Como estudar química, Notas de estudo de Biomedicina

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Prof. Rossetti

Caracterização Física dos

Sistemas materiais

Livro 1

COMO ESTUDAR QUÍMICA?

Não se deve esquecer, ainda, que além das prá- ticas de laboratório é muito importante prestar aten- ção nas transformações que ocorrem ao nosso redor, tentando explicá-las. Por exemplo: formação de ferru- gem; dissolução de açúcar na água, no café, no leite; a combustão (fogo); o processo de queima do com- bustível no motor do carro (coloca-se combustível lí- quido e saem gases e calor, além de movimento me- cânico); o uso de anti-ácidos para diminuir o excesso de acidez estomacal; uso de água de lavadeira (água sanitária, hipoclorito) para deixar a roupa mais branca; uso de soda cáustica (NaOH) para limpar caixas de gordura das residências, etc.

Muitos estudantes alegarão que sentem difi- culdades em fazer isto. Não dissemos que seria to- talmente fácil. Em todo aprendizado há sempre um grau de dificuldade que depende do assunto e de cada indivíduo. Aí entra a ação do professor e a interação entre os alunos, além do próprio esforço. É importante tentar a associação e a racionaliza- ção dos fatos, trocar idéias com os colegas, procu- rar observar os fenômenos com atenção e pedir sempre a orientação do professor. Em pouco tem- po você se surpreenderá. Verá que, além de ter entendido muita coisa, a memorização foi um acon- tecimento natural e não um processo penoso, dra- mático. Perceberá, também, que a sua capacidade de absorver novos conhecimentos terá sido ampli- ada pelo exercício e pela satisfação em sentir o próprio crescimento.

É possível, ainda, que alguns pensem que o que é exigido no Vestibular é muito mais difícil do que queremos fazer crer. Não é bem assim. Se você deseja fazer um curso superior, estude do modo como estamos sugerindo e verificará que vai ficar muito mais fácil e interessante.

E

sta é, talvez, urna das perguntas que você, leitor, mais gostaria de ver respondida. Tente raciocinar conosco nas linhas seguintes. É possível que você obtenha a resposta já nos primeiros momentos.

Vejamos:

Para aprender a andar de bicicleta recebemos,

inicialmente, por própria observação e/ou por instrução

de alguém, a informação de que é necessário subir na

mesma procurando manter o equilíbrio, de que se deve

pedalar, etc. Ao recebermos as informações iniciais, es-

tabelecemos automaticamente algumas hipóteses, na

nossa cabeça, que procuram simular o andar de bici-

cleta. Ao tentarmos na prática, confrontaremos a "teo-

ria" com a "realidade" e nesta interação faremos os de-

vidos ajustes "teóricos" e "práticos" de modo a obter o

desejado: andar de bicicleta.

A Química, também, consiste de resultados obti-

dos de práticas experimentais e de teorias de algum

modo semelhantes ao aprendizado de andar de bicicle-

ta e de quase todos os aprendizados...

É evidente, então, que para aprender Química de-

vemos "por a mão na massa" ao mesmo tempo que

recebemos as informações teóricas do professor e dos

livros. E indispensável a prática associada à teoria.

As respostas que recebemos para esta nossa

colocação referem-se à ausência ou inadequação de

laboratórios nas escolas. Sabemos disto e podemos di-

zer que, para um grande número de práticas químicas,

não é necessário ter grandes laboratórios (até o labora-

tório pode ser dispensado em muitos casos) nem mani-

pular instrumentos e substâncias caros. Há muita coisa

em nossas casas que pode ser usada. Nas farmácias,

nos supermercados, nas quitandas, etc., podemos en-

contrar muitos materiais a preços baixos. Há livros que

trazem descrições de experiências de pequeno custo,

que podem ser feitas com produtos facilmente encon-

trados no mercado. Pergunte ao seu professor!

Densidade é a massa por unidade de volume. Medindo a massa em gramas e o volume em centíme- tros cúbicos, a densidade é dada em g/cm³.

Exemplos: 1) 500g de água ocupam o volume de 500 cm³. A densidade da água será:

Significado: 1cm³ de água tem massa igual a 1g.

2) 400g de álcool comum ocupam o volume de 500 cm³.

A densidade do álcool será:

3) Comparar os resultados dos exemplos 1 e 2.

A água é mais densa que o álcool. 500 cm³ de água e 500 cm³ de álcool apresentam massas diferen- tes.

4) Por que, atirando uma pedra na água, ela vai ao fundo?

4 a) Dureza

Dureza é a propriedade do material que mede sua resistência ao risco.

Quando se atrita um material A em outro material B, se A riscar B, deixará neste um sulco, e diremos que A é mais duro que B.

