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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira

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Curso Anual de Química

Físico-Química

Volume 01

Prof. Alexandre Oliveira

Assunto Página

Módulo 01 – Estudo das Soluções 03

Módulo 02 – Unidades de Concentração das Soluções 49

Módulo 03 – Diluição de Soluções e Misturas de Soluções 63

Módulo 04 – Propriedades Coligativas das Soluções 77

Módulo 05 – Termoquímica 115

Módulo 06 – Termodinâmica 155

Módulo 07 – Cinética Química – O Estudo das Velocidades das Reações

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MÓDULO 01 ESTUDO DAS SOLUÇÕES

1) DISPERSÃO

Dispersão é todo sistema no qual uma ou mais substâncias estão disseminadas (difundidas) sob a forma de pequenas partículas, em outra substância, de maneira uniforme e em toda a sua extensão. OBSERVAÇÕES:

A substância que está disseminada constitui o disperso e a substância que dissolve o disperso é chamada dispersante ou dispergente.

Exemplo: Adição de sacarose (C12H22O11) em água.

Disperso: Sacarose

Dispersante: Água As dispersões são classificadas, genericamente de acordo com o tamanho médio das partículas

dispersas em: soluções verdadeiras (soluções), dispersões coloidais e suspensões.

Tipo de Dispersão Tamanho Médio das Partículas dispersas

em mm

Solução verdadeira < 1 nm

Dispersão coloidal 1 nm a 1000 nm

Suspensão > 1000 nm

OBSERVAÇÕES:

1 nm = 1 nanômetro 1 nm = 10–9 m 1 Ǻ (Angström) = 10–10m 1 nm = 10 Ǻ

1.1) Principais características das dispersões

PRINCIPAIS CARACTERÍSTICAS DAS DISPERSÕES

Tipos de dispersões Soluções verdadeiras Dispersões coloidais Suspensões

Exemplos Características

ácidos, bases e sais dissolvidos em água

tintas, geléias, gelatinas e maioneses

água barrenta, pó de café em água

Quanto ao tamanho médio

das partículas dispersas

até 1 nm de 1 a 1000 nm acima de 1000 nm

Quanto à natureza das partículas dispersas

íons ou moléculas

aglomerados, de íons ou moléculas, ou ainda

íons ou moléculas gigantes

aglomerados de íons ou moléculas

Quanto à homogeneidade

homogêneas (as partículas não são

visíveis em nenhum aparelho de observação)

heterogêneas (as partículas são visíveis em ultramicroscópio)

heterogêneas (as partículas são visíveis

em microscópio comum)

Quanto à sedimentação das partículas

dispersas

não sedimentam (mesmo nas

ultracentrífugas)

sedimentam (com a utilização de

ultracentrífugas)

sedimentam (espontaneamente ou através de centrífugas


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comuns)

Quanto à separação por

Filtração

não se separam (em nenhum tipo de filtro)

separam-se (com a utilização de ultrafiltros)

separam-se (com a utilização de filtros

comuns)

OBSERVAÇÕES:

Dos três tipos de dispersão, somente a solução é um sistema monofásico (sistema homogêneo),

sendo, por isso, na prática, a mais importante das dispersões.

2) CRITÉRIOS DE CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES Soluções são misturas homogêneas de dois ou mais componentes. Nas soluções, a substância dispersa chama-se soluto e o dispersante, solvente.

7.1) Identificação do soluto e do solvente Algumas soluções apresentam dificuldades para se identificar o soluto e o solvente. Para facilitar

a identificação, use as seguintes regras: I) Quando um dos componentes da solução for a água, ela será considerada o solvente, pois a

água é denominada de solvente universal. II) Quando o soluto e o solvente estiverem no mesmo estado físico, o solvente é o que possui

maior quantidade de matéria. III) Na mistura de sólidos ou gases em líquido, o líquido é o solvente.

7.2 Classificação das soluções I) Quanto ao estado físico (fase de agregação) da solução:

Soluções sólidas: Ex.: ligas metálicas Soluções líquidas: Ex.: sal em água Soluções gasosas: Ex.: ar atmosférico.

II) Quanto ao estado de agregação do soluto e do solvente:

Soluto Solvente Exemplo

*sólido sólido liga metálica de Ag e Au

*sólido líquido açúcar em água.

sólido gás naftalina no ar

líquido sólido mercúrio + ouro

*líquido líquido água em álcool

líquido gás umidade do ar

gás sólido hidrogênio + platina em pó

*gás líquido gás carbônico em bebidas

*gás gás ar atmosférico

* soluções mais importantes


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OBSERVAÇÕES: É o solvente que condiciona o estado de agregação de uma solução.

III) Quanto à natureza das partículas dispersas.

Soluções moleculares ou não-eletrolíticas: as partículas dispersas são somente moléculas, logo não conduzem corrente elétrica. Ex.: Sacarose em água.

)aq(112212OH

)s(112212 OHCOHC 2

(DISSOLUÇÃO) Soluções iônicas ou eletrolíticas: as partículas dispersas são íons e moléculas ou somente íons, logo conduzem corrente elétrica. Ex.: Soluções aquosas de ácidos, bases e sais.

OBSERVAÇÕES:

Ionização: É a formação de íons que ocorre quando um composto covalente é colocado em contado com um solvente polar.

)aq()aq(3)(2)g( COHOHHC

(Ácidos sofrem ionização) Dissociação iônica: é a separação dos íons positivos e negativos do retículo cristalino de um

composto iônico provocado pela ação de um solvente polar.

)aq()aq(OH

)s(

)aq()aq(OH

)s(

OHNaNaOH

CNaNaC

2

2

(Sais e bases sofrem dissociação iônica) Muitas soluções apresentam ao mesmo tempo moléculas e íons dispersos; por exemplo, numa

solução aquosa de ácido acético (ácido fraco), existem muitas moléculas do ácido, não-ionizadas (CH3COOH) e poucos íons (CH3COO– e H+).

IV) Quanto à proporção do soluto do solvente.

Solução diluída: Quando a proporção do soluto é pequena em relação à do solvente.

Ex.: 1,0 g de NaCl em 1 litro de água.

Solução concentrada: Quando a proporção do soluto é grande em relação à do solvente.

Ex.: 300 g de NaCl em 1 litro de água.

OBSERVAÇÃO:

Um parâmetro para se diferenciar uma solução diluída de uma concentrada é o seguinte:

Solução diluída: É a que possui no máximo 0,1 mol de soluto por litro de solução. Para o NaCl(s)

(58,5 g/mol) uma solução com até 5,85 g de NaCl(s) para cada litro de solução é considerada diluída.

Solução concentrada: É a que possui mais que 0,1 mol de soluto por litro de solução. Para o NaCl(s)

uma solução com mais de 5,85 g de NaCl(s) para cada litro de solução é considerada concentrada.

3) COEFICIENTE DE SOLUBILIDADE (Cs)

O coeficiente de solubilidade indica a quantidade máxima de uma substância que, em

determinadas condições de temperatura e pressão, pode dissolver-se em uma quantidade fixa de


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solvente.

OBSERVAÇÕES:

1. A capacidade de uma substância se dissolver em outra é chamada solubilidade.

2. Geralmente o solvente utilizado é a água e a quantidade fixa é de 100g de H2O.

Ex. 1:

Cs(KNO3) = 13,9 g KNO3/ 100g H2O (0ºC)

Cs(KNO3) = 45,8 g KNO3/ 100g H2O (30ºC)

Cs(KNO3) = 245,0 g KNO3/ 100g H2O (100ºC)

Ex. 2:

Cs(Ca(OH)2) = 185.10-3g Ca(OH)2 / 100g H2O (0oC)

Cs(Ca(OH)2) = 106.10-3g Ca(OH)2 / 100g H2O (70oC)

3.1) Gráfico de solubilidade

O gráfico de solubilidade mostra a variação do coeficiente de solubilidade (Cs) de uma ou mais

substâncias em função da temperatura.

Gráfico de solubilidade de algumas substâncias

OBSERVAÇÕES: 1. Em geral, a solubilidade dos sólidos aumenta com a temperatura (curvas ascendentes), mas existem

algumas substâncias que diminuem a sua solubilidade com o aumento de temperatura (curvas descendentes).

2. Dissolução endotérmica: O soluto se dissolve absorvendo calor do solvente.

O aumento da temperatura favorece a dissolução do soluto.

A solubilidade geralmente aumenta com o aumento da temperatura (curvas ascendentes).

A solução como um todo fica fria numa dissolução endotérmica.

3. Dissolução exotérmica: O soluto se dissolve liberando calor para o solvente.

O aumento da temperatura desfavorece a dissolução do soluto.

A solubilidade geralmente diminui com o aumento da temperatura (curvas descendentes).

A solução como um todo fica quente numa dissolução exotérmica.

4. Quando a curva de solubilidade apresenta pontos de inflexão, significa que o soluto forma hidratos definidos, e esses pontos de inflexão correspondem à temperatura de dissociação de sais hidratados.


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Curva de solubilidade do sulfato de sódio Curva de Solubilidade do cloreto de cálcio

5. As soluções, além de serem classificadas quanto à fase de agregação da solução, quanto à fase de

agregação do soluto e do solvente, quanto à natureza das partículas dispersas e quanto à proporção entre soluto e solvente, podem ser classificadas quanto ao coeficiente de solubilidade em:

I) Soluções não-saturadas (insaturadas): são aquelas onde a quantidade de soluto dissolvido (m1)

não atinge o coeficiente de solubilidade (Cs) . (m1 < Cs). Ex.: Cs(KNO3) = 45,8 g de KNO3/ 100g H2O (30ºC) Dissolver 40 g de KNO3 em 100g H2O a 30ºC

II) Soluções saturadas: São aquelas onde a quantidade de soluto dissolvida (m1) é igual ao coeficiente de solubilidade (Cs) . (m1 = Cs).

Ex.: Dissolver 45,8 g de KNO3 em 100g de H2O a 30ºC

OBSERVAÇÕES: Em soluções saturadas com precipitado (corpo de chão) ocorre um equilíbrio dinâmico entre o

corpo de chão e a solução saturada, ou seja, a velocidade com que o sólido se dissolve é igual à velocidade com que o sólido se precipita no fundo do recipiente.

Ex.: Dissolver 50 g de KNO3 em 100g de água a 30ºC. (Não esqueça que o Cs KNO3 = 45,8 g KNO3 em 100g H2O a 30ºC)


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Existe um equilíbrio dinâmico entre o corpo de chão e a massa dissolvida.

III) Soluções supersaturadas: são aquelas em que a quantidade de soluto dissolvida (m1) é superior ao

coeficiente de solubilidade (Cs) . (m1 > Cs). É uma solução instável, podendo por qualquer perturbação do sistema se tornar uma solução saturada com precipitado.

OBSERVAÇÕES:

Como se prepara uma solução supersaturada? Podemos, por exemplo, pegar uma solução saturada de KNO3 a 30ºC e resfriá-la sob condições

especiais a 20ºC e obteremos uma solução supersaturada de KNO3. Cs(KNO3) = 45,8 g KNO3 / 100g H2O (30ºC) Cs(KNO3) = 31,6 g KNO3 / 100g H2O (20º) Observe atentamente o esquema a seguir:

A SOLUÇÃO SUPERSATURADA É INSTÁVEL


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Para preparar uma solução supersaturada usando uma substância de dissolução exotérmica devemos preparar uma solução saturada e em seguida aquecê-la em condições especiais. Observe o seguinte exemplo:

Dissolução exotérmica: Cs(x) = 50g de X/100g H2O (20°C) Cs(x) = 40g de X/100g H2O (30°C) Observe o esquema a seguir:

4) CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES QUANTO AO COEFICIENTE DE SOLUBILIDADE EM UM GRÁFICO DE SOLUBILIDADE

Dado o gráfico de solubilidade de uma substância hipotética.

