Forças Intermoleculares - Apostilas - Quimica, Notas de estudo de Química. Universidade Federal de Minas Gerais (UFMG)
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Maraca1 de Março de 2013

Forças Intermoleculares - Apostilas - Quimica, Notas de estudo de Química. Universidade Federal de Minas Gerais (UFMG)

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Apostilas sobre o relacionamento das propriedades macroscópicas das substâncias (ponto de fusão, solubilidade, miscibilidade e condução de corrente elétrica) com o tipo de ligação molecular e de interação intermolecular.
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Sumário

1.0 Introdução........................................................................... ......

1.1 Transformação física......................................................... ......

1.1 Transformação química......................................................

1.3 Forças intermoleculares...........................................................

2.0 Objetivos.............................................................................. ......

3.0 Parte Experimantal

3.1 Materiais e reagentes....................................... ..............

3.2 Recomendações.............................................. ..............

3.3 Aquecimento dos sólidos................................... ......

3.4 Solubilidade.................................................... ..............

3.5 reação oxi-redução.......................................... ..............

3.6 Formação de eltrólitos...................................... ..............

4.0 Resultados e Discussão................................................................

5.0 Conclusão.................................................................... ..............

6.0 Referências Bibliográficas............................................... ..............

1.0 Introdução

“Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma.” [1] Já dizia Antonie Lavoisier. Esta frase famosa no mundo da química resume aquilo que chamamos de Transformações

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Químicas. Assim podemos dizer também que a matéria e a energia não podem ser criadas ou destruídas, podem apenas ser transformadas.

Johannes Diederik van der Waals, físico alemão, recebeu o Prêmio Nobel de Física em 1910 pela sua pesquisa com os estados líquido e gasoso da matéria. Autodidata, seu estudo tinha por objetivo provar que teoria cinética dos gases ideais não era válida pelo fato de não explicar nenhuma força, seja atrativa ou repulsiva entre as partículas (átomos ou gases) dos gases. Com esse estudo, foi possível chegar até liquefação dos gases hidrogênio e hélio. Essas forças de interação entre as partículas são chamadas de forças intermoleculares.

1.1 Transformação Física

Para você notar se houve uma transformação qualquer, precisará analisar a matéria em dois momentos diferentes, em um estado inicial e em um estado final. Logo poderá afirmar que houve uma transformação na matéria considerada, quando for observada alguma diferença, ao se comparar as características da matéria no estado inicial com as características no estado final, por exemplo:

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Nessas transformações somente a forma e a aparência da prata e da madeira sofreram modificações, não alterando suas propriedades, por isso denominamos essa transformação de: Transformação Física. [2] Outro exemplo seria a água, onde esta sofre transformação sem alteração das propriedades, ocorrendo apenas mudanças no seu estado físico:

1.2 Transformação Química

Na transformação Química temos a alteração das espécies das matérias envolvidas. Na natureza ocorrem várias transformações químicas: apodrecimento de frutos, deteriorização de alimentos, enferrujamento do ferro, fermentação alcoólica, formação de coalhada, respiração dos seres vivos, fotossíntese, oxidação da prata, produção de tecido a partir do algodão, produção de pão (farinha, fermento, água, sal e açúcar, durante a fermentação ocorre liberação de gás carbônico, por isso o pão "cresce"), produção do vidro a partir da areia, extração de corantes, produção do vinho a partir da fermentação da uva, produção de sabão.

Existem transformações químicas que ocorrem rapidamente e outras lentamente. A velocidade de uma transformação depende de vários fatores, como a temperatura, pressão e superfície de contato entre as substâncias. Pode-se perceber que ocorreu uma transformação química,

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através de: mudança de cor ou variação da temperatura ou formação de um precipitado etc. Vejamos um exemplo [3] abaixo:

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Reação de ferro (pó) com enxofre (pó) obtendo ferro + enxofre

TABELA 1 - Observação do Ferro e do Enxofre

Antes do aquecimento Cor Atração pelo imã Densidade

Ferro Cinza brilhante sim 7,86 g/ml

Enxofre Amarelo não 2,07 g/ml

Após o aquecimento

Sólido formado Preto não 4,74 g/ml

Ao final deste experimento, podemos concluir que o sólido preto (sulfeto ferroso) produzido possui propriedades que o diferenciam do ferro e enxofre, surgiu uma nova espécie de matéria e por ter como produto final uma nova espécie química, denominamos tal processo de transformação química [2].