Exemplo: Um estilete de aço risca a madeira. O estilete de aço não risca o quartzo. O quartzo é mais duro que o aço.

Observação : a substância natural mais dura que existe é o diamante.

5 a) Maleabilidade

Maleabilidade é a propriedade do material de po- der ser reduzido a lâminas.

Os metais ouro, chumbo, prata, zinco, ferro, etc., são bastante maleáveis.

6 a) Ductilidade

Ductilidade é a propriedade do material de poder ser transformado em fio. Exemplo:

fio de cobre fio de alumínio, etc.

7 a) Solubilidade

Adicionando-se pequena quantidade de sacarose (açúcar de cana) em um copo d'água, forma-se uma mistura homogênea. O açúcar dissolve-se na água, "de- saparece" na água. Diz-se que o açúcar é solúvel na água. Adicionando-se pequena quantidade de areia em um copo d'água, forma-se uma mistura heterogênea. A areia não se dissolve na água, "não desaparece” na água. Diz-se que a areia é insolúvel na água. Tomemos, agora, 100 gramas de água a 30°C. Verificamos que conseguimos dissolver no máximo 220 gramas de açúcar. Adicionando-se mais de 20 gramas de açúcar em 100 gramas de água a 30°C, dissolvem- se, "desaparecem" 220 gramas e o excesso fica sólido no fundo do frasco.

Essa quantidade máxima que pode ser dissolvi- da é chamada coeficiente de solubilidade.

Na prática, diz-se que a substância é insolúvel quando o coeficiente de solubilidade é muito pequeno. O coeficiente de solubilidade depende da tempe- ratura. Assim, a 50°C, 100 gramas de água dissolvem no máximo 260 gramas de sacarose. É por esse motivo que não se usa água fria para preparar o cafezinho. As substâncias que constituem o café são mais solúveis em água quente do que em água fria.

240g de açúcar

220g se dissolvem (^) 20g não se dissolvem

Propriedades Organolépticas

Propriedades organolépticas são as propriedades específicas que podem impressionar os nossos sentidos.

Cor – propriedade percebida pela visão. O ouro é amarelo, o cobre é vermelho, a água é incolor.

Brilho – propriedade percebida pela visão. Um metal polido é brilhante, isto é, reflete a luz. Já a madeira é fosca.

Sabor – propriedade percebida pelo paladar. O açúcar é doce, o cloreto de sódio é salgado, a água é insípida (sem sabor).

Odor – propriedade percebida pelo olfato. O gás sulfídrico tem cheiro de ovo podre; a água é inodora.

Notas

a) Propriedades Físicas : dizem respeito a fenô- menos físicos. São usadas para identificar a substância. Exemplos: ponto de fusão, ponto de ebulição, densida- de, solubilidade, calor específico, etc. b) Propriedades Químicas : dizem respeito a fe- nômenos químicos. Não são muito usadas para identifi- car a substância, pois é necessário que reaja com outra substância. Exemplo: reações químicas. c) Propriedade Física Intensiva : é intrínseca (própria, inerente) à natureza do material. Exemplos: cor, odor, sabor, densidade, brilho, transparência, maleabilidade, ductilidade etc. d) Propriedade Física Extensiva: depende da quantidade do material. Exemplos: massa, volume, di- mensão.

Sistema é a porção do espaço físico submetida à investigação.

Classificação

a) Sistema Aberto : troca matéria e energia com o exterior (meio ambiente).

Exemplos: caneta-tinteiro, caderno, madeira, etc.

Sistema

Energia

A energia não apresenta massa e não ocupa lu- gar no espaço. A energia é capaz de modificar a matéria. É o caso da energia térmica proveniente da quei- ma do carvão que assa o churrasco transformando a matéria carne crua em carne cozida. A energia, é capaz, ainda, de causar sensações nos seres vivos, isto é, nós, como seres vivos, senti- mos o calor do sol, o choque elétrico, a luz, o movimen- to do vento no rosto, etc. Existem diferentes formas de energia: térmica, luminosa, elétrica, mecânica, nuclear, química. Algumas formas de energia podem ser convertidas uma na ou- tra. Num chuveiro elétrico a energia elétrica é transfor- mada em energia calorífica. Na televisão a energia elé- trica é transformada em luminosa e sonora. Algumas transformações que ocorrem com a ma- téria são capazes de liberar uma certa quantidade de energia que estava armazenada na matéria inicial como, por exemplo, em um carro a energia química resultante da combustão da gasolina é transformada em energia térmica e mecânica.

