interior do balão aumenta. c. O volume do balão aumenta. d. O volume do balão permanece constante. e. A pressão externa não se altera. 9. Nas lições iniciais de um curso de mergulho com equipamento autônomo, os alunos são instruídos a voltarem lentamente à superfície, sem prender sua respiração em hipótese alguma, a fim de permitir que ocorra a gradativa descompressão. O aprisionamento do ar nos pulmões pode ser fatal para o mergulhador durante a subida, pois, nesse caso, a transformação sofrida pelo ar nos pulmões é: a. isotérmica, com aumento do volume do ar. b. isobárica, com redução do volume do ar. c. isobárica, com aumento da temperatura do ar. d. isotérmica, com aumento da pressão do ar. e. isovolumétrica, com diminuição da pressão do ar. 10. Qual dos gráficos a seguir melhor representa o que acontece com a pressão no interior de um recipiente contendo um gás ideal, a volume constante, quando a temperatura aumenta? ANOTAÇÕES ESPECIAIS: __________________________________________ __________________________________________ __________________________________________ __________________________________________ __________________________________________ _________________________________________ _________________________________________ _________________________________________ _________________________________________ _________________________________________ _________________________________________ _________________________________________ _________________________________________ _________________________________________ __________________________________________ __________________________________________ __________________________________________ __________________________________________ __________________________________________ __________________________________________ __________________________________________ __________________________________________ __________________________________________ __________________________________________ __________________________________________ __________________________________________ 19Físico-QuímicaTécnico em Química FÍSICO-QUÍMICA UNIDADE III TERMOQUÍMICA Fonte: http://www.alunosonline.com.br/quimica As transformações físicas e as reações químicas quase sempre estão envolvidas em perda ou ganho de calor. A Termoquímica é uma parte da Química que faz o estudo das quantidades de calor liberadas ou absorvidas durante as reações químicas. 1. A ENERGIA E AS TRANSFORMAÇÕES DA MATÉRIA A importância de conhecer (e controlar) essas trocas de calor é imensa. A expansão do vapor da água, por exemplo, era a energia aproveitada nas antigas locomotivas a vapor, e, em nosso dias, essa energia é empregada para adicionar modernas turbinas – em usinas termoelétricas, na propulsão de grandes navios, etc. No esquema abaixo, mostramos a associação da energia (calor) com os fenômenos físicos denominados mudanças do estado de agregação da matéria: Fonte: http://colegioweb.com.br Analogicamente, as transformações químicas também são acompanhadas por liberação ou absorção de energia, conforme exemplificamos na tabela abaixo: REAÇÕES QUE LIBERAM ENERGIA REAÇÕES QUE ABSORVEM ENERGIA Queima do carvão Cozimento de alimentos Queima da vela Fotossíntese das plantas, o sol fornece energia. Reação química em uma pilha Pancada violenta inicia a detonação de um explosivo Queima da gasolina no carro Cromagem em parachoque de carro 2. CALORIMETRIA É o estudo e a medição das quantidades de calor liberadas ou absorvidas durante os fenômenos físicos e ou químicos. Na natureza, encontramos a energia em diversas formas. Uma delas, que é muito importante, é o calor. Para entendê-lo, pense em uma xícara de café quente sobre a sua mesa. Após algum tempo, esse café estará frio, ou melhor, com a mesma temperatura que o ambiente. Esse fenômeno ocorre com todos os corpos que estão em contato de alguma forma e com temperaturas diferentes. Físico-QuímicaTécnico em Química 20 FÍSICO-QUÍMICA • Temperatura Os objetos na natureza, assim como nós, são feitos de pequenas partículas que conhecemos com o nome de moléculas. Com elas ocorre algo invisível. Elas estão em constante estado de agitação ou de movimentação, como ocorre em líquidos ou gases. Essa situação não é constante, elas podem estar mais ou menos agitadas, dependendo do estado energético em que elas se encontram. O que se observa é que quanto mais quente está o corpo, maior é a agitação molecular e o inverso também é verdadeiro, ou seja, a temperatura é uma grandeza física que está associada de alguma forma ao estado de movimentação ou agitação das moléculas. Fonte: http://educacao.uol.com.br/ A temperatura no recipiente 2 é maior do que no recipiente 1, pois lá a movimentação molecular é maior. A temperatura, atualmente, pode ser medida em três escalas termométricas. Celsius, Fahrenheit e Kelvin. A conversão entre essas escalas pode ser feita pelas seguintes relações matemáticas: • Trocas de calor A definição de calor é usada apenas para indicar a energia que está sendo transferida, e não a energia que o corpo possui. A unidade de medida da quantidade de calor Q no Sistema Internacional (SI) é o joule (J): • Calor sensível Quando há variação de temperatura sem que haja variação do estado físico da matéria, dizemos que o calor é sensível. Podemos calcular o calor sensível pela equação: Onde: Q = quantidade de calor m = massa do corpo c = calor específico * ∆T = variação da temperatura * O Calor específico é uma grandeza que depende da composição de cada substância. Substância Calor específico (Cal/gºC) Chumbo 0,031 Prata 0,056 Ferro 0,11 Água 1,0 • Unidades de quantidades de calor É usual expressar a