Importante observação nas transformações químicas e físicas [2], é que matéria e energia estão intimamente relacionadas. Essas transformações acontecem com liberação ou absorção de energia, por exemplo, a energia luminosa é absorvida na fotossíntese dos vegetais e liberada na queima de uma vela; a energia elétrica é liberada em uma pilha e absorvida na recarga de uma bateria de automóvel. É interessante notar também, que da mesma

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forma que uma substância química pode ser transformada em outra, uma forma de energia pode ser transformada em outra, como por exemplo: numa lâmpada a energia elétrica é transformada em energia luminosa e térmica; numa usina termoelétrica, a energia térmica é transformada em energia elétrica; em um aquecedor solar, a energia solar é transformada em energia térmica; em um ferro de passar roupa a energia elétrica é transformada em energia térmica.

1.3 Forças Intermoleculares

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Todos os objetos ao nosso redor são feitos de átomos. Estes átomos, algumas vezes, combinam- se e formam moléculas: são unidos através da formação de ligações covalentes. Em outras palavras, alguns elétrons, que antes estavam em orbitais atômicos passam a formar orbitais moleculares. Mas as moléculas são discretas: a água, por exemplo, consiste em pequenos grupos de 3 átomos, sendo um do elemento oxigênio que liga-se a dois átomos de hidrogênio. A ligação covalente, entretanto, é intramolecular: apenas une os átomos que formam a molécula. As forças que existem entre as moléculas - forças intermoleculares - não são tão fortes como as ligações iônicas ou covalentes, mas são muito importantes; sobretudo quando se deseja explicar as propriedades macroscópicas da substância. E são estas forças as responsáveis pela existência de 3 estados físicos. Sem elas, só existiriam gases.

As forças intermoleculares têm origem eletrônica: surgem de uma atração eletrostática entre nuvens de elétrons e núcleos atômicos. São fracas, se comparadas às ligações covalentes ou iônicas. As forças de van der Waals, como também são conhecidas as forças intermoleculares, podem surgir de 3 fontes. Em primeiro, as moléculas de alguns materiais, embora eletricamente neutras, podem possuir um dipolo elétrico permanente. Devido a alguma distorção na distribuição da carga elétrica, um lado da molécula e ligeiramente mais "positivo" e o outro é ligeiramente mais "negativo". A tendência é destas moléculas se alinharem, e interagirem umas com as outras, por atração eletrostática entre os dipolos opostos. Esta interação é

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chamada de dipolo-dipolo.

Em segundo, a presença de moléculas que tem dipolos permanentes podem distorcer a distribuição de carga elétrica em outras moléculas vizinhas, mesmo as que não possuem dipolos (apolares), através de uma polarização induzida. Esta interação é chamada de dipolo-dipolo induzido.

Em terceiro, mesmo em moléculas que não possuem momento de dipolo permanente (e.g., no gás nobre neônio ou no líquido orgânico benzeno) existe uma força de atração (do contrário nem o benzeno ou neônio poderiam ser liquefeitos). A natureza destas forças requer a mecânica quântica para sua correta descrição, mas foi primeiramente reconhecida pelo físico polonês Fritz London, que relacionou-as com o movimento eletrônico nas moléculas. London sugeriu que, em um determinado instante, o centro de carga negativa dos elétrons e de carga positiva do núcleo atômico poderia não coincidir. Esta flutuação eletrônica poderia transformar as moléculas apolares, tal como o benzeno, em dipolos tempo-dependentes, mesmo que, após um certo intervalo de tempo, a polarização média seja zero. Estes dipolos instantâneos não podem

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orientar-se para um alinhamento de suas moléculas, mas eles podem induzir a polarização das moléculas adjacentes, resultando em forças

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atrativas. Estas forças são conhecidas como forças de dispersão (ou forças de London), e estão presentes em todas as moléculas apolares e, algumas vezes, mesmo entre moléculas polares.

