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Resumo da Matéria

Módulo 2 de Química

(1ª Parte)

2.1. Evolução da atmosfera – breve história

- A atmosfera da Terra é uma mistura gasosa que a envolve. Estende-se a cerca de 1000 km acima do nível do mar, mas cerca de 99 % encontra-se a menos de 40 km, acima do nível do mar. A atmosfera é determinante para assegurar as condições de vida na Terra, funciona como uma barreira protectora da energia e da matéria que provém do espaço exterior. NOTA: ESTA IMAGEM NÃO É CORRECTA PORQUE O RAIO DA TERRA É DE 6 370 km, ISTO É A ATMOSFERA É CERCA DE 1/6 DO RAIO DA TERRA - Quando a Terra se formou, há cerca de 4 600 milhões de anos, a sua atmosfera não tinha oxigénio. A Terra era uma Bola de rocha em fusão com 99% de H2 e He:

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Devido à actividade vulcânica na Terra, libertaram-se do interior gases, tendo a atmosfera primitiva sido formada por vapor de água, dióxido de carbono, sulfureto de hidrogénio, amoníaco, metano, monóxido de carbono e hidrogénio. Os gases mais voláteis escaparam para o espaço.

Há 3800 milhões de anos

- À medida que a Terra foi arrefecendo, a atmosfera começou a ficar saturada de vapor de água - A água começou a cair sob a forma de chuva, formando os mares e oceanos e arrastando consigo grande parte de dióxido de carbono - Por acção da radiação solar, as moléculas de metano e de amoníaco foram destruídas, originando hidrogénio e outras moléculas

Há 2800 milhões de anos

- Aparecem as primeiras bactérias e algas azul–esverdeadas, as cianobactérias, com capacidade para iniciar a actividade fotossintética – Aumento de moléculas de O2 - O azoto era inicialmente pouco abundante, mas pelo facto de ser um gás pouco reactivo, foi-se acumulando na atmosfera à medida que se ia libertando da crosta terrestre.

- Outros gases mais reactivos, que existiam em maior quantidade na atmosfera primitiva, como o dióxido de carbono e o amoníaco, foram diminuindo de abundância com o decorrer do tempo.

- A diminuição de dióxido de carbono contribuiu, em parte, para o arrefecimento da Terra. O dióxido de carbono absorve a radiação infravermelha que a Terra emite para o exterior, reenviando-a para a Terra.

≈ 30 % ≈ 25 %

≈ 40 %

Atmosfera primitiva da Terra

H2O CO2 N2

% volume

CH4 NH3

≈ 5 %

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O arrefecimento da Terra terá provocado a condensação do vapor de água, que foi responsável pelo aparecimento do oxigénio atmosférico. As radiações ultravioletas, de maior energia, atingiam, então, a superfície da Terra e pensa-se que elas provocaram a ruptura das moléculas de água, originando moléculas de oxigénio e hidrogénio. Também se atribui o aumento de oxigénio na atmosfera à fotossíntese de organismos vegetais que foram evoluindo.

Atmosfera Actual

H2O CO2 N2

% volume

≈ 100 %

O2

≈ 78,1 %

≈ 20,9 %

Ar Ne

≈ 30 %

≈ 40 %

H2O CO2 N2

% volume

CH4 NH3

≈ 100 %

Atmosfera há cerca de 2300 milhões de anos

≈ 78,1 %

≈ 5 %

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Há cerca de 400 milhões de anos, já haveria, na atmosfera, oxigénio suficiente para que os primeiros seres vivos da Terra pudessem respirar. As radiações solares desencadearam reacções, como a formação de ozono a partir de oxigénio, que acabaria por proteger a vida na Terra das radiações ultravioletas, de maior energia. - A atmosfera (Troposfera) actual tem a seguinte composição média: (% V/V) Componentes principais: 78 % de azoto, 21 % de oxigénio e 1 % de vários gases, nomeadamente, o árgon, o vapor de água, o dióxido de carbono e o néon. Componentes vestigiais: Óxidos de azoto, metano, amoníaco, monóxido de carbono, hidrogénio e outros, com valores da ordem de 10-4 % a 10-8 %.

Evolução da Constituição da Atmosfera

2.2. Atmosfera: temperatura, pressão e densidade

CAMADAS DA ATMOSFERA

- A atmosfera é constituída por várias camadas, a sua temperatura varia com a altitude:

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a) Troposfera

Estende-se até cerca de 12 km de altitude, e é nela que se processa a respiração e a fotossíntese, ocorrem os principais fenómenos meteorológicos e onde se concentra a poluição atmosférica.

