quarta-feira, 21 de novembro de 2012

REVISÃO PSC/SIS 1 - INORGÂNICA

ADV PSC1 Inorganica

REVISÃO PSC/SIS 1 - PARTE 2 - ESTEQUIOMETRIA

ADV PSC1 Estequiometria

quinta-feira, 15 de novembro de 2012

quarta-feira, 17 de outubro de 2012

terça-feira, 16 de outubro de 2012

domingo, 23 de setembro de 2012

1. Saponificação: a reação que produz sabão

Uma vez que óleos e gorduras são ésteres, eles sofrem reação de hidrólise ácida ou básica. A hidrólise ácida produzirá simplesmente o glicerol e os ácidos graxos constituintes. Já a hidrólise básica produzirá o glicerol e os sais desses ácidos graxos. Pois bem, esses sais são o que chamamos de sabão.

Assim, aquecendo gordura em presença de uma base, realizamos uma reação química que produz sabão.

Essa reação, a hidrólise básica de um triéster de ácidos graxos e glicerol, é chamada de saponificação.

óleo/gordura + base → glicerol + sabão

O uso de KOH no lugar de NaOH permite obter sabões potássicos, empregados, por exemplo, na fabrica-

ção de cremes de barbear.

Em muitas localidades do Brasil é comum, ainda hoje, encontrar pessoas que fazem o chamado sabão de cinza. Para fabricá-lo, deve-se ferver gordura animal (banha de vaca, por exemplo) ou vegetal (gordura de coco, por exemplo) junto com água de cinzas, também conhecida como lixívia. Após cerca de duas horas de fervura, está pronto o sabão de cinza. Esse processo é o mesmo usado em fábricas de sabão, sendo a cinza um substituto para o NaOH ou KOH. O caráter básico da água de cinza se deve à presença de carbonato de potássio (K₂CO₃), que reage com a água dando origem a íons OH^–.

2. A glicerina

A glicerina (ou glicerol) é um subproduto da fabricação do sabão. Por esse motivo toda fábrica de sabão também pode vender glicerina. Ela é adicionada aos cremes de beleza e sabonetes, pois é um bom umectante, isto é, mantém a umidade da pele. Em produtos alimentícios ela também é adicionada com a finalidade de manter a umidade do produto e aparece no rótulo com o código "umectante U. I.".

Outra aplicação da glicerina é na fabricação do explosivo conhecido como nitroglicerina.

álcool + ácido → éster + água

Não estranhe se chamamos a nitroglicerina de éster, pois ela é formada pela reação de um ácido (HNO₃) e um álcool (a glicerina). Trata-se de um éster derivado de um ácido inorgânico.

3. A atuação de sabões e detergentes na limpeza

A água por si só não consegue remover certos tipos de sujeira, como, por exemplo, restos de óleo. Isso acontece porque as moléculas de água são polares e as de óleo, apoiares. O sabão exerce um papel importantíssimo na limpeza porque consegue interagir tanto com substâncias polares quanto com substâncias apoiares. Isso pode ser entendido analisando sua estrutura.

Podemos dizer que a cadeia apolar de um sabão éhidrófoba (possui aversão pela água) e que a extremidade polar é hidrófila (possui afinidade pela água).

Ao lavarmos um prato sujo de óleo, forma-se o que os químicos chamam de micela, uma gotícula microscópica de gordura envolvida por moléculas de sabão, orientadas com a cadeia apolar direcionada para dentro (interagindo com o óleo) e a extremidade polar para fora (interagindo com a água).

A água usada para enxaguar o prato interage com a parte externa da micela, que é constituída pelas extremidades polares das moléculas de sabão. Assim, a micela é dispersa na água e levada por ela, o que torna fácil remover, com auxílio do sabão, sujeiras apolares.