O ponto A representa uma solução não-saturada (insaturada), pois nesse ponto existem 40 g de

X dissolvidos em 100g de água na temperatura t3, portanto a massa de soluto dissolvido é menor que o Cs de X nessa temperatura, que é 100g de X/100g H2O (m1 < Cs).

O ponto B representa uma solução saturada, pois nesse ponto existem 60g de X dissolvidos em 100g de H2O na temperatura t2, portanto a massa de soluto dissolvido é igual ao Cs de X nessa temperatura, que é 60g de X/100g H2O (m1 = Cs).

O ponto C representa uma solução supersaturada, pois nesse ponto existem 50g de X dissolvidos em 100g de H2O na temperatura t1, portanto a massa de soluto dissolvido é maior que Cs de X nessa temperatura, que é 20g de X/100g H2O (m1 > Cs).

CONCLUSÕES I) Qualquer ponto em uma região acima da curva de solubilidade indica que a solução é

supersaturada.

II) Qualquer ponto coincidente com a curva de solubilidade indica que a solução é saturada.

III) Qualquer ponto em uma região abaixo da curva de solubilidade indica que a solução é insaturada.


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OBSERVAÇÕES: 1. Um solvente pode estar saturado de um soluto e ainda conseguir dissolver outro soluto. Ex.: A água saturada de NaCl ainda é capaz de dissolver uma certa quantidade de açúcar. 2. Nem sempre se observa a correspondência entre solução diluída e solução insaturada. Observe o

exemplo a seguir:

Uma solução com 2g de CaSO4 em 1 litro de água é considerada diluída, mas já está saturada, pois o coeficiente de solubilidade do CaSO4 é muito baixo. Cs(CaSO4) = 2g CaSO4/1L H2O.

3. Nem sempre se observa a correspondência entre solução concentrada e solução saturada. Observe o exemplo:

Uma solução de AgNO3 com 1200g de AgNO3 em 1 litro de água é considerada concentrada, mas ainda é uma solução insaturada, pois o Cs do AgNO3 é muito alto. Cs(AgNO3) = 1220g AgNO3 / 1L H2O.

5) FORMAÇÃO DE SOLUÇÕES

Uma solução é uma mistura homogênea na qual todas as partículas são muito pequenas, tipicamente da ordem de átomos, íons e pequenas moléculas, com diâmetros variando entre 0,05 e 0,25 nm. Quando as partículas são maiores, as misturas possuem propriedades específicas de dispersões coloidais e suspensões. 5.1) UMA TENDÊNCIA A FAVOR DA ALEATORIEDADE, UMA FORÇA MOTRIZ POR TRÁS

DA FORMAÇÃO DE SOLUÇÕES Para compreender o efeito de um soluto e um solvente na solubilidade, precisamos de um estudo

detalhado do processo pelo qual as soluções se formam. Começaremos examinando mais detalhadamente como os gases se misturam ou se dissolvem espontaneamente.

Imagine um recipiente contendo dois gases separados por um painel removível (veja Fig. 1a). Quando o painel é removido (Fig.1b), o processo de mistura se inicia espontaneamente devido ao movimento aleatório das moléculas. Dessa forma, os gases se misturam sem interferência externa. Uma vez que tenham formado uma solução homogênea, suas moléculas jamais irão se separar espontaneamente e constituir seu estado original. Dizemos "jamais" porque o retorno ao estado original, não misturado, é estatisticamente muito pouco provável.

Homogêneo significa "igual em todo lugar". A mistura espontânea dos gases ilustra uma das tendências naturais a mudanças mais fortes da

natureza, a tendência de um sistema, abandonado a si mesmo, de tornar-se cada vez mais desordenado. No instante anterior ao que o painel é removido (Fig. 1), temos dois gases no mesmo recipiente, mas eles estão separados em lados opostos. Isto representa uma ordem considerável, como uma fileira de meninos e outra de meninas no início de uma quadrilha caipira. Devido ao movimento natural das moléculas, a manutenção do estado ordenado se torna altamente improvável assim que o painel é retirado. É como se os meninos e meninas começassem a dançar a quadrilha, se mis-turando.

Fig. 1 Mistura de gases. Quando dois gases, inicialmente em compartimentos separados (a), repentinamente se encontram no mesmo recipiente (b), eles se misturam espontaneamente.


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5.2) ATRAÇÕES ENTRE SOLUTO E SOLVENTE - OUTRA TENDÊNCIA NATURAL CAUSADORA DA FORMAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO

O único fator que precisamos saber para compreender a formação de soluções gasosas é a

tendência da natureza para desordem. Outro possível fator, as forças atrativas entre partículas, é desprezível, pois tais forças são muito fracas nos gases.

Entretanto, as forças atrativas são muito importantes para a formação de soluções líquidas, pois tais forças mantêm as partículas do solvente e do soluto unidas (veja Fig. 2), agindo contra a formação da mistura. íons e moléculas polares também precisam se separar para que ocorra a mistura e se forme uma solução. Assim, o preparo de uma solução não-gasosa depende não somente da tendência à desordem, mas também das forças atrativas intermoleculares do solvente e do soluto.

Fig. 2 Cargas opostas se atraem. (a) Força interiônica de atração. (b) Força intermolecular de atração.

5.3) SOLUÇÕES DE LÍQUIDOS EM LÍQUIDOS

Se misturarmos álcool etílico (o álcool presente nas bebidas) e água, em qualquer proporção, eles se misturam completamente; dizemos que os dois são completamente miscíveis. O benzeno, C6H6, por sua vez, é um líquido virtualmente insolúvel em água; os dois são não-miscíveis. Para compreender este comportamento diferenciado, vamos observar atentamente o que ocorre em cada caso, quando os líquidos são combinados. Sabemos que as moléculas do soluto e do solvente precisam ser separadas para que haja uma mistura e seja formada uma solução.

O álcool etílico possui uma estrutura molecular que inclui um grupo polar O — H, então suas

moléculas podem formar ligações com as moléculas de água, que também possuem grupos O—H (veja Fig. 3). Assim, as moléculas de água podem atrair as moléculas de álcool com a mesma intensidade que atraem suas próprias moléculas e as forças que precisam ser vencidas para separar as moléculas de água são compensadas pela atração pelas moléculas de álcool. As moléculas de álcool conseguem, assim, se colocar entre as moléculas de água para formar a solução (a movimentação das moléculas ocorre de forma bilateral, com as moléculas de álcool se deslocando na direção das molé-culas de água e vice-versa) e os líquidos se misturam. Como as forças de atração são facilmente acomodadas neste sistema, a tendência natural à desordem se manifesta livremente.


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Fig. 3 Ligações de pontes de hidrogênio em soluções aquosas de álcool etílico. As moléculas de álcool etílico fazem ligações de ponte de hidrogênio (...) com as moléculas de água.

Uma situação completamente diferente ocorre se tentarmos dissolver benzeno em água. Em

condições normais de temperatura e pressão, os dois líquidos não se misturam. As moléculas de benzeno não possuem grupos O-H e são portanto não-polares. Entre elas existem forças de atração de London relativamente fracas. As moléculas de benzeno não são atraídas fortemente pelas moléculas de água. Para acomodar as moléculas de benzeno em uma solução, as moléculas de água teriam que se separar para dar espaço às moléculas de benzeno. Isso só seria possível se as forças de atração intermoleculares da água pudessem ser compensadas pelas forças de atração das moléculas de benzeno, o que não acontece. Como resultado, a tendência natural à desordem é sobrepujada pelas forças de atração.

É relativamente simples concluir que não seria possível uma solução de benzeno e água. Suponha que tentemos dispersar as moléculas de água no benzeno. Conforme elas se deslocassem, ocasionalmente se encontrariam e, como a atração entre as moléculas de água é muito maior do que a atração das moléculas de benzeno, elas se ligariam novamente por ligações de hidrogênio Isto continuaria a ocorrer até que toda a água estivesse novamente em uma fase separada do benzeno. Dessa forma, uma solução de água e benzeno não é estável e não se forma espontaneamente.

Embora o benzeno não possa se dissolver na água, ele se dissolve muito bem em líquidos não-polares, como o tetracloreto de carbono, CCI4. As forças de atração entre as moléculas do CCI4 são tão fracas quanto as das moléculas do benzeno. Assim, a moléculas do benzeno podem facilmente se separar e se misturar com as moléculas do tetracloreto de carbono. A tendência natural à desordem sobrepõe com facilidade a pequena resistência e a solução pode se formar.

Em resumo, podemos observar que quando as intensidade das atrações intermoleculares são semelhantes no soluto e no solvente, a solução pode se formar - como podemos observa nas soluções de álcool e água e de benzeno e tetracloreto de carbono. Esta é a origem de um método prático utilizado pelos químicos, a regra "o semelhante dissolve o semelhante": quando soluto e solvente possuem moléculas "semelhantes" em polaridade eles tendem a formar uma solução; quando suas molécula possuem polaridades diferentes, não serão formadas soluções de concentração considerável. Esta regra tem ajudado os cientista a utilizar a composição química e a estrutura molecular para predizer o comportamento de duas substâncias ao se dissolverem.

5.4) SOLUÇÕES DE SÓLIDOS EM LÍQUIDOS

Ao tratarmos de soluções de sólidos em líquidos os princípios permanecem os mesmos. Vamos observar primeiro o que acontece quando o cloreto de sódio, um sal cristalino, se dissolve na água.

A Fig. 4 mostra uma seção de um cristal de NaCI em contato com a água. Os dipolos das moléculas de água se orientar de modo que os extremos negativos apontam para os íons Na+ os extremos positivos apontam para os íons Cl–. Em outras palavras, ocorrem atrações íon-dipolo que tendem a retirar os íon do cristal. Nas bordas e quinas do cristal os íons possuem menos ligações e por isso são mais facilmente "destacados" que os da superfície do cristal. Conforme as moléculas de água vão retirando estes íons, novos são expostos e o processo continua, dissolvendo o cristal.

Moléculas de água colidem em toda superfície do cristal, mas colisões bem-sucedidas aquelas que

destacam íons - ocorrem preferivelmente nas quinas e bordas. Quando se tornam livres, os íons são completamente "cercados" por moléculas de água (veja a Fig.

4). Este fenômeno chamado de hidratação de íons. O termo geral para o fenômeno das moléculas do


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solvente cercarem a molécula do soluto dissolução, assim a hidratação é somente um caso especial de dissolução. Os compostos iônicos se dissolvem na água quando as forças de atração entre os dipolos da H2O e os íons são maiores que as forças de atração entre os íons do cristal.

Estamos claramente no limite entre mudanças químicas e físicas quando colocamos a ligação de

moléculas de água no sódio ou íons de cloro no universo das mudanças físicas.

Eventos semelhantes explicam por que os sólidos compostos de moléculas polares, como o açúcar,

se dissolvem em água (Fig. 5). As atrações entre o solvente e os dipolos do soluto ajudam a destacar as moléculas do cristal e trazê-las para a solução. Podemos utilizar a regra "igual dissolve igual"; um soluto polar se dissolve em um solvente polar.

Do mesmo modo podemos explicar por que sólidos não-polares como a cera são solúveis em solventes não-polares como o benzeno. A cera é uma mistura sólida de longas cadeias de hi-drocarbonetos. Suas moléculas estão ligadas por fracas forças de London, e dessa forma são facilmente desagregadas, embora as ligações entre as moléculas do soluto (cera) e do solvente (ben-zeno) resultantes também sejam fracas.