quantidade de calor em calorias (cal). Caloria: (cal) é a quantidade de calor necessária para elevar em 1°C a temperatura de 1,0 grama de água. A relação entre caloria e joule foi determinada por Joule numa das experiências mais importantes da história da física. Essa experiência tornou evidente que calor é energia e estabeleceu o equivalente mecânico do calor, nome dado à relação entre caloria e joule: 3. PODER CALÓRICO DOS ALIMENTOS Uma alimentação saudável deve conter proteínas, carboidratos, lipídios,vitaminas, sais minerais, fibras vegetais etc. 21Físico-QuímicaTécnico em Química FÍSICO-QUÍMICA Numa dieta balanceada, a quantidade de energia contida nos alimentos ingeridos dever ser igual à necessária para a manutenção do nosso organismo. Portanto, os alimentos são fonte de energia necessária para manter os processos vitais, a manutenção da temperatura corpórea, os movimentos musculares, a produção de novas células etc. Se ingerimos uma quantidade de alimento superior à necessária, o excesso será transformado em tecido gorduroso (adiposo), provocando aumento de “peso”. Os valores energéticos dos alimentos são estimados em função das suas porcentagens em carboidratos, proteínas e gorduras. Os valores energéticos dos alimentos são estimados em função das suas porcentagens em carboidratos, proteínas e gorduras. • Carboidratos ou glicídios: Exemplos: batata, macarrão, pães, arroz, milho, frutas e doces. Fonte: http://www.mundoeducacao.com/quimica • Proteínas ou protídeos: Exemplos: Carnes, ovos, leite e seus derivados. Fonte: http://www.mundoeducacao.com/quimica • Óleo e gorduras ou lipídios: Exemplos: azei- tes, manteigas, margarina, abacate, coco, choco- late e oleaginosas, castanhas, nozes e amendoim. Fonte: http://www.mundoeducacao.com/quimica Os objetos na natureza, assim como nós, são feitos de pequenas partículas que conhecemos com o nome de moléculas. Com elas ocorre algo invisível. Elas estão em constante estado de agitação ou de movimentação, como ocorre em líquidos ou gases. Essa situação não é constante, elas podem estar mais ou menos agitadas, dependendo do estado energético em que elas se encontram. Físico-QuímicaTécnico em Química 22 FÍSICO-QUÍMICA Tabela 1: Valores obtidos com auxílio do calorímetro revelam que cada quilo de gordura pura, quando queimada, libera aproximadamente 9 mil Kcal, para os açucares e proteínas, os valores aproximam-se de 4 mil por quilo de substância. Tabela 2: Uma das maneiras de se queimar calorias é com atividade física, abaixo uma tabela de como consumir energia. 4. ENTALPIA (H) Entalpia é a quantidade de energia em uma determinada reação, podemos calcular o calor de um sistema através da variação de entalpia (∆H). A variação da Entalpia (∆H) está na diferença entre a entalpia dos produtos e a dos reagentes, sendo assim, o calor de uma reação corresponde ao calor liberado ou absorvido em uma reação, veja como se calcula: A variação da entalpia pode ser determinada pela equação acima, e depende da temperatura, pressão, estado físico, número de mol e da variedade alotrópica das substâncias. Com o intuito de se calcular a entalpia de reações, foi criada uma forma padrão de realizar comparações, chamada entalpia-padrão, para que as entalpias sejam comparadas de acordo com uma da mesma condição, o que leva o nome de estado-padrão. 23Físico-QuímicaTécnico em Química FÍSICO-QUÍMICA 5. PROCESSO EXOTÉRMICO As reações exotérmicas possuem um balanço negativo de energia quando se compara a entalpia total dos reagentes com a dos produtos. Assim, a variação entálpica final é negativa (-ΔH) (produtos menos energéticos do que os reagentes) e indica que houve mais liberação de energia (calor). Todos os processos de combustão são reações exotérmicas. Portanto, a temperatura final dos produtos é maior que a temperatura inicial dos reagentes. O esquema de uma reação exotérmica é representado no gráfico a seguir: Exemplo: 6. PROCESSO ENDOTÉRMICO As reações endotérmicas têm como característica balanço energético positivo quando é comparada a energia entálpica dos produtos em relação aos reagentes. Assim, a variação dessa energia (variação de entalpia) possui sinal positivo (+ΔH) e indica que houve mais absorção de energia do meio externo. Ambas em forma de calor. Físico-QuímicaTécnico em Química 24 FÍSICO-QUÍMICA O esquema de uma reação exotérmica pode ser representado da seguinte forma: Exemplo: 7. EQUAÇÕES TERMOQUÍMICAS • Entalpia-padrão Existem vários fatores que podem alterar a variação da entalpia de um processo, tais como a temperatura, a pressão, o estado físico, o número de mol e a variedade alotrópica do composto. Por exemplo, abaixo temos três reações de formação do dióxido de carbono, nas mesmas condições de temperatura e pressão. Porém, em cada um foi utilizada uma quantidade de matéria para os reagentes. Em razão disso, a variação da entalpia de cada reação possui um valor diferente: C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ∆H = -393 kJ (25ºC, 1 atm) ½ C(grafite) + ½ O2(g) → ½ CO2(g) ∆H = -196,5 kJ (25ºC, 1 atm) 2 C(grafite) + 2 O2(g) → 2 CO2(g) ∆H = -786 kJ (25ºC, 1 atm) No entanto, quando o valor da variação da entalpia é medido para 1 mol de substância em condições padrão, ele é denominado entalpia- padrão. ALOTROPIA Alotropia é o fenômeno em que um mesmo elemento químico é capaz de formar duas ou mais substâncias simples com o número de átomos ou formas diferentes. Se todos os reagentes e produtos estiverem no estado padrão, a variação da entalpia será indicada pelo seguinte símbolo ∆H0. A entalpia-padrão é importante porque ela serve como padrão de referência. Por exemplo, adotou- se que para todas as substâncias simples nas condições-padrão o valor da entalpia é igual a zero. Por exemplo, o gás hidrogênio (H2), a 25 ºC, sob 1 atm, no estado gasoso H0= 0. Se ele estiver em qualquer outra condição, a sua entalpia será H0≠ 0. Quando a substância simples apresenta variedades alotrópicas, o valor H0= 0 será atribuído à variedade alotrópica mais comum. Por exemplo, o oxigênio possui duas formas alotrópicas, a de gás oxigênio (O2) e a de ozônio (O3), o gás oxigênio é o mais comum, portanto, ele possui H0= 0 e o ozônio apresenta H0≠ 0. Veja mais três exemplos: • Carbono: O Cgrafite possui H 0= 0 e o Cdiamante apresenta H 0≠ 0. 