O sol é a maior fonte energética de nosso ecossitema. Além do aquecimento e iluminação do plane- ta, o sol permite a manutenção das diferentes formas de vida. Isso se processa, basicamente, através da reação química da fotossíntese, realizada pelos vegetais autótrofos que utilizam a energia luminosa, proveniente do sol, transfomando-as em energia química, armazenada em seu próprio alimento. Os seres heterótrofos, através da alimen- tação, consomem determinados tipos de matéria que irão se transformar liberando a energia química necessária para a manutenção de seus processos vitais. O homem, ao longo de sua existência, desenvol- veu técnicas para utilização dos mais diferentes materi- ais como rochas, metais, madeira, obtendo instrumen- tos para serem usados na agricultura, na caça, na loco- moção e nas guerras. A descoberta do fogo mostrou a possibilidade do homem utilizar a energia a partir da transformação da matéria. A partir daí passou a utilizar a energia e suas con- versões com a finalidade de melhorar sua condições de vida empregando-a na sua proteção, cozimento de ali- mentos, aquecimento, locomoção e iluminação.

b) Sistema fechado: não troca matéria e pode trocar energia com o meio ambiente. Exemplos: lata de conserva fechada, ovo, termô- metro clínico, etc. c) Sistema isolado: não troca matéria nem ener- gia (é ideal). Exemplo aproximado: garrafa térmica.

As unidades (moléculas) se repetem, assim a iden- tidade química é mantida em cada amostra retirada.

Agora é possível explicar por que um composto se decompõe em seus elementos constituintes. Em nível microscópico, as unidades moleculares iniciais são quebradas, formando os elementos, com um novo arranjo dos átomos.

= molécula de água ⇒ união de dois átomos de

hidrogênio e um átomo de oxigênio

= molécula de hidrogênio ⇒ união de dois áto-

mos de hidrogênio

= molécula de oxigênio ⇒ união de dois áto-

mos de oxigênio Assim:

Representando o composto sulfeto de ferro. Experimentalmente se observa que ele é forma- do pela união dos elementos ferro e enxofre, na propor- ção de 1 : 1. Assim, é possível usar os símbolos dos elementos ferro (Fe) e enxofre (S) na proporção de 1 : 1 para representar o composto sulfeto de ferro, ou seja, FeS. Tal representação é denominada fórmula de um composto.

Para o composto água, podemos representá-la, usando a fórmula H 2 O.

No caso da água, como o de muitas outras subs- tâncias, a fórmula pode representar uma molécula da referida substância.

Lendo um Fórmula

A Atomicidade 2 para o hidrogênio significa que cada molécula do composto água é formada por dois átomos do elemento hidrogênio; por outro lado, a Atomicidade 1 para o oxigênio (1, quando nada aparece) quer dizer que cada molécula do composto água é formada por um átomo do elemento oxigênio.

Unindo observação macroscópica com

análise microscópica. Representando as

substâncias

Como já vimos, é possível relacionar as observa- ções macroscópicas efetuadas através de experiências com as explicações dadas em função da Teoria de Dalton. Vamos agora unir as observações macroscópicas com a análise microscópica, para as diferentes espécies de matéria.

Primeiro caso: Ferro sólido

Retirada várias porções distintas da matéria re- presentada acima e analisadas, concluímos o seguinte: Observações macroscópicas:

- Todas apresentam os mesmos ponto de fusão, ponto de ebulição e densidade. - Todas apresentam temperatura constante du- rante a fusão e a ebulição. - Não é possível decompor o ferro em outras substâncias através de processos químicos.

Análise microscópica:

- A amostra em questão é constituída por unidades idênticas que se repetem por toda a extensão da amostra: os átomos de ferro. - Como todos os átomos da amostra são iguais (mesmo elemento químico), não é possível Símbolo do elemento decompô-la em outras substâncias. hidrogênio

Símbolo do elemento oxigênio

Atomicidade

representação de 1 molécula do composto de água

HHHHH 22222 OOOOO

E letrólis e

Á g ua

Conclusão

Segundo caso: Gás hidrogênio

Retirada várias porções distintas da matéria aci- ma e analisadas, concluímos o seguinte:

Observações macroscópicas:

- Todas apresentam os mesmos ponto de fusão, ponto de ebulição e densidade. - Todas apresentam temperatura constante du- rante a fusão e a ebulição. - Não é possível decompor o hidrogênio em ou- tras substâncias através de processos quími- cos.

Análise microscópica:

- A amostra em questão é constituída por unida- des idênticas que se repetem por toda a extensâo da amostra: a molécula H 2. - Como todos os átomos da amostra são iguais (mesmo elemento químico), não é possível decompô-Ia em outras substâncias.

Conclusão

Terceiro caso: Água pura

Retirada várias porções da matéria acima e anali- sadas, concluímos o seguinte: Observações macroscópicas:

- Todas apresentam os mesmos ponto de fusão, ponto de ebulição e densidade. - Todas apresentam temperatura constante du- rante a fusão e a ebulição. - Utilizando métodos químicos é possível decom- por a água em outras espécies diferentes de matéria.