• É a camada mais densa da atmosfera • Tem 90% da massa total da atmosfera; • Tem 99% da massa de água; • Ocorrem os fenómenos meteorológicos; • Vivem os seres vivos; • Circulam os aviões comerciais.

A temperatura diminui até cerca de - 60ºC. A diminuição da temperatura com a altitude deve-

se ao facto de esta zona ser aquecida essencialmente pelo calor proveniente da Terra.

(A temperatura diminui 6.5ºC por Km atingindo os -55ºC)

A pressão e a densidade diminuem com a altitude:

A zona de fronteira entre a troposfera e a estratosfera onde ocorre o mínimo de temperatura de –

60 ºC designa-se Tropopausa.

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b) Estratosfera

Situa-se entre os 12 km e os 50 km de altitude. É onde se encontra a camada de ozono, que absorve as radiações ultravioletas, de energia média, UV-B.

- Situa-se entre os 12 Km e os 50 km de altitude; - 1000 vezes menos vapor de água que na Troposfera; - Cerca de 90% do ozono total da atmosfera, sendo a concentração máxima por volta dos 30 Km (camada do ozono); - Principal responsável pela regulação térmica da atmosfera devido à absorção das radiações UV; - Nesta camada circulam os aviões supersónicos. - Muito menos densa que a Troposfera.

A temperatura primeiro mantém-se constante (entre os 10 e os 30 km) e depois aumenta de

- 60 ºC até – 2 ºC. - O aumento da temperatura com a altitude está associado à absorção pela camada de ozono da radiação UV – B emitida pelo Sol, devido à energia libertada nas reacções em que o ozono intervém (reacções exotérmicas):

2O3 + UV àààà 3O2 + calor

- A densidade e a pressão e a pressão diminuem:

A zona de fronteira entre a estratosfera e a mesosfera onde ocorre o máximo de temperatura de

– 2 ºC designa-se Estratopausa.

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c) Mesosfera

Ocupa a faixa entre os 50 km e os 80 km de altitude, onde a actividade química é reduzida. É nesta camada que se volatilizam as estrelas cadentes, os meteoritos e os fragmentos de satélites.

- Situa-se entre os 50 Km e os 90 km de altitude; - Estrelas cadentes visíveis – chuva de meteoritos; - Quase não há gases: a densidade é muito reduzida; - A temperatura diminui com a altitude até cerca dos -85ºC; - É a camada mais fria da atmosfera.

A temperatura diminui de – 2 ºC até - 90 ºC. A diminuição de temperatura é atribuída ao

afastamento da superfície da terra e à diminuição da influência da camada do ozono.

- A densidade e a pressão e a pressão diminuem lentamente:

A zona de fronteira entre a mesosfera e a termosfera onde ocorre outro mínimo de temperatura

de – 90 ºC designa-se Mesopausa.

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d) Termosfera

Estende-se entre os 80 km e os 800 km de altitude. Funciona como filtro das radiações mais energéticas, como as UV-C, onde ocorre a ionização e a dissociação de moléculas da atmosfera.

A partir da termosfera a temperatura aumenta atingindo valores acima de 1500 ºC. O

aumento da temperatura com a altitude deve-se à absorção da radiação UV-C, proveniente do Sol e também do vento solar (protões, electrões e outras partículas vindas do Sol). - Situa-se entre os 90 Km e os 500 km; - É onde circulam os Space Shuttles; - A densidade é muito baixa e com grande actividade química. - O ar é muito rarefeito. - A actividade solar é muito intensa provocando temperaturas superiores a 1000ºC. - As altas temperaturas provocam a ionização das partículas aí existentes (Aurora boreal).

Variação da temperatura com a altitude Variação da pressão e da densidade com a altitude

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e) Exosfera

Situada acima dos 800 km de altitude, praticamente não existe matéria e é atingida por raios cósmicos provenientes do espaço exterior.

- Situa-se a partir dos 600Km; - É a zona de transição que divide a atmosfera terrestre do espaço celeste; - É aqui que se encontram os satélites estacionários; - A densidade atmosférica é extremamente baixa; - O hidrogénio é o componente mais abundante; - É uma zona ainda mais rarefeita, a temperatura continua a aumentar até aos 2000ºC. - Quando as moléculas e os átomos a conseguem alcançar escapam-se para o espaço.