Quando as forças de atração intermoleculares do soluto e do solvente são suficientemente diferentes, toma-se impossível a formação de uma solução. Por exemplo, sólidos iônicos ou moléculas sólidas de alta polaridade (como o açúcar) são insolúveis em solventes não-polares como o benzeno, a gasolina ou o querosene. As moléculas destes solventes, todos hidrocarbonetos, são incapazes de atrair íons ou moléculas com alta polaridade com força suficiente para sobrepujar as forças de atração que eles possuem entre si em seus cristais. A tendência natural é, dessa forma, superada pelas forças intermoleculares ou interiônicas.

Fig. 4 Hidratação de íons. A hidratação é um redirecionamento complexo das forças de atração e repulsão. Antes desta solução se formar, as moléculas de água são atraídas entre si e os íons Na+ e Cl– ficam isolados no cristal e também se atraem. Na solução, os íons se ligam a moléculas de água através de cargas opostas; além disso, as moléculas de água são mais atraídas pelos íons que por outras moléculas de água.


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6) CALORES DE SOLUÇÃO

Como as forças de atração intermoleculares são muito importantes quando estão envolvidos líquidos e sólidos, a formação de uma solução está inevitavelmente associada com a energia ou com as trocas de entalpia. A troca de entalpia entre o sistema e o meio, quando um mol de soluto se dissolve no solvente, a uma pressão constante, para formar uma solução diluída é chamada de

entalpia molar da solução , ou somente calor da solução, Hsol. Há um gasto de energia para separar as partículas do soluto e do solvente - o processo é

endotérmico - e fazer com que elas se misturem. Esta mudança irá aumentar a energia potencial do sistema (porque elementos que naturalmente se atraem são separados), mas uma vez que as partículas são agregadas novamente para formar a solução, as forças de atração entre as partículas do soluto e do solvente levam a uma diminuição na energia potencial do sistema - uma mudança

exotérmica. O calor da solução, Hsol, é simplesmente a resultante destas duas contribuições opostas de entalpia. Para examinarmos mais detalhadamente, vamos observar as mudanças que ocorrem na energia potencial quando um sólido se dissolve em um líquido.

6.1) ENERGIAS DA REDE E ENERGIAS DE DISSOLUÇÃO

A entalpia é uma função do estado. Assim, a magnitude de uma mudança na entalpia,

como Hsol, não depende de como o sistema passa de um estado para outro. Podemos traçar qualquer caminho que queiramos para o processo de formação da solução, contanto que passemos do mesmo estado inicial - amostras separadas de soluto e solvente - para o mesmo estado final, a solução.

Para utilizarmos os dados de energia disponíveis, vamos traçar um procedimento hipotético, com

duas etapas, e utilizar um diagrama de entalpia (veja Fig. 6). As duas etapas do processo irão partir do soluto sólido e do solvente líquido e produzirão a solução final, mas você irá observar que estes passos não representam o modo como a solução é obtida em laboratório. Imaginemos, no primeiro passo, que o sólido é vaporizado. No segundo passo, imagine que as partículas do soluto gasoso penetram no solvente e se misturam. Como já dissemos, imaginamos este processo em particular para que possamos utilizar dados experimentais, e só podemos fazer isso porque o calor da solução é uma função do estado.

Fig. 5 Hidratação de uma molécula polar. Uma molécula polar de um composto pode "substituir" as forças de atração que ela experimenta por outras de suas moléculas pelas forças de atração de moléculas de água em uma solução aquosa.


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H é positivo para urna mudança endotérmica, e por isso a seta para o Passo 1 na Fig. 6 aponta para cima, o sentido positivo.

Como podemos observar na Fig. 6, o primeiro passo é endotérmico e aumenta a energia

potencial do sistema. As partículas do sólido se atraem, por isso precisamos de energia para separá-las, a energia da rede. Ao receber a energia necessária da rede, o sólido é convertido para o estado gasoso.

No segundo passo, as partículas do soluto gasoso entram no solvente e se misturam. A energia potencial do sistema diminui, pois as partículas de solvente e soluto se atraem. Este passo é, então, exotérmico e sua energia é chamada de energia de dissolução, o termo geral. O termo específico energia de hidratação é utilizado para as soluções aquosas.

A magnitude do Hsol, depende de alguma forma da concentração final da solução. O calor de solução, a mudança resultante da energia, é a diferença entre a energia necessária

para o Passo 1 e a energia liberada no Passo 2. Quando a energia necessária para o Passo 1 excede a energia liberada no Passo 2, a solução se forma endotermicamente, mas quando a energia liberada no Passo 2 excede a energia necessária para o Passo 1, a solução se forma exotermicamente.

Podemos comprovar esta análise comparando os calores de solução experimentais de alguns sais na água com aqueles calculados a partir das energias da rede e de hidratação (Tabela 1). Os cálculos são descritos nas Figuras 7 e 8, utilizando diagramas de entalpia para a formação de soluções aquosas de dois sais, KI e NaBr.

A correspondência entre os valores experimentais e os calculados na Tabela 1 não é muito precisa. Isto ocorre primeiramente porque as energias da rede e de hidratação não são conhecidas com precisão e também porque o modelo utilizado em nossa análise é obviamente muito simples. (O modelo não diz nada, por exemplo, sobre como a tendência natural à desordem influencia na formação da solução.) Note, entretanto, que quando a "teoria" prediz valores relativamente altos para o calor da solução, os valores experimentais seguem esta tendência e ambos os valores possuem o mesmo sinal (exceto para o NaCl). Observe também que as mudanças nos valores seguem o mesmo padrão quando comparamos os três sais de cloro — LiCI, NaCI e KCI — ou os três sais de bromo — LiBr, NaBr e KBr. Pequenos erros percentuais em quantidades muito grandes podem causar grandes mudanças na diferença percentual entre estes números.

Fig. 6 Diagrama de entalpia para dissolução de um sólido em líquido. No mundo real a solução é formada diretamente como indica a seta cinza. Podemos analisar a mudança de energia imaginando duas etapas separadas, pois as mudanças de entalpia são funções do estado e independentes do caminho. A mudança de energia ao longo do caminho direto é a soma algébrica dos Passos 1 e 2.


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Fig. 7 Entalpia de uma solução. A formação do iodeto de potássio em solução aquosa.


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Fig. 8 Entalpia de uma solução. A formação do brometo de sódio em solução aquosa. 6.2) SOLUÇÕES DE LÍQUIDOS EM LÍQUIDOS

Para considerar calores de solução quando líquidos se dissolvem em líquidos, iremos trabalhar com um procedimento de três etapas para ir do estado inicial ao estado final (veja Fig. 9). Primeiro vamos imaginar que as moléculas de um líquido são separadas somente o suficiente para dar lugar para as moléculas do outro líquido. (Definiremos este líquido como soluto.) Como temos que vencer as forças de atração para separar as moléculas, esta etapa aumenta a energia potencial do sistema - é endotérmica.

Fig. 9 Entalpia de uma solução. Para analisar a variação de entalpia devida à formação de uma solução de dois líquidos, podemos imaginar a seqüência hipotética de etapas ilustrada acima. 1ª Etapa. As moléculas do líquido designado como solvente são ligeiramente deslocadas para dar lugar às moléculas do soluto, num processo endotérmico. 2ª Etapa. As moléculas do soluto são forçadas a ocupar um volume maior, para dar lugar às moléculas do solvente, num processo também endotérmico. 3ª Etapa. As amostras de solvente e de soluto expandidas misturam-se espontaneamente, aparecendo uma atração entre as moléculas que torna o processo exotérmico.

A segunda etapa é semelhante à primeira, mas ocorre com o outro líquido (o solvente). No diagrama de entalpia (Fig. 10), podemos observar o solvente e o soluto após estas etapas, em suas condições "expandidas".

A terceira etapa é deixar que a natureza siga seu curso - a tendência natural à desordem. Conforme as moléculas do solvente e do soluto se aproximam elas se unem e se misturam. Como as moléculas dos dois líquidos agora experimentam forças mútuas de atração, a energia

potencial do sistema diminui e, portanto, a Etapa 3 é exotérmica. O valor de Hsol, será, novamente, a mudança resultante na energia para estes passos.


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Fig. 10 Variações de entalpia ao ser formada urna solução ideal. O processo em três etapas e o de formação direta começam e terminam ambos no mesmo ponto, com idêntica variação total de entalpia. A

soma dos valores positivos de H para as duas etapas endotérmicas, 1 e 2, é igual em módulo ao valor

negativo de H para a etapa exotérmica 3. Logo, a variação total H na formação de uma solução ideal é nula.

6.3) SOLUÇÕES IDEAIS

O diagrama de entalpia na Fig. 10 mostra a hipótese quando a soma das energias

necessárias para as Etapas 1 e 2 é igual à energia liberada na Etapa 3, e assim o valor de Hsol, é igual a zero. Este caso é muito semelhante a quando fazemos uma solução de benzeno e tetracloreto de carbono. As forças de atração entre as moléculas do benzeno são praticamente as mesmas que as do CCI4, ou entre as moléculas do benzeno e as do CCI4. Se todas estas forças

intermoleculares forem idênticas, o resultante Hsol, seria exatamente igual a zero e a solução poderia ser chamada de solução ideal. Note bem a diferença entre uma solução ideal e um gás ideal. Em um gás ideal não existem forças de atração. Em uma solução ideal existem forças de atração, mas elas se anulam.

A acetona e a água formam uma solução exotermicamente (veja Fig. 11a). Com estes líquidos,

a terceira etapa libera mais energia que a soma das duas primeiras etapas, pois as moléculas de acetona atraem as moléculas de água com mais intensidade do que atraem as suas próprias moléculas.

O álcool etílico e o hexano formam uma solução endotermicamente (veja Fig. 11b). Neste caso, a

liberação de energia na terceira etapa não é suficiente para compensar a energia necessária para as etapas 1 e 2 e a solução fica "fria" quando se forma. O motivo aqui é que as moléculas do álcool


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etílico se atraem mais intensamente do que atraem as moléculas do hexano. As moléculas do hexano não podem se "misturar" entre as moléculas do álcool sem que sejam quebradas algumas das liga-ções de hidrogênio.

Fig. 11 Variações de entalpia quando é formada uma solução real. Como Hsol, é uma função de estado, o caminho em várias etapas e o direto resultam na mesma variação total de entalpia. (a) O processo é exotérmico. (b) O processo é endotérmico.

6.4) SOLUÇÕES DE GASES E LÍQUIDOS

A formação de uma solução de um gás e um líquido normalmente é exotérmica quando utilizamos água como solvente. O gás já é expandido em seu estado natural, assim não haverá gasto de energia para "expandir o soluto". O solvente, entretanto, precisa ser expandido para dar lugar às moléculas do gás, o que requer uma pequena quantidade de energia - pequena porque as forças de atração não são muito afetadas quando as moléculas do solvente são levemente separadas. Quando as moléculas de gás finalmente preenchem o espaço entre as moléculas do

líquido, o resultante Hsol depende de quão fortemente as moléculas do gás são atraídas pelas moléculas do solvente (líquido). Se esta força de atração for suficientemente grande, há uma queda na energia potencial durante a formação da solução - a formação será exotérmica. Isto ocorre porque as moléculas do gás partem de uma situação onde as forças de atração são praticamente nulas para uma situação onde existem forças de atração significativas. A mudança resultante na energia associa-da às duas etapas de expandir levemente o solvente e preencher os espaços com as moléculas do soluto é a energia de dissolução. 7) A SOLUBILIDADE E A INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA

Por "solubilidade" entendemos a massa do soluto que forma uma solução saturada com uma dada massa de solvente a uma temperatura específica. As unidades utilizadas mais freqüentemente são gramas do soluto por 100 gramas do solvente. Note que a solubilidade se refere a uma solução saturada. Se tentarmos dissolver mais soluto, ele permanecerá como uma fase separada em contato com a solução. Haverá, naturalmente, um trânsito das partículas do soluto entre as fases dissolvida e não-dissolvida, pois em uma solução saturada temos sempre um equilíbrio (veja Fig. 12). Podemos expressar este equilíbrio da seguinte forma:


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Fig. 12 Uma solução saturada. Em uma solução saturada, existe equilíbrio dinâmico entre a parte do soluto que não foi dissolvida e aquela que está em solução.

