GERAL II - Substâncias Puras e Misturas

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GERAL II: Substâncias Puras e Misturas
1. A Matéria, suas Formas e Natureza
A matéria é uma só, entretanto podemos visualizar ou entende-a em ao menos duas maneiras, pela sua forma e composição, essencialmente macroscópica e por sua estrutura molecular ou propriedades essencialmente microscópicas.
1.2 A Matéria: podemos transformá-la
A matéria e suas formas podemos transformá-la de diversas formas, entretanto essas transformações físicas e químicas, muitas vezes são défices de separar e acontecem de forma sequencial quase contínua, dependendo apenas das variáveis que controlam as transformações.
2. A Energia apenas podemos convertê-la
A energia e suas formas podemos apenas transformá-la ou converte-la em suas formas mais básicas: cinética e potencial. Essas transformações podem ser reações químicas e ou reações nucleares.
3. Os Estados Gás e Líquido
GÁS: Partículas com alto grau de desordem. Forças intermoleculares desprezíveis. Densidade muito baixa. Coeficiente de expansão térmico alto. Energia cinética por partícula muito alta. Em altas temperaturas e baixas pressões tem comportamento de gás ideal. Em altas pressões e baixas temperaturas podem se liquefazer. Viscosidade muito baixa. Ocupa totalmente o recipiente que o contem. Não tem volume próprio.
LÍQUIDO: Partículas com moderado grau de desordem. Desordem global e Ordem local. Forças Intermoleculares de moderadas a alta. Densidade de moderada a alta. Coeficiente de expansão térmico baixo. Energia Cinética por partícula baixa. Presença de Ligações Ponte de Hidrogênio. Viscosidade de moderada a alta. Tensão Superficial. Ocupa o recipiente que o contem. Tem volume próprio. As forças de atração e de repulsão são da mesma ordem de grandeza. As partículas podem se mover com certas restrições.
4. O Estado Sólido
SÓLIDO: Partículas com alto grau de ordem. Forças Intermoleculares intensas. Densidade alta a muito alta. Coeficiente de expansão térmico baixo. Energia Cinética por partícula muito baixa. Podem ser de natureza metálica ou iônica ou molecular ou covalente. Viscosidade "quase" infinita. Tem volume próprio. Predominam as forças de atração sobre as forças de repulsão. As partículas apenas podem vibrar em torno de suas posições de equilíbrio. Os sólidos são aproximadamente 20% mais denso que os líquidos e 800 vezes mais densos que os gases.
5. Propriedades observáveis da matéria
Quando pensamos nas propriedades macroscópicas da matéria estamos nos referindo a aquelas que podem ser observadas na matéria volumosa. Já no sentido microscópico a matéria é caracterizada por sua estrutura. Se consideramos diversas propriedades observáveis da matéria podemos verificar que algumas dependem da quantidade de matéria e outras não, criando assim duas classes de propriedades as extensivas e as intensivas.
∙ Propriedade Intensiva: É qualquer propriedade cuja magnitude é independente da quantidade de substância presente no sistema.
∙ Propriedade Extensiva: É qualquer propriedade cuja magnitude depende da quantidade de substância presente no sistema.
∙ Propriedade Intensiva Derivada: É a razão entre duas propriedades extensivas. A densidade e a concentração em qualquer unidade são propriedades intensivas.
∙ A razão entre uma propriedade extensiva e uma quantidade fixa da substância é uma propriedade intensiva. A quantidade fixa geralmente é 1 g ou 1 kg ou 1 mol, o calor específico e o volume específico são propriedades intensivas.
5.1 Exemplos de propriedades extensivas e intensivas
As propriedades extensivas são aditivas enquanto que as intensivas não o são. As propriedades que definem o estado de um sistema são as propriedades intensivas. Quanto mais propriedades intensivas conhecemos, mais precisa é a caracterização de uma amostra de matéria.
6. A matéria e suas fases: Homogêneo e heterogêneo
Intuitivamente o termo matéria homogênea é associado a ideia de uniforme e contínuo, enquanto que matéria heterogênea implica em no-uniforme e descontínuo.
∙ sistema: É uma porção de matéria, que pretendemos estudar, suficientemente extensa para que possa ser descrita por variáveis macroscópicas. Os sistemas termodinâmicos sempre deverão estar em equilíbrio térmico, mecânico e químico. Isto requer que as diferenças entre as variáveis macroscópicas do sistema e as das vizinhanças sejam infinitesimais. 
∙ vizinhanças: É a parte externa ao sistema com a qual o sistema pode, eventualmente, trocar energia e ou matéria e onde são feitas as medições sobre as mudanças que acontecem no sistema.
∙ Uma fase é a região de um sistema que possui em cada ponto, os mesmos valores das propriedades intensivas que o determinam.
∙ sistemas homogêneos são aqueles que possuem uma única fase (sólida, líquida ou gasosa) e sistemas heterogêneos são todos aqueles que possuem pelo menos duas fases (sólidas, líquidas, gasosas e suas combinações).
7. O Universo Termodinâmico e sua Composição
8. As forças moleculares
As propriedades macroscópicas da matéria resultam da combinação das propriedades moleculares individuais e do seu arranjo coletivo, que resulta das interações intermoleculares, que por sua vez são consequência das propriedades elétricas das partículas (momentos de dipolo e polarizabilidades). A matéria é descontínua ou discreta, formada por um número extremamente grande de partículas microscópicas, em movimento térmico contínuo e aleatório.
As partículas se aproximam por forças atrativas e se afastam por forças repulsivas. A natureza eletrostática dessas forças conhecidas como interações não-covalentes depende do tipo de interação intermolecular: Van der Waals (dipolo–dipolo, dipolo–dipolo induzido), Dispersivas de London (dipolo induzido–dipolo induzido), Ligação Ponte de Hidrogênio e Eletrostáticas de Coulomb.
A intensidade das forças de London aumentam com a massa molar: o propano C3H8 é um gás, o pentano C5H12 é um líquido, o penta-decano C15H32 é um líquido viscoso e o octadecano C18H38 é uma cera sólida.
9. Misturas: Soluções, coloides e suspensões
Dispersão: É um sistema em que uma substância (disperso) está disseminada numa outra substância (dispersante). Esse sistema pode ser classificado nas seguintes categorias:
Solução: É um sistema cujas partículas possuem diâmetros inferiores a 1 nm, são homogêneas, não sedimentam por ação da gravidade e não filtram. Nesta faixa de tamanhos o movimento térmico é suficiente para manter a homogeneidade superando os efeitos da atração gravitacional.
Dispersão Coloidal: É um sistema cujas partículas possuem diâmetros entre 10 nm e 100 nm, estão no limite da homogeneidade e não podem ser separados por filtração. Os coloides são de natureza instável e podem ser destruídos por agentes químicos e sedimentar por ação da gravidade. Se as condições são favoráveis os coloides podem ser muito estáveis.
Suspensão: É um sistema cujas partículas possuem diâmetros superiores a 100 nm, são heterogêneas, sedimentam por ação da gravidade e podem ser separadas por filtração.
9.1 Características:
∙ O sangue é um exemplo de mistura que possui uma parte de solução, composta pelos sais minerais e ureia, uma parte coloidal representada pela albumina e fibrogênio e uma parte suspensão formadas pelos glóbulos brancos e vermelhos.