Outras Coisas - A Ionosfera é uma zona entre os 80 km e os 1000 km de altitude (engloba a Termosfera e a Exosfera) onde existem inúmeras partículas com carga eléctrica produzidas pela radiação solar que ioniza os gases atmosféricos. - A densidade da atmosfera diminui quando aumenta a altitude. Com o aumento da altitude, os gases da atmosfera tornam-se mais rarefeitos, pelo que o número de partículas por unidade de volume diminui. - A atmosfera é uma solução gasosa na qual se encontram vários gases e partículas que devido às suas dimensões se designam por colóides ou suspensões. - Soluções são misturas homogéneas. No ar atmosférico o solvente é o azoto. - Colóides são dispersões de partículas com dimensões de 1 nm a 1 µµµµm. -Suspensões são misturas heterogéneas, dispersões de partículas com dimensões superiores a 1 µµµµm - Na atmosfera existem colóides, designados por aerossóis, nos quais o meio dispersante é gasoso como o fumo (meio disperso é sólido) e o nevoeiro (meio disperso é líquido) - O material particulado existente na atmosfera pode ter dimensões diferentes, e inclui cinzas, pólens, fumo de tabaco, pó de cimento, farinhas e outros

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Dose letal

- A presença de substâncias tóxicas na atmosfera pode resultar da actividade humana e de fontes de poluição natural, como os vulcões. Estas substâncias vão alterar a concentração dos constituintes vestigiais da atmosfera: a) A queima de combustíveis fósseis emite poluentes para a troposfera como monóxido de carbono, dióxido de carbono, óxidos de azoto, óxidos de enxofre e outros. A origem destes gases é antropogénica (devido a acção humana). b) Os vulcões (agentes naturais de poluição) emitem material com partículas e gases como o azoto, dióxido de carbono, monóxido de carbono, dióxido de enxofre, sulfureto de hidrogénio, fluoreto de hidrogénio e vapor de água. - A toxicidade de uma substância depende da natureza da substância e também da quantidade introduzida no organismo, num dado intervalo de tempo, ou seja, a dose. - A dose letal, DL50, representa a quantidade de composto, expressa em mg/kg (mg do composto por kg de massa corporal) que mata 50 % da população testada. Quanto menor for o valor ou índice da dose letal de uma substância, maior é a sua toxicidade. - Os efeitos de doses iguais de uma substância, em organismos diferentes, dependem: a) Da massa corporal do organismo b) Do tempo que dura a exposição à substância c) Do modo de exposição (ingestão, inalação, absorção pela pele, etc) Exemplos: a) HCN (g) é um gás muito venenoso. Estima-se que a DL50 de cianeto de hidrogénio, para o ser humano, seja de 100 mg/kg por absorção cutânea. Isto significa que um indivíduo com 70 kg, que absorva 70 x 100 = 7000 mg de uma só vez tem 50 % de probabilidade de morrer. b) A toxicidade de uma substância depende da forma de exposição do organismo. Por exemplo, a DL50 de cafeína para o homem é: - 355 mg/kg, por via oral - 9,5 mg/kg por inalação Isto significa que um indivíduo com 50 kg tem 50% de probabilidade de morrer se absorver por via oral 50 x 355 = 17 750 mg = 17,750 g de cafeína ou inalar 9,5 x 50 = 475 mg. c) A toxicidade da mesma substância é diferente de espécie para espécie. A dose letal de cloreto de sódio é de 12 400 mg/kg para o homem e 2000 mg/kg para o rato. - Para avaliar o grau de perigosidade das substâncias podem usar-se os valores de DL50. De acordo com o seu grau de toxicidade em ratos, na União Europeia as substâncias são classificadas da seguinte forma:

DL50 (oral/rato) Classificação das substâncias até 25 mg / kg Muito tóxica

Entre 25 e 200 mg / kg Tóxica Entre 200 e 2000 mg / kg Nociva

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Grandezas físicas utilizadas na Química para quantificar substâncias e soluções - Mole, n – é a quantidade de matéria (ou de substância) que contém 6,022 x 1023 unidades estruturais (átomos, moléculas, iões) ou outras partículas. A sua unidade é: mol - Constante de Avogadro, NA, é o número de unidades estruturais, ou de outras partículas, por unidade de quantidade de matéria. NA = 6,022 x 1023 mol-1 - O número de partículas (N) que existem numa amostra relaciona-se com o número de moles da seguinte forma:

N = n x NA Exemplos: a) Quantos átomos de Ferro existem em 0,5 mol de Ferro? N = n x NA = 0,5 x 6,022 x 1023 = 3,011 x 1023 átomos de Ferro b) Um milionário tem 1 000 milhões de euros. Qual é o número de moles de euros existentes? n = N / NA = 1 000 x 106 / 6,022 x 1023 = 1,7 x 10-15 mol - A massa molar, M, é a massa correspondente a uma mol dessa substância. A sua unidade é o g/mol ou g mol-1. Obtém-se este valor utilizando os valores das massas atómicas relativas da Tabela Periódica. Exemplos: a) Qual é a massa molar do ferro, Fe? M (Fe) = 55,85 g / mol b) Qual é a massa molar da água, H2O? M (H2O) = 2 x 1,01 + 16,00 = 18,02 g / mol c) Qual é a massa molar do sulfato de cobre II penta-hidratado, CuSO4.5 H2O? M (CuSO4.5 H2O) = 63,55 + 32,07 + 4 x 16,00 + 5 x (2 x 1,01 + 16,00) = 249,69 g / mol - A relação entre a massa de uma substância e a sua quantidade química é a seguinte: m

n = ------------- ou m = n x M M Exemplos: a) Calcule a massa de 5,00 mol de dióxido de carbono, CO2. M (CO2) = 12,01 + 2 x 16,00 = 44,01 g / mol m = n x M = 5,00 x 44,01 = 220,05 g ou 220 g b) Calcule a quantidade química de moléculas de dióxido de carbono, CO2 existente em 100 g da amostra? n = m / M = 100 / 44,01 = 2,27 mol c) Calcule o número de átomos de oxigénio, O, existente em 1,0 g de dióxido de carbono, CO2. n (CO2) = m (CO2) / M (CO2) = 1,00 / 44,01 = 0,0227 mol de moléculas de dióxido de carbono N = n x NA = 0,0227 x 6,022 x 1023 = 1,37 x 1022 moléculas de dióxido de carbono N (O) = 2 x N (CO2) = 2 x 1,37 x 1022 = 2,74 x 1022 átomos de oxigénio.

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- Volume molar, Vm, de uma substância gasosa é o volume, V, ocupado por unidade de quantidade de matéria (mol), n, desse gás (volume de uma mol de substância):

Vm = V / n ou V = n x Vm

As suas unidades são: no SI: m3 /mol Outras: 1 dm3/mol = 1 L/mol O volume molar de qualquer gás, nas condições p.T.N, é Vm = 22,4 dm3 mol-1 (as condições p.T.N ou P.T.N significa que o gás se encontra à temperatura de 0 ºC e à pressão de 1,0 atm) Exemplos: a) Calcule o volume ocupado por 100 g de vapor de água nas condições P.T.N M (H2O) = 2 x 1,01 + 16,00 = 18,02 g / mol n (H2O) = m / M = 100 / 18,02 = 5,55 mol V = n x Vm = 5,55 x 22,4 = 124 dm3 b) Um balão A tem 8,08 g de Hidrogénio, e o balão B tem 64,0 g de oxigénio, O2. Os dois balões encontram-se nas condições p.T.N. Qual dos balões tem maior volume? O volume molar é igual para os dois gases, 22,4 dm3 mol-1, logo ocupa mais espaço o gás que tiver maior quantidade química: M (H2) = 2 x 1,01 = 2,02 g / mol n (H2) = m / M = 8,08 / 2,02 = 4,00 mol M (O2) = 2 x 16,00 = 32,00 g / mol n (O2) = m / M = 64,0 / 32,00 = 2,00 mol Com entes resultados e como V e n são directamente proporcionais é possível dizer que o hidrogénio ocupa o dobro do espaço do oxigénio. Vamos provar: V (H2) = n x Vm = 4,00 x 22,4 = 89,6 dm3 V (O2) = n x Vm = 2,00 x 22,4 = 44,8 dm3 V (H2) > V (O2) e V (H2) = 2 x V (O2)

Gases ideais

- Os gases podem ser caracterizados por 4 grandezas físicas: p (pressão), V (volume), T (temperatura) e n (quantidade química). Em determinadas condições: - Grande distância entre as moléculas dos gases, considerando que as moléculas dos gases não chocam entre si mas só com as paredes dos do recipiente onde estão inseridas. - O volume ocupado por cada molécula é muito menor (desprezável) em relação ao volume do recipiente

