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1. SOLUÇÕES
Na natureza, raramente encontramos substâncias puras. O mundo que nos rodeia é constituído por sistemas formados por mais de uma substância: as misturas. As misturas homogêneas (com aspecto uniforme) são denominadas soluções. As soluções são sistemas homogêneos formados por uma ou mais substâncias dissolvidas (solutos) em outra substância presente em maior proporção na mistura (solvente). Exemplos: As ligas metálicas são soluções sólidas. O latão (Cu + Zn), por exemplo, é utilizado na fabricação de instrumentos musicais. O ar que envolve a Terra é uma solução gasosa formada, principalmente, pelos gases N 2 e O 2. A água dos oceanos é uma solução líquida na qual encontramos vários sais dissolvidos, como o NaCl, MgCl 2 e MgSO 4 , além de vários gases, como, por exemplo, o oxigênio (O 2 ).
Nos laboratórios, nas indústrias e no nosso dia-a-dia, as soluções de sólidos em líquidos são as mais comuns. Um exemplo muito conhecido é o soro fisiológico (água + NaCl). Nesses tipos de soluções, a água é o solvente mais utilizado, sendo conhecida por solvente universal. Essas soluções são denominadas soluções aquosas.
1.1. SOLUBILIDADE E CURVAS DE SOLUBILIDADE
Ao preparar uma solução (dissolver um soluto em um dado solvente), as moléculas ou os íons do soluto separam-se, permanecendo dispersos no solvente. Podemos estabelecer uma relação entre diferentes solutos e as características de suas soluções aquosas por meio de experimentos bem simples, feitos à mesma temperatura.
Ao compararmos as soluções A e B, notamos que o sal é menos solúvel que o açúcar e, a partir desse fato, podemos constatar que substâncias diferentes se dissolvem em quantidades diferentes, numa mesma quantidade de solvente, na mesma temperatura. A quantidade máxima de sal (NaCl) que se dissolve em 100 g de H 2 O a 20 ºC é 36 g. Essa solução é denominada solução saturada. Solução saturada é a que contém a máxima quantidade de soluto numa dada quantidade de solvente, a uma determinada temperatura; essa quantidade máxima é denominada coeficiente de solubilidade.
Logo, o coeficiente de solubilidade do NaCl obtido na situação B é: 36 g de NaCl/100 g de água a 20 °C
Uma solução com quantidade de soluto inferior ao coeficiente de solubilidade é denominada solução não- saturada ou insaturada. Se submetermos a aquecimento, sob agitação, o sistema formado por 100 mL de água a que se adicionam 50 g de sal, conseguiremos dissolver o sal totalmente. Deixando o novo sistema esfriar, em repouso absoluto, até a temperatura inicial (20 °C), teremos uma solução que contém maior quantidade de soluto (50 g) do que a respectiva solução saturada (36 g). Essa solução é denominada supersaturada e é muito instável. Agitando-a ou adicionando a ela um pequeno cristal de soluto, ocorrerá a precipitação de 14 g do sal, que é exatamente a quantidade dissolvida acima da possível para saturação (36 g). Conhecendo o coeficiente de solubilidade de uma substância, a diferentes temperaturas, poderemos construir um gráfico relacionando a solubilidade e a temperatura. Veja o exemplo do cloreto de amônio (NH 4 Cl):
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Note que a solubilidade do NH 4 Cl aumenta com a elevação da temperatura (curva ascendente), que é o que se verifica com a maioria das substâncias não-voláteis. Porém, existem substâncias sólidas que, ao serem dissolvidas em água, têm a sua solubilidade diminuída com a elevação da temperatura. Nesses casos, a curva de solubilidade será descendente.
1.2. ASPECTOS QUANTITATIVOS DAS SOLUÇÕES
Em laboratório, as soluções normalmente são preparadas dissolvendo-se uma massa determinada de soluto em uma certa quantidade de solvente. Quando se prepara uma solução utilizando uma pequena quantidade de soluto sólido, verifica-se que o volume da solução é praticamente igual ao volume de água adicionado. Para os cálculos de concentrações utilizamos o índice 1 para indicarmos o soluto , o índice 2 para indicarmos o solvente , e os dados relacionados à solução não contem índices.
1.3. CONCENTRAÇÕES DAS SOLUÇÕES
1.3.1. Concentração comum (C): É a relação entre a massa do soluto e o volume da solução.
Imaginemos um frasco em cujo rótulo consta a seguinte informação: ―Sulfato de Níquel 50g/L‖. Esse dado nos indica que existem 50 g de NiSO 4 em 1,0 L de solução, ou seja, a massa de soluto é 50 g e o volume de solução 1,0L. Caso queira preparar 0,5L de solução deverá ser utilizado 25g de soluto.