∙ As propriedades óticas das soluções coloidais dependem do tamanho das partículas. A dispersão da luz por partículas coloidais gera o Efeito Tyndall.
∙ As partículas coloidais seguem trajetórias aleatórias devido ao constante choque destas com as moléculas do solvente. Este movimento em zigue-zague das partículas e o Movimento Browniano.
∙ O tamanho pequeno das partículas dos coloides sólidos determina sua área superficial e caracteriza seu comportamento.
9.2 Propriedades de coloides
∙ Os coloides são suspensões nas quais as partículas suspensas são maiores do que as moléculas, mas pequenas demais para saírem da suspensão devido à gravidade. É um sistema heterogêneo em que as fases não se separam. A interface entre as fases contínua e dispersa determina o comportamento e as propriedades do coloide.
∙ A interaçãoentre ambas as fases é de natureza eletrostática, conhecida como interação não–covalente ou intermolecular. O tamanho e a forma das partículas determinam a Área da superfície dispersa do coloide.
∙ O tamanho desta área é fundamental nos fenômenos de adsorção superficial. Se as partículas dispersas têm tamanhos diferentes, o sistema coloidal é polidisperso e corresponde à maioria dos coloides. Se as partículas dispersas têm tamanhos semelhantes são monodisperso, seria o caso de macromoléculas.
9.2.1 Coloides
9.2.2 Diferenças entre soluções e coloides
10. Soluções: propriedades
∙ Soluções são misturas homogêneas, com a mesma composição em toda a mistura. Contêm dois componentes: o soluto (disperso ou fase dispersa) e o solvente (dispersante ou fase contínua). Qualquer reagente que sofre uma mudança de estado ao formar uma solução é o soluto. Se nenhum dos componentes da solução sofre mudança de estado, o componente presente na menor quantidade é o soluto.
∙ Concentração: É uma medida das quantidades relativas dos componentes de uma solução. Corresponde a razão entre a quantidade de soluto e a quantidade de solvente, ou de solução e pode ser expressa em unidades físicas ou em unidades químicas.
10.1 Soluções
10.2 Propriedades físicas
∙ Solubilidade: É a quantidade máxima de um soluto capaz de se dissolver totalmente numa quantidade padrão (massa ou volume) de solvente ou de solução em determinada temperatura. Em geral Solubilidades menores que 0,01 mol/L serão consideradas substâncias insolúveis.
∙ Uma solução é Insaturada se a quantidade de soluto dissolvido é inferior a solubilidade, Saturada se a quantidade de soluto dissolvido é igual a solubilidade e Supersaturada se a quantidade de soluto dissolvido é superior a solubilidade.
∙ A solubilidade depende da temperatura. Em geral aumenta com o aumento da temperatura, porém também pode diminuir, dependera da natureza termodinâmica do processo de dissolução.
10.3 Propriedades químicas
As propriedades químicas das soluções dependem da quantidade e da natureza do soluto dissolvido. Em termos da natureza do soluto podemos dizer que uma solução será:
∙ Eletrolito: O soluto é uma substancia iônica ou muito polar que em solução dissocia-se totalmente (eletrolito forte) ou parcialmente (eletrolito fraco). A concentração total de partículas presentes na solução é sempre maior que a concentração inicial da substancia a ser dissolvida.
∙ Não Eletrolito: O soluto é uma substancia não-polar que se dissolve, mais não se dissocia, permanecendo na condição molecular. Podem ser voláteis ou não voláteis. A concentração total das partículas na solução é igual a concentração total da substancia dissolvida.
10.4 Propriedades
Em termos da concentração do soluto, assumindo que uma concentração inferior a 0,1 mol por litro é diluída, as propriedades das soluções podem ser:
∙ Constitutivas: quando as propriedades dependem da natureza e do número de partículas geradas pelo soluto dissolvido. Exemplo: viscosidade, densidade, condutividade elétrica. Em concentrações elevadas as interações eletrostáticas ou não covalentes são intensas permitindo que íons de cargas opostas formem pares iônicos, diminuindo o número total de íons livres em solução.
∙ Coligativas: quando as propriedades dependem apenas do número de partículas geradas (moléculas, íons, átomos) pela dissolução do soluto. Exemplo: aumento ebulioscópico, abaixamento crioscópico, pressão osmótica, variação da pressão de vapor do solvente. Em soluções suficientemente diluídas, as interações eletrostáticas são minimizadas, de maneira que os íons podem se mover na solução como partículas independentes.
10.5 Concentração: Unidades Físicas
Refere-se a forma de expressar a concentração como porcentagem (%) em termos de: massa/massa, massa/volume e volume/volume. A composição percentual é a proporção, em partes, por cada 100 partes dum todo. Aplicado a soluções podemos dizer que corresponde ao número de unidades de massa de soluto por 100 unidades de massa de solução ou de solvente. O mesmo é valido para volumes.
EXEMPLO
10.6 O Soro Fisiológico
O soro fisiológico é uma solução isotônica em relação aos líquidos corporais que contém 0,9% de cloreto de sódio em água destilada. Ou seja, cada 100 mL da solução aquosa contém 0,9 g de NaCl a pH 6,0. Calcular a porcentagem em peso do NaCl de uma solução feita dissolvendo 4,6 g de NaCl em 500 g de água destilada.
Se em vez da massa da solução (504,6 g) usarmos a massa do solvente puro (500,0 g) podemos calcular a porcentagem e obter um valor de 0,92%, praticamente igual ao valor anterior. Isto é, em soluções diluídas e muito diluídas a densidade da solução e praticamente a mesma do solvente puro. Quando falamos que o soro fisiológico contém 0,9 g de NaCl estamos dizendo que existem 0,354 g de íons Na+ (aq) e 0,546 g de íons cloreto Cl– (aq).
10.7 Concentração: Unidades Químicas
Quando a massa do soluto é dada em mol a concentração da solução estará em unidades químicas. As mais utilizadas em cálculos químicos de soluções são a concentração molar ou molaridade e a molalidade. Para cálculos de soluções gasosas é conveniente usar fração molar.
É a unidade mais importante em definições termodinâmicas, cinéticas, entre outras. Sendo uma unidade de natureza volumétrica, a concentração molar é sensível a variação de temperatura.
É uma unidade híbrida de natureza gravimétrica, e, portanto, independente da temperatura. Muito usada em definições e cálculos de propriedades coligativas.
10.8 Concentração de poluentes: ppm
Partes por milhão ppm (em massa ou volume): Representa o número de partes de um componente contido em um milhão de partes de uma solução ou de um solvente.
Assim um ppm corresponde à um grama de soluto por milhão de gramas de solução ou um miligrama de soluto por cada quilograma de solução. Não existe consenso de quais unidades são apropriadas para exprimir as concentrações de substâncias no ar. Consideremos, por exemplo, uma concentração de 2 ppm de qualquer poluente gasoso presente no ar, isto significa que podemos ter:
∙ 2 moléculas de poluente em 1 milhão de moléculas de ar.
∙ 2 mols de poluente por milhão de mols de ar.