25Físico-QuímicaTécnico em Química FÍSICO-QUÍMICA • Fósforo: O fósforo branco possui H0= 0 e o fósforo vermelho apresenta H0≠ 0. • Enxofre: O enxofre rômbico possui H0= 0 e o enxofre monoclínico apresenta H0≠ 0. • Oxigênio: O gás oxigênio possui H0= 0 e o gás ozônio apresenta H0≠ 0. • Equação Termoquímica A entalpia de um elemento ou de uma substância varia de acordo com o estado físico, a pressão, a temperatura e a variedade alotrópica do elemento. Logo, numa equação termoquímica, devemos indicar: 1. a variação de entalpia (∆H); 2. os estados físicos de todos os participan- tes e, também, as variedades alotrópicas, caso existam; 3. a temperatura e a pressão nas quais a rea- ção ocorreu; 4. o número de mol dos elementos participan- tes. Exemplo: C(gr) + O2(g) → CO2(g) ∆H = - 94kcal/mol (25°C, 1atm) Normalmente, não são indicadas a pressão e a temperatura em que a reação se realizou, pois se admite que ela ocorreu no estado padrão, ou seja, à pressão constante de 1 atm e a 25°C. 8. CALOR E ENTALPIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS Tipos de Entalpia Entalpia de formação (ΔH°f): Também chamada de calor de formação, a entalpia (H) de formação é o calor liberado ou absorvido numa reação que forma 1 mol de uma substância simples no seu estado padrão. Ex.: Um estudante de química deseja obter o valor da entalpia de 1 mol de água, e dispõe dos dados expressos na equação a seguir. Qual o cálculo ele deve fazer? H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ΔH°f = - 68kcal/mol Resolução: Nesse caso, os reagentes são duas substâncias simples no estado padrão e em condições normais de temperatura e pressão (25°C e 1 atm), tendo, assim, entalpia igual a zero. Sabe-se também que a entalpia de formação da água é de -68kcal/mol. Para calcular a variação de entalpia (ΔH), é utilizada a fórmula: ΔH = Hprodutos – Hreagentes Substituindo os valores da fórmula temos: - 68,4 kcal = HH2O – (HH2 + ½ HO2) - 68,4 kcal = HH2O – 0 HH2O = - 68,4 kcal Físico-QuímicaTécnico em Química 26 FÍSICO-QUÍMICA Logo, a entalpia de 1 mol água é de - 68,4 kcal, e a reação deformação da água é exotérmica (libera energia). Entalpia de combustão (ΔH°c): A combustão consiste na reação química entre dois ou mais reagentes (combustíveis e comburentes) com grande liberação de energia na forma de calor. Assim, todas as reações de combustão são extremamente exotérmicas (mesmo que necessitem de uma fonte de ignição para ocorrerem). Ex: Determine a entalpia de combustão do etanol, em kcal/mol: Entalpia de formação de C2H6O(l) = – 66 kcal/mol Entalpia de formação de CO2(g) = – 94 kcal/mol Entalpia de formação de H2O(l) = – 68 kcal/mol C2H6O(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) ΔH =? ΔH = Hfinal – Hinicial ΔH = [2 (– 94) + 3(– 68)] – [(– 66) + zero] ΔH = – 326 kcal/mol 9. ENERGIA DE LIGAÇÃO Energia de ligação é a energia absorvida na quebra de 1 mol de ligações, no estado gasoso, a 25 °C e 1 atm. Quando ocorrem reações químicas, ocorre também quebra das ligações existentes nos reagentes, mas novas ligações são formadas nos produtos. Esse processo envolve o estudo da variação de energia que permite determinar a variação de entalpia das reações. O fornecimento de energia permite a quebra de ligação dos reagentes, esse processo é endotérmico, mas à medida que as ligações entre os produtos se formam o processo muda: fica exotérmico. Ex: Com base nos dados da tabela: Ligação Energia de Ligação kJ/mol H – H 436 Cl – Cl 243 H – Cl 432 Calcule o ∆H da reação representada H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g), dado em kJ por mol: ∆H = [2 (- 432) + (436 + 243) ∆H = - 864 + 679 ∆H = - 185kJ/mol 10. LEI DE HESS O químico e médico Germain Henry Hess (1802- 1850) desenvolveu importantes trabalhos na área de Termoquímica. A Lei de Hess é uma lei experimental e estabelece que a variação de entalpia de uma reação química depende apenas dos estados inicial e final da reação. A Lei de Hess também conhecida por Lei da Soma dos Calores de Reação. É uma forma de calcular a variação de entalpia através dos calores das reações intermediárias. Podem ser infinitas variações de entalpia. 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. 27Físico-QuímicaTécnico em Química FÍSICO-QUÍMICA Exemplo: Calcule a variação de entalpia da seguinte reação através da Lei de Hess: Dados: Resolução: 1. Deve-se escrever todas as equações intermediárias (dados) de acordo com a reação global. Na primeira equação, o que há em comum é o C(grafite). Então, ele deve ser escrito da mesma forma (como reagente e 1mol). 2. A segunda equação tem em comum com a reação global o H2(g). Nos dados, esta espécie química não está exatamente igual como na global. Deve-se multiplicar toda a equação por 2, inclusive a ΔH2. 