1.3.2. Densidade da Solução (d): É a relação entre a massa da solução e o seu volume.
Temos um frasco de ácido onde no rótulo esta escrito: ―ácido acético 1,05 g/mL‖. Essa informação nos indica que 1,05 g da solução apresentam um volume de 1,0 mL. Caso queira saber a massa de 1L de solução iremos descobrir que será o equivalente a 1050g ou 1,05Kg.
1.3.3. Título (T) (τ), porcentagem em massa e ppm: Esse tipo de concentração, que relaciona as massas de soluto e solução, é um dos mais utilizados nas indústrias químicas e farmacêuticas:
O rótulo do soro fisiológico nos indica que a porcentagem em massa é 0,9%, ou seja, que existem 0,9 g de soluto (NaCl) em cada 100 g de solução. O título será 0,009. Atualmente, para indicar concentrações extremamente pequenas (soluções muito diluídas), principalmente de poluentes do ar, da terra e da água, usamos a unidade partes por milhão , representada por ppm. Indica que uma solução 20 ppm contém 20 gramas do soluto em 1 milhão de gramas da solução. Como a solução é muito diluída, a massa de solvente é praticamente igual à massa da solução. Vejamos um exemplo prático da utilização do ppm:
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1.6. EXERCÍCIOS
- O gráfico representa as curvas de solubilidade das substâncias A, B e C:
Com base no diagrama, responda: a) Qual das substâncias tem sua solubilidade diminuída com a elevação da temperatura? b) Qual a máxima quantidade de A que conseguimos dissolver em 100 g de H 2 O a 20 ºC? c) Considerando apenas as substâncias B e C, qual delas é a mais solúvel em água? d) Considerando apenas as substâncias A e B, qual delas é a mais solúvel em água? e) Qual é a massa de C que satura 500 g de água a 100 ºC? Indique a massa da solução obtida (massa do soluto + massa do solvente). f) Uma solução saturada de B com 100 g de água, preparada a 60 ºC, é resfriada até 20 ºC. Determine a massa de B que irá precipitar, formando o corpo de fundo a 20 ºC.
O brometo de potássio apresenta a seguinte tabela de solubilidade:
Considere essas informações e responda às questões 2 e 3.
- Qual a massa de brometo de potássio necessária para saturar: a) 100 g de água a 50 ºC; b) 200 g de água a 70 ºC.
- Uma solução foi preparada, a 30 ºC, dissolvendo-se 40 g de brometo de potássio em 100 g de água. Essa solução é saturada?
Analise o preparo de três soluções de brometo de potássio, a 50 ºC:
Agora, responda às questões 4 a 6.
- Classifique em saturada ou não-saturada cada solução analisada (A, B e C).
- Apenas uma das soluções está saturada e apresenta corpo de fundo. Identifique-a e calcule a massa desse corpo de fundo.
- Qual das três soluções encontra-se mais diluída (menos concentrada)?
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- O coeficiente de solubilidade de um sal é de 60 g por 100 g de água a 80 ºC. Determine a massa em gramas desse sal, nessa temperatura, necessária para saturar 80 g de H 2 O.
- A partir dos valores (aproximados) da tabela a seguir, esboce um diagrama que represente a curva de solubilidade do KNO 3.
- O gráfico mostra a curva de solubilidade de um sal em água. Considerando que em uma determinada temperatura 40 g deste sal foram dissolvidos em 100 g de água, indique:
a) a característica desta solução, quanto à concentração, nos pontos A, B e C do gráfico; b) a quantidade de sal que será possível cristalizar, resfriando-se a solução até 30 ºC; c) a quantidade de sal que será cristalizada, quando se evapora 20 g de água a 40 ºC.
- Para a prevenção de cáries, em substituição à aplicação local de flúor nos dentes, recomenda-se o consumo de "água fluoretada". Sabendo que a porcentagem, em massa, de fluoreto de sódio na água é de 2.10–^4 %, um indivíduo que bebe 1 litro dessa água, diariamente, terá ingerido uma massa desse sal igual a: (densidade da água fluoretada: 1,0 g/mL). a) 2.10–^3 g. c) 4.10–^3 g. e) 6.10–^3 g. b) 3.10–^3 g. d) 5.10–^3 g.
- Uma solução foi preparada adicionando-se 40 g de NaOH em água suficiente para produzir 400 mL de solução. Calcule a concentração da solução em g/mL e g/L.
- Considere o texto: ―Uma solução que apresenta concentração 60 g/L apresenta .... gramas de soluto, por litro de solução. Portanto, em 10 litros dessa solução devem existir .... gramas de soluto.‖ Identifique as palavras que preenchem as lacunas corretamente.