∙ 2 × 10−6 atmosferas de pressão parcial de poluente por 1 atmosfera de pressão total de ar.
EXEMPLO 01: A legislação trabalhista brasileira, considera que o limite de tolerância (LT) para uma jornada semanal de 48 horas seja, no caso do monóxido de carbono CO de, no máximo 39 ppm. Aproveitando os resultados acima, podemos expressar o LT do CO em mg m−3:
EXEMPLO 02: Vamos expressar uma concentração de 2 ppm, em moléculas de poluente por centímetros cúbicos (cm3) de ar, em CNTP. Precisamos conhecer o volume, em cm3, que 1 milhão de moléculas de ar ocupam e saber quantos mols estão contidos nessa quantidade de moléculas.
Ou seja, há 49 trilhões de moléculas de poluente por cm3 de ar. Se o poluente é uma substância, de massa molar conhecida, podemos expressar a concentração em miligramas por metro cúbico, mg m−3.
Exemplo
Exemplo
GERAL II: Do Macro ao Micro - Partículas e Particulados
1. Dimensionalidades:
A descrição dos fenômenos naturais dependera fundamentalmente da nossa percepção das dimensões ou escalas nas quais estes acontecem. No cotidiano, a descrição macroscópica é direta. Numa descrição microscópica precisaremos de instrumentos que nos permita avaliar de maneira indireta a extensão dos fenômenos.
Num mundo em transformação, onde os limites das medidas esta fronteira das dimensões moleculares e atômicas, corresponde a mais recente descrição nanoscópica, em pleno domínio da estranha e fascinante mecânica quântica. As escalas descritas a seguir estão aferidas a ideia de tamanho em função do comprimento, entretanto também podemos discutir em função da massa dos objetos e do tempo de duração dos fenômenos.
2. As Escalas:
Escala Macroscópica: É a descrição de objetos físicos que podem ser mensurados e observados a olho nu. Os comprimentos menores são da ordem de milímetros. A propriedade mais importante é o volume e a dimensionalidadeé tridimensional ou 3D.
Escala Microscópica: É a descrição de objetos em uma escala de comprimentos que variam entre um milímetro e alguns microns. Os objetos são impossíveis de medir a olho nu, precisando de microscópios óticos. A propriedade mais importante é a superfície, e a dimensionalidade é bidimensional ou 2D, considerando que a espessura dos objetos é desprezível.
Escala Nanoscópica: É a descrição de objetos na escala de comprimentos de alguns nanômetros, os objetos são moléculas ou pequenos aglomerados de átomos. A propriedade mais importante é o comprimento que pode ser de alguns milímetros, com largura de alguns nanômetros. A dimensionalidade é monodimensional ou 1D.
Também são considerados os recentemente descobertos pontos quânticos que correspondem a aglomerados de átomos com dimensionalidade 0D.
2.1 Propriedades de Objetos Macroscópicos: As grandezas como temperatura, pressão e volume, junto com as grandezas que dependem dessas (densidade, condutividade térmica, viscosidade, entre outras) são conhecidas como propriedades macroscópicas da matéria, que podem ser observadas e medidas sem considerar explicitamente a natureza intima da matéria.
∙ Número pequeno ou grande de objetos com massas e comprimentos grandes são fáceis de individualizar. A temperatura e a pressão não influenciam na posição nem na velocidade dos objetos.
∙ Visão fenomenológica ou determinística, a posição e a velocidade dos objetos são descritas pelas leis de Newton. Medidas instantâneas são possíveis e precisas As flutuações estatísticas nas medidas são desprezíveis. Situações típicas de cotidiano macroscópico, no horário de rush, num trecho de vários quilômetros da Linha Vermelha centenas de carros deslocam-se em velocidades diferentes, porém o GPS pode nos informar a posição e a velocidade de cada um deles em quaisquer instante.
Assim é o mundo macroscópico.
2.2 Propriedades de Objetos Microscópicos:
∙ Número muito grande de partículas (objetos), com massas e comprimentos muito pequenos tornando impossível a identificação individual. A determinação da posição e a velocidade de cada partícula usando a leis de Newton não é mais possível. A temperatura e a pressão influenciam na posição e na velocidade das partículas.
∙ Visão estatística: a posição e a velocidade das partículas individuais não tem mais sentido físico, porém os valores médios de um conjunto muito grande de partículas são possíveis de serem medidos com precisão dependendo das flutuações nas medidas. Ou seja, dependendo das condições experimentais a probabilidade de obter um valor representativo de todas as partículas é alta. A mecânica de Newton e a noção de probabilidades são conhecidas como mecânica estatística. 
Resumindo: Objetos macroscópicos tem massas grandes, são volumosos e se movimentam em velocidades baixas da ordem de metros por segundos. Já as partículas microscópicas têm massas muito pequenas, o volume delas é desprezível mais suas velocidades são consideravelmente mais altas da ordem de centenas a milhares de metros por segundos.
Exemplo: Suponhamos que os valores instantâneos da posição e da velocidade de uma molécula (partícula) em um sistema possam ser determinados de forma prática, aplicando-se as leis de Newton ao sistema e que o tempo de cálculo por molécula seja de um pico-segundo em um computador de alta velocidade. Estime o tempo que seria necessário para calcular as posições e as velocidades de todas as moléculas do sistema (1 mol).
O tempo gasto para fazer os cálculos de todas as moléculas então será:
t por molécula = 1 ps = 1,0 × 10−12 s
Sabendo que um ano são 31 536 000 segundos, então o tempo total será:
Nnúmero de anos = = 1,9 × 104anos
Do ponto de vista pratico seria uma tarefa impossível de realizar.
3. O Mol: A "dúzia" dos químicos
∙ Definição (SI): O mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares quanto são os átomos contidos em 0,012 quilogramas de carbono–12. O mol está ligado ao valor do número de Avogadro 6,022 × 1023 entidades elementares.
∙ entidades elementares podem ser: átomos, moléculas, íons, elétrons, fótons, ou agrupamentos de tais partículas.
∙ A massa molar é a massa em gramas de 1 mol de entidades elementares. A massa molar e a massa atômica de uma mesma substância são numericamente iguais. O Volume molar é a razão entre o volume e a quantidade de matéria. Equivale ao volume ocupado por um mol de entidades elementares, podendo estar no estado gasoso ou sólido ou líquido.
∙ Um mol de água líquida ocupa um volume um pouco maior do que uma colher de sopa cheia (aproximadamente 18 mililitros). Um mol de gás nitrogênio inflará um balão com um diâmetro de aproximadamente 30 centímetros. Um mol de açúcar de cana C12H22O11 tem aproximadamente 340 gramas.
3.1 O Tamanho do Mol
∙ Em condições normais de temperatura e pressão uma gota de água evapora em uma hora. Uma gota de água pesa aproximadamente 0,05 gramas e contem aproximadamente 1,7 × 1021 moléculas, das quais 5,0 × 1017 evaporam a cada segundo.
∙ Ao considerar a espessura de uma folha de papel com cerca de 0,1 mm (10-4 m), um mol de folhas representaria aproximadamente 6,02 × 1019 m. Sabendo que a distância média da Terra à Lua é de 3,84 × 108 m, então empilhando um mol de folhas umas sobre as outras equivale a um comprimento suficiente para ir e voltar da Lua 7,8 × 1010 vezes.