I) A Influência da Temperatura na Solubilidade de Sólidos e Líquidos em Outros Líquidos

Contanto que mantenhamos a temperatura constante. o equilíbrio em uma solução saturada será mantido. Somente sujeitando o sistema a uma tensão específica, aquecendo-o ou esfriando-o, é que podemos quebrar este equilíbrio. Os deslocamentos no equilibrio em qualquer sentido devem absorver diretamente esta tensão (princípio de Le Châtelier).

Vamos considerar a situação mais comum, na qual a adição de calor faz com que mais soluto possa ser dissolvido em uma solução inicialmente saturada. Podemos literalmente escrever "calor" na expressão de equilíbrio, no lado esquerdo, lado do soluto não dissolvido, pois o calor é absorvido quando o soluto se dissolve.

A tensão causada pelo calor adicional faz com que o equilíbrio mude para a direita, uma mudança que "utiliza o calor" e absorve a tensão, mas também faz com que mais soluto se dissolva. A quantidade dissolvida varia muito, dependendo do soluto e do solvente. Observe na Fig. 13, por exemplo, as respostas ao aumento da temperatura das solubilidades do nitrato de amônia e do cloreto de sódio em água.

Alguns solutos se tornam menos solúveis com o aumento da temperatura, como por exemplo o sulfato de cério (III), Ce2(SO4)3 (Fig. 13). Precisamos retirar calor de uma solução saturada de sulfato de cério(III) para conseguirmos dissolver mais soluto. Assim, em sua equação de equilíbrio o "calor" estará do lado direito, pois ele é liberado para que possamos dissolver mais soluto em uma solução saturada.

Quando aumentamos a temperatura deste sistema, o equilíbrio absorve a tensão (calor),

mudando para a esquerda, e uma parte do soluto dissolvido deixa a solução. Tais sistemas são muito raros.


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II) A Influência da Temperatura na Solubilidade de um Gás em um Líquido

A Tabela 2 nos fornece dados para as solubilidades em água de muitos gases comuns, a

diferentes temperaturas e a pressão constante de 1 atm. Podemos observar que a pressão constante, as solubilidades dos gases em água sempre diminuem com o aumento da temperatura. (Esta generalização não deve ser estendida para solventes não-líquidos, onde a situação é bem mais complexa.)

8) INFLUÊNCIA DA PRESSÃO NA SOLUBILIDADE DOS GASES

A solubilidade de um gás em um líquido é afetada não somente pela temperatura, mas também pela pressão. Os gases da atmosfera, por exemplo, principalmente o oxigênio e o nitrogênio, não são muito solúveis em água a baixas pressões, mas quando aumentamos a pressão eles se tomam incrivelmente solúveis (veja Fig. 14)

Fig. 14 Solubilidade em água como função da pressão para dois gases. A quantidade de gás

Fig. 13 Solubilidade em água em função da temperatura para várias substâncias. Muitas substâncias tomam-se mais solúveis quando a temperatura da solução aumenta, mas a intensidade do efeito varia consideravelmente de uma substância para a outra.


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dissolvida é maior, à medida que a temperatura aumenta. O equilíbrio relevante é

Gás + solvente solução Vamos supor que a pressão do sistema seja aumentada, reduzindo o volume disponível para o

gás. O princípio de Le Châtelier diz que o sistema irá se modificar de modo a reagir a esta tensão, isto é, o sistema irá responder de modo a absorver (reduzir) esta pressão. Para faze-lo, o sistema precisa reduzir o número de moléculas de gás - algumas moléculas do gás precisam deixar sua fase gasosa e se dissolver na solução. Assim, um aumento na pressão do gás faz com que o equilíbrio da solução mude para a direita e a solubilidade do gás aumente. Do mesmo modo, se diminuirmos a pressão na solução, o equilíbrio mudará para a esquerda e algumas moléculas dissolvidas do gás deixarão a solução. Toda vez que você abre um refrigerante, o gás dissolvido - dióxido de carbono - reage à queda repentina da pressão, provocando a tão popular "espuma".

Para observar mais claramente a dinâmica do efeito da pressão na solubilidade, imagine um recipiente fechado com um êmbolo móvel, contendo uma solução de um gás em um líquido (Fig. 15). Na esquerda temos a situação inicial, o equilíbrio; as moléculas do gás se deslocam a razões iguais entre os estados dissolvido e não-dissolvido (Fig. 15a). A razão na qual as moléculas de gás entram na solução é proporcional à freqüência com que elas colidem com a superfície da solução. Esta freqüência aumenta quando aumentamos a pressão do gás (Fig. 15b). pois as moléculas do gás são confinadas em um espaço menor. Uma quantidade maior delas agora colide com uma determinada área da solução em cada segundo. Como líquido e soluções líquidas são incompressíveis, o aumento isolado da pressão não tem efeito na freqüência pela qual as moléculas de gás deixam a solução. Assim, o aumento na pressão faz crescer a taxa de reação direta em nosso sistema acima da taxa de reação inversa.

À medida que mais gás é dissolvido, entretanto, a taxa de reação direta diminui continuamente e a taxa de reação inversa aumenta. Esse aumento ocorre porque com uma maior concentração de gás dissolvido, o número de moléculas na solução por unidade de área é, naturalmente, maior. A freqüência com que elas "escapam" da solução é proporcional a sua con-centração. Mas a reação direta de dissolução do gás é dominante até que uma quantidade suficiente de gás tenha se dissolvido para equalizar as forças opostas. Teremos então nova-mente uma situação de equilíbrio (Fig. 15c). Em termos das espécies presentes, este não é o sistema original equilibrado, mas um novo sistema, pois foram inseridas novas moléculas de gás.

William Henry (1775-1836) foi um físico-químico inglês.

Para gases que não reagem com o solvente. existe uma regra simples relacionando a

pressão do gás e sua solubilidade - a lei de solubilidade e pressão, normalmente chamada de lei de Henry, em homenagem a William Henry.

Fig. 15 Como o aumento na pressão eleva a solubilidade de um gás em um líquido. (a) A uma dada pressão. a fase de vapor e a solução ficam em equilíbrio. (b) Um aumento na pressão perturba este equilíbrio. Há mais moléculas de gás sendo dissolvidas do que deixando a solução. (c) 0 equilíbrio foi restabelecido, com uma quantidade maior de gás dissolvida no líquido.


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I) Lei de Henry (Lei da Pressão-Solubilidade) A concentração de um gás em um líquido a qualquer temperatura é diretamente proporcional à pressão

parcial do gás na solução. Cg = kg.Pg (T é constante)

Na equação, Cg é a concentração do gás e Pg é a pressão parcial do gás acima da solução. A

constante de proporcionalidade, kg, chamada de constante da lei de Henry, é única para cada gás.

(Observe que consideramos a temperatura constante.) A equação é verdadeira somente com baixas

concentrações e pressões e, como já dissemos, para gases que normalmente não reagem com o

solvente.

Uma expressão alternativa (e muito utilizada) para a lei de Henry é

1 2

1 2

C C

P P

onde C1 e P1 se referem às condições iniciais e C2 e P2 às condições finais. A Equação é verdadeira, pois as duas razões C1/P1 e C2/P2 são iguais à mesma constante da Lei de Henry, kg.

EXEMPLO 1 Utilização da Lei de Henry A solubilidade do N2 em água a 20°C é 0,0150 g L–1 quando a pressão parcial do nitrogênio é de 580 torr. Qual será a solubilidade do nitrogênio na água se mantivermos a temperatura, mas aumentarmos a pressão parcial para 800 torr? Análise: Este problema discute o efeito da pressão do gás em sua solubilidade, assim podemos aplicar a lei de Henry. Utilizaremos esta lei na forma da Equação estudada, pois desta forma não precisamos saber ou calcular a constante de Henry. Solução: Vamos primeiro organizar os dados. C1 = 0,0150 g L–1 C2 = ? P1 = 580 torr P2 = 800 torr Utilizando a Equação adequada, temos

1

2C0,0150gL

580torr 800torr

Resolvendo para C. C2 = 0,0207 g L–1

O aumento da pressão fez com que a solubilidade mudasse para 0,0207 g L–1.

I) DOENÇA DAS BOLHAS - UM PROBLEMA DE DESCOMPRESSÃO Quando pessoas, como mergulhadores, trabalham onde a pressão do ar está muito acima do normal,

elas têm que ser cuidadosas e retornar lentamente para a pressão atmosférica normal. Eles sofrem o perigo da "doença das bolhas", dores nas juntas e nos músculos, paralisia, tontura e morte. Cada 10 m de profundidade na água aumenta 1 atm na pressão. Trabalhadores que cavam túneis muito profundos também sofrem este risco.

As bolhas ocorrem porque a solubilidade do nitrogênio e do oxigênio no sangue é maior sob pressões mais altas, como diz a lei de Henry. Uma vez que o sangue tenha estes gases em abundância, eles não podem ser retirados subitamente. Se aparecerem micro-bolhas de nitrogênio ou oxigênio nos capilares, irão bloquear o fluxo de sangue. Isto provoca uma dor muito forte nas articulações e qualquer redução no fluxo sanguíneo para o cérebro pode ser extremamente perigoso.


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É expressamente recomendado cerca de 20 minutos de descompressão para cada atmosfera de pressão acima do normal. Isto é necessário para que o sistema respiratório possa expelir o nitrogênio em excesso e para o organismo metabolizar o oxigênio em excesso. 9) SOLUBILIDADES DE GASES QUE SÃO FORTEMENTE HIDRATADOS

Os gases dióxido de enxofre, amônia e o dióxido de carbono são muito mais solúveis em água que o oxigênio ou o nitrogênio (veja Tabela 2). Uma das razões é que as moléculas de SO2 NH3 e CO2 possuem ligações polares e locais de carga parcial que atraem as moléculas de água, formando ligações de hidrogênio que ajudam a manter os gases na solução. As moléculas de amônia podem, além de aceitar as ligações de hidrogênio da água (O — H ... N), doar elétrons através de suas ligações N — H (N — H ... O).

Os gases mais solúveis também têm uma certa tendência a reagir com a água, à medida

que é atingido o equilíbrio químico representado abaixo.

As reações diretas contribuem para as concentrações mais altas de gases na solução, se

comparadas a gases como O2 e N2, que não reagem normalmente com a água. O trióxido de enxofre é extremamente solúvel em água porque reage quantitativamente para formar ácido sulfúrico.

3(g) 2 2 4(aq)SO H O H SO

10) DISPERSÕES COLOIDAIS

I) Importância das Dimensões das Partículas: Soluções, Dispersões Coloidais e Suspensões

Conforme mencionamos neste módulo, as dimensões das partículas, bem mais que seu número relativo ou seu tipo, afetam as propriedades físicas das misturas homogêneas. Se, por exemplo, misturarmos areia fina com água e agitarmos a mistura continuamente, ela parecerá algo homogênea, mas, se pararmos de agitá-la, as partículas de areia logo irão se sedimentar. Não acontece nada parecido quando dissolvemos sal ou açúcar na água. Íons e moléculas não sedimentam em solução. Seus pesos são muito pequenos, e assim a gravidade não consegue superar a influência da agitação térmica, que tende a manter a mistura.