Algumas moléculas, entretanto, exibem um tipo especial de interação dipolo-dipolo. É o caso da água: olhe atentamente para a figura abaixo. A temperatura de ebulição do hidreto de oxigênio é muito diferente de todos os outros hidretos dos elementos da família do oxigênio. Exceto a água, todos parecem seguir uma regra de que quanto menor a massa molecular, menor é a temperatura de ebulição. Por esta regra (que parece ser obedecida na família do carbono), a água deveria ser, à temperatura ambiente, um gás, com uma temperatura de ebulição bem abaixo de 0 °C. Todos sabemos que, na verdade, a água é um líquido com ponto de ebulição de +100 °C.

A água, portanto, deve possuir um tipo de interação diferenciado. O

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que acontece é que os hidrogênios ligados ao oxigênio é que formam o lado "positivo" do dipolo permanente desta molécula. O átomo de hidrogênio é formado por apenas um próton e um elétron. Como o elétron é fortemente atraído pelo oxigênio, na água, este próton encontra-se desprotegido. A água possui, então, um dipolo bastante forte, com uma das cargas (positiva) bastante localizada. Este próton pode interagir com as regiões negativas (o oxigênio) de outras moléculas de água, resultando em uma forte rede de ligações intermoleculares. Esta interação é chamada de ligação hidrogênio, e ocorre entre átomos de hidrogênio ligados a elementos como o oxigênio, flúor ou nitrogênio, com átomos de O, N ou F de outras moléculas. Esta interação é a mais intensa de todas as forças intermoleculares.

As forças intermoleculares são também responsáveis pelas diferenças nas temperaturas de ebulição de vários isômeros constitucionais orgânicos, isto é, moléculas orgânicas que possuem a mesma fórmula molecular (e, por conseqüência, a mesma massa molar), mas tem pontos de ebulição normal diferentes. O ponto de ebulição de um líquido é definido como sendo a temperatura na qual a pressão de vapor exercida pelo líquido se iguala à pressão externa. A

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água, ao nível do mar, tem uma pressão de vapor igual a 1,00 atm somente a 100 oC. É lógico se assumir que quanto mais forte for a atração entre as moléculas, isto é, quanto maior forem as forças intermoleculares, maior também será a temperatura necessária para a ebulição do líquido. Observe, como exemplo, os dois isômeros para a fórmula C5H12, o n-pentano e o neo- pentano, ilustrados na figura ao lado. Ambas as moléculas não possuem dipolo permanente - são apolares. Então, ambas interagem, entre si, via forças de dispersão (london). Mas o fato do n-pentano tenha uma temperatura de ebulição bem maior do que o neo-pentano, se explica pelo fato da temperatura ambiente, o n-pentano é um líquido, enquanto que o outro isômero é um gás.

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Este caso ilustra uma propriedade das interações intermoleculares: quanto maior for a área de contato entre as moléculas, maior é a interação. No caso no neo-pentano, a interação é dificultada devido ao impedimento espacial provocado pelo grupos -CH3. A polarização induzida ocorre mais intensamente no caso da cadeia linear.

Uma outra propriedade pode ser observada se acompanharmos a temperatura de ebulição dos compostos ao lado. O éter dimetílico, embora possua a maior massa molar, é o que tem a menor Te (é um gás, à temperatura ambiente). Tanto o metanol como a água são líquidos, embora tenham massa molar menores. A água, a molécula mais leve da série, tem a maior temperatura de ebulição. Isto porque a água e o metanol interagem via ligação hidrogênio - a mais forte das interações intermoleculares, enquanto que o éter interage via dipolo-dipolo - não possue hidrogênios ligados ao oxigênio. A água possue dois hidrogênios ligados ao O - o que explica a sua maior temperatura de ebulição, em relação ao metanol,

que possui apenas um. Como vemos, a substituição dos hidrogênios da água por grupos -CH3 leva a compostos com menor temperatura de ebulição.

O aquecimento dos sólidos [4] sempre foi utilizado na história da humanidade, principalmente para fundição de metais. Atualmente, essa utilização continua até os tempos atuais, assim como a mistura ou quebra de

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ligações químicas das mais diversas. Uma utilização muito importante atualmente também é o aquecimento das substâncias para a mudança de estado físico, o que facilita o transporte destas substâncias.

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2.0 Objetivo

Relacionar as propriedades macroscópicas das substâncias (ponto de fusão, solubilidade, miscibilidade e condução de corrente elétrica) com o tipo de ligação molecular e de interação intermolecular.