∙ Suponha que todos os grãos de areia tenham formato cúbico, com aresta de 1 mm e volume de 10-9 cm 3. Um mol de grãos de areia ocuparia o volume aproximado de 6,02 × 1014 m3. Sabendo que a área superficial do Brasil é de aproximadamente 8,547 404 × 1012 m2, o país poderia ser coberto por uma camada de grãos de areia de aproximadamente 70 metros de altura.
Exemplo: Apenas uma gota de água
Num mililitro de água há aproximadamente 20 gotas que pesam uma grama. Uma gota de água pesa aproximadamente 0,05 gramas. Quantas moléculas de água compõem uma simples gota?
0,05 g H2O ( ) ()
Numa gota de água há 1,67 × 1021 moléculas. Quanta energia é necessária para evaporar essa gota a 25 ◦C? A entalpia de vaporização da água nessa temperatura é de 44,0 kJ mol-1, então a energia por molécula será:
 = 7,30 × 10−20 joules
Ou seja, para evaporar uma gota de água serão necessários:
7,30 × 10−20 joules × 1,67 × 1021 moléculas = 122,2 J
Comentários:
Dos resultados anteriores podemos concluir que não podemos medir as propriedades individuais das moléculas (massa, energia, volume, densidade, entre outras) apenas podemos medir a extensividade das mesmas, isto é, a massa de uma molécula de água (3,0 × 10-26 kg) não tem sentido físico, assim como também não tem nem o volume nem a densidade, porém se somamos o produto da massa individual de cada molécula vezes o número delas, agora sim terá uma grandeza perfeitamente medível.
O mesmo se aplica a energia, volume e a densidade.
4. Particulados: Micro Partículas
São partículas muito finas de sólidos ou líquidos que se encontram suspensas no ar, em geral invisíveis, individualmente, a olho nu. O diâmetro das partículas entre 0,01– 50 mícron é sua propriedade mais relevante. Particulados típicos: poeiras e fuligens. Partículas com diâmetros maiores que 2,5 µm são classificadas como partículas grossas, enquanto as de diâmetros menores que 2,5 µm são partículas finas.
∙ Partículas de Poeira: Solos Secos. Cinzas Vulcânicas. Pólen. Maresia.
∙ Partículas de Fuligem: Aglomerado de partículas a base de carbono gerado a partir da queima de combustíveis.
Exemplo: Um particulado com um diâmetro de 1 mícron tem uma velocidade de assentamento de aproximadamente 0,05 cm s-1, de forma que ele desce muito lentamente até o solo. Se ele for emitido de uma chaminé de 200 metros de altura, quanto tempo levará até chegar ao solo?
t = = = 400 000 s ≈ 4, 6dias
4.1 Tamanho de Partículas de Vários Materiais
Diminuindo o tamanho das partículas a força gravitacional perde importância sobre suas propriedades, permitindo que micro e nano partículas formem, devido a interações intermoleculares, pequenos aglomerados, que se repelempor forças eletrostáticas. Estes aglomerados, não sedimentam ou sedimentam muito lentamente e podem ficar suspensos no ar ou num líquido por longo tempo.
5. Forças Dominantes e a Dimensionalidade
Exemplo: Quantas partículas com diâmetro 2,5 µm são necessárias para cobrir a superfície de
uma moeda de 10 centavos com diâmetro de 2 centímetros?
Área Superficial da moeda ( S = π × d2∕4):
S = = 3,142 × 10−4 m2
Área Superficial de uma partícula:
S = = 4,909 × 10−12 m2
Assim a razão entre as áreas superficiais é o número de partículas:
 = = 6,4 × 107
Exemplo: Com 64 milhões de partículas é possível recobrir completamente a superfície da moeda. A área superficial de 1 mol destas partículas é:
Stotal = 4,909 × 10-12 m2 × 6,022 × 1023 = 2,96 × 1012 m2
Maior que a área do estado do Rio de 4,37 × 1010 m2.
5.1 Relação Volume – Área Superficial do Particulado
A razão entre o volume ( Vc ) e a área superficial ( Sc ) de um cubo de aresta L é:
 = = 6 L
Como estamos considerando o volume do cubo constante, então a variação de área superficial é inversamente proporcional a aresta do cubo. Imagine que você tem um cubo de 1 cm3 com um átomo ativo por face, de modo que cada átomo possa absorver uma partícula, então nosso cubo macroscópico absorvera 6 partículas. Entretanto, se dividirmos o cubo em cubos menores de 10 nm de aresta, teremos, para o mesmo volume total, 1018 cubos idênticos que podem absorver até 6 × 1018 partículas.
5.2 Volume vs Área Superficial
5.3 Variação da Área Superficial do Particulado
A relação Volume/Superfície das partículas muda de forma dramática com a miniaturização. A tabela mostra os efeitos de dividir uma porção de matéria na forma de um cubo, em cubos menores até atingir dimensões nanométricas. O volume e a massa total do cubo são constantes. No caso de esferas maciças, a relação volume (Ve) e área superficial (Se) é dada por:
 = = 
Como a densidade e a massa da esfera são constantes, então a variação será inversamente proporcional ao raio da esfera.
Comentários:
Uma das características da miniaturização sofrida pela matéria ao passar do domínio macroscópico para o microscópico até alguma centenas de nanômetros e a forma relativamente suave na variação das propriedades relacionadas a redução da dimensionalidade, que são consideradas dependentes do tamanho das partículas. O ouro Au é um metal nobre, de brilho amarelo intenso, difícil de oxidar, não-magnético e que funde a 1336 K. Pequenas amostras até o limite de algumas centenas de nanômetros mantêm essas propriedades, no entanto, se o tamanho das partículas de ouro atinge valores da ordem de 10 nm absorvem luz verde e mostram uma cor vermelha, o ponto de fusão diminui dramaticamente. Quando as partículas são da ordem de 2 a 3 nm, o metal deixa de ser nobre, é quimicamente ativo e passa a mostrar um magnetismo considerável. Até o limite inferior das dimensões microscópicas podemos ainda interpretar as mudanças nas propriedades das partículas sob uma visão clássica. Entretanto, no limite superior do universo nanométrico as propriedades sofrem uma variação brusca e descontínua e a interpretação clássica não mais funciona, agora estamos no domínio quântico.
6. O Estado Gasoso e o Vácuo 
O vácuo ou vazio e o estado gasoso estão relacionados. Isto é, quando falamos em vácuo fazemos referencia a ausência total de matéria, qualquer seja seu estado de agregação. A densidade de moléculas e a pressão estão relacionadas pela equação de estado dos gases ideais. O vácuo absoluto é apenas teórico. O nosso próprio sistema solar esta preenchido na maioria das vezes de gás hidrogênio e outros. Vivemos imersos num oceano gasoso, a atmosfera. Tecnologicamente cada vez mais usamos o vácuo para obter produtos como café em pó fechado a vácuo. As regiões típicas do vácuo são destacadas na tabela abaixo, entretanto, não existe o limite claro entre elas.