O processo de formação de micelas é denominadoemulsificação. O esquema da lateral desta página ilustra esse processo. Dizemos que o sabão atua como emulsificante ouemulsionante, ou seja, ele tem a propriedade de fazer com que o óleo se disperse na água, na forma de micelas.

Os detergentes sintéticos atuam da mesma maneira que os sabões, porém diferem deles na estrutura da molécula. Sabões são sais de ácido carboxílico de cadeia longa, e detergentes sintéticos, na grande maioria, são sais de ácidos sulfônicos de cadeia longa. Atualmente existem muitos outros tipos de detergentes com estruturas diferentes, mas que, invariavelmente, possuem uma longa cadeia apolar e uma extremidade polar.

Ácido carboxílico de cadeia longa e seu sal (um sabão)

Ácido sulfônico de cadeia longa e seu sal (um detergente)

Amina de cadeia longa e seu sal (um detergente)

Os detergentes sintéticos podem ser aniônicos ou catiônicos, dependendo da carga do íon orgânico responsável pela limpeza.

Detergente catiônico Detergente aniônico

Há também, no mercado, alguns produtos que contêm detergentes não-iônicos. Um exemplo é o da seguinte substância.

Detergente e óleo colocados num mesmo tubo de ensaio antes (esquerda) e depois (direita) de uma agitação prolongada. O detergente, assim como o sabão, promove a emulsificação do óleo.

4. Impacto ambiental de sabões e detergentes

Diariamente, sabões e detergentes usados nas residências atingem o sistema de esgotos e acabam indo parar em rios e lagos. Lá, com o movimento das águas, formam uma camada de espuma na superfície, que impede a entrada de oxigênio, essencial para a vida dos peixes.

As aves aquáticas também são muito prejudicadas com a poluição da água por sabões e detergentes. Elas possuem um revestimento de óleo em suas penas e boiam na água graças à camada de ar que fica presa debaixo delas. Quando esse revestimento é removido, essas aves não conseguem mais boiar e se afogam.

Após algum tempo, esses resíduos de sabões são decompostos sob a ação dos microrganismos que vivem no ambiente aquático. A esse processo damos o nome debiodegradação.

Sabões são fabricados a partir de substâncias presentes na natureza viva (os óleos e as gorduras) e existem muitos microrganismos capazes de degradá-los. Todo sabão é biodegradável.

Já os detergentes sintéticos podem ou não ser biodegradáveis. Experiências mostram que os detergentes de cadeia carbônica não-ramificada são biodegradáveis, ao passo que os de cadeia ramificada não são. A legislação atual exige que os detergentes sejam biodegradáveis.

Em certas regiões a água é rica em íons Ca²⁺ e/ou Mg²⁺. Esse tipo de água é chamado de água dura. Nela, os sabões não atuam de modo satisfatório, pois ocorre uma reação entre esses cátions e o ânion do sabão, formando um precipitado (composto insolúvel). Isso pode diminuir ou até mesmo anular completamente a eficiência da limpeza.

Para resolver esse problema, os fabricantes adicionam ao produto uma substância conhecida comoagente sequestrante, cuja função é precipitar os íons Ca²⁺ e Mg²⁺ antes que eles precipitem o sabão. Um dos agentes sequestrantes mais usados é o tripolifosfato de sódio Na₅P₃O₁₀.

Há, no entanto, um inconveniente no uso desses agentes. Eles são nutrientes de algas e, quando vão parar num lago, favorecem a proliferação delas. Esse crescimento exagerado impede a entrada de luz solar; assim, as algas do fundo morrem (por falta de luz) e começam a apodrecer. Esse apodrecimento consome oxigênio da água, o que, por sua vez, acarreta a morte dos peixes. Esse processo é chamado deeutrofização do lago (do grego eu, "bem", e trophein, "nutrir").

