2. gases, líquidos e soluções

QUÍMICA GERAL 2. Gases, líquidos e soluções

Agostinho Cachapa

Gases, Líquidos e Soluções Agostinho Cachapa

2. Gases, líquidos e soluções 2.1. Propriedades dos gases. 2.2. Leis elementares dos gases 2.3. Equação dos gases ideais 2.4. Propriedades dos líquidos. 2.5. Mudanças de fases e diagramas de fases 2.6. Natureza e tipos de soluções. 2.7. Concentração de uma solução. 2.8. Propriedades coligativas das soluções de não electrólitos 2.9. Coloides

Glossário Exercícios Bibliografia

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Objectivos: 1. Descrever as principais características dos gases;

2. Aplicar a lei de Boyle, de Charles e de Avogadro, assim como a equação

de estado dos gases ideais na resolução de problemas práticos;

3. Assinalar a que se deve o comportamento dos líquidos;

4. Assinalar as propriedades mais importantes dos líquidos;

5. Interpretar o diagrama de fases de uma substância e predizer que

mudanças experimentará quando variem a pressão e a temperatura;

6. Expressar as concentrações das soluções em distintas unidades e

distinguir entre soluções não saturadas, saturadas e sobresaturadas;

7. Definir e aplicar as propriedades coligativas das soluções de solutos não

voláteis;

8. Diferenciar soluções, dos coloides e as suas propriedades.

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2. Gases, líquidos e soluções

2.1. Propriedades dos gases. 1. Não têm forma definida. Se expandem até encher os recipientes que os

contêm, adoptando a forma dos mesmos;

2. Se podem comprimir a volumes mais pequenos, por efeitos de pressão;

3. Se misturam completamente em todas as proporções e difundem

rapidamente;

4. São muito menos densos que os sólidos e líquidos. A sua densidade

varia muito com a pressão e temperatura; aumenta ao aumentar a

pressão e diminui ao aumentar a temperatura. A sua densidade é

directamente proporcional a sua massa molar.

2.2. Leis elementares dos gases 2.2.1. Relação entre a pressão e o volume: Lei de Boyle-Mariotte

A lei de Boyle-Mariotte estabelece o seguinte:

“Num recipiente fechado a temperatura constante e para uma certa quantidade

de substância, o produto da pressão pelo volume é constante”

P1V1=P2V2

O gráfico a seguir mostra a forma gráfica da expressão da Lei de Boyle-

Mariotte.

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Figura II.1. Relação pressão volume.

2.2.3. Relação entre o volume e a temperatura: Lei de Charles1 e de Gay-Lussac2

Esta lei estabelece o seguinte:

A pressão constante, o volume ocupado por uma quantidade definida de um

gás, é directamente proporcional a sua temperatura absoluta em graus Kelvin

2

2

1

1

TV

TV

=

2.2.4. Lei de Avogadro O enunciado desta é a seguinte:

A pressão e temperatura dadas, o volume ocupado por um gás é directamente

proporcional ao número de moles3 do referido gás

1 Jacques Charles (1746-1823), físico francês conhecido pelos trabalhos sobre a influência da variação da temperatura na pressão e no volume de um gás. 2 Louis-Joseph Gay-Lussac (1778-1850) físico francês. Além de trabalhos sobre dilatação dos gases, estabeleceu as leis das combinações químicas dos gases.

31


2

1

2

1

nn

VV

=

2.3. Equação dos gases ideais O seguinte quadro mostra um resumo das leis dos gases estudadas até agora

• Lei de Boyle PV 1α quando n e T são constantes

• Lei de Charles TVα quando n e P são constantes

• Lei de Avogadro nVα quando P e T são constantes

Combinando a três leis, temos a equação dos gases ideais:

nRTPV =

Quando se maneja uma determinada massa de gás em dois conjuntos de

condições diferentes, temos a expressão que se conhece equação geral dos

gases:

2

22

1

11

nTVP

nTVP

=

2.3.1. Aplicação da equação dos gases ideais Determinação da massa molar de um gás

Como Mmn = e

MmRTPV = se deduz que

PVmRTM =

A fórmula empírica de um composto indica o número relativo de átomos

distintos que existe numa molécula

A fórmula molecular indica o número real de átomos na molécula

Determinação da densidade de um gás

RTMP

Vmd ==

3 Mol é a quantidade de matéria que contém o número de Avogadro, NA, de partículas unitárias. NA se determina experimentalmente e o seu valor é igual a 6,023x1023

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2.4. Propriedades dos líquidos O estado líquido é um estado de agregação da matéria intermédio entre o

estado sólido e o estado gasoso.