6.1 Definições Básicas
6.2 Teoria Cinética Molecular: O Gás Ideal
∙ Um gás ideal consiste em um número muito grande de moléculas idênticas ou genericamente partículas, que estão em movimento contínuo e aleatório. A separação media entre as partículas é várias vezes o diâmetro das mesmas. O volume de uma partícula é infinitesimalmente pequeno em relação ao volume total ocupado pelo gás.
∙ Evidências: A compressibilidade dos gases é muito alta. Os gases não se agregam. A difusão entre substâncias gasosas é muito rápida. ∙ As moléculas se movem em linhas retas, com velocidade constante. Não interagem umas com as outras, exceto quando colidem, por tempos extremamente curtos. As colisões entre moléculas ou de moléculas com as paredes do recipiente são perfeitamente elásticas.
∙ Evidências: A pressão exercida pelo gás nas paredes do recipiente é constante e não diminui com o tempo. As partículas do gás tem velocidades medias entre 0,1 km s-1 e 1,0 km s-1 e cada molécula experimenta, em media 1010 colisões com outras moléculas por segundo.
7. A Energia Cinética das Moléculas
Vamos assumir que cada molécula que compõem o gás tem uma massa m e uma velocidade v. As consequências imediatas do modelo cinético molecular dizem respeito a duas grandezas microscópicas: as velocidades e energia cinética das moléculas. A energia cinética média por molécula vale 3kB T ∕2. A temperatura absoluta T é uma medida da energia cinética translacional média das moléculas.
Agora a energia cinética translacional total de n mols de um gás, que contém N moléculas é:
Ou seja, a energia cinética translacional é 3kBT ∕2 por molécula e 3RT ∕2 por mol de moléculas e representa a energia térmica do gás. A energia cinética média das moléculas do gás é independente da natureza do gás e diretamente proporcional a temperatura absoluta. A soma da energia cinética de todas as moléculas é a energia térmica do gás.
7.1 As Velocidades Moleculares
Do modelo cinético molecular podemos extrair informação sobre as velocidades das moléculas do gás. A raiz quadrada da velocidade média é chamada de velocidade quadrática média Vrm:
Reescrevendo a equação anterior na forma V2rms = 3RT ∕ M podemos enfatizar, que para um gás ideal, a temperatura é proporcional ao quadrado da velocidade média das moléculas:
Uma conclusão importante do modelo é que a energia cinética molar do gás é proporcional a temperatura e não depende da massa molar do gás.
7.2 Descrição de um metro cúbico de ar
Consideremos a descrição de um metro cúbico de ar encerrado num recipiente. Macroscopicamente é descrito pela temperatura T de 300 K, pela pressão P de 105 Pa, pela densidade de 1,2 kg m-3 e pelo volume V de 1 m 3. A massa total do ar é de 40 mols. Uma micro descrição indica que a separação media entre as moléculas de ar é de 2,0 nm, a velocidade média por molécula é de 500 m s-1 e cada molécula colide aproximadamente 250 vezes por segundo. Assumindo que a Mar é 29 × 10-3 kg mol-1 então a massa de uma molécula de ar é 5 × 10-26 kg.
A densidade do gás pode ser obtida como a razão entre a massa de uma molécula e o volume da mesma, assumindo que é esférica. Podemos ver que os resultados macroscópicos como temperatura e densidade são evidencia do comportamento molecular das partículas.
Exemplo: A água passa do estado liquido para o vapor em duas formas, por evaporação em qualquer temperatura abaixo do ponto de ebulição e por ebulição. Considere um mol de vapor de água em 25 ◦C ou (298 K) e em 100 ◦C ou (373 K). A velocidade quadrática média das moléculas de vapor aumenta por um fator de:
√ = √1,2516 = 1,12
Portanto, no ponto de ebulição as moléculas de água vapor tem a velocidade média aproximadamente 12% maior que na temperatura ambiente. Agora o incremento da energia térmica do vapor de água em as mesmas temperaturas será proporcional a razão de ambas temperaturas, isto é 373∕298 ou seja um fator de 1,25, ou seja 25% maior. O vapor de água usado nas turbinas combinadas gás e vapor de água atinge uma temperatura de 500 ◦C onde tem o maior rendimento.
8. Transporte Molecular: Efusão e Difusão
Efusão: É o movimento das moléculas do gás através de uma minúscula abertura emum recipiente, para uma região de pressão muito baixa. Isto é quantificado pela lei da efusão de Graham:
 = √ 
Difusão: Refere-se ao transporte de substancia através de um gradiente de concentração, seguindo um sentido natural, sempre de regiões de maior concentração para regiões de menor concentração. É o processo pelo qual as moléculas de substâncias diferentes misturam-se entre si. A difusão de dois sólidos é muito lenta, a difusão de um sólido num líquido ou de um liquido num sólido é mais rápida e a difusão gasosa é muito mais rápida. A difusão é responsável pela composição da atmosfera ser uniforme.
8.1Caminho Livre Médio e a Difusão
A distância média percorrida por uma molécula entre duas colisões sucessivas é chamada de caminho livre médio, λ. Num líquido uma molécula encontra uma molécula vizinha mesmo que ela percorra somente uma fração de um diâmetro molecular. O λ num líquido é menor que o diâmetro molecular. Ao contrario, nos gases, o λ pode ser de várias centenas de diâmetros moleculares.
d é o diâmetro molecular e N ∗ é a densidade de moléculas no gás. O λ para as moléculas de ar no nível do mar é de aproximadamente 60 nanômetros. A aproximadamente 100 km de altitude, onde a densidade do ar é muito baixa, o λ é cerca de 10 milhões de vezes mais longo que na superfície da terra.
Exemplo: O diâmetro médio da molécula de O 2 é 0,357 nm. Calcule o caminho livre médio do
oxigênio nas CNTP.
Em temperatura ambiente e ao nível do mar, o caminho livre médio do O2 é aproximadamente 200 vezes maior que o diâmetro molecular do O2. Em geral moléculas pequenas como H2 e CH4 tem diâmetros típicos entre 0,03 e 0,05 nanômetros, em CNTP o valor de N∗ é:
Nestas condições os valores de λ são da ordem de 100 nm. Valores que representam 100 vezes os diâmetros moleculares e mais importantes aproximadamente 30 vezes as separações medias entre as moléculas.
8.2 O tempo de Voo das moléculas
O tempo de voo τ é o tempo médio que uma molécula passa se deslocando (em voo) entre duas colisões sucessivas. O tempo médio é de aproximadamente 1 nanosegundo a 1 atm e temperatura ambiente.
Para a molécula de O2 do exemplo anterior, o tempo médio de voo é de 1,62 × 10-10 s. Frequência de Colisões 1∕ τ: É o número de colisões por segundos que uma molécula realiza.
O tempo médio de uma colisão é de 1,6 nanosegundos, ou seja, em 1 segundo cada molécula executa em média 6 bilhões de colisões.
Considerações Finais:
O modelo cinético molecular é eficiente se a densidade de moléculas é alta, isto é, N∗ ≈ NA, caso contrario, os resultados podem não ter sentido físico. Numa altitude de 2500 km da superfície da Terra, a densidade molecular é de cerca de 1 molécula por centímetro cúbico, nesta condições o τ é de 6 × 1012 m, ou seja, não existem praticamente colisões e as moléculas apenas orbitam o planeta. A temperatura absoluta T é uma evidencia da energia cinética media das moléculas. A energia térmica de um gás ideal corresponde à energia cinética total das moléculas do gás. Considerando as moléculas do gás como partículas puntiformes toda a energia que elas possuem é cinética, também conhecida como energia translacional.