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3. Parte Experimental

3.1 Materiais

 Tela de amianto

 Papel alumínio

 Enxofre

 Sacarose

 Parafina

 Acetato de potássio

 Vidro côncavo

 Bico de Bunsen

 KMnO4

 CaCO3

 I2

 Hexano

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 H2O

 Tubos de ensaio

 Béqueres

 KBr (1 mol/L)

 Água destilada

 H2SO4 (1 mol/L)

 NaClO 5%

 Bateria 9V

 Jacarés

 Ácido Clorídrico

 Ácido Acético

 Ponta de espátula de Acetato de potássio

 Ponta de espátula de Sacarose

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3.2 Recomendações

 Ter um breve conhecimento sobre os materias a serem utilizados

 Observar todos os tipos de detalhes durante o experimento, principalmente nas transformações físico-químicas

 Fazer os descartes dos materias utilizados devidamente

 Sempre em caso de dúvidas procurar o professor ou um técnico(a) do laboratório

3.3 Aquecimento dos sólidos

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 Com uma tela de amianto envolvida com papel alumínio, foi colocado, nos vértices de um quadrado, quantidades aparentemente iguais de enxofre, sacarose, parafina e acetato de potássio.

 Devido o fato da parafina se tornar um liquido de baixa viscosidade, ela foi colocada sobre um vidro côncavo.

 O centro da tela de amianto foi levado à chama do bico de Bunsen.

 Após estes procedimentos foram observados e anotados todos os fatos físico-químicos ocorridos.

3.4 Solubilidade

 Em 6 tubos de ensaio separados, foram adicionados H2O e um soluto diferente: KMnO4, Pb(NO3)2, CaCO3, I2, parafina e sacarose;

 Em 5 tubos de ensaio separados, foi adicionado hexano e um soluto diferente: KMnO4, CaCO3, I2, parafina e sacarose;

 Em outro tubo de ensaio, foi adicionado H2O, hexano e I2.

3.5 Reação de oxi-redução

 Em um tubo de ensaio foram colocados 5 gotas de solução de KBr 1 mol L-1

 Adicionamos 3,0 mL de água destilada

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 Adicionamos 3 gotas de H2SO4 - 1,0 mol L-1

 Adicionamos 3,0 mL de Hexano.

 Sempre a cada adição de uma solução, agitávamos e observávamos o que acontecia

 A essa mistura, adicionamos 2 gotas de NaClO 5%.

 Agitamos e observamos.

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 Em seguida, adicionamos a solução de NaClO 5% gota a gota, sempre agitando e observando, até que as duas fases tornassem quase transparentes e assim finalizando o experimento com todas as observações anotadas durante todo este experimento.

3.6 Formação de eletrólitos

 Conectamos os 2 jacarezinhos separadamente a 2 pedaço de papel alumínio(eletrodos) e na outra extremidade do fio conectamos cada um em seus pólos separadamente de uma bateria de 9V.

 Mergulhamos estes eletrodos em 40 mL de cada uma das soluções(de ácido clorídrico 0,5 mol/L, de ácido acético 0,5 mol/L e água “pura”), sempre trocando os eletrodos a cada experimento.

 Para finalizar mergulhamos os eletrodos com as pontas de espátula de acetato de potássio em 40 mL de água destilada e depois em uma outra solução de 40 mL de água destilada com uma ponta de espátula de sacarose), lembrando-se também de trocar os eletrodos a cada experimento.

 Observamos o que acontecia com os eletrodos em cada experimento.

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4. Resultados e discussão

No primeiro experimento; aquecimento dos sólidos; a ordem em que os materiais foram se fundindo na tela de amianto foi: parafina, enxofre, sacarose e acetato de potássio. Isso explica- se pois as forças intermoleculares são responsáveis pela existência dos 3 estados físicos da matéria. No sólido, as moléculas não se movimentam livremente, pois estão presas por forças intermoleculares. No líquido, as moléculas possuem mais energia cinética que eventualmente conseguem superar as forças intermoleculares e assim as moléculas adquirem certa movimentação. Na fase gasosa, as forças intermoleculares são pequenas e permitem uma movimentação aleatória das moléculas. Portanto, o ponto de ebulição de uma substância está relacionado com a intensidade das forças intermoleculares.