Os gases podem ser considerados como ideais e respeitam a seguinte Lei:

Lei dos gases ideais:

pV = nRT ou pV / nT = R (constante) Sendo que p é a pressão (atm) V é o volume (dm3) n é a quantidade química (mol) T é a temperatura (K) R é a constante dos gases ideais R = 0,0821 atm dm3 mol-1 K-1 Nota: Se a pressão for medida na unidade SI (Pa) e o Volume também (m3) então: R = 8,3 J mol-1 K-1

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- A partir da Lei dos gases ideais é possível fazer as seguintes relações: a) Relação entre a pressão, p e a Temperatura T com n e V constantes: p1 / T1 = p2 / T2 A pressão e a temperatura absoluta são directamente proporcionais b) Relação entre o volume, V e a Temperatura T com n e p constantes: V1 / T1 = V2 / T2 O volume e a temperatura absoluta são directamente proporcionais c) Relação entre o Volume, V e a pressão, p com n e T constantes: V1 / V2 = p2 / p1 O Volume e a pressão são inversamente proporcionais d) Relação entre a Temperatura, T e a quantidade química, n com p e V constantes: T1 / T2 = n2 / n1 A temperatura e a quantidade química são inversamente proporcionais A mais importante para o 10º Ano é: Relação entre o Volume, V e a quantidade de matéria, n com p e T constantes: V1 / n1 = V2 / n2 O Volume e quantidade de matéria são directamente proporcionais O que origina a relação, já apresentada: V = n x Vm

Sendo o volume molar de qualquer gás, nas condições p.T.N, de Vm = 22,4 dm3 mol-1

Massa Volúmica ou Densidade e Volume molar

Relação entre a densidade, ρρρρ (ou massa volúmica) de um gás e a sua massa molar, M: Com: ρρρρ = m / V e n = m / M e Vm = V / n Obtém-se: ρρρρ = M / Vm A densidade e a massa molar são directamente proporcionais Nas condições p.T.N todos os gases têm o mesmo volume molar (Vm) mas a densidade do gás é tanto maior quanto maior for a sua massa molar. Exemplos de exercícios: a) Num balão A temos oxigénio gasoso, O2 (g) e num balão B temos hidrogénio gasoso, H2 (g). Os dois balões têm o mesmo volume e estão nas condições p.T.N. Compare para as suas substâncias: n, ρ e m n = V / Vm Os dois gases ocupam o mesmo volume e o volume molar é igual logo: n (O2) = n (H2) ρ = m / V ou ρ = M / Vm Como o volume molar é igual para qualquer gás ideal nas mesmas condições, quanto maior a massa molar maior é a densidade, então: M (O2) > M (H2) ⇒ ρ (O2) > ρ (H2) m = n x M Como os dois gases têm a mesma quantidade química, quanto maior a massa molar maior é a massa, então: M (O2) > M (H2) ⇒ m (O2) > m (H2) b) Num balão A temos oxigénio gasoso, O2 (g) e num balão B temos hidrogénio gasoso, H2 (g). A massa do oxigénio é igual à do hidrogénio e os dois balões estão nas condições p.T.N. Compare para as suas substâncias: n, ρ e V n = m / M m é igual nos dois balões e n e M são inversamente proporcionais: quanto menor for M maior é n: M (O2) > M (H2) ⇒ n (O2) < n (H2) ρ = m / V ou ρ = M / Vm Nas mesmas condições o volume molar é o mesmo e quanto maior a massa molar maior é a densidade, então: M (O2) > M (H2) ⇒ ρ (O2) > ρ (H2) V = n x Vm Nas mesmas condições o volume molar é o mesmo, sendo n e V directamente proporcionais: n (O2) < n (H2) ⇒ V (O2) < V (H2)

