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Profº André Montillo www.montillo.com.br

Definição: É colocar uma substância dentro de outra substância, onde a primeira substância se caracteriza por ser uma partícula, ou seja, a substância em partícula é dispersa em outra substância.

Dispersão

A B

Pequenas

Partículasdentro de

outra

substância

Disperso

dispersante

ou

dispergente

Classificação: Quanto ao tamanho das partículas Unidade de Comprimento:

Nanometro (nm): 10-9 m

Soluções ou Soluções Verdadeiras Coloides ou Dispersões Coloidais Dispersões Grosseira

Dispersão



Soluções ou Soluções Verdadeiras: o A partícula é menor que 1 nm (10-9 cm) o Sedimentação: a partícula não sedimenta o Filtração: a partícula não é filtrada o Visibilidade: a partícula não é visível o Exemplo: água salgada

Dispersão



Colóides ou Dispersões Coloidas: o A partícula é maior que 1 nm e menor que 100 nm o Sedimentação: a partícula só sedimenta com o uso de

uma ultracentrífuga o Filtração: a partícula só é filtrada com o uso de um

ultrafiltro (filtro á vácuo) o Visibilidade: a partícula só é visível com o uso de um

ultramicroscópio (iluminação lateral) o Exemplo: clara de ovo (ovalbumina), leite (proteína:

caseína), geléia, maionese, cremes hidratantes, neblina, etc

Dispersão


nanometro (nm): 10-9 m

Dispersões Grosseira: o A partícula é maior que 100 nm o Sedimentação: a partícula sedimenta com a gravidade o Filtração: a partícula é filtrada com o filtro comum o Visibilidade: a partícula é visível a olho nu o Exemplo: água barrenta, de rio, óleo disperso na água

Dispersão

Classificação: Quanto ao aspecto do meio da dispersão Heterogeneidade: Coloide e a Dispersão Grosseira Homogeneidade: Solução Verdadeira

Dispersão

Definição: É uma Mistura Homogênia de 2 ou mais substâncias. Na Solução não ocorre uma reação química, porque não há formação de novas substâncias e não há alterações físico-químicas. A Solução é constituída de um Soluto dissolvido dentro de um Solvente. Na Solução o Solvente sempre se encontra em maior quantidade que o Soluto.

Soluções Químicas

Classificação: Estado Físico: a solução tem o mesmo estado físico do solvente:

o Sólida: solvente é sólido • Sólido: liga metálica • Líquido: amalgama (mercúrio, o líquido e a prata) • Gasoso: hidrogênio e platina ou paládio (reações catalíticas orgânica)

o Líquida: solvente é líquido • Sólido: sal e água • Líquido: ácido sulfúrico e água / detergentes / álcool comercial • Gasoso: oxigênio e água / refrigerantes (surgiu bolha não é mais

solução, porque deixou de ser homogênea). • A solubilidade do gás em líquido depende de 3 fatores: Pressão

sobre o gás (Lei de Henry: diretamente proporcional), temperatura (Inversamente proporcional) e radioatividade do gás (gás que reage maior solubilidade)

o Gasosa: • Gasoso: ar atmosférico. Não se sabe quem é o soluto e solvente



o Líquida e Gasoso: solvente é líquido


Lei de Henry


o Líquida e Gás: solvente é líquido


Classificação: Proporção de Soluto e Solvente:

o Saturada: contém, em determinada temperatura, o máximo de soluto possível de ser dissolvido por agitação.

o Insatura: contém, em determinada temperatura, menos do que o máximo de soluto possível de ser dissolvido por agitação.

o Supersaturada - Saturada com Corpo de Fundo: esta contém, graças à variação de temperatura, quantidade de soluto maior do que a da solução saturada na mesma temperatura. Esta Solução é Muito Instável.


Classificação: Concentração do Soluto:

o Diluída: contém pouco soluto, na prática menos que 0,1 mol de soluto por 1 litro de solução.

o Concentrada: contém muito soluto, mais do que 0,1 mol de soluto em 1 litro de solução.