Nesse primeiro experimento, foram aquecidas quatro substâncias diferentes de modo que todas elas recebessem a mesma quantidade de calor. O aquecimento fornece energia para as moléculas, e quando as forças intermoleculares começam a ser superadas pela energia cinética,

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as moléculas ganham maior movimentação e começamos a visualizar a mudança do sólido para o estado líquido. Durante esse processo foi observado que a parafina começa a se fundir primeiro por ser uma molécula apolar e ter em sua estrutura átomos de hidrogênio e carbono que formam um hidrocarboneto. Hidrocarbonetos formam ligações covalentes que possuem baixo ponto de fusão devido as suas fracas forças nas interações moleculares. Logo em seguida, o enxofre veio a se fundir, esse processo foi observado porque a molécula de enxofre também é apolar tendo pouca interação molecular. A principal diferença entre o hidrocarboneto é que o enxofre forma cristais (S8) já que o enxofre também é covalente e assim acaba por dificultar seu ponto de fusão tornado maior que o da parafina. Já por terceiro foi observado que o composto a se fundir é a sacarose. Essa molécula é covalente polar que aumenta seu ponto de fusão. Outro fator importante é que a sacarose possui pontes de hidrogênio, quando um hidrogênio liga-se a um átomo de flúor , nitrogênio ou oxigênio. Esse tipo de ligação é muito forte resultando em um elevado ponto de fusão. Em ultimo lugar verificou que o acetato de potássio composto polar foi o ultimo a se fundir. Isso ocorreu

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devido a suas ligações moleculares. O acetato de potássio possui ligação iônica que é uma ligação bem mais forte que a ligação covalente. Em seu composto, o acetato de potássio possui cargas positiva K+ e negativas CH3COO-, devido a atração dessas cargas suas forças moleculares são muito fortes precisando de grande energia para fundir, com isso seu ponto de fusão é o mais elevado que os quatro compostos. Observamos que a parafina e o enxofre começaram a se fundir quase ao mesmo tempo, em pesquisas realizadas verificamos que o ponto de fusão do enxofre [6] é 121,7°C e o da parafina [7] é 50,3°C a 82,4°C, por ser diferente o ponto de fusão real e a ordem em que os materiais começaram a se fundir, isso ocorreu pois houve interferência do vidro em que foi colocada a parafina. Depois de alguns minutos, a sacarose começou a se fundir, passou de um sólido branco para um líquido bege e depois escureceu para marrom escuro. Por último foi o acetato de potássio que passou de um sólido branco para um líquido transparente.

No experimento 2; solubilidade; obtivemos os seguintes resultados:

 KMnO4 + H2O  KMnO4[9] é altamente solúvel em água, uma vez que ambos são polares, assim semelhantes dissolve semelhante, segundo a teoria da solubilidade e formando uma solução roxa escura. As moléculas de KMnO4 sofrem influência da força íon-dipolo e o solvente (água) possui ligações por pontes de hidrogênio, logo o soluto fica hidratado, retirando os íons do retículo cristalino do soluto.

 Pb(NO3)2 + H2O  Pb(NO3)2 é pouco so transparente, pouco turva, após constante agitação do tubo de ensaio, pois as moléculas do

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soluto sofrem influência da força íon-dipolo e o soluto possui ligações por pontes de hidrogênio, logo o soluto fica hidratado, retirando os íons do retículo cristalino do soluto.

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 CaCO3 + H2O  CaCO3 é insolú força íon-dipolo, que facilita a dissolução em água, criando íons hidratados, tornando a mistura heterogênea com 2 fases – líquida (H2O) e sólida (CaCO3). A mistura tornou-se branca, mas opaca, o que não caracteriza a dissolução, e sim a suspensão das partículas de CaCO3 na água.

 I2 + H2O  I2[10] é insolúvel água possui pontes de hidrogênio, que são ligações com energias de ligação muito desiguais. A dissolução é inviável e desfavorável, tornando a mistura heterogênea com 2 fases – sólida (I2) e liquida (H2O);

 Parafina + H2O  Parafina [11] é inso intermolecular por forças de London, que não conseguem reagir com moléculas de água com pontes de hidrogênio. A dissolução é inviável, tornando a mistura heterogênea com 2 fases – sólida (parafina) e liquida (H2O)

 Sacarose + H2O  Sacarose [12] é solúvel em água, pois tanto água quanto a sacarose estão sujeitas às pontes de hidrogênio existindo uma afinidade para a dissolução tornando a mistura transparente e homogênea.