Análise microscópica:

- A matéria analisada é constituída por unidades idênticas que se repetem por toda a extensão da amostra: moléculas de H 2 O. - A amostra original (água) é constituída pela com- binação de dois elementos diferentes, o hidro- gênio e o oxigênio. Ela pode, portanto, ser de- composta em seus elementos formadores.

Ferro sólido (Fe)

A matéria é homogênea em rela- ção às propriedades físicas e quí- micas

A matéria é constituída por átomos de um mesmo elemento.

Elemento químico ou substância pura simples.

Matéria analisada

Observações macroscópicas

Análise microscópica

Classificação

Hidrogênio gasoso (H 2 ).

A matéria é homogênea em rela- ção às propriedades físicas e quí- micas.

A matéria é constituída por átomos de um mesmo elemento agrupa- dos, formando moléculas.

Elemento químico ou substância pura simples.

Matéria analisada

Observações macroscópicas

Análise microscópica

Classificação

M oléc ula de G ás h id rog ê nio (^) h idr og ên io M olé á cu la degu a

Á g ua p ura

Conclusão

Símbolos e fórmulas simplificam e padronizam a comunicação entre os químicos, economizando tempo e espaço em suas anotações.

H átomo do elemento hidrogênio

2H 2 átomos do elemento hidrogênio

H 2 1 molécula da substância pura

simples hidrogênio

2H 2 2 moléculas da substância pura

simples hidrogênio

O 1 átomo do elemento oxigênio

O 2 1 molécula da substância pura

simples oxigênio

O 3 1 molécula da substância pura

simples ozônio

H 2 SO 4 1 molécula da substância pura

composta

3H 2 SO 4 3 moléculas do composto ácido sul-

fúrico

Água e óleo.

Não apresenta uniformidade quanto às propriedades.

As moléculas não se distribuem de maneira uniforme. Ocorre mais de uma fase.

Mistura heterogênea.

Matéria analisada

Observações macroscópicas

Análise microscópica

Classificação

Representação Química

Interpretação

Conclusão

Resumindo

Matéria (classificação teórica)

I. Substância pura (moléculas iguais) a) Simples ⇒^ Átomos iguais Exemplo: o elemento hidrogênio. b) Composta ⇒ Átomos diferentes

Exemplo: o composto água

II. Mistura (moléculas diferentes) c) Homogênea ⇒ Solução (não possui superfí- cie de separação) (1 fase) d) Heterogênea ⇒^ (apresenta superfície de separação) (2 ou mais fases)

Matéria (classificação experimental)

I. Substância pura

- O ponto de fusão, o ponto de ebulição, a den- sidade e a cor são definidos e constantes. - A temperatura permanece constante durante a fusão e a ebulição. a) Simples ⇒^ Não pode ser decomposta por métodos químicos.

b) Composta ⇒^ Pode ser decomposta em seus elementos formadores. Exemplo: o composto água, por eletrólise, forma gás hidrogênio e oxigênio.

II. Mistura a) Homogênea (solução) ⇒ A densidade e a cor não variam em diferentes porções da matéria analisada. A temperatura varia durante pelo menos uma mudança de estado. b) Heterogênea ⇒^ Mais de uma fases.

ALOTROPIA

Conceito de Alotropia

Os elementos não devem ser confundidos com as substâncias simples correspondentes, visto que são en- tes distintos; um exemplo bastante elucidativo é dado pelo carbono e as substâncias simples grafita e diamante. A expressao Átomos de Carbono significa átomo de nú- mero atômico igual a 6 ; não existe a substância carbo- no, bem como no há átomos de grafita ou diamante.

Notas

Um elemento químico pode dar origem a diver- sas substâncias simples, tais substâncias são denomi- nadas variedades ou formas alotrópicas do elemento considerado, e como exemplo, podemos citar:

Diferença entre alótropos

Os estados alotrópicos de um elemento podem diferir:

a) na atomicidade da molécula - é o que acon- tece com o oxigênio e o ozônio, cujas molécu- las possuem atomicidade igual a 2 (O 2 ) e 3 (O 3 ), respectivamente. Outro exemplo: fósforo branco (P 4 ) e fósforo vermelho(Pn ). b) na estrutura cristalina - como acontece com a grafita e o diamante, que cristalizam respec- tivamente nos sistemas hexagonal e cúbico. No diamante cada átomo está ligado a 4 outros átomos, enquanto na grafita cada átomo liga-se a três outros, formando uma pilha de camadas.

Uma diferença deste tipo também ocorre entre as formas alotrópicas do enxofre, que diferem na arrumação das moléculas S 8 no espaço.