A mistura em movimento de areia e água é um exemplo de suspensão. Para formar suspensões, as partículas precisam ter pelo menos una dimensão maior que cerca de 1.000 nm (1µm). Suspensões que não sedimentam subitamente, como a areia fina na água, podem quase sempre ser separadas por filtração utilizando um papel de filtro comum ou uma centrífuga de laborató-rio. O rotor de alta velocidade de uma centrífuga cria uma força inercial, que atua como a gravitação, suficiente para deslocar o material em suspensão através do fluido em direção ao fundo do recipiente que, quando a centrífuga está em operação, fica em posição horizontal. II) Propriedades e Tipos de Dispersões Coloidais

Uma dispersão coloidal - muitas vezes chamada simplesmente colóide - é uma mistura onde as partículas dispersas têm pelo menos uma dimensão na faixa de 1 a 1.000 nm (ver Tabela seguinte).


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Partículas em dispersão coloidal são em geral muito pequenas para serem retidas pelo papel de filtro comum.

A tendência à não separação das dispersões coloidais em estado fluido é reforçada pelas colisões sofridas pelas partículas dispersas por causa do movimento constante das moléculas do "solvente". O movimento aleatório de partículas em dispersão coloidal causado por este bombardeio anisotrópico é denominado movimento Browniano, em homenagem ao botânico escocês Robert Brown (1773 - 1858). Ele observou o fenômeno pela primeira vez quando estudou grãos de pólen em água com o auxílio de uni microscópio. É claro que partículas em suspensão sofrem o mesmo efeito, mas elas são muito pesadas para que isto evite sua sedimentação. Isto só pode ser conseguido pela agitação constante da mistura.

Nas dispersões coloidais onde acontece eventualmente uma separação, as partículas dispersas crescem com o passar do tempo. tornando-se demasiado pesadas. Por exemplo, você pode fazer uma dispersão coloidal de azeite em vinagre - um molho para salada - agitando vigorosamente a mistura. Esta agitação fragmenta pelo menos uma certa parte do azeite em gotas minúsculas com dimensões na faixa adequada para dispersões coloidais. No entanto, estas gotículas eventualmente se agrupam e o azeite separa-se do vinagre. É claro que. para preparar unia dispersão coloidal estável, devemos não somente fazer com que as partículas dispersas tenham inicialmente dimensões suficientemente pequenas, mas também evitar que elas se agrupem.

As partículas dispersas evidentemente não se agruparão se estiverem carregadas com cargas de mesmo sinal (veja Fig. Seguinte (a)). (Existem íons de carga oposta no solvente, mantendo o sistema eletricamente neutro como um todo.) Algumas das dispersões mais estáveis formam-se quando as superfícies de suas partículas coloidais atraem preferencialmente íons de uma espécie de carga, a partir de um sal em dissolução. As partículas dispersas em muitos sols. que são dispersões coloidais de sólidos em um fluido, constituem um exemplo. Por outro lado, podem formar-se dispersões quando íons com carga de mesmo sinal e de dimensões extremamente grandes. como no caso das proteínas, participam do processo (veja Fig. Seguinte (b)).

Fig. Estabilização de dispersões coloidais. É freqüente partículas coloidais terem cargas elétricas. Isto estabiliza a dispersão. pois as cargas, sendo de mesmo sinal, evitam que as partículas se juntem. (a) A partícula coloidal atraiu íons cloreto. (b) Uma partícula cujas moléculas, extremamente grandes, possuem grupos negativamente carregados. Em ambos os casos, estas partículas coloidais não podem juntar-se, mas aumentam de tamanho e eventualmente separam-se dc meio dispersor.

Dispersões coloidais de um líquido em outro são chamadas emulsões. São em geral relativamente


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estáveis, desde que um terceiro componente, denominado agente emulsificante, esteja presente. A maionese, por exemplo, é uma emulsão de azeite em água (Fig. seguinte), obtida colocando-se azeite em uma solução diluída de um ácido orgânico comestível. O agente emulsificante é a lecitina, um componente da clara de ovo. Suas moléculas fazem com que cada gotícula de azeite fique com a superfície eletricamente carregada, evitando que se agrupem. No leite homogeneizado, as micropartículas de gordura estão cobertas com uma proteína chamada caseína.

Também é possível obter emulsões de água em óleo (Fig. seguinte); um exemplo é a margarina. onde o agente emulsificante é obtido da soja.

O amido tem moléculas de grandes dimensões e forma uma dispersão coloidal na água. As misturas de amido coloidais têm em geral, uma aparência leitosa. podendo até ser opacas, pois as partículas coloidais são grandes o suficiente para refletir e espalhaa luz visível. Mesmo quando um feixe luminoso é focalizado sobre uma dispersão de amido tão diluída que parece clara como água a trajetória da luz é revelada pelo espalhamento lateral da radiação (veja Fig. seguinte). O espalhamento da luz por dispersões coloidais é chamado efeito Tyndall, homenageando John Tyndall (18201893), um cientista britânico. Em soluções verdadeiras, no entanto, os solutos são formados por partículas muito pequenas, que nãco espalham a luz. Assim, o efeito Tyndall não ocorre em soluções.


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Fig. O efeito Tyndall: espalhamento da luz, por dispersões coloidais. O tubo à esquerda contém uma dispersão coloidal de amido, enquanto o tubo à direita contém uma dispersão coloidal de Fe2O3 em água. O tubo do meio contém uma solução de Na2Cr2O7, um soluto colorido. O feixe estreito de luz laser vermelha é parcialmente espalhado nas duas dispersões coloidais, de modo que podemos vê-lo, mas atravessa a solução sem sofrer nenhum espalhamento.

O efeito Tyndall é muito comum. Quando você vê "os raios" de Sol nas clareiras da floresta ou entre as nuvens, está vendo o efeito Tyndall. A luz do Sol é desviada pelas partículas coloidais de fumaça ou gotículas de líquidos dispersas. Nem todos os comprimentos de onda de luz visível são igualmente desviados. Como resultado, quando o Sol está próximo ao horizonte e o ar contém fumaça, observamos cores brilhantes no céu.

Como Atuam Sabões e Detergentes

A regra "o semelhante dissolve o semelhante" ajuda a explicar a atuação de sabões e detergentes. Substâncias oleosas e gordurosas constituem a "cola" que faz a sujeira aderir aos tecidos ou à pele. A água quente sozinha é muito pouco eficaz na remoção destes resíduos, mas mesmo uma pequena quantidade de detergente faz uma grande diferença.

Todos os detergentes têm uma característica comum, sejam eles iônicos ou moleculares. Suas estruturas incluem uma longa cadeia ('cauda') de hidrocarbonetos, não-polar, ligada a uma "cabeça" extremamente polar, ou iônica. No caso de um sabão comum típico, por exemplo, temos o seguinte ânion. (O cátion balanceador de carga é o Na+, na maioria dos sabões.)

A cauda deste composto, como a de todos os hidrocarbonetos, é não-polar, e assim tem uma forte tendência a se dissolver em óleo ou gordura. mas não em água. Sua tendência natural é evitar a água; dizemos que a cauda é hidrófoba (não tem afinidade pela água). O íon como um todo é arrastado para uma solução em água quente somente por causa da sua cabeça iônica, que pode ser hidratada. Dizemos que esta cabeça iônica é hidrófila (amiga da água). Para minimizar os contatos entre as caudas hidrófobas e a água e para maximizar os contatos entre as cabeças hidrófilas e a água, os ânions do sabão se juntam em grupos de dimensões coloidais denominados micelas de sabão (veja Fig. seguinte).

Fig. Micelas de sabão. A formação das micelas de sabão é

induzida pela tendência a evitar a água das "caudas hidrófobas"

das unidades do sabão e pela tendência a atrair água de suas

"cabeças hidrófilas'".


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Quando as micelas encontram um filme de gordura, seus ânions encontram algo a mais que pode acomodar caudas hidrófobas (veja Fig. seguinte). As caudas de um número enorme de ânions do sabão penetram no filme; em um certo sentido elas se dissolvem na gordura ou no óleo. As cabeças hidrófilas, no entanto, não serão arrastadas para a gordura; elas permanecem na água. Com uma pequena agitação produzida, por exemplo, por uma máquina de lavar roupa, a película gordurosa se fragmenta em incontáveis gotas minúsculas cada uma delas envolvida por um grande número de cabeças negativamente carregadas. Como as gotas, agora em dispersão coloidal, têrn cargas de mesmo sinal, elas se repelem e não podem agrupar-se novamente. A película gordurosa foi, para to-dos os fins práticos, dissolvida e será enviada para a destruição por bactérias nas estações de tratamento de água ou no solo.

Os colóides que têm a água como meio de dispersão são classificados como hidrofóbico e hidrofílico;

Colóide Hidrofóbico: as forças atrativas entre a água e a superfície coloidal são fracas;

Ex. dispersão de metais e de sais pouco solúveis em água;

Colóide Hidrofílico: as forças atrativas entre a água e a superfície coloidal são fortes; geralmente existem grupos –OH ou –NH2 nas partículas coloidais;

Formam-se pontes de hidrogênio com a água

Ex. proteínas; amido;


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Peptização e pectização

Tixotropia É a propriedade que alguns géis possuem de se reverterem temporariamente a sol, ao serem submetidos à ação de uma força ou agitação. Quando cessa a ação o sol se reverte a gel. Ex.: algumas tintas são géis tixotrópicos;

Colóide protetor: é um colóide liófilo que se adiciona a um colóide liófobo para aumentar a estabilidade

deste último. O colóide protetor vai atuar como camada de solvatação.

Ex.: As gotículas de gordura se dispersam na água, com o auxílio dos sabões ou detergentes;

Na maionese, as gotículas de óleo de cozinha se dispersam no vinagre, ―protegias‖ por colóides

existentes na gema do ovo;

Na tinta nanquim, as partículas do negro-de-fumo (carvão finamente dividido) se mantêm dispersas na

água, com o auxílio de gomas;

Eletroforese: Como todas as partículas de um disperso possuem a mesma carga, se a dispersão for submetida a um campo elétrico, todas as partículas do disperso vão migrar para o mesmo pólo; a) Anaforese: Ocorre quando as partículas do disperso têm carga negativa. As partículas do disperso migram para o pólo positivo do campo elétrico (ânodo). b) Cataforese: Ocorre quando as partículas do disperso têm carga positiva. As partículas do disperso migram para o pólo negativo do campo elétrico (cátodo).

GEL SOL Adição de água = peptização

retirada de água = pectização


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Anaforese Cataforese

Ponto isoeletrônico: Como a carga elétrica de um colóide depende da quantidade e da natureza dos íons presentes no sistema, é possível transformar um colóide com partículas coloidais positivas em negativas e vice-versa. O ponto onde as micelas são neutras é chamado de ponto isoeletrônico;

R CH COOH

NH2

OH - R CH COO -

NH2

H2O+ +

Proteína negativa

R CH COOH

NH2

H3O + R CH COOH

NH3+

H2O+ +

Proteína positiva

Purificação de Colóides a) Diálise: É um método de purificação de colóides usado para separar impurezas altamente solúveis no dispergente. Baseia-se na diferença de velocidade com que ocorre a difusão de uma solução e de um colóide através de uma membrana semipermeável. b) Eletrodiálise: Quando as impurezas que contaminam o colóide são de natureza iônica, é possível acelerar a difusão dessas impurezas pelo dialisador aplicando-se um campo elétrico na diálise;

Dispersão A: Partículas do

disperso com carga positiva Dispersão B: Partículas do

disperso com carga negativa

Adição de ânions

Retirada de cátions

Ponto isoeletrônico


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11. 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, apolares. O sabão exerce um papel importantíssimo na limpeza porque consegue interagir tanto com substâncias polares quanto com substâncias apolares. Isso pode ser entendido analisando sua estrutura.

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 apoiares.

O processo de formação de micelas é denominado emulsificação. O esquema abaixo ilustra esse processo. Dizemos que o sabão atua como emulsificante ou emulsionante, ou seja, ele tem a propriedade de fazer com que o óleo se disperse na água, na forma de micelas.


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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 apoiar e uma extremidade polar.