.

 KMnO4 + hexano  KMnO4 [9] é inso potássio é polar e o hexano apolar. Parecia que apenas parte do soluto tinha se solubilizado, mas como o tubo de ensaio estava com um pouco de água antes deste experimento, percebemos que a mistura ocorreu por causa da água, pois o resto do soluto continuou sólido no fundo do tubo de ensaio, sem solubilizar. Também podemos explicar tal fato, pois o hexano possui força de atração de dipolo induzido, a quantidade de energia disponível nas ligações intermoleculares não são suficientemente fortes para reagir com as ligações do permanganato, com energia de ligação muito superior à do hexano. Logo, uma possível dissolução seria impossível em condições normais.

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 CaCO3 + hexano  CaCO3 é insolúv fases – líquida (H2O) e sólida (CaCO3). Isso ocorre pois o hexano é governado pelas forças de London e o CaCO3 possuir força íon-dipolo, as energias de ligação são incompatíveis e desfavoráveis à dissolução.

 I2 + hexano  I2[10] é solúvel em he consegue manter o estado sólido graças às forças de London (dipolo induzido). Como as forças de atração intermolecular do hexano são governadas pelas forças de London também, existe uma grande facilidade de dissolução, visto que é favorável para ambos a dissolução tornando a solução inicialmente rosa. Após agitação da mistura ainda heterogênea com 2 fases – sólida (I2) e liquida (H2O), o resto do I2 foi se dissolvendo, tornando a solução arroxeada e homogênea.

 Parafina + hexano  Parafina [11] é solúvel em hexano [8]. A parafina possui forças de London, que são as mesmas que atuam no hexano, logo a dissolução é favorável e ocorre, tornando a solução homogênea transparente.

 Sacarose + hexano  Sacarose [12] é insolú heterogênea em 2 fases – sólida (sacarose) e líquida (H2O). Visto que a molécula da sacarose é uma molécula que possui pontes de hidrogênio e o hexano possui apenas forças de London, a dissolução não ocorre pela elevada diferença de energias.

 H2O + I2 + hexano  A água e o he hexano apolar, o que formou 2 fases liquidas com o hexano suspenso e a água no fundo. Conhecendo-se a densidade do hexano e de H2O (0.6548 g/ml para o hexano e 1g/ml para a água) sabemos que a fase de cima é o hexano e a fase de baixo é a água. Com a inserção de iodo nos solventes ele reage primeiramente com o hexano, visto que os dois possuem forças de London, mas não reage com a água, que possui pontes de hidrogênio. Com isso, quando o iodo está na parte

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mais baixa do tubo de ensaio, em contato com a água, não existe dissolução, sendo assim, como o I2 é solúvel em hexano e não em água, a agitação do tubo fez a solubilização do soluto com o hexano e a formação de 3 fases: mistura hexano-I2, água e I2 sólido.

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Comentando genericamente esta parte do experimento, foi observado que a água solubilizou todos os compostos que possuem característica polar, já o hexano solubilizou todos os compostos que possuem característica apolar. A solubilidade das substâncias se dá em função de uma afinidade eletrônica existente entre as espécies em um sistema. Ou seja, polar dissolve polar, pois existe uma atração eletrostática entre os dipolos já existentes pelo fato das moléculas serem polares, portanto a reação dipolo-dipolo favorece a solubilidade. Já reações entre moléculas apolares ocorrem solubilidade, pois há a formação dos dipolos induzidos através das Forças de Van Der Waals, ou seja, apesar de cada molécula ser apolar, ao aproximarem-se elas induz a criação de pólos realizando ligações do tipo Forças de London e estas irão favorecer a solubilidade. Reações entre moléculas polares e apolares não ocorrem solubilidade ou quase nenhuma, pois atrações do tipo dipolo permanente (presente na molécula polar), com dipolo induzido (existente na molécula apolar que foi induzido pelo pólo da molécula polar) são muito fracas evitando ou criando pouca solubilidade. Conhecendo características de algumas substancias como polaridade podemos dessa forma distinguir substancias em solução e também reconhecer reações devido às mudanças qualitativas como exemplo: através da mudança de cor, aspecto e odor dos reagentes.