Propriedades Físicas

As propriedades físicas dos alótropos de cada ele- mento são sempre diferentes, como observamos pelos dados abaixo: O oxigênio é um gás incolor, insípido e inodoro, de densidade 1,429g/litro que funde a – 218,8°C e ferve a – 183,0°C, enquanto que o ozônio é um gás azul páli- do, de odor irritante, de densidade 2,144 g/L nas CNTP, que funde a – 249,6°C e ferve a – 112,3°C.

Propriedades Químicas

No tocante às propriedades químicas, verificamos que elas diferem apenas no que diz respeito aos aspec- tos energéticos e às velocidades com que as reaçôes ocorrem; assim, por exemplo, os fósforos branco e ver- melho reagem ambos: a) com o oxigênio em excesso, formando anidrido fosfórico.

b) com o cloro, formando os cloretos de fósforo. c) com o ácido nítrico, formando o ácido fosfórico etc.

Todavia a variedade branca reage mais facilmente que a vermelha. O caso do carbono também é elucidativo, pois tanto grafita como diamante reagem com oxigênio, for- mando gás carbônico. A diferença está apenas na quan- tidade de energia liberada: a) usando grafita C(gr) + O 2 → CO 2 + 94052 calorias

b) usando diamante C(d) + O 2 → CO 2 + 94502 calorias

Notamos então que a queima do diamante libera mais energia (é mais exotérmica) que a queima da grafita.

Elemento (^) Formas alotrópicas

oxigênio

enxofre

fósforo

carbono

oxigênio O 2 ozônio O (^3) enxofre α (rômbico) S (^8) enxofre β (monoclínico) S 8 fósforo branco P 4 fósforo vermelho P (^) n

grafita C (^) n diamante Cn

Depois que toda a amostra de água tiver ebulido, a temperatura da água (sob forma de vapor) passa a subir novamente. A partir daí, o aumento de temperatura da água não prossegue indefinidamente. A temperaturas bastante elevadas, ocorre a decomposição da água com formação de novas substâncias.

O comportamento descrito até aqui, para a água, pode ser representado através de um gráfico que esta- belece uma relação entre o temperatura da água e o tempo, sob aquecimento constante:

A análise de uma série de outras substâncias pu- ras sob aquecimento nos revela uma analogia com o comportamento da água de tal forma que legitima as seguintes generalizações:

A) Substâncias puras mantém a temperatura constante durante a fusão e ebulição. estas temperaturas são designadas, respecti- vamente, ponto de fusão (PF) e ponto e ebulição (PE).

B) Os pontos de fusão (PF) e ebulição (PE) independem da quantidade de substância utilizada.

C) Os pontos de fusão e ebulição são característicos para cada substância e variam de substância para substância.

C urv a d e aq ue cim e n to de um a am o stra d e ág ua p u ra

0

1 0 0

t (m in)

T (°C ) (P = 1 a tm )

S ó lido

L íqu id o

Va p or

F U S Ã O

E B U L IÇ Ã O

Liquefação (ou condensação), Temperatura de

Liquefação, Solidificação (ou congelamento),

Temperatura de Solidificação

Ao contrário do que foi feito no item anterior, ana- lisaremos a seguir o comportamento de uma amostra de água pura quando submetida a um resfriamento, a partir de seu estado gasoso, sob uma pressão de 1 atm.

Durante um resfriamento uniforme do vapor d'água, verifica-se uma queda constante da tempera- tura ao longo do tempo desde sua temperatura inicial até atingir 100°C. Nesta temperatura, a água gradu- almente modifica-se do seu estado gasoso para o es- tado líquido. Este processo é denominado liquefa- ção ou condensação e, enquanto ele ocorre, a tem- peratura permanece constante. Esta temperatura é denominada temperatura de liquefação ou condensação e é igual ao ponto de ebulição , isto é, 100 °C para a água (sob 1 atm).

Tebulição = Tliquefação

Depois que toda a água estiver no estado líquido, novamente a temperatura passa a cair de forma aproxi- madamente constante até atingir 0°C. Nesta tempera- tura, a água passa gradualmente de seu estado líquido para o sólido. Este processo é denominado solidificação ou congelamento e, enquanto ele ocor- re, a temperatura permanece constante. Esta tempera- tura é denominada temperatura de congelamento ou solidificação e é igual ao ponto de fusão , isto é, 0°C.

Tfusão = Tsolidificação

Depois que toda a amostra de água estiver no estado sólido, a temperatura passa a cair novamente de forma constante. O limite para o resfriamento é a temperatura de aproximadamente – 273,15°C, a mais baixa possível (o chamado "zero absoluto"). Ao con- trário do comportamento sob temperaturas muito ele- vadas, sob baixas temperaturas não costuma ocorrer decomposição das substâncias.