GERAL II: Concentração de Soluções
1. Concentração de Soluções
A concentração de uma solução é uma razão entre a quantidade de um soluto num determinado volume de solução. A mais conhecida seja a molaridade termo considerado obsoleto pela IUPAC e agora substituído pelo termo concentração molar, mantendo sua unidade de mol por litro de solução e seu simbolo M. Assim podemos entender que a concentração molar é a quantidade de substância por unidade de volume (L ou dm) de solução.
Concentração de soluto M = 
csoluto(M) =
As unidades de mols por litros (mol/litro) ou mols por decímetro cúbico (mol/dm3) são usadas para expressar a concentração molar e elas são equivalentes posto que 1 dm3 = 1 litro. Esta equivalência pode ser facilmente lembrada se consideramos os seguintes fatores unitários:
1dm3×1 =1mol e  1L×1 =1mol
Em muitas situações em que a quantidade de soluto é muito pequena, trabalhar com concentração molar em mols por litros resulta complicado, sendo melhor utilizar os prefixos do SI (Sistema Internacional), expressando assim de maneira bem mais conveniente a concentração molar em milimol por centímetro cúbico (mmol/cm3) ou milimol por mililitros (sabendo que 1ml = 1 cm3).
1M= × = 
1M = × × = 
1M = × × = 
Assim uma concentração molar de 0,1396 mol dm-3 (0,1396 M) pode também ser expressada como 0,1396 (mmol cm-3), ou 0,1396 (mol/L) ou 0,1396 (mmol/mL). Da mesma forma a concentração (mol/L) não é equivalente com (milimol/litro) ou (mols/microlitro), assim tem que ter muito cuidado para não cometer esse tipo de erros.
Exemplo 01: Quantos mols e milimols de ácido benzoico (HBz, M = 122,1 g/mol) estão contidos em 2,00 g do ácido puro? 
Para obtermos o número de milimols, dividimos pela massa milimolar (0,1221 g/mmol) obtendo:
1.2 Amostras ao nível de traços
Quando as amostras estão em concentração muito pequenas é muito conveniente trabalhar com unidades que sejam mais adequadas a essa situação. Em particular, muitas determinações em química clinica, em problemas ambientais, entre outros, é comum expressar as quantidades em unidades do tipo partes por milhão (ppm). De maneira genérica, podemos dizer que a concentração em ppm representa quantas partes do soluto existem em um milhão (106) de partes da solução (em volume ou em massa), ou seja 1 ppm pode significar:
· 1 mg de soluto em 1.000.000 mg de solvente, ou
· 1 mg de soluto em 1000 g do solvente, ou
· 1 mg do soluto em 1 kg do solvente
Quando a água é o solvente, admitindo-se que a densidade da água seja de 1g/mL, é valida a seguinte correspondência:
1ppm=1mg/L=1g/m3=1kg/1000m3
1.3 Unidades comuns para expressar concentrações traço
	Unidade
	massa/massa
	massa/volume
	volume/volume
	ppm
	g/tn
	g/1000 L
	L/1000 m3
	
	mg/kg
	mg/L
	ml/m3
	
	μg/g
	μg/mL
	μL/L
	% em mg
	mg/100 g
	mg/100 mL
	
	
	
	mg/dL
	
É comum em analises clinicas para fluidos biológicos, usar porcentagem em miligramas, ou seja na base de uma miligrama de soluto por 100 mL de amostra que corresponderia a percentagem em mg, para evitar confusões é normal expressar esses resultados em miligramas por decilitros (mg/dL). Uma questão frequente é saber a correspondência entre 1 ppm e a concentração molar? Isso dependera da massa molar ou massa formula do soluto. Em geral para um soluto de massa molar 100 g/mol a relação será:
Exemplo: De acordo com a padronização internacional, a água potável não pode conter mais do que 5,0×10−4 mg de mercúrio Hg por grama de água. Como essa quantidade máxima permitida de Hg pode ser expressa em ppm?
ppm = 
Então:
ppm = = 5,0×10−1 mg/kg = 0,5ppm
1.4 O Café Expresso e Cafeína: Esclarecimentos
	Tipo de Expresso
	Volume total(mL)
	Massa de cafeína (mg)
	Concentração de cafeína (mg/mL)
	café curto
	25
	87,0
	3,5
	café normal
	35
	94,5
	2,7
	café cheio
	45
	98,1
	2,2
Agora devemos tomar cuidado para não confundirmos com os termos e as definições. A concentração mássica, que corresponde a relação entre a massa do soluto (cafeína) e o volume da solução (cafeína + água), assim em relação a cafeína podemos observar que o café curto tem a menor massa e a maior concentração e o oposto acontece com o café cheio que tem a maior massa e a menor concentração. Ao final o que é importante ao beber uma xícara de café, a massa ou a concentração da cafeína?
· Para nosso organismo o que conta é a quantidade de substância que ingerimos e não a sua concentração. Neste caso a substancia é a cafeína, se bebermos um café cheio (45 mL) estaremos a ingerir mais cafeína (98,1 mg), que se bebermos um café curto (87,0 mg).
· A concentração só sera importante se bebermos dum café cheio o mesmo volume do café curto, nesse caso a *concentraçãodo café curto sera maior que a do café cheio e claro, estaremos ingerindo mais cafeína no café curto que no mesmo volume do café cheio.
· Finalmente podemos fazer uma analogia semelhante ao bebermos um copo de vinho (200 mL)teremos maior concentração de álcool (aproximadamente 13%) que se bebermos uma garrafa de cerveja (750 mL) menor concentração de álcool (aproximadamente 5%), porém se bebemos a garrafa toda, estaremos ingerindo mais álcool que apenas um copo de vinho. A situação se inverte se em vez de um copo bebemos a garrafa de vinho toda (750 mL), agora em volumes iguais ao beber vinho estaremos ingerindo muito mais álcool.
· Uma xícara de café expresso contém, entre 90 a 200 mg de cafeína, enquanto que uma xícara de café coado (filtro de pano ou papel) em volumes semelhantes contém entre 150 a 300 mg de cafeína. Qual poderia ser razão dessa diferença? Detalhe a solubilidade da cafeína em água na temperatura de 90° é de 20 gramas por 100 gramas de água.
GERAL II: Misturas, Soluções e Suspensões
1. A Matéria e sua Composição: Podemos considerar num sentido prático, as substâncias puras (em geral é uma redundância, pois a definição de substância já indica que ela é única, portanto pura) e seus derivados misturas e suspensões. Em geral em nosso, dia a dia, interagimos e manipulamos quase sempre misturas ou dispersões, e muito raramente lidamos com substâncias puras, mesmo a água que bebemos é uma mistura (solução) devido aos diversos íons e ar nela dissolvidos.
2. Estados de Agregação
· Gás
· Liquido
· Sólido
3. Substâncias Puras e Misturas
Por definição uma substância pura é aquela que apresenta as mesmas propriedades intensivas em qualquer porção dela. Em termos químicos, significa que uma substância pura que pode ter diversas origens, após devidamente purificada deve apresentar o mesmo conjunto de propriedades. Por exemplo, considere o sal comum ou cloreto de sódio, não importa de onde foi extraída (mina de sal, evaporada de água do mar, o sintetizada em laboratório) uma vez purificada, as propriedades dela são as mesmas, independente da procedência.
Ao contrario uma mistura é sempre composta por duas ou mais substâncias e pode mostrar uma variação grande em suas propriedades, dependendo das quantidades relativas de cada componente presente. Por exemplo, você pode dissolver até 357 g de sal em um litro de água a temperatura ambiente, fazendo um número infinito de soluções, cada uma com uma concentração diferente, e, portanto, propriedades diferentes.
E água pura existe? A água que no cotidiano consideramos pura dependera da portabilidade dela, assim águas próprias para serem consumidas por nos é considerada pura, entretanto, se olharmos com mais cuidado, mesmo as águas filtradas, ou minerais com ou sem gás, são na realidade misturas, pois possuem uma serie de substâncias dissolvidas nela, como o próprio ar (uma solução), além de íons Ca2+, HCO3-, entre outros. Todas essas impurezas são inofensivas para nossa saúde. Essas mesmas impurezas podem produzir interferências indesejadas ao usar essa água em laboratórios, tornando imperativo a purificação da água, através de destilação e desionização. Mesmo assim a água quimicamente pura é uma mistura de isótopos tanto de hidrogênio (1H e 2H também conhecido como deutério D2) quanto de oxigênio (16O e 18O) que origina combinações como H2O, D2O, H218O, HD18O, etc. Todas estas espécies podem ser facilmente identificáveis por espectroscopia no infravermelho.
Finalmente, não devemos confundir substância pura, com uma mistura homogênea, pois esta ultima é homogênea em aparência, formando uma única fase, porem é uma mistura, por exemplo, se misturar cloreto de sódio e cloreto de potássio, ambos sólidos, a mistura é homogênea formando uma fase uniforme, porém é uma mistura e não uma substância pura. Podemos concluir dizendo que para os químicos o termo puro tem sentido apenas no contexto particular de um determinado processo.
4. Misturas e Suspensões
Em geral podemos classificar em duas categorias:
· Heterogêneas: Suspensões (Sistema polifásico, várias fases e diversos componentes)
· Homogêneas: Coloides (Várias fases, diversos componentes, homogeneizadas pelo agente emulsificante);
Soluções (Monofásica, podem existir vários componentes).
5. Classificação das Soluções
Podemos fazer duas considerações, a primeira diz respeito da concentração, isto é, dependendo da proporção do soluto em relação ao solvente, as soluções podem ser concentradas ou diluídas e as propriedades a seguir dependerão dessa relação.
· Constitutivas ou Concentradas: Dependem da natureza e do número das partículas dissolvidas.
· viscosidade
· densidade
· condutividade elétrica
· Coligativas ou Diluídas: Não dependem da natureza das partículas dissolvidas e sim do número das mesmas (átomos, íons, moléculas). Em relação ao solvente puro podemos definir as seguintes:
· aumento do ponto de ebulição (ebulioscopia)
· diminuição do ponto de congelamento (crioscopia)
· diminuição da pressão de vapor.
· variação da pressão osmótica
Também podemos considerar agora as modificações que as propriedades acima podem sofrer em consequência da natureza do soluto que pode ser iônico ou molecular.
1. Soluto Iônico: Em solução aquosa pode se dissociar formando íons hidratados. Se o soluto esta totalmente dissociado, em soluções diluídas são considerados eletrolitos fortes(sais iônicos solúveis, ácidos e bases fortes), caso contrario, se a dissociação é parcial serão eletrolitos fracos(sais parcialmente solúveis, ácidos e bases fracas).
2. Soluto Molecular: Ao se dissolver formam hidratos moleculares sem dissociação, ou seja, não há íons presentes. A dissolução pode ser total ou parcial. Estes solutos podem ser voláteis(benzeno, éter) ou não voláteis(açúcar, ureia, naftaleno), afetando principalmente a pressão de vapor do solvente puro.
Não existe um critério definitivo sobre qual deve ser o valor da concentração de uma solução para que a mesma seja considerada concentrada ou diluída. Uma forma comum de estabelecer uma fronteira é considerar que quaisquer concentração acima de um décimo de mol por litro é considerada concentrada e abaixo desse valor pode começar a ser considerada diluída.
6. Eletrolitos: Partículas portadoras de carga em solução
A preparação de uma solução 0,1 M de cloreto de sódio NaCl, é feita dissolvendo 0,1 mol de sal em água e completando até o volume de um litro. Com o sal totalmente dissociado em água,a solução resultante sera 0,1 M em íons Na+(aq) e 0,1 M em íons Cl- tipico de um eletrolito forte. Ao contrario, uma solução aquosa de ácido acético CH3COOH 0,1 M na temperatura de 25°C esta apenas 5% dissociado, permanecendo 95% sem dissociar sob a forma molecular. Os 5% dissociados geram dois íons, o acetato CH3COO- e o hidrônio H3O+ com a mesma concentração. Tipico de um eletrolito fraco.
6.1 Propriedades dos Eletrolitos
	Eletrolito
	Condutividade
	Grau de dissociação
	Forte
	Alta
	Total
	Fraco
	Moderada a baixa
	Parcial
	Não
	Nenhuma
	Zero ou muito próximo
Solução de não-eletrolito ou solutos moleculares solúveis em água: ureia e glucose. Se preparamos duas soluções ao 5% massa/volume, os resultados são agrupados na tabela a seguir. Lembrando que estamos discutindo eletrólitos e solutos moleculares e como eles podem influenciar as propriedades coligativas das soluções.
6.2 Propriedades dos solutos moleculares
	Propriedade
	Ureia (CO(NH2)2)
	Glucose (C6H12O6)
	Massa Molar (g/mol)
	60,06
	180,16
	Concentração (g/100 mL)
	5,0
	5,0
	Mols/100 mL
	0,083
	0,028
	Partículas/100 mL
	5,0×1022
	1,7×1022
Podemos ver que a pesar da massa de soluto ser a mesma, e portanto as concentrações iguais, o número de partículas presentes em ambas soluções são diferentes, em um razão de 3 moléculas de ureia por 1 de glucose, e claro a pressão osmótica exercida por ambos solutos será diferente.
Consideremos agora o caso do sulfato de alumínio Al2(SO4)3 que em soluções concentradas tem um grau de ionização de 60% e solúvel em água. Podemos fazer as seguintes considerações, idealmente ao solubilizar em água dissocia-se totalmente formando 5 íons (partículas), ou seja se tivermos 100 moléculas de sulfato sólido e dissolvermos em água geraríamos 500 partículas. Entretanto:
Sulfato de alumínio em água
	Al2(SO4)3
	ÍonAl3+
	Íon SO42-
	Íons Total
	Ideal
	2
	3
	5
	100 moléculas
	200
	300
	500
	Dissociação 60% (concentrada)
	120
	180
	300 íons + 40 sem dissociar = 340
	Dissociação 100% (diluição infinita)
	200
	300
	500
Em geral soluções diluídas aumentam o grau de dissociação das espécies iônicas, assim uma solução de sulfato de alumínio diluída devera se aproximar do valor ideal de partículas totalmente dissociadas.