Os detergentes sintéticos podem ser aniônicos ou catiônicos, dependendo da carga do íon

orgânico responsável pela limpeza.

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

da seguinte substância.

DETERGENTES CATIÔNICOS Os detergentes catiônicos do tipo sal de amônio quaternário possuem efeito germicida, isto é,

matam microrganismos (germes), tais como bactérias e fungos.


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Por esse motivo, ao ler o rótulo de alguns produtos desinfetantes para uso sanitário, você

encontrará inscrições do tipo ―ingrediente ativo: quaternário de amônio‖. Outra interessante aplicação dos detergentes catiônicos está nos líquidos para enxaguar e

higienizar a boca. Muitos deles contêm cloreto de cetilpiridínio, que atua como detergente na remoção das sujeiras que se acumulam nos dentes e têm relação com a formação da placa bacteriana. Sua fórmula estrutural é:

11.1. 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 bóiam 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 de biodegradação.

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 igual 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.


34


Para resolver esse problema, os fabricantes adicionam ao produto uma substância conhecida

como agente 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 e chamado de eutrofização do lago (do grego eu, ―bem’, e trophein, nutrir‖).

11.2. Sabões e detergentes são tensoativos Se colocarmos uma pequena agulha com cuidado sobre a superfície da água pura, ela

permanecerá aí. Se, no entanto, adicionarmos uma gota de detergente, imediatamente ela afundará.

A água possui uma alta tensão superficial, ou, em outras palavras, sua superfície possui uma

resistência a ser atravessada. Isso é explicado pelas pontes de hidrogênio quç mantêm as moléculas fortemente unidas.

A presença de sabões e detergentes diminui a tensão superficial, porque essas substâncias

tendem a se acumular na superfície, diminuindo a força atrativa entre as moléculas. Dizemos que são agentes tensoativos ou surfactantes, pois atuam sobre a tensão superficial.


35


11.3. Sabões x detergentes a) Água dura = água com elevada concentração de íons: Ca2+, Mg2+ ou Fe3+.

b) em meio ácido


36


Módulo 01- Estudo das Soluções

Exetcícios de Aprendizagem

01. (Unicamp ) Ainda sonolentos, saem em direção ao local

da ocorrência e resolvem parar num posto de combustível. -

Complete! - diz Rango ao frentista. Assim que o rapaz

começa a colocar álcool no tanque, Estrondosa grita: - Pare!

Pare! Este carro é a gasolina! - Ainda bem que você

percebeu o engano - disse Rango. - Amigo! Complete o

tanque com gasolina. O nosso herói procedeu assim porque

calculou que, com o volume de álcool anidro colocado no

tanque, adicionando a gasolina contendo 20%

(volume/volume) de etanol, obteria um combustível com

24% de etanol (volume/volume), igual àquele vendido nos

postos até pouco tempo atrás.

a) Sabendo-se que o volume total do tanque é 50 litros, qual

é a quantidade total de álcool, em litros, no tanque agora

cheio?

b) Que volume de etanol anidro o frentista colocou por

engano no tanque do carro?

02. (Unicamp ) Enquanto estudavam a ficha cadastral do

vigia, Estrondosa e Rango resolveram tomar um

refrigerante. Numa tina com água e gelo havia garrafinhas

plásticas de um mesmo refrigerante "diet" e comum. O

refrigerante comum contém sacarose. O "diet" é adoçado

com substâncias que podem ser até 500 vezes mais doces

do que a sacarose. Sem se preocupar com os rótulos, que

haviam se soltado, Rango pegou duas garrafas que estavam

bem à tona, desprezando as que estavam mais afundadas na

água. Considere que um refrigerante é constituído,

essencialmente, de água e de um adoçante, que pode ser

sacarose ou outra substância, já que, para um mesmo

refrigerante, todos os outros constituintes são mantidos

constantes. A figura mostra os dados relativos à massa de

refrigerante em função do seu volume. Sabe-se, também,

que em 100mL de refrigerante comum há 13g de sacarose.

a) Qual das curvas, A ou B, corresponde ao tipo de

refrigerante escolhido por Rango? Justifique.

b) Calcule a porcentagem em massa de sacarose no

refrigerante comum. Explicite como obteve o resultado.

03. (Ita ) A figura abaixo mostra a curva de solubilidade do

brometo de potássio (KBr) em água:

Dados

Massa molar (g/mol): K = 39,10; Br = 79,91

Baseando nas informações apresentadas na figura é

ERRADO afirmar que

a) a dissolução do KBr em água é um processo

endotérmico.

b) a 30°C, a concentração de uma solução aquosa saturada

em KBr é de aproximadamente 6mol/kg (molal).

c) misturas correspondentes a pontos situados na região I da

figura são bifásicas.

d) misturas correspondentes a pontos situados na região II

da figura são monofásicas.

e) misturas correspondentes a pontos situados sobre a curva

são saturadas em KBr.

04. (Fuvest) 160 gramas de uma solução aquosa saturada de

sacarose a 30°C são resfriados a 0°C. Quanto do açúcar

cristaliza?

Temperatura °C Solubilidade da sacarose

g/100 g de H‚O

0 180

30 220

a) 20 g.

b) 40 g.

c) 50 g.

d) 64 g.

e) 90 g.


37


05. (Fuvest 2005) Industrialmente, o clorato de sódio é

produzido pela eletrólise da salmoura* aquecida, em uma

cuba eletrolítica, de tal maneira que o cloro formado no

anodo se misture e reaja com o hidróxido de sódio formado

no catodo. A solução resultante contém cloreto de sódio e

clorato de sódio.

2NaCl(aq) + 2H‚O(Ø) ëCl‚(g) + 2NaOH(aq) + H‚(g)

3Cl‚(g) + 6 NaOH(aq) ë 5NaCl(aq) + NaClOƒ(aq) +

3H‚O(Ø)

* salmoura = solução aquosa saturada de cloreto de sódio

Ao final de uma eletrólise de salmoura, retiraram-se da

cuba eletrolítica, a 90 °C, 310 g de solução aquosa saturada

tanto de cloreto de sódio quanto de clorato de sódio. Essa

amostra foi resfriada a 25 °C, ocorrendo a separação de

material sólido.

a) Quais as massas de cloreto de sódio e de clorato de sódio

presentes nos 310 g da amostra retirada a 90 °C? Explique.

b) No sólido formado pelo resfriamento da amostra a 25 °C,

qual o grau de pureza (% em massa) do composto presente

em maior quantidade?

c) A dissolução, em água, do clorato de sódio libera ou

absorve calor? Explique.

06. (Ufmg ) Numa aula no Laboratório de Química, os

alunos prepararam, sob supervisão do professor, duas

soluções aquosas, uma de cloreto de potássio, KCØ, e uma

de cloreto de cálcio, CaCØ‚. Após observarem a variação da

temperatura em função do tempo, durante o preparo de cada

uma dessas soluções, os alunos elaboraram este gráfico:

Considerando-se as informações fornecidas por esse gráfico

e outros conhecimentos sobre o assunto, é CORRETO

afirmar que

a) a dissolução do CaCØ‚ diminui a energia cinética média

das moléculas de água.

b) a dissolução do KCØ é um processo exotérmico.

c) a entalpia de dissolução do CaCØ‚ é maior que zero.

d) a solubilidade do KCØ aumenta com o aumento da

temperatura.

07. (Fuvest) A recristalização consiste em dissolver uma

substância a uma dada temperatura, no menor volume de

solvente possível e a seguir resfriar a solução, obtendo-se

cristais da substância.

Duas amostras de ácido benzóico, de 25,0g cada, foram

recristalizadas em água segundo esse procedimento, a

seguir:

a) Calcule a quantidade de água necessária para a

dissolução de cada amostra.

b) Qual das amostras permitiu obter maior quantidade de

cristais da substância? Explique.

Dados: curva de solubilidade do ácido benzóico em água

(massa em gramas de ácido benzóico que se dissolve em

100g de água, em cada temperatura).


38


08. (Fuvest 2003) Uma mistura constituída de 45g de

cloreto de sódio e 100mL de água, contida em um balão e

inicialmente a 20°C, foi submetida à destilação simples, sob

pressão de 700 mm Hg, até que fossem recolhidos 50 mL

de destilado.

O esquema a seguir representa o conteúdo do balão de

destilação, antes do aquecimento:

a) De forma análoga à mostrada acima, represente a fase de

vapor, durante a ebulição.

b) Qual a massa de cloreto de sódio que está dissolvida, a

20°C, após terem sido recolhidos 50mL de destilado?

Justifique.

c) A temperatura de ebulição durante a destilação era igual,

maior ou menor que 97,4°C? Justifique.

Dados: Curva de solubilidade do cloreto de sódio em água:

Ponto de ebulição da água pura a 700mmHg: 97,4°C

9. (Uerj 2014) Um laboratorista precisa preparar 1,1 kg de solução aquosa saturada de um sal de dissolução exotérmica, utilizando como soluto um dos três sais disponíveis em seu laboratório: X, Y e Z. A temperatura final da solução deverá ser igual a 20 °C. Observe as curvas de solubilidade dos sais, em gramas de soluto por 100 g de água:

A massa de soluto necessária, em gramas, para o

preparo da solução equivale a: a) 100 b) 110 c) 300 d) 330 10. (Ufsc 2013) O gráfico abaixo mostra a variação nas concentrações de soluções saturadas de dois

sais em água, Li2SO4 (reta descendente) e 4NH C

(reta ascendente), individualmente, em função da variação na temperatura da solução. A concentração é expressa em termos de percentual massa/massa, ou seja, a massa do sal dissolvido em 100 g da solução.

Com base nos dados do gráfico acima, é CORRETO afirmar que: 01) o sulfato de lítio é menos solúvel que o cloreto de

amônio. 02) em água a 30°C, é possível dissolver uma massa

maior de cloreto de amônio do que de sulfato de lítio.

04) o gráfico sugere que a dissolução do sulfato de lítio constitui um processo exotérmico, ao passo que a dissolução do cloreto de amônio tem caráter endotérmico.

08) a solubilidade do sulfato de lítio seria maior em uma solução contendo Na2SO4 do que em água pura.

16) em água a 0°C, a concentração molar de uma solução saturada de sulfato de lítio é maior que a concentração molar de uma solução saturada de cloreto de amônio.

32) em água a 50°C, é possível dissolver 30 g de sulfato de lítio, mas não é possível dissolver completamente 30 g de cloreto de amônio.

11. (Fuvest 2012) O rótulo de um frasco contendo determinada substância X traz as seguintes informações:

Propriedade Descrição ou valor

Cor Incolor

Inflamabilidade Não inflamável


39


Odor Adocicado

Ponto de Fusão - 23 ºC

Ponto de ebulição a 1 atm 77ºC

Densidade a 25ºC 1,59 / cm3

Solubilidade em água a 25ºC 0,1 g/ 100 g de H2O

a) Considerando as informações apresentadas no

rótulo, qual é o estado físico da substância contida no frasco, a 1 atm e 25 ºC? Justifique.

b) Em um recipiente, foram adicionados, a 25 ºC, 56,0 g da substância X e 200,0 g de água. Determine a massa da substância X que não se dissolveu em água. Mostre os cálculos.

c) Complete o esquema da página de resposta, representando a aparência visual da mistura formada pela substância X e água quando, decorrido certo tempo, não for mais observada mudança visual. Justifique.