Em Destaque

UM POUCO DA HISTÓRIA DO SABÃO

As referências mais antigas aos sabões remontam ao início da Era Cristã. 0 sábio romano Plínio, o Velho (Gaius Plinius Secundus, 23 ou 24-79 d.C), autor da célebre História natural, menciona a preparação de sabão a partir do cozimento do sebo de carneiro com cinzas de madeira. De acordo com sua descrição, o procedimento envolve o tratamento repetido da pasta resultante com sal, até o produto final. Segundo Plínio, os fenícios conheciam essa técnica desde 600 a.C. O médico grego Galeno (130-200 d.C.), que fez carreira, fama e fortuna em Roma, também descreve uma técnica segundo a qual o sabão podia ser preparado com gorduras e cinzas, apontando sua utilidade como medicamento para a remoção da sujeira corporal e de tecidos mortos da pele. O alquimista árabe Geber (Jabir Ibn Hayyan), em escrito do século VIII da Era Cristã, também menciona o sabão como agente de limpeza.

No século XIII, a indústria de sabão foi introduzida na França, procedente da Itália e da Alemanha. No século XIV, passou a se estabelecer na Inglaterra. Na América do Norte o sabão era fabricado artesanalmente até o século XIX. A partir daí surgem as primeiras fábricas. No Brasil, a indústria de sabões data da segunda metade do século XIX.

Dois grandes avanços químicos marcam a revolução na produção de sabões. Em 1791, Nicolas Leblanc (1742-1806) concluiu o desenvolvimento do método de síntese de barrilha (carbonato de sódio) a partir da salmoura (solução de cloreto de sódio). Michel Eugène Chevreul (1786-1889), entre 1813 e 1823, esclareceu a composição química das gorduras naturais. Assim, os fabricantes do século XIX puderam ter uma ideia do processo químico envolvido, bem como dispor da matéria-prima necessária.

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O PRÊMIO NOBEL

Alfred Bernhard Nobel nasceu em 1833 na Suécia, tendo sido um químico muito influente na sua época. Dedicou-se ao estudo da nitroglicerina,

líquido descoberto em 1847 pelo italiano Ascanio Sobrero. Era o explosivo mais potente conhecido na época, mas possuía o inconveniente de explodir de modo imprevisível.

Em 1864 uma explosão destruiu sua fábrica, matando seu irmão. Muitas explosões desse tipo levaram fábricas a fechar e governos a proibir o uso da nitroglicerina.

Nesse contexto, Nobel percebeu que, se a nitroglicerina estivesse embebida em terra infusória (terra diatomácea oukieselguhr, um pó proveniente de algas com alto conteúdo de sílica, Si0₂, e que é altamente poroso), só explodiria caso fosse detonada com um pavio em chamas. Estava inventada a dinamite, com a qual Nobel viria a enriquecer.

Em 1895, ele deixou sua fortuna para a Fundação Nobel, que distribuiria anualmente um prêmio para as personalidades que se destacassem na Ciência, na Literatura e no progresso pela paz mundial. Estava criado o Prêmio Nobel, concedido pela primeira vez em 1901. No ano de 1969, por doação de um banco sueco, foi criado o Prêmio Nobel de Economia, dedicado à memória de Nobel, que morreu em 1896.

Os vencedores são selecionados pela Academia Sueca Real de Ciências (Física, Química e Economia), Real Instituto Sueco de Medicina e Cirurgia de Caroline (Medicina), Academia Sueca (Literatura) e um comitê escolhido pelo Parlamento norueguês (Paz).

Dicas de Memorização

Todos sabemos que para se dar bem em uma prova é necessário estudar, se dedicar e muito. Mas em alguns casos como em física, por exemplo, é preciso decorar ou memorizar as milhares de fórmulas que existem, e sabemos que isso não é uma tarefa muito fácil não é?

Por isso, separamos algumas dicas de memorização pra você que tem alguma dificuldade de “decorar” e quer lembrar tudo na hora, afinal o nervosismo é um dos grandes causadores do esquecimento.