- Ao chorar convulsivamente, uma pessoa eliminou 5 mL de lágrima. Considerando que essa solução apresenta concentração de sais igual a 6 g/L, determine a massa de sais eliminados na crise de choro.
- Considere o texto: ―Uma solução aquosa apresenta densidade igual a 1,2 g/mL. Logo, a massa de cada mililitro dessa solução é igual a ..... Assim, um litro dessa solução apresenta uma massa de .... .‖ Identifique as palavras que preenchem corretamente as lacunas.
- Uma solução foi preparada misturando-se 20 g de um sal em 200 g de água. Considerando-se que o volume da solução é igual a 200 mL, determine sua densidade em g/mL e g/L.
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- O formol é uma solução aquosa de metanal (HCHO) a 40%, em massa, e possui densidade de 0,92 g/mL. Essa solução apresenta: a) 920 g de metanal em 1 L de água. b) 40 g de metanal em 100 mL de água. c) 4 g de metanal em 920 g de solução. d) 4 g de metanal em 10 g de solução. e) 9,2 g de metanal em 100 mL de água.
- Aqueceu-se um frasco contendo uma solução aquosa de CuSO 4 5.10–^2 molar. O aquecimento foi interrompido quando restavam 100 mL de uma solução aquosa de CuSO 4 1,2 M. Determine o volume da solução inicial e o volume da água perdida pelo aquecimento.
- A uma amostra de 100 mL de NaOH de concentração 20 g/L foi adicionada água suficiente para completar 500 mL. Qual deve ser a concentração, em g/L, dessa nova solução?
- Qual a concentração molar obtida se adicionarmos 80 mL de água a 20 mL de uma solução 0,1 molar de hidróxido de potássio?
- Diluição é uma operação muito empregada no nosso dia-a-dia, quando, por exemplo, preparamos um refresco a partir de um suco concentrado. Considere 100 mL de determinado suco em que a concentração do soluto seja de 0,4 mol.L–^1. Qual será o volume de água, em mL, que deverá ser acrescentado para que a concentração do soluto caia para 0,04 mol L–^1?
2. ELETROQUÍMICA
A eletroquímica é a parte da Química que estuda não só os fenômenos envolvidos na produção de corrente elétrica a partir da transferência de elétrons em reações de óxido-redução, mas também a utilização de corrente elétrica na produção dessas reações. O seu estudo pode ser dividido em duas partes: pilhas e baterias, e eletrólise. As Pilhas e baterias são dispositivos nos quais uma reação espontânea de óxido-redução produz corrente elétrica, enquanto que a Eletrólise é o processo no qual uma corrente elétrica produz uma reação de óxidoredução.
2.1. PILHAS
A primeira pilha elétrica foi criada em 1800 pelo cientista italiano Alessandro Volta e aperfeiçoada em 1836 por John Frederick Daniell, que dividiu a cela eletrolítica de sua pilha em duas partes (duas semicelas). Na pilha de Daniell, os dois eletrodos metálicos eram unidos externamente por um fio condutor, e as duas semicelas eram unidas por uma ponte salina, contendo uma solução saturada de K 2 SO4(aq). Inicialmente, o sistema apresentava o aspecto da figura abaixo:
Hoje em dia, o funcionamento da pilha apresenta o seguinte aspecto:
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Pela análise dessas duas semi-reações, podemos concluir que os elétrons fluem, no circuito externo, do eletrodo de zinco para o eletrodo de cobre, ou seja, os elétrons, por apresentarem carga negativa, migram para o eletrodo positivo (pólo positivo), que, nesse caso, é a lâmina de cobre. A equação global dos processos ocorridos nessa pilha pode ser obtida pela soma das duas semi-reações:
Oficialmente, por convenção mundial, as pilhas são representadas da seguinte maneira:
Usando essa notação, a pilha estudada pode ser representada por: Zn^0 / Zn2+^ // Cu2+^ / Cu^0
2.1.1. POTENCIAL DAS PILHAS
Na pilha de Daniell, os eletrodos são de zinco (Zn) e cobre (Cu). Tanto os íons Zn2+(aq) como os íons Cu2+(aq) têm uma certa tendência de receber elétrons; porém, os íons Cu2+(aq) são os que sofrem redução. Isso acontece pois em uma pilha, a espécie que apresenta maior Ered sofre redução e, portanto, a outra espécie, de maior Eoxi, sofre oxidação. Esses potenciais estão relacionados numa tabela, juntamente com as semi-reações correspondentes:
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A primeira semi-reação corresponde à redução do magnésio e, pela tabela, seu E^0 red = – 2,36 V. A segunda semi-reação corresponde à oxidação do níquel, e seu potencial de oxidação é igual ao inverso do potencial de redução presente na tabela, ou seja, +0,24 V. Considerando que o ΔEpilha é igual à soma dos potenciais de oxidação e redução, temos: ΔEpilha = E^0 oxi Ni + E^0 red Mg2+ ΔEpilha = (+0,24) + (–2,36) → ΔEpilha = – 2,12 V Como o ΔEpilha é negativo, concluímos que a reação entre Mg2+^ e Ni^0 não é espontânea e, portanto, não caracteriza uma pilha.