7. Extensividade e Intensividade da Matéria
Quando pensamos nas propriedades macroscópicas da matéria estamos nos referindo a aquelas que podem ser observadas na matéria volumosa. Já no sentido microscópica a matéria é caracterizada por sua estrutura. Se consideramos diversas propriedades observáveis da matéria podemos verificar que algumas dependem da quantidade de matéria e outras não, criando assim duas classes de propriedades as extensivas e as intensivas.
· Propriedade Intensiva: É qualquer propriedade cuja magnitude é independente da quantidade de substância presente no sistema.
· Propriedade Extensiva: É qualquer propriedade cuja magnitude depende da quantidade de substância presente no sistema.
· Propriedade Intensiva Derivada: É a razão entre duas propriedades extensivas. A densidade e a concentração em qualquer unidade, são propriedades intensivas.
· A razão entre uma propriedade extensiva e uma quantidade fixa da substância é uma propriedade intensiva. A quantidade fixa geralmente é 1 g ou 1 kg ou 1 mol. O calor específico e o volume específico são propriedades intensivas.
· As propriedades extensivas são aditivas, enquanto que, as intensivas não aditivas.
· As propriedades que definem o estado de um sistema são as propriedades intensivas. Quanto mais propriedades intensivas conhecemos, mais precisa é a caracterização de uma amostra de matéria.
Na tabela a seguir são mostradas propriedades intensivas e extensivas.
7.1 Exemplos de Propriedades Extensivas e Intensivas
	Extensivas
	Intensivas
	Massa (m)
	Temperatura (T)
	Comprimento (x)
	Pressão (P)
	Área (A)
	Densidade (ρ)
	Volume (V)
	Volume molar (Vm)
	Energia interna (U)
	Calor especifico (c)
	Entalpia (H)
	Concentração
	Capacidade térmica (C)
	Potencial elétrico (ε)
	Energia térmica (q)
	Índice de refração (n)
	Corrente elétrica (I)
	Viscosidade (η)
EXERCÍCIOS DE SOLUÇÕES
Exercício 01: Águas minerais são comercializadas com ou sem gás e costumam ter composição química semelhantes. Na tabela abaixo é mostrada a composição química de uma dessas águas minerais, que pode ser encontrada em garrafas de 510 mL ou de 1500 mL. O pH dessa água é 8,10 (básico).
Composição química da água mineral
	Ânion
	Concentração (mg/L)
	Cátion
	Concentração (mg/L)
	bicarbonato
	105,78
	cálcio
	17,30
	cloreto
	0,180
	magnésio
	9,780
	sulfato
	0,120
	potássio
	1,440
	fluoreto
	0,040
	bário
	0,030
	nitrato
	0,740
	sódio
	1,160
	
	
	estrôncio
	0,018
· Calcule a fração mássica e indique qual cátions tem a menor fração.
· As necessidades fisiológicas de sódio no organismo são de 500 miligramas por dia, bebendo uma garrafa de 510 mL que fração da necessidade fisiológica estará sendo suprida?
· Qual é a concentração de potássio em milimol por mililitro (mmol/mL) presente na garrafa?
· Qual desses cátions tem a maior concentração molar (mol/L)?
Exercício 02: Para uma dieta saudável, recomenda-se a ingestão diária de 2,5×10-4 mol de vitamina C (C6H8O6), preferencialmente obtida de fontes naturais, como as frutas. Considere as seguintes concentrações de vitamina C:
· polpa de morango : 704 mg/L
· polpa de laranja: 528 mg/L
Um suco foi preparado com 100 mL de polpa de morango, 200 mL de polpa de laranja e 700 mL de água. Calcule o volume do suco que fornece a quantidade diária de vitamina C. O suco supre as necessidades diárias de vitamina C?
(Resposta: 250 mL)
Exercício 03: Foi preparada uma solução de sulfato de dicromato Cr2(SO4)3 dissolvendo 50 gramas do sal em água suficiente para completar 500 mL. Suponha o sal totalmente dissociado, qual a concentração molar (mol/L) dos íons presentes? Qual a concentração do sal em percentagem massa/volume (%(w/V))?
Exercício 04: Foi preparada uma solução dissolvendo 21 gramas de soluto em água, até completar um volume de 200 mililitros. Determine a massa molar do soluto se a concentração molar da solução preparada é de 1,3 mol/L.
(Resposta: 87,5 (g/mol))
Exercício 05: Para temperar uma sopa de peixe são adicionados 16 gramas de sal (cloreto de sódio) a 2 litros de sopa. Qual é a concentração mássica e a concentração molar da sopa? Se você retirar duas porções de sopa uma de 200 mL e outra de 350 mL qual sera a concentração mássica de ambas porções? Explique sua reposta.
(Resposta: concentração mássica = 8 (g/L) )
Exercício 06: Peixes necessitam de no mínimo 5 ppm (w/v) de oxigênio dissolvido na água para sobreviverem. Quantos mols de oxigênio por litro de água essa concentração representa?
(Resposta: 1,6×10-4 mol de O2)
Exercício 07: Calcular a concentração molar de duas soluções: uma de íons Li+ e outra de íons Pb2+, ambas com 1 ppm. Qual o número de íons de cada solução? Que massa de Pb(NO3)2 devera ser dissolvida em um litro de água para prepara uma solução que 100 ppm em íons Pb2+?
Exercício 08: Foi preparada uma solução aquosa de sulfato de zinco heptaidratado (ZnSO4×7H2O) dissolvendo 7,9074 gramas do sal em água e completando até um volume de 250 mL. Calcular
· Concentração mássica e molar de Zn2+ na solução?
· Quantos milimol (mmol) de Zn2+ estão presentes numa alíquota de 25,0 mL?
· Que volume de solução terá exatamente 15,4 mmol de Zn2+?
(Resposta: concentração molar de Zn2+ = 0,1100 (mol/L); milimol de Zn2+ = 2,750 mmol; Volume de solução = 140,0 mL)
Exercício 09: Quanto nitrato de sódio (NaNO3) deve ser pesado para fazer 50 cm³ de uma solução aquosa contento 70 miligramas de Na+ por cm³?
(Resposta: 12,9 gramas de NaNO3 )
Exercício 10: Misturam-se num mesmo recipiente 50 mL de uma solução de sal em água de concentração 20 (g/L) e 100 mL de outra solução de sal em água de concentração 30 (g/L).
· Quanto sal há na solução final?
· Qual é a concentração mássica da solução final?
(Resposta: Quantidade total de sal = 4 gramas. Concentração mássica = 26,7 g/L )
Exercício 11: Foram misturados 250 mL de uma solução aquosa de sulfato de potássio (K2SO4) a 0,5 (mol/L) com 150 mL de uma solução aquosa de sulfato de alumínio (Al2(SO4)3) a 0,80 (mol/L). Qual seria a concentração em mol/L de cada um dos íons formados na solução final?
(Resposta: K+ = 0,625; Al3+ = 0,60; SO42- = 1,2125 mol/L)