Fique atento a essas 9 (nove) dicas que separamos e que se seguidas serão muito bem aproveitadas!

Saúde

Antes de tudo você precisa estar em dia com a alimentação, exercícios físicos e boas noites de sono. Cuidar da saúde é o primeiro passo para conseguir mais concentração.

Organização

Organize as matérias, faça um planejamento de estudos. Utilize tabelas com horários para o estudo e para o descanso.

Local

Reserve um local exclusivo para seus estudos, bem iluminado, arejado e tranquilo. Alguns conseguem se concentrar ouvindo música e outros no silêncio total. Ai vai da sua escolha e comodidade.

Concentração

Antes de começar, se concentre feche os olhos e respire fundo. Esse exercício te ajudará a se concentrar e esquecer os outros afazeres.

Matérias

Para as matérias de Humanas que são: Línguas, Literatura, História e Geografia, você deve primeiramente ler a teoria que consta antes e depois da aula. Tudo isso em um local reservado. A leitura em VOZ ALTAajuda bastante na memorização.

Cartazes

Os cartazes são uma ótima forma de memorização. Espalhe pelo quarto ou pela casa cartazes grandes, com letras grandes e coloridas. Essa técnica pode ajudar a melhorar fórmulas de matemática, física, química e tabela de verbos regulares e irregulares.

Se você olhar frequentemente para esses cartazes, a memorização se dá quase que automaticamente.

Dicas dos Professores

Muitos professores explicam de um jeito bem diferente. Por isso, preste atenção às dicas dadas por eles. Memorize frases, músicas engraçadas de fórmulas.

Ensinando

Quando já aprendeu certo conteúdo, você pode ensinar a outro colega que não entenda muito bem o conteúdo, isso lhe ajudará a fixar a matéria e a lembrar de tudo na hora da prova.

Filmes

Assistir a filmes que estejam relacionados ao tema que você está estudando também é muito bom, pois o recurso audiovisual ajuda a aprofundar o conhecimento sobre os temas relacionados aos vestibulares. Peça orientação ao seu professor sobre os filmes mais indicados.

PROPRIEDADES COLIGATIVAS

Diagrama de fases de uma substância pura

Diagrama de fases da água.

O diagrama de fases da água permite avaliar o estado físico de uma amostra de água em função da pressão e da temperatura a que está submetida. Esse diagrama também permite prever como pressão e/ou temperatura podem ser alteradas a fim de provocar mudanças de estado físico numa amostra de água. (Os eixos de pressão e de temperatura não estão em escala.)