3. A terceira equação tem em comum com a reação global o CH4(g) deve-se inverter a posição desta equação e, portanto trocar o sinal da ΔH3. Veja como deve ser feito: 11. ENTROPIA (S) Físico-QuímicaTécnico em Química 28 FÍSICO-QUÍMICA A entropia é uma grandeza termodinâmica que mede a desordem de um sistema e a espontaneidade dos processos físicos. A grandeza termodinâmica denominada entropia, simbolizada pela letra S, está relacionada ao grau de organização de um sistema. Quanto maior a desordem do sistema, maior a entropia. Por exemplo, imagine que coloquemos o cloreto de sódio (NaCl) em água. O que ocorre é a sua dissociação iônica, liberando íons na água, conforme mostrado abaixo: 1 NaCl(s) → 1 Na + (aq) + 1 Cl - (aq) Observe que 1 mol de moléculas do sal dá origem a 2 mol de íons dissociados. Os íons em solução estão mais desorganizados que no sólido, o que quer dizer que a entropia desse sistema aumentou. A variação da entropia, ∆S, é medida por: Uma forma de prever se uma reação ocorrerá com aumento ou diminuição de entropia é analisando o estado físico dos reagentes e dos produtos. Os gases têm mais entropia que os líquidos e esses que os sólidos. 12. ENERGIA LIVRE DE GIBBS (G) No cotidiano e em laboratórios, existem reações e transformações que são espontâneas e outras que não. Por exemplo, toda combustão é uma reação espontânea, porque uma vez iniciada, ela irá continuar até que todo o combustível seja consumido ou até que todo o oxigênio acabe. Por outro lado, a eletrólise é um processo não espontâneo, em que a energia elétrica é transformada em energia química. Um exemplo é a eletrólise do cloreto de sódio (NaCl). Quando se passa uma corrente elétrica sobre esse sal fundido, há reações de oxirredução e a formação de sódio metálico (Na(s)) e gás cloro (Cl2(g)). Se pararmos de passar a corrente elétrica, a reação não continuará sozinha, o que mostra que ela não é espontânea. A espontaneidade de uma reação pode ser medida por meio da equação de Gibbs-Helmholtz (porque foi proposta apenas por esse cientista em 1878), dada abaixo: Em que: ∆G = variação da energia livre; ∆H = variação da entalpia; T = temperatura em Kelvin (sempre positiva); ∆S = variação da entropia. Essa equação leva esse nome porque ela foi proposta pelo físico norte-americano J. Willard Gibbs (1839-1903) e pelo físico alemão Hermann Helmholtz (1821-1894). O químico e médico Germain Henry Hess (1802-1850) desenvolveu importantes trabalhos na área de Termoquímica. 29Físico-QuímicaTécnico em Química FÍSICO-QUÍMICA Para entendermos melhor como essa equação nos ajuda a determinar a espontaneidade de uma reação, relembremos brevemente cada um dos conceitos envolvidos nela: • ∆H (variação da entalpia): Entalpia (H) é a quantidade de energia de uma substância. Até o momento, não é conhecida nenhuma maneira de determiná-la. Na prática, o que se consegue é medir a variação da entalpia (∆H) de um processo, utilizando-se calorímetros. Essa variação é a quantidade de energia que foi liberada ou absorvida no processo. • ∆S (variação da entropia): A entropia (S) é a grandeza termodinâmica que mede o grau de desordem de um sistema. • ∆G (Energia livre): A energia livre ou energia livre de Gibbs é a energia útil do sistema que é usada para realizar trabalho. Um sistema possui uma energia global, mas apenas uma fração dessa energia será usada para realizar trabalho, essa é a chamada energia livre de Gibbs, simbolizada por G. Segundo Gibbs, um processo é considerado espontâneo se realizar trabalho, ou seja, se G diminuir. Nesse caso, o estado final da transformação será mais estável que o inicial quando ∆G < 0. Baseado nisso, podemos concluir o seguinte: Podemos, também, ver se um processo será espontâneo olhando o sinal algébrico de ∆H e de ∆S na equação de Gibbs-Helmholtz: IDEIAS-CHAVE A energia e as transformações da matéria; Calorimetria; Poder calórico dos alimentos; Entalpia; Processo exotérmico; Processo endotérmico, Equações termoquímicas; Entalpia de formação; Entalpia de combustão; Energia de ligação; Lei de Hess; Entropia; Energia livre de Gibbs. RECAPITULANDO... • Fusão e vaporização: absorve calor – Condensação, solidificação: libera calor. • Calorimetria: É o estudo e a medição das quantidades de calor liberadas ou absorvidas durante os fenômenos físicos e ou químicos. • Caloria: (cal) é a quantidade de calor necessá- ria para elevar em 1°C a temperatura de 1,0 grama de água. • Valores obtidos com auxílio do calorímetro revelam que cada quilo de gordura pura, quando Físico-QuímicaTécnico em Química 30 FÍSICO-QUÍMICA queimada, libera aproximadamente 9 mil Kcal, para os açucares e proteínas, os valores aproxi- mam-se de 4 mil por quilo de substância. • A variação da Entalpia está na diferença entre a entalpia dos produtos e a dos reagentes, sendo assim, o calor de uma reação corresponde ao calor liberado ou absorvido em uma reação. • Processo Exotérmico ∆H negativo. • Processo Endotérmico ∆H positivo. • Alotropia é o fenômeno em que um mesmo elemento químico é capaz de formar duas ou mais substâncias simples com o número de átomos ou formas diferentes• Quando o valor da variação da entalpia é medido para 1 mol de substância em condições padrão (quando a substância está na sua forma alotrópica mais estável, a temperatura de 25ºC e sob pressão de 1 atm), ele é denominado entalpia- padrão. • Entalpia de formação (ΔH°f): Também chama- da de calor de formação, a entalpia (H) de forma- ção é o calor liberado ou absorvido numa reação que forma 1 mol de uma substância simples no seu estado padrão. • Entalpia de combustão (ΔH°c): A combustão consiste na reação química entre dois ou mais reagentes (combustíveis e comburentes) com grande liberação de energia na forma de calor. Assim, todas as reações de combustão são extremamente exotérmicas (mesmo que necessitem de uma fonte de ignição para ocorrerem). • Energia de ligação é a energia absorvida na quebra de 