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Relatório de química sobre soluções
Tipologia: Provas
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Compartilhado em 20/11/2012
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Fundação Centro de Ciências e Educação Superior a Distância do Estado do Rio de Janeiro Centro de Educação Superior a Distância do Estado do Rio de Janeiro
Consórcio CEDERJ Curso: Licenciatura em Química Alunos: Daiane Patrocínio Santos Matrícula: 11211070045 Disciplina: Química A Tutor: Cristiano Antônio da Silva Turma: 01
Paracambi – RJ
Mistura é a reunião de duas ou mais espécies químicas diferentes.
Ex: Vamos supor que você coloque num copo certo volume de água e a seguir acrescente um pouco de sal de cozinha (NaCl). Ao fazer isso, você obteve uma mistura ( mistura de água e sal). Do mesmo modo, se você colocar água num copo e em seguida um pouco de óleo, obterá também uma mistura (mistura de água e óleo).
CLASSIFICAÇÃO As misturas podem ser classificadas como homogêneas e heterogêneas conforme as espécies químicas.
Mistura Homogênea Mistura de duas ou mais espécies químicas diferentes que apresenta as mesmas propriedades em toda a sua extensão. Apresentam sempre apenas uma fase, ou seja, é um sistema monofásico.
Mistura Heterogênea Mistura de duas ou mais espécies químicas diferentes que não apresentam a as mesmas propriedades em toda sua extensão. Apresentam sempre duas ou mais fazes, ou seja, é um sistema polifásico.
SOLUÇÃO Em Química, solução é o nome dado a dispersões cujo tamanho das moléculas dispersas é menor que 1 nanômetro (10 Ângstrons). A solução ainda pode ser caracterizada por formar um sistema homogêneo (a olho nu e ao microscópio), por ser impossível separar o disperso do dispersante por processos físicos. As soluções são compostas por moléculas ou íons comuns. Podem envolver sólidos, líquidos ou gases como dispersantes (chamados de solventes – existentes em maior quantidade na solução) e como dispersos (solutos).
Ex.: Na solução de açúcar (C12H22O11) em água, a água é o solvente e o açúcar o soluto.
Para saber a quantidade de sal dissolvido, deverá submeter-se o sistema a uma filtração e, posteriormente, o filtrado a um aquecimento, até que toda água evapore. O resíduo sólido depositado no fundo do recipiente constitui uma massa de 36g. Desta forma percebe-se que 100g de H2O a 20ºC conseguem no máximo dissolver 36g de NaCl. A solução aquosa de cloreto de sódio assim formada é classificada como saturada.
Solução Insaturada - É quando a quantidade de soluto usado se dissolve totalmente, ou seja, a quantidade adicionada é inferior ao coeficiente de solubilidade. Ex.: Caso tenha um recipiente com 100g de H2O a 20ºC e sendo acrescentado, a esta massa de água, 25g de cloreto de sódio, irá notar que todo o sal se dissolve. Poderá também concluir que será possível dissolver ainda, nesta massa de água, 11g de cloreto de sódio. Esta solução constituída por 100g de H2O e 25g de NaCl a 20ºC é classificada como solução insaturada.
Solução supersaturada - Isto só acontece quando o solvente e soluto estão em uma 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. Ex.: Ao agitar e aquecer continuamente uma solução com 100g de H2O e 40g de NaCl, todo soluto acaba por se dissolver. Deixando a solução esfriar e retornar até a temperatura de 20ºC obtém-se uma solução composta de 100g de H2O e 40g de NaCl dissolvidos por completo. A solução obtida é uma solução supersaturada.
UNIDADES DE CONCENTRAÇÕES DE SOLUÇÕES Solução concentrada: apresenta grande quantidade de soluto em relação ao solvente. Solução diluída: possui pouca quantidade de soluto em relação ao solvente. Tecnicamente, soluções com concentrações molares superiores a 1mol/litro são consideradas concentradas e aquelas de concentração inferior a esse valor são ditas diluídas. Existem várias formas de expressão em relação a soluto e solvente de uma solução, originado as conhecidas unidades de concentrações. Estas expressões relações como: massa/ massa, volume/volume, massa/volume, mol/volume, mol/massa, mol/mol, etc.
TIPOS DE CONCENTRAÇÃO
% em massa : massa de soluto massa de solução
% em volume : volume de soluto volume de solução
(só é usada quando soluto e solvente são ambos líquidos ou ambos gasosos)
Concentração em g/L : massa de soluto em gramas volume de solução em litros
Concentração em mol/L :
quantidade de soluto (mol) volume de solução em litros
Concentração em molalidade : quantidade de soluto (mol) massa do solvente em kg
Concentração em fração molar de soluto : quantidade de soluto (mol) quantidade de solução (mol)
Concentração comum (C). Concentração comum determina a quantidade de soluto (grama) contido em um litro de solução. Tem por unidade g/L. C = m1(g) V(l) m1 = massa do soluto; V = volume de solução em litro Título em massa e Porcentagem em massa.
M2 = molaridade da solução 2 V1 = volume da solução 1 V2 = volume da solução 2 Para esta fórmula, sempre M1 e V1 são mais concentrados e M2 e V2 são mais diluídos.
De mesmo soluto: na mistura de soluções de mesmo soluto não há reação química entre estas soluções. Neste caso, o valor do volume final é a soma das soluções.