2.2. ELETRÓLISE
É um processo não-espontâneo, em que a passagem de uma corrente elétrica através de um sistema líquido, no qual existam íons, produz reações químicas. As eletrólises são realizadas em cubas eletrolíticas, nas quais a corrente elétrica é produzida por um gerador (pilha). Nesse sistema, os eletrodos são geralmente inertes, formados por platina ou grafita (carvão). As substâncias que serão submetidas à eletrólise podem estar liquefeitas (fundidas) ou em solução aquosa. A seguir, vamos estudar essas duas possibilidades.
2.2.1. ELETRÓLISE ÍGNEA
Na eletrólise ígnea, a substância pura está no estado líquido (fundida), e não existe água no sistema. Vejamos, como exemplo desse tipo de eletrólise, a que ocorre com o cloreto de sódio (NaCl), utilizando eletrodos de platina.
As semi-reações que ocorrem nos eletrodos são:
Estabelecendo a igualdade entre o número de elétrons perdidos e recebidos e somando as semi-reações, obtemos a reação global da eletrólise:
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Pela análise da reação global, podemos concluir que a eletrólise ígnea do cloreto de sódio produz sódio metálico (Na) e gás cloro (Cl 2 ).
2.2.2. ELETRÓLISE EM MEIO AQUOSO
Nesse tipo de eletrólise devemos considerar não só os íons provenientes do soluto, mas também os da água, provenientes de sua ionização. Genericamente, temos:
Experimentalmente, verificou-se que somente um dos cátions e somente um dos ânions sofrem descarga nos eletrodos e que essa descarga segue a seguinte ordem de prioridade:
Exemplo: Eletrólise aquosa do cloreto de sódio NaCl(aq) Na solução, temos:
Somando as quatro equações, temos a reação global do processo:
Exemplo: Eletrolise aquosa do sulfato de cobre CuSO4(aq) Na solução, temos:
Somando as quatro equações, temos a reação global do processo:
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- A pilha alcalina é constituída de uma barra de manganês metálico eletroliticamente puro, imerso numa pasta de hidróxido de zinco. Dela são conhecidos os respectivos potenciais-padrão de redução:
a) Qual a ddp da pilha? b) Qual a equação global que nela ocorre?
- Na pilha de Daniell, barras de cobre e zinco se encontram mergulhadas em soluções aquosas de sulfato de cobre (II) e sulfato de zinco, respectivamente. As duas soluções estão separadas por uma parede porosa. Sabendo que os potenciais-padrão de redução são:
a) escreva a reação espontânea que ocorre na pilha de Daniell; b) calcule a diferença de potencial da pilha; c) desenhe a pilha de Daniell indicando, através de setas, como os elétrons fluem através de um circuito externo que conecta os eletrodos.
- Na montagem abaixo, dependendo do metal (junto com seus íons) tem-se as seguintes pilhas, cujo cátodo (onde ocorre redução) é o cobre:
Nas condições-padrão e montagem análoga, a associação que representa uma pilha em que os eletrodos estão indicados corretamente é: Cátodo Ânodo a) níquel chumbo. b) magnésio chumbo. c) magnésio alumínio. d) alumínio níquel. e) chumbo alumínio.
- Observe o esquema abaixo, representativo da eletrólise da água. As semi-reações que ocorrem nos eletrodos são:
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A partir dessas informações: a) Identifique os gases A e B. b) Indique se, após um certo tempo de eletrólise, o meio estará ácido, básico ou neutro. Por quê?
- Equacione as reações que ocorrem na eletrólise ígnea das substâncias: a) KI; b) NiCl 2.
- Na eletrólise de nitrato de ferro II, em solução aquosa, ocorre: a) redução no pólo negativo com formação de ferro metálico. b) oxidação no pólo negativo com liberação de gás oxigênio. c) redução no pólo positivo com liberação de gás oxigênio. d) oxidação no pólo positivo com formação de gás NO 2. e) redução no pólo negativo com formação de gás hidrogênio.
- Quando uma solução aquosa de Li 2 SO 4 é eletrolisada, os produtos formados no ânodo e no cátodo são, respectivamente: a) S e Li. b) O 2 e Li. c) SO 2 e H 2. d) O 2 e H 2. e) SO 2 e Li.