No experimento 3; reação de oxi-redução; após colocar num tubo de ensaio 5 gotas de solução de KBr - 1 molL-1, 3,0 mL de água destilada, 3 gotas de H2SO4 – 1,0 molL-1 e 3,0 mL de Hexano, observamos que não houve uma mudança aparente na solução, apenas manteve-se transparente. Em seguida, ao adicionamos, gota a gota, a solução de NaClO 5%, e conforme agitávamos, observamos uma mudança na coloração ficando cada vez mais escura (um tom alaranjado forte) e conseqüentemente clareando para um tom amarelado. Adicionamos a solução de NaClO 5% gota a gota e com 40

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gotas a solução não mais mudou, ficando quase transparente e dividida em duas fases. Nesse processo na presença de água, os compostos KBr e NaClO sofrem dissociação e o H2SO4 sofre ionização de acordo com as reações a seguir:

KBr  K+ + Br-

NaClO  Na+ + ClO-

H2SO4  2H+ + SO4-2

O ClO- resultante da dissociação do NaClO se decompõe em Cl- e O-2 em um equilíbrio de acordo com a reação a seguir:

ClO-   Cl- + O-2 (equilíbrio dinâmico)

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O íon ClO- reage na presença de ácido (H+) formando o HClO, este reage também com o excesso de íons Cl- (cloreto), fabricando a água de cloro de acordo com as reações a seguir:

ClO- + H+ HClO

HClO + H+ + Cl-  Cl2(g) + H2O

O gás Cloro formado reage com o íon Br- (presente na solução) de acordo com a equação:

2Br- + Cl2(g)  Br2(g) + 2Cl-

O Bromo livre [Br2(g)] colore a solução alaranjada primeiramente passando aos poucos para um tom amarelado. Como o Br2(g) é apolar, ele tende a se dissolver no Hexano (Hidrocarboneto apolar, também presente na solução), após alguns instantes de repouso, forma-se uma solução amarela abaixo da camada aquosa incolor. Com excesso de água de cloro, devido a adição de NaClO, o bromo converte-se em monocloreto de bromo amarelo ou em ácido hipobromoso ou ácido brômico incolores (de acordo com as reações abaixo), resultando numa solução amarelo- clara ou incolor.

Br2(g) + Cl2(g)  2BrCl

Br2(g) + Cl2(g) + 2 H2O  2 BrO- + Cl- + 4H+

Equação Global de Óxido – Redução:

Br2(g) + 5Cl2(g) + 6H2O  2BrO3- + 10Cl- + 12H+

No experimento 4; formação de eletrólitos; conectamos dois eletrodos feitos de pedaços de papel alumínio nas extremidades de uma bateria de 9V.

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Após essa etapa, mergulhamos a outra extremidade dos eletrodos em 40mL em cada umas das soluções abaixo, e tivemos as seguintes observações:

a) Solução de ácido clorídrico 0,5 mol/L: Nessa solução houve transferência de elétrons, com perda no eletrodo positivo e ganho no eletrodo negativo. Essa transferência foi observada através do borbulhamento ocorrido nos eletrodos, com uma quantidade grande de bolhas se desprendendo do eletrodo positivo, e com o acúmulo de bolhas no eletrodo negativo, conforme foi passando o tempo. Isso deve-se ao fato do ácido clorídrico ser uma substância a qual em meio aquoso, tem a facilidade de ionização e assim libera grandes quantidades de H+, por isso, consideramos este um ácido forte. Assim estes íons livres no meio aquoso são os responsáveis pela condução de eletricidade;

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b) Solução de ácido acético 0,5 mol/L: Nessa solução houve um acúmulo de bolhas menores no eletrodo negativo e bolhas maiores no eletrodo positivo. Isso se deve ao fato de considerarmos o ácido acético um ácido fraco (Ka = 1,8 x 10-5), que possui mais dificuldade para ionização, logo libera menos H+ na água, sendo assim, considerado um mal condutor de eletricidade.

c) Água “pura”: Não foi possível observar muitas bolhas, mesmo sendo utilizada uma água de torneira, que contém mais íons livres não obteve uma grande formação de bolhas, porém o pouco que se formaram, observamos bolhas menores no eletrodo negativo e maiores no eletrodo positivo, porém no eletrodo positivo observamos as bolhas mais espalhadas, não ordenadas umas das outras, e no eletrodo negativo, um pouco mais concentradas, mais ordenadas.