1 mol de ligações, no estado gasoso, a 25 °C e 1 atm. • A Lei de Hess é uma lei experimental e esta- belece que a variação de entalpia de uma reação química depende apenas dos estados inicial e final da reação. • A grandeza termodinâmica denominada entro- pia, simbolizada pela letra S, está relacionada ao grau de organização de um sistema. Quanto maior a desordem do sistema, maior a entropia. • A energia livre ou energia livre de Gibbs é a energia útil do sistema que é usada para realizar trabalho. PARA FIXAR O CONTEÚDO A. Questões discursivas 1. Considere os dados da tabela abaixo, a 25°C e 1atm. Substância Entalpia de formação (KJ/mol) Amônia (gás) - 46 Ácido clorídrico (gás) - 92 Cloreto de amônio (sólido) -314 Calcule a variação de entalpia quando a base reage com o ácido para formar o correspondente sal. NH3 + HCl → NH4Cl 2. Calcule a ΔH na reação: 2HBr(g) + Cl2(g) → 2HCl(g) + Br2(g) , conhecendo as seguintes energias de ligação: Tipo de ligação Energia de ligação (Kcal/mol) H – Br 87,4 Cl – Cl 57,9 H – Cl 103,1 Br – Br 46,1 3. Qual o valor da variação de entalpia da reação a seguir? Dados (equações intermediárias): 4. Dado: Calor de combustão de H2(g) = – 68 kcal/mol Calor de combustão de CH4(g) = – 213 kcal/mol Qual dos dois combustíveis libertaria maior quantidade de calor por grama? (C = 12, H = 1) 5. Denomina-se dimerização ao processo no qual duas moléculas iguais reúnem-se para formar uma única estrutura. 31Físico-QuímicaTécnico em Química FÍSICO-QUÍMICA Exemplo: 2NO2(g) → N2O4(g) Determine o valor de ΔH da dimerização acima, sendo dadas: Entalpia de NO2(g) = +34 kJ/mol Entalpia de N2O4(g) = +10 kJ/mol 6. Determine a entalpia de combustão do etanol, em kcal/mol, sendo dados: C2H6O(l) + 3O2(g) →2CO2(g) + 3H2O(l) Entalpia de formação de C2H6O(l) = – 66 kcal/mol Entalpia de formação de CO2(g) = – 94 kcal/mol Entalpia de formação de H2O(l) = – 68 kcal/mol 7. Com relação à questão anterior, determine a entalpia de combustão do etanol em kcal/grama. (C = 12, O = 16, H = 1). 8. O gás SO3, importante poluente atmosférico, é formado de acordo com o esquema geral: Sabendo que o processo de oxidação de SO2 a SO3 apresenta ΔH = –99 kJ/mol, determine a entalpia de um mol de SO3 gasoso. Dado: Entalpia de SO2 = –297 kJ/mol SO2(g) + O2(g) → SO3(g) ΔH = –99kJ/mol 9. Dados: Cgraf + O2(g) → CO2(g) ΔH = –94 kcal/mol Cdiam + O2(g) → CO2(g) ΔH = –94,5 kcal/mol Calcule o ΔH da transformação de Cgraf em Cdiam. 10. Dadas as energias de ligação: H — H . . . . . . . . . . .104 kcal/mol Cl — Cl . . . . . . . . . . 59 kcal/mol Qual a ligação mais forte? Justifique. 11. Dadas as energias de ligação em kcal/mol HF . . . . . . . . . 135 H2 . . . . . . . . . 104 F2 . . . . . . . . . 37 Determine o valor de ΔH do processo: 2HF(g) → H2(g) + F2(g) 12. O valor de ΔH de uma reação química pode ser previsto através de diferentes caminhos. Iremos determinar o ΔH do processo CH4(g) + F2(g) → CH3F(g) + HF(g) utilizando a Lei de Hess. Dados: (Equação I) C(s) + 2H2(g) → CH4(g) ΔH = –75kJ (Equação II) C(s) +3/2 H2(g) + 1/2F2(g) → CH3F(g) ΔH = –288kJ (Equação III) 1/2H2(g) + 1/2F2(g) → HF(g) ΔH = –271kJ 13. A equação abaixo representa a transformação do óxido de ferro III em ferro metálico: Fe2O3(s) +3 C(s) + 491,5 KJ → 2Fe(s) + 3CO(g) A equação acima se trata de que processo? Justifique. 14. A imagem a seguir mostra a utilização de uma bolsa de gelo instantâneo para aliviar uma lesão no joelho. A reação entre os componentes da bolsa produz uma sensação de frio. Classifique o sistema em endotérmico ou exotérmico e justifique sua resposta. 15. Considere o esquema a seguir, no qual estão demonstradas mudanças de estado físico de uma substância: Dê o nome de cada mudança de estado e identifique os processos. Físico-QuímicaTécnico em Química 32 FÍSICO-QUÍMICA B. Leia atentamente as afirmativas e marque V para as verdadeiras e F para as falsas. 1.( ) Substâncias simples são constituídas por um único elemento. 2.( ) Por convenção, substâncias simples no estado padrão apresentam entalpia maior que zero. 3.( ) Calor de formação ou entalpia de formação ou ΔHf é a variação de entalpia na formação de 1 mol de substância composta a partir de substância simples no estado padrão. 4.( ) A entalpia padrão do CO2 (g), isto é, a entalpia do CO2(g) a 25°C e 1 atm, é numericamente igual ao seu Calor de Formação (25°C, 1 atm). 5.( ) A combustão da gasolina é uma reação química que libera energia. 6.( ) O enxofre constitui-se na matéria prima essencial na fabricação de H2SO4. No estado sólido, o enxofre apresenta as formas alotrópicas vermelha e branca. 7.( ) Verifica-se em laboratório que a preparação de uma solução aquosa de H2SO4 adição deste à água, causa um aumento na temperatura da solução quando comparada com a temperatura original do solvente. Trata-se, portanto, de um processo endotérmico. 8.( ) Uma transformação líquido → vapor é um processo endotérmico. 9.( ) Um processo exotérmico é aquele que ocorre a temperatura constante. 10.( ) Num processo endotérmico o calor é transferido para o meio ambiente. C. Questões de múltipla escolha. 1. Muitos estudos têm demonstrado a necessidade de uma dieta alimentar balanceada para diminuir a incidência de doenças e aumentar a qualidade e o tempo de vida do homem. Durante o intervalo, um estudante consumiu um lanche feito de pão e hambúrguer, 50 g de batata frita, 1 caixinha de água de coco e 50 g de sorvete. Considere a tabela a seguir. Alimento Valor energético Caixa de água de coco 42 kcal Pão 82,5 kcal Hambúrguer 292,5 kcal Batata frita 6 kcal/g Sorvete 3 kcal/g O valor energético total, obtido pela ingestão do lanche é, aproximadamente, em kcal, de: a. 426. b. 442. c. 600. d. 638. e. 867. 