Interpretação

Considere o diagrama de fases da água ilustrado ao lado. Uma amostra de gelo, a 1 atm e a 18°C, temperatura típica de um freezer, é representada pelo ponto (A). Se essa amostra for deixada em um ambiente a 1 atm e 25°C, irá sofrendo gradual aquecimento, tendo sua situação modificada ao longo da linha horizontal tracejada. Ao chegar ao ponto (B), acontecerá a fusão do gelo.
Durante o tempo que durar a ebulição, a temperatura permanecerá constante em 100°C. Terminada a ebulição, se o vapor for mantido em um sistema fechado, a 1 atm de pressão, e o aquecimento continuar, será atingido, por exemplo, o ponto (E), que representa vapor de água, a 1 atm e 120°C. Se procedêssemos de forma inversa, resfriando o vapor de água do ponto (E) até o ponto (A), ocorreria a condensação do vapor em (D). E o líquido proveniente dessa condensação iria se solidificar no ponto (B).
O diagrama de fases da água corresponde a um modo simples de expressar como a pressão e a temperatura influenciam as mudanças de fase dessa substância. Já estamos em condição, por exemplo, de usar esse diagrama para ter uma visão de conjunto dos resultados experimentais (1) a (8), apresentados no início do capítulo.
As setas mostradas no diagrama de fases ilustrado abaixo, à esquerda, representam os resultados experimentais (1) a (4). Em cada um dos casos, a amostra de água está submetida a um valor diferente de pressão, que se mantém constante durante o aquecimento. Nesses processos, a ebulição ocorre quando se cruza horizontalmente a linha que separa as regiões de líquido e vapor. E esse cruzamento, como se pode perceber, ocorre em diferentes valores de temperatura.
Na prática, uma situação como (1), ocorre dentro de uma panela de pressão, que é projetada para reter parte do vapor de água, produzindo um aumento da pressão interna e, conseqüentemente, um aumento da temperatura de ebulição da água. (esse aumento da temperatura da água fervente acelera o cozimento dos alimentos e torna, portanto, a panela de pressão mais rápida e econômica.) Situações como (3) e (4) ocorrem em locais cuja altitude seja superior ao nível do mar, pois neles a pressão atmosférica é menor que ao nível do mar. Como regra geral, à medida que nos dirigimos para localidades de maior altitude, constatamos que a temperatura de ebulição da água diminui graças à redução da pressão ambiente.
Os resultados (5) a (8) são representados pelas setas no diagrama de fases ilustrado abaixo, à direita. Esses processos referem-se à ebulição da água provocada por redução de pressão, a temperatura constante. Perceba que, em cada um desses quatro casos, o cruzamento da linha que separa água líquida do vapor de água ocorre em uma diferente pressão, o que é decorrente do fato de, em cada caso, a amostra de água ser mantida a uma diferente temperatura.

Pressão de Vapor de um Líquido

Considere um sistema fechado no qual haja água líquida em equilíbrio com vapor de água, como o esquematizado a seguir.

O equilíbrio entre a fase líquida e a fase vapor pressupõe que extensão de cada uma delas permaneça constante, ou seja, que a velocidade de vaporização seja igual à de condensação.
A pressão medida nesse sistema, denominada pressão de vapor da água, é a pressão que, nessa temperatura, corresponde à situação de coexistência (isto é, existência simultânea) de água líquida e vapor de água.
Com uma montagem experimental como essa foram obtidos os valores de pressão de vapor da água em várias temperaturas.
Se elaborarmos um gráfico da pressão de vapor da água em função da temperatura, o que iremos obter nada mais é do que a curva que, no diagrama de fases da água, separa a região de água líquida da região de vapor de água.

Verifica-se, experimentalmente, que a pressão de vapor de uma substância, numa dada temperatura, não depende do volume e do formato das fases líquida e vapor que estão em equilíbrio.
A pressão de vapor depende do líquido. Fazendo a medida da pressão de vapor, em diversas temperaturas, com outros líquidos diferentes da água, constata-se que a pressão de vapor depende do líquido. O gráfico abaixo mostra as curvas de pressão de vapor de quatro líquidos: sulfeto de carbono, metanol, etanol (álcool comum) e água.

O gráfico acima, que mostra as curvas de pressão de vapor de quatro substâncias, permite que façamos a avaliação do ponto de ebulição delas numa determinada pressão.

Para a análise, vamos considerar a pressão de 101,3 kPa (1 atm ou 760 mmHg). Traçando uma horizontal no gráfico nesse valor de pressão, ela interceptará as curvas de pressão de vapor em diferentes temperaturas; cada uma delas é o ponto de ebulição (PE) daquele líquido, na pressão considerada. Entre as quatro substâncias, podemos afirmar que a seqüência de pontos de ebulição é: sulfeto de carbono < metanol < etanol < água

A figura ao lado resume isso. Para uma leitura dos valores nas escalas numéricas, consulte o gráfico acima.
Para que uma bolha de vapor possa se formar, crescer e escapar do líquido é fundamental que a pressão do vapor que forma a bolha seja pelo menos igual à pressão que a atmosfera exerce sobre o líquido. Caso contrário, a bolha será "esmagada" pela pressão atmosférica e a ebulição não ocorrerá. Assim, a formação de bolhas e a conseqüente ebulição do líquido, em frasco aberto, somente ocorrerão quando a pressão de vapor da substância for igual à pressão atmosférica, ou superior a ela.
O mesmo gráfico anterior permite comparar, numa mesma temperatura, as pressões de vapor das quatro substâncias. Conforme esboçado na figura ao lado, a seqüência crescente de pressão de vapor é, água, etanol, metanol e sulfeto de carbono.