Dado: densidade da água a 25 °C = 1,00 g / cm

3

12. (ifba 2012)

O comportamento do gás oxigênio com a variação de temperatura descrito no gráfico, bem como o comportamento físico geral dos gases, permitem afirmar corretamente que a) as forças atrativas se sobrepõem às forças de

repulsão entre as moléculas do gás oxigênio com o aumento da temperatura.

b) as colisões entre as moléculas de um gás aumentam de frequência com o aumento de temperatura, à pressão constante, diminuindo a velocidade média das moléculas e reduzindo sua solubilidade em água.

c) a solubilidade de um gás em um líquido depende da energia cinética das moléculas do gás e da pressão exercida sobre o sistema que comporta o soluto gasoso e o solvente líquido.

d) dois reservatórios de água mantidos sob as mesmas condições de limpeza e pressão de 1 atm, localizados na Bahia, a 35º C, e no Paraná, a 20º C, terão a mesma concentração de O2(g) dissolvido na água.

e) as concentrações de O2(g) dissolvido em amostras de água do mar Báltico e do mar Vermelho independem de suas concentrações salinas, que são 30 g/L e 40 g/L, respectivamente.

13. (Ufg 2012) Uma solução saturada de 2 2 7K Cr O

foi preparada com a dissolução do sal em 1,0 kg de

água. A influência da temperatura sobre a solubilidade está representada na figura a seguir.

Com base nos dados apresentados, as massas dos

dois íons resultantes da dissociação do 2 2 7K Cr O , a

50 °C, serão aproximadamente, iguais a:

Dado: Densidade da água: 1,0 g mL

a) 40 e 105 g

b) 40 e 260 g

c) 80 e 105 g

d) 80 e 220 g

e) 105 e 195 g

Exercícios de Fixação

01. (Unesp ) A poluição térmica, provocada pela utilização

de água de rio ou mar para refrigeração de usinas

termoelétricas ou nucleares, vem do fato da água retornar

ao ambiente em temperatura mais elevada que a inicial.

Este aumento de temperatura provoca alteração do meio

ambiente, podendo ocasionar modificações nos ciclos de

vida e de reprodução e, até mesmo, a morte de peixes e

plantas. O parâmetro físico-químico alterado pela poluição

térmica, responsável pelo dano ao meio ambiente, é

a) a queda da salinidade da água.

b) a diminuição da solubilidade do oxigênio na água.

c) o aumento da pressão de vapor da água.

d) o aumento da acidez da água, devido à maior dissolução

de dióxido de carbono na água.

e) o aumento do equilíbrio iônico da água.

02. (Fatec ) As solubilidades em água, a 20°C, de algumas


40


substâncias e suas respectivas massas molares, são

apresentadas na tabela a seguir:

Considerando-se

- volumes iguais de soluções saturadas a 20°C dessas

substâncias e

- os sais totalmente dissociados.

a substância que apresentará maior número de partículas em

solução é a de

a) NaNOƒ

b) NaBr

c) NaI

d) C�‚H‚‚O��

e) (NH„)‚SO„

03. (Ufscar ) As solubilidades dos sais KNOƒ e Ce‚(SO„)ƒ

em água, medidas em duas temperaturas diferentes, são

fornecidas na tabela a seguir.

Com base nestes dados, pode-se afirmar que:

a) a dissolução de KNOƒ em água é um processo

exotérmico.

b) a dissolução de Ce‚(SO„)ƒ em água é acompanhada de

absorção de calor do ambiente.

c) os dois sais podem ser purificados pela dissolução de

cada um deles em volumes adequados de água a 80°C,

seguido do resfriamento de cada uma das soluções a 10°C.

d) se 110,1 g de uma solução saturada de Ce‚(SO„)ƒ a 10°C

forem aquecidos a 80°C, observa-se a deposição de 2,2 g do

sal sólido.

e) a adição de 100 g de KNOƒ a 100 g de água a 80°C dá

origem a uma mistura homogênea.

04. (Unifesp ) Uma solução contendo 14g de cloreto de

sódio dissolvidos em 200mL de água foi deixada em um

frasco aberto, a 30°C. Após algum tempo, começou a

cristalizar o soluto. Qual volume mínimo e aproximado, em

mL, de água deve ter evaporado quando se iniciou a

cristalização?

Dados:

solubilidade, a 30°C, do cloreto de sódio = 35g/100g de

água; densidade da água a 30°C = 1,0g/mL.

a) 20.

b) 40.

c) 80.

d) 100.

e) 160.

05. (Fei) A tabela a seguir fornece as solubilidades do KCØ

e do Li‚COƒ a várias temperaturas.

Assinale a alternativa falsa:

a) a dissolução do KCØ em água é endotérmica

b) o aquecimento diminui a solubilidade do Li‚COƒ em

água

c) a massa de KCØ capaz de saturar 50g de água, a 40°C, é

20g

d) ao resfriar, de 50°C até 20°C, uma solução que contém

inicialmente 108mg de Li‚COƒ em 100g de água, haverá

precipitação de 25mg de Li‚COƒ

e) a 10°C, a solubilidade do KCØ é maior do que a do

Li‚COƒ

06. (Uepg 2013) A solubilidade do nitrato de potássio em

água, em função da temperatura, é dada na tabela abaixo.


41


Considerando-se soluções de 3KNO em 100 g de água,

assinale o que for correto.

Temperatura (°C) 0 20 40 60 100

Solubilidade do

3KNO (g 100 g de

água)

13,3 31,6 63,9 110 246

01) A 20 C, uma solução com 40 gramas está saturada.

02) A 0 C, uma solução com 10 gramas está insaturada.

04) A 40 C, uma solução com 120 gramas está

supersaturada. 08) A 100 C, uma solução com 120 gramas está saturada.

07. (Puc-rio 2005) As curvas de solubilidade das

substâncias KNOƒ e Ca(OH)‚ (em gramas da substância em

100 g de água) em função da temperatura são mostradas a

seguir. A partir desses dados, analise as alternativas a seguir

e assinale a que NÃO apresenta uma afirmativa correta.

a) Quando se adicionam 10,0 g de KNOƒ em 12,0g de água

a 56 °C, se obtém uma solução insaturada.

b) Observa-se a formação de corpo de fundo quando uma

solução formada por 25 g de KNOƒ e 50 g de água a 40 °C

é resfriada a 30 °C.

c) A solubilidade do nitrato de potássio aumenta com a

temperatura, enquanto a do hidróxido de cálcio diminui.

d) Duas substâncias puras podem apresentar a mesma curva

de solubilidade.

e) O hidróxido de cálcio é muito menos solúvel que o

nitrato de potássio em toda faixa de temperatura estudada.

08. (Puccamp ) Abaixo são dadas as curvas de solubilidade

de alguns compostos inorgânicos, em função da

temperatura.

A 40°C, uma solução aquosa saturada de um sal inorgânico

revelou conter cerca de 17,5g do sal para 32,5g de água.

Com auxílio do gráfico, pode-se afirmar corretamente que

esse sal poderia ser

a) Ba(OH)‚ . 8H‚O

b) Na‚SO„ . 10H‚O

c) Na‚SO„

d) KNOƒ

e) NaCØ

09. (Pucmg) O gráfico a seguir representa as curvas de

solubilidade de várias substâncias.

Com relação ao gráfico anterior, assinale a afirmativa

INCORRETA:

a) KNOƒ é mais solúvel do que o Pb(NOƒ)‚ em água, a

qualquer temperatura.

b) A temperatura pouco afeta a solubilidade do NaCØ.

c) A substância que apresenta a maior aumento de

solubilidade com o aumento de temperatura é o KNOƒ.

d) À temperatura ambiente, a substância menos solúvel é o

MgCØ‚.

e) A 40°C, a solubilidade do KCØ e a do NaCØ são iguais.

10. (Pucmg) O diagrama representa curvas de solubilidade

de alguns sais em água.


42


Com relação ao diagrama anterior, é CORRETO afirmar:

a) O NaCØ é insolúvel em água.

b) O KCØOƒ é mais solúvel do que o NaCØ à temperatura

ambiente.

c) A substância mais solúvel em água, a uma temperatura

de 10°C, é CaCØ‚.

d) O KCØ e o NaCØ apresentam sempre a mesma

solubilidade.

e) A 25°C, a solubilidade do CaCØ‚ e a do NaNO‚ são

praticamente iguais.

11. (Uerj 2005) O gráfico a seguir, que mostra a variação da

solubilidade do dicromato de potássio na água em função

da temperatura, foi apresentado em uma aula prática sobre

misturas e suas classificações. Em seguida, foram

preparadas seis misturas sob agitação enérgica, utilizando

dicromato de potássio sólido e água pura em diferentes

temperaturas, conforme o esquema:

Após a estabilização dessas misturas, o número de sistemas

homogêneos e o número de sistemas heterogêneos

formados correspondem, respectivamente, a:

a) 5 - 1

b) 4 - 2

c) 3 - 3

d) 1 - 5

12. (Ufal ) Considere os seguintes dados:

- Solubilidade em água à temperatura ambiente.

- NaNOƒ ... 90 g/100 gH‚O; massa molar (g/mol) = 85.

Sua solubilidade aumenta quando aumenta a temperatura.

- NaCØ ... 38 g/100 gH‚O; massa molar (g/mol) = 58.

Sua solubilidade é praticamente constante quando aumenta

a temperatura.

- Ce‚ (SO„)ƒ ... 5 g/100 gH‚O

Sua solubilidade diminui quando aumenta a temperatura.

Com esses dados, afirma-se que:

( ) À temperatura ambiente, quando a solubilidade é

expressa em mol do soluto/100 g H‚O, o NaCØ é mais

solúvel do que o NaNOƒ.

( ) À temperatura ambiente, uma solução saturada de

NaCØ contém mais mols de íons Na® do que uma solução

saturada de NaNOƒ.

( ) A dissolução de NaNOƒ em água é um processo

endotérmico.

( ) A dissolução do NaCØ em água deve ocorrer com

pequeno efeito térmico.

( ) A dissolução do Ce‚(SO„)ƒ em água deve ocorrer com

liberação de energia.

13. (Ufes) Ao se adicionar cloreto de amônio a uma certa

quantidade de água a 25°C, observa-se um resfriamento na

solução. Com base nessa informação, pode-se afirmar:

a) O processo é exotérmico e a solubilidade do NH„CØ

aumenta com o aumento da temperatura.

b) O processo é endotérmico e a solubilidade do NH„CØ

aumenta com o aumento da temperatura.

c) O processo é exotérmico e a solubilidade do NH„CØ

diminui com o aumento da temperatura.

d) O processo é endotérmico e a solubilidade do NH„CØ

diminui com o aumento da temperatura.

e) O processo é endotérmico e a solubilidade do NH„CØ

independe da temperatura.

14. (Upe 2013) O gráfico a seguir mostra curvas de

solubilidade para substâncias nas condições indicadas e pressão de 1 atm.


43


A interpretação dos dados desse gráfico permite afirmar CORRETAMENTE que a) compostos iônicos são insolúveis em água, na

temperatura de 0°C. b) o cloreto de sódio é pouco solúvel em água à

medida que a temperatura aumenta. c) sais diferentes podem apresentar a mesma

solubilidade em uma dada temperatura. d) a solubilidade de um sal depende, principalmente,

da espécie catiônica presente no composto. e) a solubilidade do cloreto de sódio é menor que a dos outros sais para qualquer temperatura.

15. (Ufmg ) Sabe-se que o cloreto de sódio pode ser obtido

a partir da evaporação da água do mar.

Analise este quadro, em que está apresentada a

concentração de quatro sais em uma amostra de água do

mar e a respectiva solubilidade em água a 25°C:

Considerando-se as informações desse quadro, é

CORRETO afirmar que, na evaporação dessa amostra de

água do mar a 25°C, o primeiro sal a ser precipitado é o

a) NaBr.

b) CaSO„.

c) NaCØ.

d) MgCØ‚.

16. (Ufpel ) A ciência deve ser percebida no dia-a-dia e

muitos experimentos podem ser feitos em nossas casas. Por

exemplo, se colocarmos um ovo em uma jarra com água à

temperatura ambiente, ele afundará, mas se, logo em

seguida, adicionarmos NaCØ à água, até formar uma

solução saturada, observaremos que o ovo flutuará.