O comportamento descrito até aqui, para a água, poderia ser representado através de um gráfico relacio- nando a evolução da temperatura da água ao longo do tempo:

A análise de uma série de outras substâncias pu- ras sob resfriamento nos revela uma analogia ao com- portamento da água de tal forma que permite as se- guintes generalizações:

A) Substâncias puras mantém a temperatura constante durante a condensação e conge- lamento.

B) Para qualquer substância pura, a temperatura de fusão e é igual á de congelamento.

C) Para qualquer substância pura, a temperatura de ebulição é igual a de condensação. D) As temperaturas de condensação e conge- lamento não dependem da quantidade de substância utilizada.

E) As temperaturas de condensação e congelamento são características para cada substância e variam de substância para substância.

Influência da pressão nos PF e PE de

substâncias puras

Nos itens anteriores foi ressaltado que a pressão externa mantinha-se sempre a 1 atm. Por quê? Que influência exerce a pressão nas mudanças de estado?

Verifica-se experimentalmente que a pressão exerce efeito significativo no ponto de ebulição de uma substância. O ponto de ebulição de um líquido corresponde a temperatura onde a pressão das bolhas formadas no interior do líquido consegue igualar-se à pressão externa.

Se a pressão externa for aumentada, então será necessário que a temperatura do líquido se eleve um pouco mais até que a pressão das bolhas formadas se iguale à pressão externa. Como conseqüência, eleva- se o ponto de ebulição. Um exemplo típico de utilização desta idéia é o comportamento da água dentro de um panela de pressão. Nela é possível manter água sob a forma líquida a uma temperatura de aproximadamente 115 °C. O aquecimento no interior da panela resulta em aumento de pressão; além disso, o próprio vapor d'água gerado também contribui para este aumento. Em um determinado momento, a pressão se tomará suficiente- mente elevada para deslocar a válvula de segurança, e permitir a saída de parte da fase gasosa para evitar o risco de explosão. Se a pressão for reduzida, ocorrerá o inverso e ocorrerá a diminuição da temperatura de ebulição. As- sim, por exemplo, em locais elevados onde a pressão atmosférica é menor, a água ferve a uma temperatura inferior a 100°C. Se conseguirmos reduzir a pressão at- mosférica de forma drástica, com uma bomba de vá- cuo, por exemplo, é possível provocar a ebulição de lí- quidos a temperatura ambiente sem aquecimento.

Mudanças de estado para Substâncias Impuras

ou Misturas

Chamamos a atenção nos itens iniciais que, para uma substância pura, verifica-se que a temperatura per- manece constante sempre que o substância estiver mu- dando de estado. Para uma mistura, normalmente, o comportamento é diverso.

Se dissolvermos uma substância sólida em uma liquida, verificamos que a solução líquida resultante irá apresentar uma temperatura de início de ebulição su- perior à do líquido puro e uma temperatura de início de fusão inferior à deste mesmo liquido puro. Exemplo:

C urva de resfria m e nto de um a am ostra de água pu ra

0

1 00

t (m in)

T (°C ) (P = 1 atm )

S ó lido

L íqu id o

Vap or

1 00 °C

Á g ua p ura Á g ua + s al

0 °C

Misturas especiais

São misturas que se comportam como substân- cias pura durante a fusão (e solidificação), ou a ebuli- ção (e condensação). São chamadas respectivamente misturas eutéticas (ou eutêticos) e misturas azeotrópicas (ou azeótropos).

Mistura Eutéticas

Existem misturas excepcionais que se compor- tam como se fossem substâncias puras em relação à fusão e solidificação, isto é, apresentam ponto de fusão constante. São as misturas eutéticas. O termo eutético vem do grego: eu (fácil) tecteim (fundir).

Apresentando patamar durante a fusão de uma mistura eutética é inferior à dos seus componentes.

Exemplo: cádmio (40%) e bismuto (60%) cádmio puro P.F. = 320 °C

bismuto puro P.F. = 280 °C eutético P.F. = 140 °C

Graficamente, fica assim:

Mistura Azeotrópicas

Existem também misturas que se comportam como se fossem substâncias puras na ebulição, isto é, apresentam ponto de ebulição constante. São as mistu- ras azeotrópicas. A temperatura de ebulição da mistura azeotrópica é inferior à dos seus componentes. Assim, a mistura de 96% de álcool e 4% de água é azeotrópica,

entrando em ebulição numa temperatura determinada. Esta se mantém constante do início ao fim da ebulição e o sistema não se desdobra em seus componentes, no processo de ebulição. Exemplo 1: água pura P.E. = 100 °C álcool puro P.E. = 78,3°C

mistura azetrópica P.E. = 78,2°C

Graficamente, fica assim:

Nota: A mistura de 96% de álcool e 4% de água é cha- mada álcool 96° G.L. (Gay Lussac).

