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Química Geral para Engenharia
Juazeiro do Norte - CE
2010
1. Introdução
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1.1. Substâncias puras
1.2. Misturas
1.3. Tipos de Misturas
• Heterogêneas
• Homogêneas
1.4. Soluções
Soluto
Solvente
2. Classificação das soluções
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• Estado físico• Condutividade elétrica • Relação soluto/solvente
2.1 Quanto ao estado físico: sólida, líquida, gasosa
Tabela 01: Exemplos de soluções
2. Classificação das soluções
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2.2 Quanto a condutividade elétrica:
2.2.1 Eletrolítica
2.2.2 Não – eletrolítica
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2.3. Quanto a relação soluto/solvente
• Insaturada, saturada e supersaturada
Exemplo: Solubilidade do NaCl = 35,7 g/100 mL
2. Classificação das soluções
3. Solubilidade
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∆H1 > 0
∆H2 > 0
∆H3 < 0
3.2 Entalpia de solução
3.3 Entropia
• Espontâneo: ∆S > 0
endotérmico ou exotérmico ∆Hsol = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3
4. Fatores que afetam a solubilidade
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• Interações soluto/solvente• Pressão• Temperatura
4.1 Interações soluto/solvente
• Forças Intermoleculares
-
- Íon - Dipolo
- Dipolo - Dipolo
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- Forças de dispersão de London
- Ligação de Hidrogênio
4. Fatores que afetam a solubilidade
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Tabela 02: Solubilidade de alguns alcoóis em água e hexano
Generalização: “Semelhante dissolve semelhante”
LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO> ÍON DIPOLO > DIPOLO-DIPOLO> FORÇAS DE DISPERSÃO DE LONDON
4. Fatores que afetam a solubilidade
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4.2 Efeito da pressão
• Lei de Henrygg kPS =
4. Fatores que afetam a solubilidade
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4.3 Efeito da temperatura
• Depende do ΔHsol
Solutos sólidos Gases
4. Fatores que afetam a solubilidade
5. Formas de expressar a concentração
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5.1 Concentração comum
5.2. Percentual em massa
5.3. Molaridade
5.4 Fração em quantidade de matéria
5.5 Molalidade
Exercício: Expresse a concentração comum, molaridade, fração molar e molalidade de uma solução preparada a partir de 50 g de NaCl dissolvido em 100 mL de água Dados: MMNaCl = 58,5 g/mol; MMágua= 18 g/mol
C =massa do soluto
volume da solução
M =mols do soluto
volume da solução
X =mols componentemols da solução
m =mols soluto
massa do solvente
% =massa soluto
massa soluçãox 100
6. Diluição de soluções
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• Lei de diluição de Ostwald
m1 . V1 = m2 . V2
Exercício: Qual o volume de uma solução 3 mol/L de H2SO4 necessário para preparar 450 mL de uma solução com concentração 0,1 mol/L?
7. Propriedades Coligativas
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Principais Propriedades Coligativas:
• Abaixamento da pressão de vapor;• Diminuição do ponto de congelamento;• Elevação do ponto de ebulição;• Pressão osmótica.
Propriedades que dependem da razão soluto/solvente, e não da identidade química do soluto.
7. Propriedades Coligativas
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7.1 Abaixamento da pressão de vapor
Lei de Raoult AAA PP °Χ=Solução ideal ΔHsol = 0
Solução não-ideal
7. Propriedades Coligativas
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7.1 Abaixamento da pressão de vapor
7. Propriedades Coligativas
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7.2 Abaixamento do ponto de congelamento
7.3 Elevação do ponto de ebulição mKT bb =∆
mKT ff =∆
7. Propriedades Coligativas
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7.4 Pressão Osmótica
MRT
RTVn
nRTV
=
=π
=π
Exemplo: A pressão osmótica média do sangue é 7,7 atm a 25 oC. Qual a concentração de glicose será isotônica com o sangue?
7. Propriedades Coligativas
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7.5 Fator de van’t Hoff (i)
∆Tf = iKfm ∆Tb = iKbm π = iCRT
Tabela 03: Fator de van’t Hoff de soluções 0,05 mol/L a 25 °C
Eletrólito Fator de van’t Hoff (i)
C12H22O11 1,0
HCl 2,0
NaCl 2,0
MgSO4 2,0
MgCl2 3,0
FeCl3 4,0
8. Dispersão Coloidal
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Tabela 04: Classificação das dispersões coloidais
Tipo de dispersão Tamanho das partículas (nm)
Exemplos
Solução Verdadeira < 1 nm Ácidos, bases e sais dissolvidos em água
Dispersão coloidal 1 nm a 1000 nm Tintas, geléias, gelatinas e maioneses
Suspensão > 1000 nm Água barrenta, pó de café em água
8. Dispersão Coloidal
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• Efeito Tyndall (Desfio da luz por partículas coloidais)