Os líquidos apresentam as seguintes propriedades:

Têm um volume fixo e são muito pouco compressíveis;

Não têm forma definida e podem fluir como os gases, apesar de que a

menor velocidade devido a que a sua viscosidade é muito menor.

A grandeza da tensão superficial na interfase sólido-líquido depende de dois

tipos de forças:

• Forças de adesão, que são forças entre moléculas diferentes (S-

L);

• Forças de coesão, que são forças entre moléculas semelhantes

(S-S) e (L-L).

2.5. Mudanças e diagramas de fases Mudanças de fases Ao produzir-se uma reacção é frequente que ocorra uma mudança de estado

ou fase, com absorção ou libertação de energia.

• As mudanças de estado sólido-líquido ou líquido-vapor necessitam

energia, geralmente em forma de calor. Processos endotérmicos;

• As mudanças de estado gás-líquido ou líquido-sólido são mudanças

exotérmicas, se desprende energia.

Na figura II.2 se representam as distintas mudanças de estado e como se

denominam:

SÓLIDO LÍQUIDO VAPOR SÓLIDO

LÍQUIDO VAPOR

Fusão

Solidificação Sublimação

Condensação a sólido

Vaporização

Condensação Figura II.2. As diferentes mudanças de estado.

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Equilíbrio líquido-gás:

Se denomina vaporização ao passo do estado líquido ao estado gasoso. Se

trata de um processo endotérmico.

O processo inverso, isto é, o passo do vapor a líquido se denomina

condensação. É um processo exotérmico.

ΔHcondensação= -ΔHvaporização

Equilíbrio sólido-líquido:

À mudança de estado sólido-líquido se denomina fusão. O processo inverso, se

chama congelação ou solidificação.

ΔHfusão= -ΔHsolidificação

Equilíbrio sólido-gás:

Se denomina sublimação o passo da fase sólida a fase gasosa. O processo

contrário, se denomina condensação a sólido ou deposição.

ΔHsublimação= ΔHfusão + ΔHvaporização

Diagrama de fase

É uma forma gráfica de representar as condições de pressão e temperatura

sob as quais são estáveis os diferentes estados físicos de uma substância. Na

figura II.3. abaixo se representa o diagrama de fases da água, no qual se

podem diferenciar:

Três regiões delimitadas por três curvas que representam as condições

de pressão e temperatura onde é estável uma só fase da substância,

sólida, líquida ou vapor.

Três curvas representam as condições de pressão e temperatura nas

quais existem em equilíbrio as fases sólido-líquido; líquido-vapor e

sólido-vapor, respectivamente.

O ponto X onde se cruzam as três linhas se denomina ponto triple e

representa as condições de pressão e temperatura nas quais podem

existir em equilíbrio os três estados de agregação da substância.

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Figura II.3. Diagrama de fases da água

2.6. Natureza e tipo de soluções Uma solução é uma mistura homogénea de um soluto (substância a ser

dissolvida) distribuída através de um solvente (substância que efectua a

dissolução).

1. Quanto ao estado físico dos componentes, as soluçoes podem ser:

a) Sólidas:

Exemplo: Muitas ligas metálicas são soluções sólidas, como a moeda

de 25¢ (25% de Ni, 75% Cu) dos EUA. (USD);

b) Líquidas:

Exemplo: As soluções mais familiares são aquelas no estado líquido,

especialmente as que usam água como solvente;

c) Gasosas:

Exemplo: Ar é uma solução gasosa de N2, O2 e quantidades muito

menores de outros gases.