2. Antes de comprar um alimento, você lê o rótulo nutricional? No Brasil, a Agência Nacional de Vigilância Sanitária (ANVISA) é o órgão responsável pela regulação da Rotulagem de Alimentos Industrializados. O rótulo dos produtos comercializados no país deve apresentar informações gerais, como as que aparecem na figura: Além das informações gerais, todo alimento produzido, comercializado e embalado na ausência do cliente e pronto para ser oferecido ao consumidor deve conter, obrigatoriamente, a rotulagem nutricional, que é a descrição destinada a informar sobre as propriedades nutricionais de um alimento. A informação nutricional pode ser fornecida na forma de tabela ou por extenso e indica as quantidades de alguns nutrientes presentes em uma porção do alimento. Compreendendo as informações nutricionais nos rótulos de alimentos, a caloria está associada: a. a quantidade de gordura que a pessoa irá adquirir ao consumir o alimento. b. a quantidade de alimento que uma pessoa saudável pode consumir. c. a quantidade de nutriente recomendável que uma pessoa saudável pode consumir. d. a quantidade energética do alimento que uma pessoa irá adquirir ao consumir o alimento. e. a quantidade máxima de massa que uma pessoasaudável pode consumir. 3. O calor específico de uma substância é 0,5 cal/ goC. Se a temperatura de 4 g dessa substância se eleva de 10oC, pode-se afirmar que ela absorveu uma quantidade de calor, em calorias, de: a. 20 b. 2 c. 5 d. 10 e. 0,5 33Físico-QuímicaTécnico em Química FÍSICO-QUÍMICA 4. Cedem-se 684 cal a 200g de ferro que estão a uma temperatura de 10oC. Sabendo-se que o calor específico do ferro vale 0,114 cal/goC, concluímos que a temperatura final do ferro será: a. 10oC b. 20oC c. 30oC d. 40oC e. 50oC 5. A combustão completa do butano C4H10, considerado o principal componente do gás de cozinha, GLP, pode ser representada pela equação química C4H10 (g) + 13/2 O2 (g) → 4CO2(g) + 5H2O(g) Dadas as entalpias de formação a 25ºC e 1 atm, a entalpia da reação global, nas condições citadas, em kJ/mol é: Dados: entalpia de formação: C4H10(g) = – 125 kJ/mol; CO2(g) = – 394 kJ/mol; H2O(g) = – 242 kJ/mol. a. – 2911 kJ/mol b. – 511 kJ/mol c. – 2661 kJ/mol d. – 2786 kJ/mol e. – 1661 kJ/mol 6. Os clorofluorcarbono (CFCs) são usados extensivamente em aerossóis, ar condicionado, refrigeradores e solventes de limpeza. Os dois principais tipos de CFCs são o triclorofluorcarbono (CFCl3) ou CFC-11 e diclorodifluormetano (CF2Cl2) ou CFC-12. O triclorofluorcarbono é usado em aerossóis, enquanto que o diclorodifluormetano é tipicamente usado em refrigeradores. Determine o ∆H para a reação de formação do CF2Cl2: CH4(g) + 2Cl2(g) + 2F2(g) → CF2Cl2(g) + 2HF(g) + 2HCl(g) Dados de energia de ligação em kJ/mol: C-H (413); Cl- Cl (239); F-F (154); C-F (485); C-Cl (339); H-F (565); H-Cl (427). a. – 234 kJ b. – 597 kJ c. – 1194 kJ d. – 2388 kJ e. – 3582 kJ 7. Considerando os dados de entalpia de ligação abaixo, o calor associado (kJ/mol) à reação: CH4(g) + 4Cl2(g) → CCl4(g) + 4HCl(g) , à pressão constante, deverá ser : (C – H = 413 kJ/mol, H – Cl = 427 kJ/mol, Cl – Cl = 239 kJ/mol, C – Cl = 339 kJ/mol) a. + 420 kJ/mol b. – 456 kJ/mol c. + 105 kJ/mol d. – 105 kJ/mol e. + 456 kJ/mol 8. O peróxido de hidrogênio (H2O2) é um composto de uso comum devido a suas propriedades alvejantes e antissépticas. Esse composto, cuja solução aquosa é conhecida no comércio como “água oxigenada”, é preparado por um processo cuja equação global é: H2(g) + O2(g) → H2O2(l) Considere os valores de entalpia fornecidos para as seguintes reações: H2O(l) + 1/2O2(g) → H2O2(l) ∆Hº = +98,0 kJ.mol -1 H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l) ∆Hº = -572,0 kJ.mol -1 O valor da entalpia padrão de formação do peróxido de hidrogênio líquido é: a. - 188 kJ.mol-1 b. - 474 kJ.mol-1 c. - 376 kJ.mol-1 d. +188 kJ.mol-1 9. Dadas as seguintes equações termoquímicas, a 25ºC e 1 atm: C2H2(g) + 5/2 O2(g) → 2CO2(g) + H2O(l) ∆H1 = – 1301,0 kJ/mol C2H6(g) + 7/2 O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) ∆H2 = – 1560,0 kJ/mol H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l) ∆H3 = –286,0 kJ/mol Assinale a variação de entalpia (∆H), em kJ, para a reação C2H2(g) + 2H2(g) → C2H6(g). a. – 313,0 b. – 27,0 c. + 313,0 d. + 27,0 e. – 432,0 10. Uma reação química apresentou, a 27°C, uma variação de entalpia igual a - 224,52 kcal e uma variação de entropia igual a 1,5cal/ K.mol. A variação da energia livre de Gibbs para essa reação é: a. - 674,52 cal/mol b. - 674,52kcal/mol c. - 224,97kcal/mol d. + 224,97cal/mol e. 674,52 kcal/mol Físico-QuímicaTécnico em Química 34 FÍSICO-QUÍMICA UNIDADE IV COLOIDES Fonte: http://www.mundoeducacao.com/quimica/gel-sol-tipos-coloides.htm 1. DEFINIÇÃO Os coloides, ou sistemas coloidais, são misturas em que as partículas dispersas têm um diâmetro compreendido entre 1 e 1000 nanômetro (1 nm = 10-9 m), partículas essas que podem ser átomos, íons ou moléculas. O nome coloide vem do grego “kolas”, que significa “que cola” e foi criado pelo químico escocês Thomas Graham, descobridor desse tipo de mistura. Quando adicionamos solutos em solventes damos origem a três tipos de sistemas: soluções, suspensões e coloides (ou suspensões coloidais). Apesar de parecerem ser homogêneos, os coloides são misturas heterogêneas. Suas moléculas ou grupos de moléculas ou íons são partículas que ficam dispersas e que apresentam o tamanho muito menor do que aquelas que podem ser vistas a olho nu, mas também muito maiores que moléculas individuais. A diferença fundamental entre solução e suspensão é o tamanho das partículas dispersas. A tabela a seguir apresenta algumas das propriedades das dispersões: Tipo de mistura Características das partículas Efeito da luz Efeito da gravidade Separação Soluções Átomos, íons ou pequenas moléculas (partículas menores que 1 nm) Transparente Não sedimentam Não são separáveis por filtro ou membrana semipermeável. Coloides Moléculas grandes ou grupos de moléculas ou íons Refletem a luz (efeito Tyndall) Não sedimentam Separáveis só por membrana semipermeável. Suspensões Partículas muito grandes e visíveis a olho nu (partículas maiores que 1000 nm) Opacas Sedimentam rapidamente Separáveis por filtro. 