Exemplo 2: água + álcool + benzeno: P.E. constante e igual a 64,9°C Água – 75% Álcool – 18,5% Benzeno – 74%

Propriedades Químicas e Físicas

As propriedades físicas são as que não estão li- gadas a alterações fundamentais na composição das substâncias. São exemplos de propriedades físicas: massa, densidade, forma, cor, ponto de fusão, ponto de ebulição, elasticidade, etc...

As propriedades químicas estão ligadas a altera- ções que transformam as substâncias em outras. Di- zem respeito à forma de reagir de cada substância. Como exemplo citaríamos a decomposição da água em hidrogênio e oxigênio.

FENÔMENOS QUÍMICOS E FÍSICOS

1. Massa específica (μ^ ) ou densidade

absoluta (ρ^ )

É a relação entre a massa e o volume de uma substância (ou sistema material qualquer). Representa a concentração de massa no espaço, isto é, o total da massa que ocupa um determinado espaço.

Exemplos:

μ alumínio= 2,7 g/cm

3

μ água= 0,998 g/cm

3

μ ouro= 19,3 g/cm

3

μ ácido acético= 1,049 g/cm

3

μ irídio= 22,4 g/cm

3

μ álcool= 0,791 g/cm

3

μ tetracloreto de carbono= 1,595 g/cm

3

μ hexano= 0,659 g/cm

3

Conclui-se, a partir dos exemplos, que para subs- tâncias diferentes, volumes iguais (mesmo espaço) não correspondem a iguais massas.

Massas específicas da água a diferentes temperaturas Temperaturas (°C) Massas Específicas (g/cm^3 ) 0 0, 4 1, 20 0, 40 0, 60 0, 80 0, 100 0,

Transformação Química e Física

Transformações químicas: ocorrem com forma- ções de novas substâncias que representam proprieda- des diferentes das substâncias iniciais. A cada transformação química corresponde uma reação química. Exemplo: digestão de alimentos, cozimento de um ovo, amadurecimento de uma fruta, explosão de dina- mite. Transformações físicas: as substâncias perma- necem as mesmas, mantendo suas propriedades, ou seja, não ocorre trasnformação da matéria. Exemplo: Mudanças de estado e separação de misturas.

Por exemplo: a 20°C – 10 mL de acetona → 7,91g 10 mL de mercúrio →^ 136g Da mesma forma, iguais massas de substâncias diferentes ocupam volumes (espaços) diferentes. Por exemplo: a 20°C – 100g de acetona → 126,4mL 100g de mercúrio →^ 7,35 mL Quando se apresenta a massa específica de uma substância ou sistema material qualquer, deve ser indicada a temperatura, pois variações de temperatura provocam variações de volume e, consequentemente, irão provocar variações no valor da massa específica. No caso da água, temos os seguintes valores:

m v

μ =

Relações entre Massas e Volumes Densidade e Massa Específica

amostra desconhecida como substância pura ou mistu- ra homogênea pode-se valer desta propriedade. Algumas das propriedades fisicas do solvente se alteram quando a ele se adiciona um soluto. Assim, por exemplo, a temperatura de início de fusão de uma solução é menor do que a temperatura de fusão de seu solvente quando puro. Já a temperatu- ra de início de ebulição de uma solução é mais elevada do que a temperatura de ebulição de seu solvente puro. Finalmente, a pressão de vapor da solução é menor do que a pressão de vapor do solvente puro sob mesmas condições. Na unidade referentes ao estudo das propri- edades coligativas estes efeitos serão abordados em maior detalhe.

Com relação à condução de corrente elétrica, exis- tem dois tipos de soluções: as soluções eletrolíticas , cujo soluto apresenta-se na forma de íons e por isso, podem conduzir corrente elétrica as soluções não eletrolíticas cujo soluto apresenta-se na forma de molé- culas não ionizadas e, por isso, não conduzem corrente elétrica. No grupo das soluções eletrolíticas incluem-se soluções aquosas de ácidos, bases e sais; no grupo das soluções não eletrolíticas incluem-se compostos orgâni- cos polares dissolvidos em água (exceto ácidos carboxílicos e fenóis) e as soluções de solventes orgâni- cos de baixa polaridade ou apolares.

tuída pelo excesso de sal não dissolvido e outra consti- tuída pela água com sal que se dissolveu. O excesso de sal não dissolvido no fundo do recipiente é caracteri- zado como precipitado ou corpo de chão.

Precipitado (ou corpo de chão):

substância sólida que não se dissolve, deslocan- do-se para o fundo do recipiente.