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2. Atendendo a sua capacidade para dissolver um soluto, as soluçoes

classifcam-se em:

a) Não-saturadas;

b) Saturadas;

c) Sobresaturadas

Para entendermos esses conceitos, primeiramente precisamos saber o que é

Coeficiente de Solubilidade (S). Ele é definido como a máxima quantidade de

soluto que é possível dissolver numa quantidade determinada de solvente, a

uma determinada temperatura.

Se vai definir sómente, os conceitos com base na última classificação, assim

sendo:

Solução Insaturada (ou não saturada) - É quando a quantidade de soluto

usado se dissolve totalmente, ou seja, a quantidade adicionada é inferior

ao coeficiente de solubilidade.

Solução Saturada - É quando o solvente (ou dispersante) já dissolveu

toda a quantidade possível de soluto (ou disperso), e toda a quantidade

agora adicionada não será dissolvida e ficará no fundo do recipiente.

Solução Sobressaturada (ou superssaturada) - Isto só acontece quando

o solvente e soluto estão numa temperatura em que seu coeficiente de

solubilidade (solvente) é maior, e depois a solução é resfriada ou

aquecida, de modo a reduzir o coeficiente de solubilidade. Quando isso

é feito de modo cuidadoso, o soluto permanece dissolvido, mas a

solução se torna extremamente instável. Qualquer vibração faz precipitar

a quantidade de soluto em excesso dissolvida.

2.7. Concentração das soluções Concentração significa quanto soluto está presente em um volume ou massa

específica.

Existem diversas maneiras como os químicos exprimem a concentração de

uma solução, a continuação descreveremos as formas mais comuns de

expressar concentração.

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1. Percentagem em massa (% m)

É a massa do soluto presente em 100 g de solução. É adimensional.

Exemplo: Uma solução à 10% é aquela que possui 10g de soluto em 100g de

solução.

Ou ainda:

100%m

msolutom =

Quando a grandeza não estiver definida (soluto, solvente ou solução) admite-

se que o valor se refere a solução.

2. Percentagem em volume (% V)

É o volume de soluto presente em 100 mL de solução. É adimensional.

Exemplo: Uma solução 20% v é aquela que possui 10 mL de soluto em 100 mL

de solução.

Ou ainda:

100%V

VsolutoV =

3. Concentração másica (ρ)

É o quociente da massa do soluto (em gramas) pelo volume da solução (em

litros). A unidade é g/L.

Vm

=ρ

Exemplo: Determine a concentração, em g/L , de uma solução de ácido nítrico

que apresenta 36 g de soluto em água suficiente para 500 mL de solução.

O volume deve estar em litros. Assim, 500 mL = 0.5 L

ρ = 36/0,5 ... ρ = 72 g/L

4. Molaridade ou Concentração Molar (M ou C)

É o quociente do número de moles de soluto pelo volume da solução (em

litros). A unidade é mol/dm3 ou mol/L.

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)2(

)1(

Mmn

Vnc

=

=

Substituindo (2) em (1), temos:

VMmc.

=

Quando uma solução tiver, por exemplo, molaridade igual a 2 mol/L, diremos

que a solução é 2 molar; e quando M = 1 mol/L, diremos simplesmente que a

solução é molar.

Dizemos que uma solução é decimolar quando a sua molaridade vale 0,1

mol/L.

5. Molalidade (m ou ⎟⎠⎞

⎜⎝⎛

dXb )

Expressa a quantidade de substância de soluto contido num 1 kilograma (1000

g) de dissolvente. Se expressa em mol/kg.

)2(

)1(

s

ss

d

s

Mmn

mn

dsb

=

=⎟⎠⎞

⎜⎝⎛

Substituindo ns em (1) por (2), temos:

sd

s

Mmm

dsb

.=⎟

⎠⎞

⎜⎝⎛

Calcule a molalidade de uma solução de ácido sulfúrico (H2SO4) que contém

410, 3 g de soluto em 833 g de água.

Dados:

?=⎟⎠⎞

⎜⎝⎛

dXb

ms=410,3 g

md=833 g=0,833 kg

Ms=98 g/mol

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kgmoldXb

kgmolgg

dXb

mMm

mn

dXb

ds

s

d

s

/02,5

833,0./983,410.