O líquido com maior pressão de vapor, numa dada temperatura, é o que apresenta, nessa temperatura, maior tendência a evaporar. Ao comparar líquidos, dizemos que aquele que possui maior tendência a evaporar é o mais volátil. Volatilidade é a tendência de sofrer vaporização. Comparando as quatro substâncias, temos: água < etanol < metanol < sulfeto de carbono

O conceito de propriedades coligativas

Existem quatro propriedades das soluções que dependem da quantidade de partículas de soluto dissolvidas em uma certa quantidade de solvente, mas não da natureza dessas partículas dissolvidas.
Elas são conhecidas como propriedades coligativas, palavra que vem do latim co, que indica a participação simultânea, e ligare, que significa unir, ligar.
As quatro propriedades coligativas, que estudaremos a partir desse ponto, são o abaixamento da pressão de vapor, o aumento da temperatura de ebulição, o abaixamento da temperatura de solidificação e a tendência de o solvente atravessar determinadas membranas de permeabilidade seletiva.

Abaixamento da pressão de vapor

O efeito tonoscópico

Observações experimentais como as mostradas anteriormente permitiram elaborar generalizações sobre o comportamento da pressão de vapor de um solvente quando nele é dissolvido um soluto não-eletrólito e não-volátil.
A presença desse soluto provoca um abaixamento da pressão de vapor do solvente, o que é conhecido como efeito tonoscópico.

Nas soluções (A) e (B), a quantidade de glicose e de sacarose, em mols, dissolvida em uma igual quantidade de água é a mesma. Isso revela que o abaixamento de pressão de vapor provocado pela presença do soluto depende da concentração de partículas de soluto e não da natureza desse soluto.
Igual quantidade em mols de diferentes solutos não-eletrólitos e não-voláteis, dissolvidos numa mesma quantidade de solvente, à uma mesma temperatura, causa o mesmo abaixamento na pressão de vapor do solvente na solução quando comparado ao solvente puro.
O gráfico ao lado mostra a curva de pressão de vapor para a água pura e para as soluções (A) e (B).

A Lei de Raoult

O cientista francês François Marie Raoult (1830-1901) fez uma ampla série de medidas experimentais de pressão de vapor. A partir delas, pôde enunciar, em 1882, uma regularidade que é atualmente conhecida como Lei de Raoult.
Em palavras: A pressão de vapor de uma solução (ou melhor, do solvente na solução) de soluto não-eletrólito e não-volátil é igual ao produto da fração em mols do solvente pela pressão de vapor do solvente puro, numa dada temperatura.
Em equação: P_solução = x_solvente ⋅ P_{solvente puro}
em que x_solvente = fração em mols do solvente

Em ambas as soluções, (A) e (B), a fração em mols do soluto é 0,05 e a do solvente é 0,95, como mostrado nos esquemas ao lado.
A 30°C a pressão de vapor da água pura é 4,2 kPa. Fazendo uso da Lei de Raoult, calculamos a pressão de vapor do solvente na solução multiplicando esse valor pela fração em mols do solvente:
P_solução = x_solvente ⋅ P_{solvente puro} = 0,95 ⋅ 4,2 kPa = 4,0 kPa

Isso conduz ao valor experimentalmente determinado, que é o mesmo para as soluções (A) e (B), uma vez que a fração em mols do solvente é a mesma.
P_solução = x_solvente ⋅ P_{solvente puro} = 0,95 ⋅ 7,4 kPa = 7,0 kPa

As soluções que seguem a Lei de Raoult são chamadas de soluções ideais.
Na prática, verifica-se que soluções bastante diluídas têm comportamento ideal. Em nossos estudos, consideraremos apenas soluções ideais.