Classificação: Quanto à natureza das partículas do soluto:

o Solução Molecular: o soluto é formado por moléculas. • Todas as partículas do soluto são moléculas. • Não conduzem corrente elétrica. • Chamadas de não-eletrolíticas.

o Solução Iônica: o soluto é formado pro íons. • Pelo menos uma parte das partículas do soluto são íons. • Conduzem corrente elétrica. • Chamadas de eletrolíticas. • Soluto é chamado de eletrólito.


Solubilidade: É a capacidade de uma substância, ou seja, de um soluto, de se dissolver completamente em um solvente, resultando em uma mistura homogênea (Solução). As Substâncias diferentes dissolvem-se em quantidades diferentes, em uma mesma quantidade de solvente, na mesma temperatura. Quantificamos a solubilidade através do Coeficiente de Solubilidade


Coeficiente de Solubilidade (Ks): È a quantidade máxima de soluto capaz de se dissolver em uma quantidade padrão de solvente por agitação em uma determinada temperatura. Exemplo: Nitrato de Potássio (KNO3) Ks: 20,9g de KNO3(s)/100g de H2O(l) a 10o C Ks: 633g de KNO3(s)/1.000g de H2O(l) a 400 C


Curvas de Solubilidade (Ks): É a variação do coeficiente de solubilidade em relação à variação da temperatura da solução. São os gráficos de Ks x temperatura.


temperatura 0C

Ks

A

B

C

A - solução Supersaturada B - solução Saturada C - solução Insaturada

Curvas de Solubilidade (CS): É a variação do coeficiente de solubilidade em relação à variação da temperatura da solução.

Solubilidade (g/100g de H2O) x temperatura.


60 30 90 100

50

100

150

KNO3

So

lub

ilid

ad

e (

g/1

00

g H

2O)

temperatura 0C

Ks: 20,9g de KNO3(s)/100g de H2O(l) a 10o C Ks: 633g de KNO3(s)/1.000g de H2O(l) a 400 C

NaCl

Ce(SO4)3

Curvas de Solubilidade (CS): É a variação do coeficiente de solubilidade em relação à variação da temperatura da solução.


Curva Crescente Dissolução Endotérmica

Curva Decrescente Dissolução Exotérmica

So

lub

ilid

ad

e (

g/1

00

g H

2O)

temperatura 0C

So

lub

ilid

ad

e (

g/1

00

g H

2O)

temperatura 0C

Unidades de Concentração (C): É qualquer relação entre a quantidade de soluto e a quantidade de solução. É portanto a quantidade de soluto em uma determinada solução.


Quantidade de Soluto Quantidade de Solução

C =

Unidades de Concentração (C): Tipos de Concentração: Formas diferentes de expressar a quantidade

de soluto em uma determinada quantidade de solução:

o Percentagem em massa (%m) o Massa específica (g/mL ou Kg/L) o Percentagem (%) o Percentagem em volume o Concentração (g/L) o Molaridade (número de mols/L)



de soluto

o Percentagem em massa (%M): Isto é, se uma solução é x%m, isto quer dizer que há xg do soluto em 100g de solução.



de soluto

o Percentagem (%): se uma solução é x%, isto significa que há xg do soluto dissolvido em 100mL (mililitros) da solução.

Atenção: volume depende da temperatura



de soluto

o Percentagem em volume: quando podemos medir todo em volume. É aplicada nas soluções líquido/líquido e nas soluções gás/gás.

Exemplos: • O ar atmosférico filtrado tem 21% de oxigênio. Isto quer dizer que em

100 litros de ar atmosférico existem 21 litros de oxigênio. • Um vinho contém 12% de álcool, isto significa que em 100mL de vinho

existem 12mL de álcool.



de soluto

o Concentração (g/L): é a massa em gramas de soluto dissolvido em 1 litro de solução.

Exemplo: • Solução em 40g/l de NaOH: 40g de NaOH diluído em uma Solução de 1l de NaOH, completa-se a solução em um balão volumétrico.


Massa do Soluto (m) Volume da Solução (v)

C = Unidade: g/l


de soluto em uma determinada quantidade de solução:

o Molaridade (M = número de mols/L): É a relação entre o número de mols do soluto e o volume da solução em litros. Portanto, é a quantidade de matéria, medida em mols, dissolvida em um litro da solução.


Quantidade de Matéria do Soluto (n) Volume da Solução (v)

M =

Unidade: mol/l nº de mols (n) V (L)

M =

nº de mols (n) = m massa molar

m V (L) . massa molar M = m - massa do soluto em gramas

V - volume da solução em litros

Diluição da Solução: É acrescentar, na solução, apenas mais solvente, não alterando a quantidade de soluto. Desta forma a solução se torna mais diluída. Portanto, se não foi acrescentado mais soluto na solução, o número de mols do soluto permanece o mesmo no final da diluição.


Va . Ma = Vd . Md

+ H2O

Va Ma

nº de moles do soluto é constante

Vd Md

nº de mols = V . M • Podemos usar os volumes em qualquer unidade desde que usemos as mesmas unidades nos 2 lados da fórmula.

• Va e Vd não correspondem ao volume de água adicionado, este deve ser calculado pela diferença: Vd - Va

Mistura de Soluções de mesmo Soluto: É a mistura de 2 soluções com o mesmo soluto com os volumes e as molaridades das soluções diferentes.


M1

M3

M2

V3

V2 V1

V1 . M1 + V2 . M2 = (V1 + V2) . M3

Mistura de Soluções de mesmo Soluto: Exercício:


V1 . M1 + V2 . M2 = (V1 + V2) . M3

NaOH 0,15 M

V = 200ml

NaOH 0,30 M

V = 100ml

NaOH X M

V = 300ml

+

Mistura de Soluções de mesmo Soluto: Observações: • Aditividade de volumes: 100ml + 200ml = 300ml. • A molaridade da solução final tem que ser intermediária

entre 0,15 e 0,30 e mais próximo de 0,15 porque esta solução de 0,15M contribui com volume maior para a formação da solução final.


NaOH 0,15 M

V = 200ml

NaOH 0,30 M

V = 100ml

NaOH 0,20 M

V = 300ml

+

Titulação: É um procedimento analítico e laboratorial, no qual se determina a concentração de uma solução utilizando um outra solução de concentração conhecida através da Reação entre os diferentes solutos de cada solução. A determinação da concentração da solução desconhecida é determinada quando a reação entre os solutos termina com a utilização de um “Indicador” específico que nos demonstrará quando a reação termina.


Titulação: Nomenclaturas:

• Titulante (Solução - padrão): concentração conhecida o Solução Padrão Primária: O Reagente Padrão Primário

o alta pureza o estabilidade no ar o ausência de água de hidratação o composição não varia com a umidade o disponível e custo acessível o solubilidade no meio de titulação o alta massa molar: o erro de pesagem é minimizado

• Titulada: solução de concentração desconhecida o Solução Padrão Secundária

• Tipos de Reação: o Neutralização Ácido-Base o Complexação o Precipitação o Oxidação-Redução


Titulação: Nomenclaturas:

• Término da Reação: “Ponto de Equivalência” • Requisitos da Reação empregada

o Reação simples e com estequiometria conhecida o Reação rápida o Apresentar modificações químicas ou físicas (pH, temperatura e condutibilidade), principalmente no ponto de equivalência

• Indicador: determina quando o “ponto de equivalência” o Visuais: ocorre mudança de cor quando no ponto de equivalência o Métodos Instrumentais: medidas de Ph, condutibilidade, potencial, corrente, temperatura, etc


Titulação: Neutralização Ácido-Base:

• Hidróxido de Sódio sólido reage facilmente com a umidade do ar e quando em solução reage facilmente com o dióxido de carbono (CO2) • A solução de NaOH (Solução Padrão Secundária) deve ser sempre titulada com uma solução de um Ácido de concentração conhecida. • O composto normalmente utilizado é um Ácido monoprótico denominado de Hidrogenoftalato de potássio (biftalato de potássio) cuja a fórmula é KHC8H4O4 (Solução Padrão Primária). Este ácido é um sólido branco e solúvel, comercializado em uma forma altamente puro.