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d) Uma ponta de espátula de acetato de potássio em 40mL de água destilada: Nessa solução, criou-se uma camada de bolhas na espátula, onde, posteriormente, pudemos observar uma leve oxidação no material. Logo podemos dizer que houve transferência de elétrons, mas como ocorreu poucas bolhas, isso indica que o acetato de potássio é um condutor, porém de baixa condutividade. Podemos complementar dizendo que a mistura de água destilada e acetato de potássio (CH3COOK) conduziu corrente pois forma um eletrólito forte já que a molécula de CH3COOK é polar e dissocia-se em água formando íons K+ e [CH3COO]-.

e) Uma ponta de espátula de sacarose em 40mL de água destilada: Na solução apresentada não ocorreu nenhuma mudança nos eletrodos nem na espátula, muito menos houve formação de bolhas, indicando que não houve passagem de elétrons e consequentemente mostrando que a sacarose é um mal condutor. Porém, a sacarose, houve diluição da mesma, não por completo, sobrou uma pequena quantidade de corpo de fundo e alguns grãos, que ficaram com uma tonalidade avermelhada apenas. Enfim, a mistura de água destilada mais sacarose não conduz corrente pois forma um não-eletrólito, pois a sacarose é um composto covalente apolar e não ioniza em água

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5. Conclusão

Concluímos que o ponto de fusão está diretamente ligado às forças intermoleculares de cada composto. A solubilidade das substâncias depende de suas afinidades eletrônicas, se são apolares ou polares. A oxidação é uma transformação química entre um átomo ou grupo de átomos, na qual elétrons são perdidos e na redução os elétrons são recebidos, ambos de maneira uniforme.

Para ocorrer redox é necessária uma transferência de elétrons, para tanto, deve existir um soluto iônico no qual ira interagir conforme a facilidade de oxidar ou reduzir os íons.

Para que haja condução de corrente elétrica é necessária a presença de íon livres. Os compostos iônicos não conduzem corrente na fase sólida (quando os elétrons estão firmemente ligados uns aos outros), mas conduzem na fase líquida ou em solução aquosa, quando os íons adquirem mobilidade. O composto que se dissolve originando uma solução que conduz corrente elétrica (solução eletrolítica) é chamado de eletrólito.

Enfim, com este experimento podemos observar e entender mais sobre os elementos químicos, pois cada qual possue suas características físicas e químicas observáveis no mundo macro que podem nos ajudar a entender as reações que ocorrem no micro. Particularmente foram usados nesses experimentos, conhecimentos como pontos de fusão, oxidação, solubilidade em água e formação de eletrólitos. A partir destas reações passamos a entender algumas características utilizamos tanto os conhecimentos teóricos quanto os conhecimentos práticos.

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6. Referências bibliográficas

[1] http://www.pensador.info/p/na_natureza_nada_se_cria_nada_se_perde_ tudo_se_ transforma/1/

[2] http://educar.sc.usp.br/ciencias/quimica/qm1-3.htm#transforma

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[3] QUÍMICA NA ABORDAGEM DO COTIDIANO - Tito & Canto, Vol 1, Editora Moderna, 1999

[4] Atkins, P.; Jones, L. Princípios da química – Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente. 3ª edição. Porto Alegre: Bookman, 2006.

[5]http://www.qmc.ufsc.br/quimica/pages/especiais/revista_ especiais_forcas_intermoleculares.html

[6] http://www.cetesb.sp.gov.br/emergencia/produtos/ficha_completa1.asp? consulta=ENXOFRE

[7] http://www.fazfacil.com.br/materiais/parafina.html

[8] http://www.cetesb.sp.gov.br/emergencia/produtos/ficha_completa1.asp? consulta=HEXANO

[9] http://www.pdamed.com.br/diciomed/pdamed_0001_12999.php

[10] http://pt.wikipedia.org/wiki/Iodo

[11] http://www.cetesb.sp.gov.br/emergencia/produtos/ficha_completa1.asp? consulta=PARAFINA

[12] http://www.klickeducacao.com.br/2006/enciclo/encicloverb/0,5977,POR 137,00.html

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