=⎟⎠⎞

⎜⎝⎛

=⎟⎠⎞

⎜⎝⎛

==⎟⎠⎞

⎜⎝⎛

R: A molalidade da solução é 5,02 mol/kg.

2.8. Propriedades coligativas das soluçoes de não-electrolitos Propriedades coligativas das soluções são propriedades que surgem pela

presença de um soluto e dependem única e exclusivamente do número de

partículas que estão dispersas na solução, não dependendo da natureza do

soluto.

Estas propriedades são quatro:

Abaixamento da pressão de vapor ou Tonoscopia;

Abaixamento do ponto de congelação ou Crioscopia;

Aumento do ponto de ebulição ou Ebulioscopia;

Pressão osmótica ou Osmocopia.

Abaixamento da pressão de vapor ou Tonoscopia

Quando se agrega um soluto não volátil a um solvente puro, a pressão de

vapor deste na solução diminui.

P solução < P solvente puro

ΔP = P° - P

Lei de Raoult

A pressão de vapor exercida pelo líquido é proporcional a sua fracção molar

numa solução.

PA = χA P°A

Onde:

PA : Pressão de vapor do componente A

39

http://pt.wikipedia.org/wiki/Solu%C3%A7%C3%A3o

http://pt.wikipedia.org/wiki/Propriedade

http://pt.wikipedia.org/wiki/Soluto

http://pt.wikipedia.org/wiki/N%C3%BAmero


XA : Fracção molar de A

P°A : Pressão de vapor de A puro

Para um soluto não volátil:

ΔP = P°A χBB

onde:

ΔP : Abaixamento da pressão de vapor

χB : fracção molar do soluto B não volátil B

P°A : pressão de vapor do solvente A puro

Abaixamento do ponto de congelação ou Crioscopia Quando se agrega um soluto não volátil a um solvente puro, o ponto de

congelação deste diminui.

Pto. Cong. solução < Pto. Cong. Solvente puro

ΔTc = Kc.m

Onde:

ΔTc = Diminuição do ponto de congelação;

Kc = Constante crioscópica (ºC.Kg.mol-1);

m = molalidade da solução.

ΔTc = Tc solvente – Tc solução

Aumento do ponto de ebulição ou Ebulioscopia Quando se agrega um soluto não volátil a um solvente puro, o ponto de

ebulição deste aumenta.

Pto. Eb. solução > Pto. Eb. solvente puro

ΔTe = Ke .m

Onde:

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ΔTe = Aumento do ponto de ebulição;

Ke = Constante molal do ebulioscópica (ºC.Kg.mol-1);

m = molalidade da solução.

ΔTe = Te solução - Te solvente

Pressão osmótica ou Osmocopia

Se denomina osmose ao passo, de forma espontânea, de moléculas do

solvente a través de uma membrana semipermeável desde uma solução diluida

a outra de maior concentração.

π > P

Figura II.4. Representação da osmose normal

Osmose Normal

Agua pura Disolução

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π < P

Figura II.5. Osmose inversa

Se define a pressão osmótica como a pressão externa que compensa o

processo de osmose, e se expressa como: V

nRT=π

R= 8,31 J/(mol K)

Depende da concentração da solução e pode calcular-se segundo a equação:

Como n/V é molaridade (M), então:

π = M.R.T

2.9. Coloides Coloides são misturas heterogéneas de pelo menos duas fases diferentes, com

a matéria de uma das fases na forma finamente dividida (sólido, líquido ou

gás), denominada fase dispersa, misturada com a fase contínua (sólido, líquido

ou gás), denominada meio de dispersão.

Osmose Inversa

Agua pura

P

Disolução

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A ciência dos colóides está relacionada com o estudo dos sistemas nos quais

pelo menos um dos componentes da mistura apresenta uma dimensão no

intervalo de 1 a 1000 nano metros (1 nm = 10-9 m).