• É utilizado um Indicador Visual, no caso o Fenolftaleína que é adicionado juntamente com o ácido e apresenta um aspecto incolor no meio ácido ou neutro e se torna rosa no meio básico.


Indicador Meio Ácido Meio Básico

Tornassol (papel) róseo azul

Fenolftaleína incolor vermelho

Alaranjado de metila vermelho amarelo

Azul de bromotimol amarelo azul



Volumetria

Titulação: Curva de Titulação Ácido-Base:


pH

volume de reagente

ponto de equivalência

pH das Soluções: É o símbolo para determinar a grandeza físico-química do potencial hidrogeniônico, que indica a acidez, neutralidade ou alcalinidade de uma solução aquosa.


pH das Soluções: Potencial de Ionização da Água: (na temperatura de 250C)


HOH H+ + OH-

Ki = [H+] . [OH-] [H2O]

Ki . [H2O] = [H+] . [OH-]

Kw = [H+] . [OH-]

como [H2O] é constante, o produto Ki . [H2O] também é constante e será chamado de Kw , o produto iônico da água

Kw só varia com a temperatura

Em 1 litro de H2O a 250C temos: [H+] = [OH-] = 1,0 . 10-7 mol/L

Kw = 10-7 . 10-7

Kw = 10-14

Kw = [H+] . [OH-]

pH das Soluções:


Kw = [H+] . [OH-]

10-14 = [H+] . [OH-]

log 10-14 = log [H+] + log [OH-]

- log 10-14 = (-log [H+]) + (-log [OH-]) - log = p (potencial)

14 = pH + pOH

Potencial Hidrogeniônico: pH = -log [H+]

Potencial Hidroxiliônico

pOH = -log [OH-]

Kw = 10-14

[H+] = [OH-] = 10-7 mol/L

pH = pOH = 7 meio neutro: pH = 7 meio ácido: pH < 7 meio básico: pH > 7

pH das Soluções:


[H+] = 10-4 mol/L pH = -log 10-4 : pH = 4 [OH-] = 10-10 mol/L pOH = -log 10-10 : pOH = 10

pH + pOH = 14

pH das Soluções:


Solução Tampão: É a solução capaz de manter o seu pH constante mesmo que seja

adicionado pequenas quantidades de ácidos e de bases mesmo que sejam ácidos e bases fortes.


Solução Tampão: Constituição:

• Solução Tampão Ácida: o Ácido Fraco e o Sal Derivado

CH3COOH + CH3COONa ácido acético e acetato de sódio

• Solução Tampão Alcalina: o Base Fraca e o Sal Derivado

NH4OH + NH4Cl hidróxido de amônia e cloreto de amônia


Solução Tampão: Constituição:

• Solução Tampão Ácida: o Ácido Fraco e o Sal Derivado

H3CCOOH + H3CCOONa ácido acético e acetato de sódio


CH3COOH H3CCOO- + H+

CH3COONa H3CCOO- + Na+

Tamponamento do Sangue: Constituição:

• Solução Tampão: o Ácido Carbônico e Bicarbonato

H3CCOOH + H3CCOONa ácido acético e acetato de sódio


CH3COOH H3CCOO- + H+

CH3COONa H3CCOO- + Na+

pH das Soluções: Exercício: Em uma solução a concentração molar de íons OH- é de 1,0 . 10-9 mol/L. Qual será o seu pH em 250C e o caráter do meio desta solução?


profº andré montillo · o a partícula é menor que 1 nm (10-9 cm) o sedimentação: a...

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