35Físico-QuímicaTécnico em Química FÍSICO-QUÍMICA 2. CLASSIFICAÇÃO DOS COLOIDES De acordo com os estados físicos de seus componentes, as dispersões coloidais podem ser classificadas de várias maneiras, recebendo nomes característicos, como aerossol, emulsão, espuma, sol e gel. Observe cada um: 1. Aerossol: • Aerossol líquido: O aerossol líquido é um lí- quido disperso em um gás. Exemplos: nevoeiros, nuvem, nebulizadores usados para umidificar um recinto e aparelhos de aerossol usados para umi- dificar vias aéreas. Em todos esses casos temos água dispersa no ar. Temos também como exemplos os produtos de uso doméstico e de higiene pessoal na forma de spray, onde o componente ativo é disperso no ar. • Aerossol sólido: É um sólido disperso em um gás. Exemplos: fumaça. 2. Emulsão: Tanto o disperso quanto o dispersante são líquidos. Um exemplo é o leite, que possui gorduras dispersas em água, pelo processo de homogeneização. Outros exemplos são: maionese, manteiga, cremes. Os coloides, ou sistemas coloidais, são misturas em que as partículas dispersas têm um diâmetro compreendido entre 1 e 1000 nanômetro (1 nm = 10-9 m), partículas essas que podem ser átomos, íons ou moléculas. O nome coloide vem do grego “kolas”, que significa “que cola” e foi criado pelo químico escocês Thomas Graham, descobridor desse tipo de mistura. Físico-QuímicaTécnico em Química 36 FÍSICO-QUÍMICA 3. Espuma: • Espuma líquida: Gás disperso em líquido. Exemplos: espuma de sabão e chantilly, sendo que o ar está disperso ao creme de leite. • Espuma sólida: Gás disperso em sólido. Exemplos: maria-mole e pedra-pomes; 4. Sol: • Sol líquido: Temos nesse caso um sólido disperso em um líquido. Exemplos: plasma sanguíneo, tintas, vidros coloridos, goma- arábica. • Sol sólido: sólido disperso em outro sólido. Exemplos: rubi, safira, pérola. * Outras denominações – hidrossol, organossol ou aerossol – são atribuídas segundo o meio de dispersão utilizado: água, solvente orgânico ou ar, respectivamente 5. Gel: Temos um líquido disperso em um sólido. Um exemplo é a gelatina, no qual a água está dispersa. Outros exemplos são o queijo, a geleia e o próprio gel para cabelos. 37Físico-QuímicaTécnico em Química FÍSICO-QUÍMICA 3. COLOIDES REVERSÍVEIS E IRREVERSÍVEIS • Coloide liófilo (reversíveis) (lios: líquido; fi- los: amigo) é aquele em que a substância se dis- persa espontaneamente no dispersante. Quando o dispersante é a água, o coloide é chamado hi- drófilo. Exemplos: Sabão disperso na água, gelatina (proteína). Algumas substâncias secas, como a gelatina formam coloides, quando ocorre a adição de água, a esse processo dá-se o nome de peptização (digestão), sendo que o processo inverso é conhecido como pectização (coagulação). Esses processos (esquematizados abaixo) são obtidos pela retirada do dispersante, pela precipitação ou por variações de temperatura.• Coloide liófobo (irreversíveis) (lios: líquido; fobos: aversão) é aquele em que substância não se dispersa espontaneamente no dispersante. Quando o dispersante é a água,o coloide é cha- mado de hidrófobo. Exemplos: Ouro coloidal, enxofre coloidal (pouco solúvel em água devem ser fragmentados até atingirem o tamanho coloidal). 4. EFEITO TYNDALL Este fenômeno foi descrito pela primeira vez em 1857, pelo físico e químico inglês Michael Faraday (1791-1867). Mas ele foi explicado pelo físico irlandês John Tyndall (1820-1893) e por isto este efeito leva o seu nome. O Efeito Tyndall ocorre quando há a dispersão da luz pelas partículas coloidais. Neste caso, é possível visualizar o trajeto que a luz faz, pois estas partículas dispersam os raios luminosos. Podemos observar este efeito no dia a dia quando a luz solar passa por uma fresta e vemos as partículas de poeira dispersas no ar, ou quando a luz dos faróis dos carros atravessam as gotículas de água da neblina. 5. MOVIMENTO BROWNIANO O primeiro a observar cientificamente o movimento foi o biólogo Robert Brown, que achou se tratar de uma nova forma de vida, pois ainda não se tinha completa ciência da existência de moléculas, e as partículas pareciam descrever movimentos por vontade própria. Nos coloides, as partículas dispersas estão em movimento constante e aleatório (em zigue-zague) devido às moléculas do fluido estarem constantemente a colidir contra elas. É por essa razão que as partículas dispersas não se depositam no fundo do recipiente sob a ação da gravidade. Esse fenômeno recebeu o nome de movimento browniano. IDEIAS-CHAVE Soluções, suspensões e coloides; Classificação dos coloides; Aerossol; Emulsão; Espuma; Sol; Gel; Físico-QuímicaTécnico em Química 38 FÍSICO-QUÍMICA Coloides reversíveis e irreversíveis; Coloide liófilo; Coloide liófobo; Efeito Tyndall; Movimento browniano. RECAPITULANDO... • Os coloides são misturas em que as partículas dispersas têm um diâmetro compreendido entre 1 e 1000 nanômetro. • Quando adicionamos solutos em solventes, damos origem a três tipos de sistemas: soluções, suspensões e coloides. • Os coloides são misturas heterogêneas. • A diferença fundamental entre solução e sus- pensão é o tamanho das