C = concentração comum (g/L) M = molaridade (mol/L) V = volume (L)
REAÇÃO ENDOTÉRMICA E EXOTÉRMICA Reação endotérmica: é uma reação química cuja energia total (entalpia) dos seus produtos é maior que a de seus reagentes, ou seja, ela absorve energia (na forma de calor). Exemplo: 2C(s) + H2(g) -> C 2 H (^) 2(g) ΔH = +53,5 Kcal/mol
Reação exotérmica : reação química que libera calor, sendo, portanto, a energia final dos produtos menor que a energia inicial dos reagentes. Disso se conclui que a variação de energia é negativa. Exemplo: C (^) (s) + ½ O2 (^) (g) -> CO(g) ΔH = -26,4 Kcal/mol
Compreender o conceito de soluto, solvente e solução; caracterizar o comportamento de soluções; identificar aspectos associados ao calor durante o processo de solubilização; e verificar as consequências da imiscibilidade de líquidos.
Material utilizado: Béquer Tripé Tela de amianto Bico de Bunsen
Tubo de ensaio Estante para tubo de ensaio Papel de filtro Bastão de vidro Pinça de madeira Vidro de relógio Balança Funil de vidro Bureta Proveta
Reagentes: Ácido sulfúrico (H2SO4) Cloreto de amônio (NH4Cl) Nitrato de potássio (KNO3) Acetato de cálcio (Ca(CH3COO)2)
Foi pesado 1,020g de acetato de sódio anidro e dissolvido no tubo de ensaio com 0,5ml de água destilada. Aqueceu-se à chama oxidante amarela, até se solubilizar. Reservou o tubo já solubilizado na estante para esfriar. Após ter esfriado, acrescentou um pequeno cristal de acetato. Solubilizou-o e observou. A solução precipitou. Em seguida a solução foi novamente aquecida até solubilizar e, logo após, foi resfriado e atritado, as paredes do tubo de ensaio, com o auxílio de um bastão de vidro. Observou. Precipitado após um longo tempo de atrito. Propriedades físico-químicas do acetato de sódio: Descrição física: Pó branco cristalino; massa molecular: 136,08 (hidratado), 82, (anidro); densidade: 1,45 (hidratado); densidade relativa: 1,528g/mL (anidro); ponto de fusão: perde água a 120ºC; decompõe-se a 324ºC (hidratado e anidro). Solubilidade água: 76mg/ 100mL a 0ºC (hidratado), muito solúvel ( anidro).
3.2 CALOR DE DISSOLUÇÃO Em um tubo de ensaio, contendo 1 mL de água destilada, adicionou 3 gotas de ácido sulfúrico. Observou. Em outro tubo, contendo 1 mL de água destilada, adicionou alguns cristais de Cloreto de amônio. Observou. 3.3 INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA NA SOLUBILIDADE Em um tubo de ensaio, contendo 1 mL de água destilada, adicionou-se 1,476g de nitrato de potássio. Aqueceu o tubo dissolvendo todo sal. Observou. Ao esfriar, cristalizou.
Não o corre separação de fases, são substancias miscíveis polares, devido à ligação de hidrogênio. Álcool polar; água polar. São substâncias imiscíveis, pois a água e mais densa ela é a fase inferior e o éter menos denso, fase superior. Água polar; éter de petróleo (volátil) polar. Líquidos imiscíveis, contendo duas fases. Adquiri uma coloração rosa, pois o éter de petróleo extrai todo o iodo da fase aquosa, esse processo se chama Extração de iodo. Houve um processo exotérmico. As mudanças de interações intermoleculares foram observadas no experimento, pois ao misturar água e etanol, houve um aumento de temperatura significativo, onde as interações formadas são mais intensas do que as que já existiam. O Volume inicial era de 50mL, após o procedimento adquiriu um volume final de 47 mL. Houve divisão de fases. A água por ser mais densa ficou embaixo e consequentemente a gasolina acima. Para verificar se o teor de álcool era permitido foi feito uma conta: O álcool da gasolina é extraído pela água. Portanto, em 102 de gasolina, têm-se 22 de álcool, pois na fase aquosa tem 80mL, sendo 72 de álcool. Foram 102 mL de gasolina + 50 mL de água % de álcool= (22/102) x 100 = 21,568 % ~ 22% A gasolina está boa para o uso, pois está entre os números permitidos de teor de etanol, que é de 20 a 24%.
Em um sistema de natureza química, o preparo de soluções e o conhecimento das diferentes afinidades entre solutos e solventes é essencial para a compreensão das etapas associadas ao preparo, extração, purificação e caracterização de substâncias. O emprego de soluções viabiliza o controle e permite, por exemplo, adições mais homogêneas de medicamentos, respeitando rigorosamente os aspectos associados à compatibilidade de condições de trabalho.
✓ ATKINS, P. Physical Chemistry. 5 a^ ed. Oxford: Oxford University Press, 1994. ✓ BROWN, T.L., LEMAY, H. E., BURSTEN, B. E. - Química, A Ciência Central , 9ª Edição; São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. ✓ MAURICIO GOMES CONSTANTINO, GIL VALDO JOSE DA SILVA, PAULO MARCOS DONATE. Fundamentos de química experimental. [S.l.]: EDUSP, 2003. 108 p.
✓ RUSSEL, John B. Química Geral. Vol. I. 2ª ed. Makron Books (Grupo Pearson). 2004.