Aumento da temperatura de ebulição

Os resultados experimentais apresentados, sobre a temperatura em que se inicia a ebulição das amostras (A) a (E), permitem tirar conclusões importantes.
A glicose e a sacarose são solutos não-eletrólitos e não-voláteis. A concentração de partículas de soluto nas soluções (B) e (C) são iguais. O mesmo se pode afirmar nas soluções (D) e (E).
Os resultados revelam que, ao se adicionar um soluto não-eletrólito e não-volátil à água pura (solvente puro), a temperatura em que se inicia a ebulição do solvente na solução — ou, simplesmente, a temperatura em que se inicia a ebulição da solução — aumenta.
O valor desse aumento é denominado efeito ebulioscópico (Δt_E) .
Nas soluções (B) e (C), o efeito ebulioscópico foi de 0,026°C, e nas soluções (D) e (E), foi de 0,051°C.
Igual quantidade (mols) de diferentes solutos não-eletrólitos e não-voláteis, dissolvidos numa mesma quantidade de solvente, causa igual aumento na temperatura em que se inicia a ebulição desse solvente na solução.

O aumento da temperatura de início de ebulição do solvente é uma conseqüência direta do abaixamento da pressão de vapor do solvente, já que, para qualquer valor de temperatura, a pressão de vapor do solvente na solução é menor que a do solvente puro. O gráfico ao lado ilustra essa discussão. Em outras palavras, a presença do soluto torna o solvente menos volátil e, portanto, tudo se passa como se o soluto "atrapalhasse" a ebulição do solvente.
O aumento da temperatura de ebulição provocado pela presença de um soluto não-eletrólito e não-volátil depende única e exclusivamente do número de partículas (moléculas) do soluto dissolvidas numa certa quantidade de solvente. Assim, quanto mais concentrada for a solução (maior número de partículas do soluto em uma certa quantidade de solvente), maior será a temperatura de início de ebulição do solvente.

Abaixamento da temperatura de solidificação

Os outros dados apresentados, sobre a temperatura de início de solidificação, também permitem tirar importantes conclusões.
Ao se adicionar um soluto não-eletrólito e não-volátil à água pura (solvente puro), a temperatura de solidificação do solvente na solução — ou, simplesmente, a temperatura de solidificação da solução — diminui.

O valor absoluto dessa diminuição é chamada de efeito crioscópico (Δt_C).
Nas soluções (B) e (C), o efeito crioscópico foi de 0,093°C, e nas soluções (D) e (E), foi de 0,186°C.
Igual quantidade (mols) de diferentes solutos não-eletrólitos e não-voláteis, dissolvidos numa mesma quantidade de solvente, causa igual abaixamento na temperatura em que se inicia a solidificação do solvente na solução.
O abaixamento da temperatura de solidificação do solvente na solução é também conseqüência direta das alterações que acontecem no diagrama de fases. O gráfico ao lado permite visualizar esse abaixamento da temperatura de solidificação.
O abaixamento da temperatura de solidificação provocado pela presença de um soluto não-eletrólito e não-volátil depende única e exclusivamente do número de partículas (moléculas) do soluto dissolvido numa certa quantidade de solvente. Assim, quanto mais concentrada for a solução (maior número de partículas do soluto em uma certa quantidade de solvente), menor deverá ser a temperatura para que o solvente da solução comece a solidificar.