partículas dispersas. • O aerossol líquido é um líquido disperso em um gás. • Aerossol sólido: É um sólido disperso em um gás. • Emulsão: Tanto o disperso quanto o disper- sante são líquidos. • Espuma líquida: Gás disperso em líquido. • Espuma sólida: Gás disperso em sólido. • Sol líquido: Temos nesse caso um sólido dis- perso em um líquido. • Sol sólido: sólido disperso em outro sólido. • Gel: Temos um líquido disperso em um sólido. • Coloide liófilo (reversíveis) é aquele em que a substância se dispersa espontaneamente no dispersante. Quando o dispersante é a água, o co- loide é chamado hidrófilo. • Coloide liófobo (irreversíveis) é aquele em que substância não se dispersa espontaneamente no dispersante. Quando o dispersante é a água,o co- loide é chamado de hidrófobo. • Substâncias secas, como a gelatina formam coloides, quando ocorre a adição de água, a esse processo dá-se o nome de peptização (digestão), sendo que o processo inverso é conhecido como pectização (coagulação). • O Efeito Tyndall ocorre quando há a dispersão da luz pelas partículas coloidais. • Movimento browniano: As partículas dispersas estão em movimento constante e aleatório (em zi- gue-zague) devido às moléculas do fluido estarem constantemente a colidir contra elas. PARA FIXAR O CONTEÚDO A. Questões discursivas 1. A fumaça é constituída por um conjunto de substâncias emitidas no processo de queima da madeira, ela se classifica como uma dispersão coloidal. Quantos estados físicos da matéria estão presentes na fumaça? 2. Classifique os coloides representados pelas imagens a seguir (aerossol, emulsão, espuma, sol, gel), considerando o tipo de partícula coloidal e o meio no qual está dissolvida (meio dispergente). a. Creme de barbear b. Geleia c. Leite de magnésia d. Lata de spray 39Físico-QuímicaTécnico em Química FÍSICO-QUÍMICA e. Manteiga 3. Muitas dispersões coloidais não podem ser identificadas apenas pela aparência. Uma dispersão coloidal bastante curiosa é a formada por partículas de ouro em água, que, contrariando nossa lógica, se apresenta como um líquido bonito e límpido, sem nenhum traço de turbidez e na cor vermelha, azul ou roxa, dependendo do tamanho das partículas de ouro. Para mostrar facilmente que tal sistema é uma dispersão coloidal, basta usar o efeito Tyndall. Explique o que é o efeito Tyndall e se as soluções (misturas homogêneas) também apresentam esse efeito, ou não, e por quê. 4. Uma emulsão coloidal é composta de, pelo menos, 3 fases: I. Fase dispergente (dispersante), externa ou contínua. E constituída pelo líquido que está presente em maior proporção e no qual se encontra disperso o segundo líquido sob a forma de partículas. É possível percorrer a fase dispersante de um ponto a outro, sem interrupção. II. Fase dispersa, interna ou descontínua. É constituída por partículas do líquido disperso na forma de gotículas. A passagem, de uma partícula a outra partícula, só é possível atravessando a fase dispersante. III. Fase interfacial, formada por um (ou mais) agente emulsionante ou tensoativo, que envolve cada partícula dispersa. Os cremes cosméticos são constituídos de uma emulsão base na qual são incorporadas outras substâncias para as mais diversas finalidades. A fase dispergente dessa emulsão base deve ser adequada ao tipo de pele do consumidor, à sua idade e ao clima onde será utilizado o cosmético. Normalmente em países de clima úmido e quente são mais adequadas as emulsões do tipo óleo em água (O/A), onde a fase dispergente é a água, e em países de clima seco e frio são mais adequadas as de água em óleo (A/O), onde a fase dispergente é o óleo. A esse respeito responda: Explique o que significam os termos liófilo ou hidrófilo e liófobo ou hidrófobo. 5. Defina os processos dê: a. Peptização b. Pectização 6. Na maioria dos casos, quando as diferenças de densidades não são muito grandes, uma mistura de dois ou mais gases é homogênea e corresponde a uma solução; o ar atmosférico, porém, não é uma solução porque não é apenas uma mistura de gases. Devido à presença de partículas sólidas de poeira dispersas em meio a substâncias gasosas (mesmo no ambiente mais “natural” e selvagem), o ar atmosférico é uma dispersão coloidal. Uma análise da composição dessa poeira indica várias origens “naturais”: a ação dos ventos sobre desertos e descampados, as emanações de cinzas e pó dos meteoritos que se pulverizam ao penetrar na atmosfera, o pólen das plantas etc. Ocorre que, em certas regiões, tudo isso somado representa muito pouco em relação à poluição que o ser humano vem causando, despejando fumaça pelas chaminés das indústrias e pelo cano de escapamento dos veículos de transporte. Em grandes concentrações urbanas nas regiões industriais de clima frio, a quantidade de poeira dispersa na atmosfera começa a assumir gravidade que beira à calamidade. Cidades como São Paulo, Tóquio e Los Angeles produzem enorme quantidade de fumaça, proveniente dos automóveis e das fábricas. Essas impurezas, somadas ao pó natural, frequentemente ficam retidas e misturadas com a neblina (umidade condensada em camadas superiores). O resultado é o sufocante smog, palavra formada pela combinação das palavras inglesas smoke (fumaça) e fog (neblina). Em relação ao que foi descrito, responda: a. Qual o disperso e o dispergente que constituem o ar atmosférico? b. Qual a classe a que pertence essa dispersão coloidal (quanto à fase de agregação do disperso e do dispergente)? 7. O amido, (C6H10O5)n, é um açúcar complexo, ou seja, uma macromolécula formada pela união de um número muito grande (n) de moléculas de glicose, C6H12O6, um açúcar simples. Quando
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