Sistemas coloidais estão presentes no quotidiano desde as primeiras horas do

dia, na higiene pessoal — sabonete, champô, pasta de dente e espuma ou

creme de barbear —, maquilhagem, — cosméticos —, e no café da manhã, —

leite, café, manteiga, cremes vegetais e geleias de frutas. No caminho para o

trabalho podemos enfrentar neblina, poluição do ar. No almoço, temperos,

cremes e maionese para saladas. No entardecer, ao saborear cerveja,

refrigerante ou sorvete estamos ingerindo colóides. Os colóides ainda estão

presentes em diversos processos de produção de bens de consumo, incluindo

o da água potável, os processos de separação nas indústrias, de biotecnologia

e de ambiente. São também muito importantes os colóides biológicos, tais

como o sangue.

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Glossário Viscosidade é a resistência que apresenta o fluido, a fluir. Depende da

densidade do fluido e geralmente diminui com o aumento da temperatura.

Tensão superficial é a energia necessária para aumentar a superfície

de um líquido por unidade de área.

1 atm = 760 mmHg;

1 Torr = 1 mmHg

No SI: 1 atm=1,01.105 Pa = 1,01.102 kPa

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Exercícios 1. Calcular o volume de 50 kg de amoníaco, medidos a 300C e 760 mmHg.

2. Completar a seguinte tabela para soluções aquosas de glicose C6H12O6.

massa soluto moles soluto Vol. solução Molaridade

a) 12,5 g 219 ml

b) 1,08 0,519

c) 1,62 L 1,08

3. As pesquisas sobre materiais utilizados em equipamentos desportivos são

direccionadas em função dos mais diversos factores. No ciclismo, por

exemplo, é sempre desejável minimizar o peso das bicicletas, para que se

alcance o melhor desempenho do ciclista. Dentre muitas, uma das

alternativas a ser utilizada seria encher os pneus das bicicletas com o gás

hélio, He, por ser bastante leve e inerte à combustão. Qual será a massa de

hélio, necessária para inflar um pneu de 0,4 L de volume, com a pressão

correspondente a 6,11 atm, a 25o C.

Constante universal dos gases: R = 0,082 L.atm.mol-1.K-1

4. Uma solução que contém 8 gramas de uma determinada substância em 100

gramas de éter etilico, entra em ebulição a 36,9ºC, enquanto o éter puro

entra em ebulição a 35,6ºC. Determine a massa molar da substância

dissolvida?

(ke=2,02ºC.Kg.mol-1).

5. Calcule a temperatura que deve cristalizar a solução que contém 54 gramas

de glucose (C6H12O6) em 250 gramas de água.

(kc = 1,86 0C.Kg.mol-1).

6. A pressão osmótica da solução, 250 ml da qual contém 3 gramas de açúcar

a 12ºC, é igual a 83,14 kPa. Determinar a massa molar molar do açúcar.

(R=8,31 J.mol-1.K-1).

7. Ao dissolver 2,76 gramas de glicerina em 200 gramas de água, a

temperatura de congelação baixou em 0,279ºC. Determinar a massa molar

da glicerina.

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(kc=1,86ºC.Kg.mol-1).

8. Diga qual solução de ureia tem maior pressão osmótica, uma de

concentração molar 0,3 mol.L-1 ou outra de de concetração molar 0,2 mol/L.

Se ambas se põem em contacto a través de uma membrana

semipermeável. Em que sentido sentido ocorre a osmose?

9. Uma soluçao de 7,41 gramas de um composto em 100 gramas de água,

ferveu, à presao normal, a 100,52ºC.

Determine a massa molar desse composto. (ke=520ºC. Kg-1.mol-1).

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Bibliografia 1. Júnior, J. M.; Varanda, L. C. O mundo dos colóides, Química nova na

escola, nº.9, Maio de 1999;

2. Hang, R. Química, 5ª Ed., McGraw-Hill, Portugal, 1994

3. Ruiz, M. P.B.; Naranjo, A. C.; Novoa, O. F.; Fernández, G. G.: Sánchez,

E. O.; Miche, R. V.; Castaño, G. V. Guías de clases prácticas de

Química General, Editorial Pueblo y Educación, Cuidad de la Habana,

1985.

4. Miranda, M.; Ramírez, M.; Santos, S.; León, C.; Garcia, C.; Castillo, D.

Bases Químicas del Medio Ambiente, Universidad Nacional de

Educación a Distancia, Madrid, 2004.

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2. gases, líquidos e soluções

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