Características de misturas Homogêneas ou

Soluções

Nenhum tipo de filtro é capaz de reter as partícu- las de soluto e de solvente, sendo portanto impossível a separação do soluto por filtração. Como as partículas de soluto não se sedimentam de nenhuma forma, as soluções também não podem ser separadas por centrifugação. Normalmente a separação dos compo- nentes de uma solução implica a mudança de estado físico de seus componentes.

Durante as mudanças de estado físico, as solu- ções não mantém a temperatura constante como ocor- re com as substâncias puras. A caracterização de urna

SOLUÇÕES SOLVENTES SOLUTO EXEMPLO

soluções sólidas

soluções líquidas

soluções gasosas

sólido

líquido

gás

sólido líquido gás

gás vapor

sólido líquido gás

bronze (cobre + estanho), ouro 18 quilates amálgama de prata (Hg + Ag) níquel + hidrogênio sal + água; iodo + CCl 4 álcool + água; hexano + benzeno gás oxigênio + água; gás de cozinha + gasolina

quaisquer misturas entre 2 ou mais gases; ar atmosférico isento de partículas sólidas

Os Estados Físicos das Soluções

Limites para a solubilidade: o coeficiente de

solubilidade

Se considerarmos a adição de quantidades cres- centes de soluto a uma quantidade fixa de solvente, che- ga-se a muitas vezes a um limite onde não é mais pos- sível a dissolução do soluto que passa a depositar-se no fundo do recipiente ('precipitar'). Atingiu-se, então, o máximo de solubilidade; este valor é conhecido como coeficiente de solubilidade ou ponto de saturação.

Coeficiente de Solubilidade (CS):

É a quantidade máxima de soluto que pode ser dissolvida em uma quantidade fixa de solvente, sob dadas condições de temperatura e pressão. Para solutos sólidos ou liquidos, é geralmente expresso pelo número de gramas do soluto que pode ser dissolvido em 100g ou em 1 litro de solvente.

Exemplos:

SOLUTO CS (g soluto/100 g H 2 O) a 20°C

AgNO 3 222 NaCl 36,

KNO 3 31, Ba(OH) 2 3, Li 2 CO 3 1, Ca(OH) 2 0, Mg(OH) 2 0, AI(OH) 3 0,

AgCI 0,

Estes máximos de solubilidade variam significa- tivamente em função da natureza das substâncias en- volvidas. Explicações para esta diversidade podem ba- sear-se na polaridade das moléculas bem como em sua semelhança química dos elementos que a consti- tuem. Algumas considerações neste sentido serão apre- sentadas na unidade "ligações químicas". Lá estão in- cluídas regras de solubilidade e alguma justificativa te- órica para elas.

A solubilidade de uma substância em um determi- nado solvente sofre ainda o efeito de fatores externos como a temperatura e a pressão. A temperatura influi na solubilidade em maior ou menor escala dependendo das substâncias envolvidas. Em alguns casos, o aumento de

temperatura aumenta a solubilidade; em outros casos pode ocorrer o contrário. Já a pressão influi na solubilidade de forma apreciável somente para solutos gasosos.

Observações

a) Uma solução saturada de um soluto não fica im- pedida de solubilizar outros solutos. b) Qualquer mistura entre gases resulta homogê- nea independente da natureza dos gases e das proporções com que forem misturados. c) Quando o coeficiente de solubilidade for pratica- mente nulo em um determinado solvente, o soluto pode ser considerado como insolúvel. Exemplo: naftalina em água – 0,0344g de naftalina em 1 litro de água a 25°C. d) Quando duas substâncias se dissolverem em qualquer proporção, ou seja, quando não houver um limite máximo para a solubilidade de uma na outra, elas são consideradas como infinitamen- te solúveis entre si. Por exemplo, quaisquer que sejam as proporções com que água e álcool se- jam misturados, resulta sempre uma mistura ho- mogênea.

As proporções de Soluto e Solvente presentes

na Solução: soluções diluídas, concentradas,

saturadas e super-saturadas.

Consideremos como referência para a caracte- rização de soluções diluídas, concentradas, saturadas e super-saturadas o coeficiente de solubilidade do perclorato de potássio apresentado acima: 1,8 g em 100 g de água a 20°C. Neste caso, uma solução pre- parada pela adição de 1,5 g deste sal em 100 g de água será considerada não saturada.

Solução Insaturada (não saturada):

Quando a quantidade de soluto dissolvida é inferior ao valor de seu coeficiente de solubilidade.

Dependendo da proporção de soluto dissolvido, as soluções insaturadas são designadas como diluídas ou concentradas.

Solução Diluída:

Apresenta uma pequena quantidade de soluto em relação ao coeficiente de solubilidade.