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Concentrações - Concentração ou concentração molar, c, de uma solução é a quantidade de soluto, nsoluto, por unidade de volume da solução: nsoluto

c = ----------------- Vsolução

A unidade mais utilizada é mol /dm3

Exemplo 1: Calcule a concentração molar de uma solução aquosa de cloreto de sódio, NaCl (aq) que foi preparada dissolvendo 4,0 g de cloreto de sódio em 200 mL de água. M (NaCl) = 22,99 + 35,45 = 58,44 g/mol n (NaCl) = m / M = 4,0 / 58,44 = 0,068 mol Vsolução = Vágua = 200 mL = 0,200 dm3 C = n / V = 0,068 / 0,200 = 0,34 mol dm-3 Exemplo 2: Foram retirados 10 mL de uma solução aquosa concentrada de sacarose de concentração 2,0 mol/dm3 e colocados num recipiente de 50 mL. Para preparar a solução diluída adicionou-se água à solução retirada até atingir a marca do balão de 50 mL. Calcule a concentração da solução diluída. Vretirado = 10 mL = 0,010 dm3

nsoluto = ci x V = 2,0 x 0,010 = 0,020 mol Vfinal = 50 mL = 0,050 dm3

c = n / V = 0,020 / 0,050 = 0,40 mol dm-3 - Concentração em massa, cm , de uma solução é massa de soluto, msoluto, por unidade de volume da solução: msoluto

cm = ----------------- Vsolução

A unidade mais utilizada é g /cm3 Exemplo: Calcule a concentração mássica de uma solução aquosa de cloreto de sódio, NaCl (aq) que foi preparada dissolvendo 4,0 g de cloreto de sódio em 200 mL de água. Vsolução = Vágua = 200 mL = 0,200 dm3 cm = m / V = 4,0 / 0,200 = 20 g dm-3 - Percentagem em massa, % (m/m), de uma solução é massa de soluto, msoluto, por unidade de massa da solução vezes 100: msoluto

% (m/m) = ---------------- x 100 msolução Exemplo 1: Calcule a percentagem em massa do cloreto de sódio numa solução aquosa de cloreto de sódio, NaCl (aq) que foi preparada dissolvendo 4,00 g de cloreto de sódio em 200 mL de água. Considere que a densidade da água é de 1,0 g/mL ρágua = mágua / Vágua ⇒ mágua = ρágua x Vágua = 1,0 x 200 = 200 g msolução = mcloreto de sódio + mágua = 4,00 + 200 = 204 g % (m/m) = ( mcloreto de sódio / msolução) x 100 = (4,00 / 204) x 100 = 1,96 %

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- Partes por milhão, ppm, de uma solução é o quociente entre a massa do soluto e a massa da solução, expressa nas mesmas unidades, multiplicado por 106 ou é o quociente entre o volume do soluto e o volume da solução, expressa nas mesmas unidades, multiplicado por 106.

msoluto Vsoluto ppm = ------------ x 106 ou ppm = ----------- x 106

msolução Vsolução Exemplos: a) Na atmosfera actual por cada m3 de ar existe 0,367 dm3 de CO2. Calcule a concentração deste gás em p.p.m. em volume VCO2 = 0,367 dm3 = 3,67 x 10-4 m3 Vsolução = 1,0 m3 p.p.m (CO2) = (3,67 x 10-4 / 1,0) x 106 = 367 b) Numa solução de 25,00 kg existem 750 mg de enxofre. Calcule a concentração do enxofre na solução em p.p.m em massa msolução = 25,00 kg = 2,500 x 104 g = 2,500 x 107 mg p.p.m (enxofre) = (750 / 2,500 x 107) x 106 = 30 - Percentagem em volume, % (V/V), de uma solução é o volume de soluto, Vsoluto, por unidade de Volume da solução vezes 100:

Vsoluto % (V/V) = ---------------- x 100

Vsolução Exemplo: Um vinho tem um teor alcoólico de 12 % (V/V). Que volume de álcool há numa garrafa de 75 cL? Válcool = (% / 100) x Vsolução = (12/100) x 75 = 9,0 cL - Fracção molar, x, de um componente de uma solução é a quantidade de matéria, n, desse componente (um soluto ou um solvente) por unidade de quantidade de matéria da solução, nT (soma de todas as quantidades presentes na solução:

nA xA = -------- 0 ≤ xA ≤ 1 e

nT

xA + xB + xC + ... = 1 onde A, B,C são componentes da solução

Exemplo: 4,0 g de NaCl foram dissolvidos em 200 g de água. Calcule a fracção molar do NaCl. M (NaCl) = 22,99 + 35,45 = 58,44 g/mol n (NaCl) = m / M = 4,0 / 58,44 = 0,068 mol M (H2O) = 2 x 1,01 + 16,00 = 18,02 g / mol n (H2O) = m / M = 200 / 18,02 = 11,1 mol nTotal = n (NaCl) + n (H2O) = 0,068 + 11,1 = 11,2 mol xNaCl = (0,068 / 11,2 ) x 100 = 0,61 %