Baseando-se nesse experimento, analise as afirmativas

abaixo.

I - A densidade do ovo é menor do que a densidade da

solução saturada de água + sal.

II - Solução saturada é aquela em que a massa do soluto é

igual ao seu coeficiente de solubilidade.

III - Na forma dissociada, o NaCØ apresenta-se como Na® e

CØ, sendo o íon Na® chamado de cátion sódio e o íon CØ,

de ânion cloreto.

Está(ão) correta(s)

a) todas as afirmativas.

b) as afirmativas I e III.

c) as afirmativas II e III.

d) somente a afirmativa III.

e) as afirmativas I e II.

17. (Unifesp 2005) As solubilidades dos sais KNOƒ e NaCØ,

expressas em gramas do sal por 100 gramas de água, em

função da temperatura, estão representadas no gráfico a

seguir.

Com base nas informações fornecidas, pode-se afirmar

corretamente que:

a) a dissolução dos dois sais em água são processos

exotérmicos.

b) quando se adicionam 50 g de KNOƒ em 100 g de água a

25°C, todo o sólido se dissolve.

c) a solubilidade do KNOƒ é maior que a do NaCØ para toda

a faixa de temperatura abrangida pelo gráfico.

d) quando se dissolvem 90 g de KNOƒ em 100 g de água

em ebulição, e em seguida se resfria a solução a 20°C,


44


recupera-se cerca de 30 g do sal sólido.

e) a partir de uma amostra contendo 95 g de KNOƒ e 5 g de

NaCØ, pode-se obter KNOƒ puro por cristalização

fracionada.

18. (Ufrj 2003) Industrialmente, a hidrólise de resíduos

celulósicos, visando à obtenção de açúcares, é realizada

pela ação do ácido sulfúrico, em temperatura e pressão

elevadas. Após a hidrólise, a solução apresenta

concentração de ácido sulfúrico igual a 49 g/L. Para

facilitar a purificação dos açúcares, a solução deve ser

neutralizada à temperatura de 50°C. As seguintes

substâncias foram disponibilizadas para a neutralização:

óxido de cálcio (cal virgem), solução aquosa de hidróxido

de sódio 0,5 mol/L e solução aquosa de hidróxido de

amônio 0,5 mol/L.

É desejável que, após a neutralização, a solução não tenha

sofrido um aumento significativo de volume e que não

apresente concentração elevada de íons. Baseado nas curvas

de solubilidade dadas a seguir, indique qual é a substância

mais adequada para ser empregada na neutralização,

justificando a sua resposta. Escreva a equação da reação

correspondente.

Considere que a solubilidade dos diferentes sais na solução

neutralizada seja a mesma que em água.

19. (Uel 2011) As bolsas instantâneas, frias ou

quentes, usadas nos atletas que sofrem distensões musculares, dividem-se em dois compartimentos: um contendo água líquida e outro contendo um sal, que absorve ou libera calor quando em contato com a água. As reações químicas que ocorrem nas bolsas instantâneas são representadas nos gráficos a seguir.

Com base no enunciado e nos conhecimentos sobre calor de reação, é correto afirmar: a) A bolsa quente é constituída de nitrato de amônio. b) A dissociação iônica do cloreto de cálcio libera

calor. c) A dissociação iônica do nitrato de amônio é

exotérmica. d) As dissoluções de sais em água são exotérmicas. e) A bolsa fria é constituída de cloreto de cálcio.

20. (Ufpe ) Uma solução saturada de NH„CØ foi preparada a

80°C utilizando-se 200g de água. Posteriormente, esta

solução sofre um resfriamento sob agitação até atingir

40°C. Determine a massa de sal depositada neste processo.

A solubilidade do NH„CØ varia com a temperatura,

conforme mostrado no gráfico abaixo.

21. (Ufrj) Os frascos a seguir contêm soluções saturadas de

cloreto de potássio (KCØ) em duas temperaturas diferentes.

Na elaboração das soluções foram adicionados, em cada

frasco, 400mL de água e 200g de KCØ.


45


O diagrama representa a solubilidade do KCØ em água, em

gramas de soluto/100mL de H‚O, em diferentes

temperaturas.

a) Determine a temperatura da solução do frasco I.

b) Sabendo que a temperatura do frasco II é de 20°C,

calcule a quantidade de sal (KCØ) depositado no fundo do

frasco.

22. (Unicamp) Preparou-se uma solução dissolvendo-se 40g

de Na‚SO„ em 100g de água a uma temperatura 60°C. A

seguir a solução foi resfriada a 20°C, havendo formação de

um sólido branco.

a) Qual o sólido que se formou?

b) Qual a concentração da solução final (20°C)?

Dados: as curvas de solubilidade do Na‚SO„.10H‚O e do

Na‚SO„, no gráfico a seguir; a solubilidade está indicada,

nos dois casos, em "g de Na‚SO„/100g de H‚O".

23. (Unicamp) Nas salinas, o cloreto de sódio é obtido pela

evaporação da água do mar a 30°C, aproximadamente.

a) Um volume de água do mar é evaporado até o

aparecimento de NaCØ sólido. Qual é a concentração de

NaCØ na solução resultante? Justifique a resposta.

b) Qual o volume de água do mar que deve ser evaporado

completamente para a produção de 1,00kg de NaCØ sólido?

Atenção: nem todos os dados fornecidos a seguir serão

utilizados para resolver os itens anteriores.

Dados:

- Massa molar da água = 18,0g/mol

- Massa molar do NaCØ = 58,4g/mol

- Solubilidade do NaCØ em água, a 30°C, =6,16mol/L, que

corresponde a 360g/L

- Concentração do NaCØ na água do mar =0,43mol/L, que

corresponde a 25g/L

- Densidade da água do mar a 30°C, = 1,03g/cm¤

- Densidade da água pura a 30°C = 0,9956g/cm¤

24. (Ufscar ) O cloreto de potássio é solúvel em água e a

tabela a seguir fornece os valores de solubilidade deste sal

em g/100 g de água, em função da temperatura.

Preparou-se uma solução de cloreto de potássio a 40 °C

dissolvendo-se 40,0 g do sal em 100 g de água. A

temperatura da solução foi diminuída para 20 °C e

observou-se a formação de um precipitado.

a) Analisando a tabela de valores de solubilidade, explique

por que houve formação de precipitado e calcule a massa de

precipitado formado.

b) A dissolução do cloreto de potássio em água é um

processo endotérmico ou exotérmico? Justifique sua

resposta.

25. (Fgv ) Na figura, são apresentadas as curvas de

solubilidade de um determinado composto em cinco

diferentes solventes.


46


Na purificação desse composto por recristalização, o

solvente mais indicado para se obter o maior rendimento no

processo é o

a) I.

b) II.

c) III.

d) IV.

e) V.

26. (Pucmg ) Considere o gráfico de solubilidade de vários

sais em água, em função da temperatura.

Baseando-se no gráfico e nos conhecimentos sobre

soluções, é INCORRETO afirmar que:

a) a solubilidade do Ce‚(SO„)ƒ diminui com o aumento da

temperatura.

b) o sal nitrato de sódio é o mais solúvel a 20 °C.

c) a massa de 80 g de nitrato de potássio satura 200 g de

água a 30 °C.

d) dissolvendo-se 60 g de NH„CØ em 100 g de água, a 60

°C, obtém-se uma solução insaturada.

27. (Ufmg) Seis soluções aquosas de nitrato de sódio,

NaNOƒ, numeradas de I a VI, foram preparadas, em

diferentes temperaturas, dissolvendo-se diferentes massas

de NaNOƒ em 100g de água. Em alguns casos, o NaNOƒ

não se dissolveu completamente.

Este gráfico representa a curva de solubilidade de NaNOƒ,

em função da temperatura, e seis pontos, que correspondem

aos sistemas preparados:

A partir da análise desse gráfico, é CORRETO afirmar que

os dois sistemas em que poderá haver formação de

precipitado são

a) I e II.

b) I e III.

c) IV e V.

d) V e VI.

28. (Acafe 2012) Um técnico preparou 420 g de uma

solução saturada de nitrato de potássio 3(KNO ,

dissolvida em água) em um béquer a uma

temperatura de 60 C. Depois deixou a solução

esfriar até uma temperatura de 40 C, verificando a

presença de um precipitado. A massa aproximada desse precipitado é: (desconsidere a massa de água presente no precipitado)

a) 100 g. b) 60 g. c) 50 g. d) 320 g. 29. (Ueg 2011) O gráfico abaixo mostra a curva de solubilidade para diversos sais inorgânicos. A análise do gráfico permite concluir que a quantidade mínima de água, em gramas, a 10ºC, necessária para dissolver 16 g do sal A é igual a:


47


a) 12 b) 20 c) 36 d) 48 30. (Ufpb 2011) O óxido de cálcio apresenta baixa solubilidade em água, como mostrado na tabela abaixo:

Temperatura (ºC)

Solubilidade de CaO em água (mol/L)

10 0,023

80 0,013

Considerando as características das soluções aquosas e as informações da tabela, é correto afirmar: a) Uma solução 0,023 mol/L de CaO a 10 ºC é

insaturada. b) Uma solução 0,023 mol/L de CaO a 10 ºC contém

excesso de soluto dissolvido. c) Uma solução 0,013 mol/L de CaO a 80 ºC é

saturada. d) A dissolução de CaO em água é endotérmica. e) A dissolução de 0,013 mol de CaO em 1 L, a 80

ºC, forma uma solução supersaturada.

GABARITO

01. [B] 02. [C] 03. [E]

04. [E] 05. [D] 06. 02 + 04 = 06.

07. [D] 08. [C] 09. [A]

10. [E] 11. [B] 12. F F V V V

13. [B] 14. [C] 15. [B]

16. [A] 17. [E]

18. O CaO(s) não altera significativamente o volume da

solução neutralizada, a contrário dos demais neutralizantes

que se apresentam como soluções; o sal formado, CaSO„, é

insolúvel não levando, pois, à ocorrência de concentração

elevada de íons;

CaO(s) + H‚SO„(aq) ë CaSO„(s) + H‚O

19. [B]

20. 40

21. a) 80°C

b) 80 gramas

22. a) Na‚SO„ . 10 H‚O

b) p = 16,7 %

23. a) A ocorrência de NaCØ sólido indica que a solução

sobrenadante deverá estar saturada, isto é, obedecendo à

solubilidade (máxima) do sal, que é igual a 360 g/L.

b) 1 litro (mar) - 25 g NaCØ

x - 1000 g NaCØ

x = 40 L

24. a) 40 °C:

Solubilidade: 40 g (KCØ) ------ 100 g água

Temos: 40 g (KCØ) ------ 100 g água

20 °C:

Solubilidade: 34 g (KCØ) ------ 100 g água

Temos: 40 g (KCØ) ------ 100 g água

40 g - 34 g = 6 g (massa de precipitado formado).

Houve a formação de precipitado, pois, a 20 °C a

solubilidade do KCØ é menor do que a 40 °C.

b) É um processo endotérmico, pois de acordo com a

tabela, com a elevação da temperatura a solubilidade do

cloreto de potássio aumenta.

25. [A]

26. [D]

27. [B]

Resposta da questão 28: [A] De acordo com o gráfico, teremos:


48


(110 g 60g) precipitado

precipitado

(100g 110g) solução

m

precipitado

420 solução

m 100 g

Resposta da questão 29: [B] A partir do gráfico e da temperatura pode-se descobrir a solubilidade do sal A:

Então,

80 g de A 100 g água

16 g de A

água

água

m

m 20 g

Resposta da questão 30: [C] De acordo com a tabela, uma solução 0,013 mol/L de CaO a 80 ºC é saturada.


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