Caderno Ime-ita

Caderno de Físico-Química Edward Céspedes Carageorge 9 de Julho de 2012 Capítulo 1 Dispersões Definição 1.1. Mistura de duas ou mais substâncias em que há uma fase (disperso) disseminado em outra fase (dispersente) Dispersente Disperso 1.1 Classificação das Misturas SOLUÇÃO COLÓIDE SUSPENSAO Visibilidade Invisíveis Ultramicroscópio Microscópio Sedimentação Não Ultracentrífuga Centrífuga Filtração Não Ultrafiltro Filtro Tamanho < 10A 10A ≤ x ≤ 1000A > 1000A Nas soluções, o disperso se chama soluto e o dispersente, solvente. 1.2 Classificação das Soluções 1.2.1 Quanto ao estado de agregação Sólidas: - Solvente: S - Soluto: S - L - G * Liga: Ni (soluto) - Cu (solvente) * Amálgama: Hg (soluto) - Ag (solvente) CAPÍTULO 1. DISPERSÕES * Liga: H2 (soluto) - Pt (solvente) * Líquidas - Solvente: L - Soluto: S - L - G * Açúcar (soluto) e água (solvente) * Álcool (soluto) e água (solvente) * O2(soluto) e água (solvente) * Gasosas - Solvente: G - Soluto: G * Ar atmosférico puro 1.2.2 Quanto à relação soluto-solvente * Insaturada: ainda é possível colocar mais soluto sem que ele precipite. * Saturada: não é mais possível colocar mais soluto, caso contrário ele precipitará. Definição 1.2. Coeficiente de Solubilidade (Ks): quantidade máxima de soluto que é possível dissolver por agitação numa quantidade padrão de solvente em determinada temperatura. Exemplo 1.1. Ks(NaCl, 20°C) = 35,7g/10 * Curvas de Solubilidade: são gráficos Ks x temperatura comum raro único(NaCl) * Supersaturada: existe mais soluto que a quantidade máxima permitida. - Instáveis. - Só podem ser obtidas por resfriamento lento. - Não suportam: * abalo mecânico; * adição de mais soluto (germe de cristalização). CAPÍTULO 1. DISPERSÕES 3 Exercício 1.1. Classifique as soluções A, B, C, D, E e F Capítulo 2 Unidades de Concentração Definição 2.1. Expressam a quantidade de soluto em uma solução 2.1 Porcentagem em massa (%m) Solução x %m significa: x g de soluto em 100 g de solução. %m = \frac{m(soluto)}{m(solução)} (2.1.1) 2.2 Porcentagem (%) Solução x% significa: x g de soluto em 100 ml de solução. % = %m.d_{SOLUCAO} (2.2.1) 2.3 Porcentagem em volume (°Gr) Só pode ser usado quando soluto e solvente podem ser medidos em volume. Utilizada para soluções G-G e L-L. Solução x °Gr significa: x ml de soluto em 100 ml de solução. 2.4 Concentração comum (C) Solução x g/l significa: x g de soluto em 1 l de solução. C = \frac{m(soluto)}{V(solução)} (2.4.1) CAPÍTULO 2. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO 5 2.5 Molaridade ou Concentração Molar (M) Solução x mol/l significa: x mol de soluto em 1 l de solução. M = \frac{m(soluto)}{V(solução).MM(massa molar)} (2.5.1) M = \frac{C}{MM} (2.5.2) M = \frac{%10}{MM} (2.5.3) M = \frac{%m.10.d}{MM} (2.5.4) 2.6 Fração Molar (X) Seja uma mistura formada por dois componentes A e B. Define-se fração molar do componente A como: X_A = \frac{n_A}{n_A+n_B} X_A = \frac{n_A}{Σn} (2.6.1) 2.7 Molalidade (ω) Solução x mol/kg significa: x mol de soluto em 1 kg de solvente. 2.8 Exercícios Exercício 2.1. Considere duas soluções A de massa 200 g e B de massa 300 g. A solução A contém 12 %m de NaCl e B, 18 %m do mesmo sal. Calcule a porcentagem em massa do soluto na mistura dessas duas soluções Exercício 2.2. Uma embalagem de H_2SO_4 concentrado comercial diz em seu rótulo: 96 %m e 1,84 g.cm^{-3}. Calcular a massa de água em 1 l dessa solução. Calcular a molaridade dessa solução. Exercício 2.3. Tem-se 400 ml de solução 0,4 mol.l^{-1} de NaOH. A esta solução são adicionados 4 g de NaOH(s), que se dissolvem sem alteração do volume. Calcular a molaridade da nova solução. Exercício 2.4. Considere uma solução aquosa de etanol 46 %m. Calcular as frações molares do etanol e da água. Exercício 2.5. A fração molar de glicose numa solução aquosa é 0,02. Calcular a porcentagem em massa de glicose MM(glicose) CAPÍTULO 2. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO Exercício 2.6. Tem-se uma solução 0,1 molal de glicose. Calcular: A fração molar de glicose em água. A porcentagem em massa da glicose. Exercício 2.7. Uma quantidade de etanol com uma massa de 54,6 g é misturada com 75,4 g de água para formar uma solução com densidade 0,931g.mL-1. Calcule a molaridade de etanol na solução. Exercício 2.8. Uma amostra pesando 0,8000 g fornece por calcinação um resíduo contendo os óxidos: Al2O3, Fe2O3 e TiO2 que pesa 0,0780 g. Mediante análise é encontrado neste resíduo 5% de Ti, sendo que a amostra original continha 2,5% de Fe. Calcular a % de Al na amostra. Exercício 2.9. Qual o valor da massa de Fe2(SO4)3 anidro que deve ser colocada em um balão volumétrico de 500 ml de capacidade para obter uma solução aquosa 20 mmol.l-1 em íons férricos após completar o balão com água destilada? Exercício 2.10. Sabe-se que uma amostra gasosa é mistura de butano e etano. Uma ampola de 224 cm3 é preenchida com a mistura gasosa citada, nas CNTP. A massa da mistura gasosa no interior da ampola é igual a 4,068 g. A porcentagem molar de butano na amostra é igual a: Exercício 2.11. Uma amostra de 15,4 g de uma mistura KI(e) e NaI(e) contém um total de 0,100 mol de iodo. Destinas provas de forma a concluir que a massa (em gramas) de KI(c) nessa mistura sólida era: Dados: K = 39; I = 127; Na = 23 Exercício 2.12. O conteúdo de bromo no oceano é de 65 ppm, em média. Assumindo que 100% possa ser recuperado, quantos metros cúbicos de água do oceano devem ser processados para produzir 0,61 kg de bromo, considerando a densidade da água do mar seja 1,0 g.cm-3. Exercício 2.13. Uma solução 6,5 mol.l-1 de etanol em água tem massa específica 0,95 g.cm-3. Calcule a molalidade e a fração molar de etanol dessa solução. Exercício 2.14. Um litro de uma solução aquosa contém 0,30 mols de íons Na+, 0,28 mols de íons Cl-, 0,10 mols de íons SO4-2 e x mols de íons Fe3+. A concentração de íons Fe2+ (em mol/l) presentes nesta solução é: Capítulo 3 Misturas de Soluções I 3.1 Diluição Diluir é adicionar solvente à solução. Vi Mi + V Mf = Vi Mf Vi Mi = Vf Mf e Vf = Vi + V Mf = \frac{Vi Mi}{Vi + V} (3.1.1) 3.2 Mistura de Mesmo Soluto V1 M1 + V2 M2 = V3 M3 n1 + n2 = n3 => M1 V1 + M2 V2 = M3 V3 e V3 = V1 + V2, aqui consideramos que volumes são aditivos. M3 = \frac{M1 V1}{V1 + V2} (3.2.1) 3.3 Exercícios Exercício 3.1. Misturam-se 200 ml de solução 1 M de NaOH com 600 ml de solução 0,67 M da mesma base. Qual a molaridade da solução obtida? Exercício 3.2. Que volume de solução 6 M de HCl deve ser misturado com 1 l de solução 1 M de HCl para que a solução obtida seja 2 M? CAPÍTULO 3. MISTURAS DE SOLUÇÕES I Exercício 3.3. Misturam-se 357 ml de solução 0,65 mol.l-1 com 357 ml de solução 0,75 mol.l-1, ambas de sacarose. Qual a molaridade da solução obtida? Exercício 3.4. Que volumes de solução 1 mol.l-1 e 3 mol.l-1 de glicose devem ser misturados para obtenção de 1200 ml de solução 1,5 mol.l-1? Exercício 3.5. Que volume de solução 0,1 mol.l-1 pode ser obtido a partir de 100 ml de uma solução de NaOH a 10%? Exercício 3.6. Quando se mistura 200 mL de uma solução a 5,85% (m/v) de cloreto de sódio com 200 mL de uma solução de cloreto de cálcio que contém 22,2 g do soluto e adiciona-se 200 ml de água, obtém-se uma nova solução cuja concentração de íons cloreto é de: (a) 0,2 mol/L (b) 0,4 mol/L (c) 0,8 mol/L (d) 2,0 mol/L (e) 3,0 mol/L Exercício 3.7. Para um soluto de massa molar M*, mostre que a concentração molar M e a molalidade W das soluções estão relacionadas por: M(\frac{M^*}{100 + W}) = d, em que d é a densidade da solução em g.cm-3. Capítulo 4 Propriedades Coligativas Definição 4.1. Propriedades coligativas são propriedades das soluções que só dependem da concentração das partículas, não dependentes da sua natureza (moléculas ou íons). Exemplo 4.1. 0, 1 mol.l–1 de açúcar e 0, 05 mol.l–1 de NaCl possuem as mesmas propriedades coligativas. 4.1 Osmoscopia No fenômeno da osmose ocorre a tentativa de um meio de maior concentração de partículas em diluir outro meio de menor concentração das partículas, através de uma membrana semipermeável, a qual permite a passagem exclusiva do solvente. Exemplo 4.2. Papel celofane, parede celular 4.1.1 Pressão Osmótica É a pressão (II) que deve ser feita a fim de se evitar a osmose. 9