Propriedades coligativas para soluções de eletrólitos não-voláteis

Como foi apresentado no decorrer deste capítulo, as propriedades coligativas das soluções são aquelas propriedades que dependem da quantidade de partículas de soluto presentes em uma certa quantidade de solvente, mas não da natureza dessas partículas. De fato, é esse conceito que nos ajudará a entender os resultados apresentados na página anterior.
A glicose é um soluto não-eletrólito, o que equivale a dizer que, quando dissolvida em água, a glicose sólida simplesmente tem as suas moléculas separadas. Isso pode ser assim equacionado:

Essa equação nos informa que, para cada mol de glicose dissolvida, há um mol de partículas de soluto (moléculas, no caso) na solução.
O cloreto de sódio (NaCl) e o cloreto de cálcio (CaCl₂) são compostos iônicos. Dissolvidos em água, sofrem dissociação iônica. Isso faz com que, para cada mol de soluto dissolvido, haja mais de um mol de partículas de soluto (íons, no caso) na solução.

Pela proporção em mols expressa nas equações acima, concluímos que:
Na solução (B), há 0,1 mol de partículas dissolvidas em 1.000 g de água.
Na solução (C), há 0,2 mol de partículas dissolvidas em 1.000 g de água.
Na solução (D), há 0,3 mol de partículas dissolvidas em 1.000 g de água.

Em decorrência disso, os efeitos coligativos da solução (C) são o dobro dos efeitos da solução (B) e os efeitos coligativos da solução (D) são o triplo dos efeitos da solução (B), como mostram as tabelas 2 e 3, abaixo.

Assim, ao trabalhar com soluções de solutos do tipo eletrólito, deve-se levar em conta que é a quantidade total de partículas dissolvidas numa certa quantidade de solvente que determina a intensidade das propriedades coligativas da solução.

terça-feira, 18 de setembro de 2012

ISOMERIA PLANA

Definição

Isômeros são compostos que possuem fórmulas moleculares iguais, mas propriedades químicas diferentes, devido às fórmulas estruturais diferentes.

O fenômeno da isomeria, na Química, é semelhante ao fenômeno da existência de palavras diferentes pela permutação de letras, como por exemplo: AMOR e ROMA (mesmas letras, “iguais” fórmulas moleculares; diferentes arrumações, “diferentes” fórmulas estruturais).

A isomeria divide-se em isomeria plana e isomeria espacial.

ISOMERIA PLANA

Os isômeros apresentam mesma fórmula molecular, mas diferentes fórmulas planas.

Dividem-se em:

1. Isomeria de Cadeia

Os isômeros têm cadeias carbônicas diferentes.

Exemplos:

a) Cadeia aberta X Cadeia fechada:

b) Cadeia normal X Cadeia ramificada:

c) Cadeia homogênea X cadeia heterogênea:

2. Isomeria de Posição

Os isômeros têm a mesma cadeia carbônica, mas diferem pela posição de radicais, ligações duplas ou triplas.

Exemplos:

a) Diferente posição do radical:

b) Diferente posição de um grupo funcional:

c) Diferente posição de uma insaturação:

Neste caso, é importante ter bastante atenção no exemplo. Observe:

HO – CH₂– CH₂ – CH₃

3 – Funcional ou Função

Os isômeros pertencem a funções químicas diferentes.

Vejamos:

I) Aldeídos e cetonas

II) Ácidos carboxílicos e ésteres

III) Álcoois e éteres

4 - Tautomeria

É uma isomeria funcional onde dois ou até mais isômeros ficam simultaneamente em equilíbrio dinâmico na solução, transformando-se um no outro, através da mudança da posição do H na molécula.

A tautomeria ou isomeria dinâmica pode ser chamada também de cetoenólica ou aldoenólica, pois ela acontece nas cetonas e enóis ou aldeídos e enóis. O enol é um composto que possui hidroxila (–OH) ligada a um carbono com uma dupla ligação.

I) C₂H₄O

II) C₃H₆O

5. Isomeria de Compensação (ou Metameria)

Os isômeros diferem pela posição de um heteroátomo na cadeia carbônica.

Exemplo: