Química Física 2

Universidade Virtual Africana 1

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Indíce

I. Química Física 2... 3

II. Pré-requisitos para o curso ... 3

III. Tempo ... 3 IV. Material... 4 V. Justificação do módulo... 4 VI. CONTEÚDO... 5 6. 1 Visão geral ... 5 6. 2 Outline... 5 6.3 Organização gráfica ... 6

VII. Objectivo(s) geral(is)... 7

VIII. Objectivos específicos (Objectivos instructucionais) ... 7

IX. Actividades de ensino aprendizagem... 9

X. Actividades de aprendizagem ... 14

XI. Compilação de conceitos chave (glossário)... 76

XII. Lista de leituras obrigatórias ... 82

XIII. Lista (opcional) de fontes multimédia ... 86

XIV. Lista de links úteis ... 89

XV. Síntese do Módulo... 97

XVI. Avaliação Sumaria... 98

XVII. Referências ... 103

XVIII. Resultados do estudante ... 104

I. Química Física 2

II. Pré-requisitos para o curso

Antes de iniciar este módulo o estudante deve estar familiarizado com os seguintes conceitos abrangidos nos módulos 2 e 3: química termodinâmica, química das soluções e reacções redox.

O estudante deverá ser capaz de:

 Distinguir as diferentes terminologias de soluções, tais como soluções saturadas e soluções supersaturadas;

 Explicar os factores que afectam a solubilidade e rate da solução;

 Explicar as propriedades coligativas das soluções e resolver exercícios comisso relacionados;

 Distinguir as diferentes unidades de concentração e usá-las em cálculos relevantes;

 Diferenciar processos exotérmicos de endotérmicos;

 Resolver cálculos estequiométricos envolvendo mudanças de calor;  Prever tanto qualitativamente como quantitativamente a espontaneidade de

processos físico-químicos com base na entalpia, entropia e energias livre de Gibbs;

 Escrever reacções redox balançadas, fazer experiências e cálculos relacionados com as reacções redox.

III. Tempo .

120 horas

Tópicos Tempo aproximado (horas)

Unidade I Soluções 20

Unidade

II Colóides 15

Unidade

III Equilíbrio de fases 15

Unidade

IV Electroquímica 20

Unidade

V Introdução à química nuclear 30

IV. Material

Acesso à Internet é essencial para completar com sucesso este módulo. O propósito do acesso à Internet é:

o acesso às actividades de aprendizagem online;

a avaliação online em forma de perguntas, testes, tarefas e experiências; a interacção multimedia (incluindo vídeo conferência);

a biblioteca virtual e a utilização de base de dados; os grupos interactivos de discussão/sessões de chat; o acesso à biblioteca e centros de estudo individual;

o acesso aos manuais recomendados e matérias de referência (matérias de aprendizagem na web).

V. Justificação do módulo

O módulo de Química Física 2 focaliza cinco (5) áreas de Química Física importantes para muitos aspectos da nossa vida: soluções, colóides, equilíbrio de fase, electroquímica e química nuclear.

Soluções são, muitas vezes, necessárias para facilitar muitas reacções químicas nos processos vitais ou da indústria e colóides tem aplicação extensiva na indústria (para farmacêuticos, alimentos, tintas adesivos/colas, cosméticos, tintas gráficas e muitos outros). As aplicações da electroquímica são várias, com grande significância económica. Um grande número de processos vitais também envolve reacções electroquímicas. Muitas substâncias existem em mais de um estado físico, sendo os mais comuns os estados sólido, líquido e gasoso. Cada uma das fases tem propriedades físicas significativamente diferentes. Conhecimentos de electroquímica possibilitam-nos compreender certos processos biológicos. A ferrugem do ferro, a remoção de nódoas e a fotossíntese são exemplos de tais reacções. Apesar de núcleos de muitos isótopos serem estáveis, alguns são instáveis e irão sofrer o que é conhecido como reacções nucleares. Tais reacções podem ser úteis, como por exemplo, na geração de energia ou na medicina nuclear, mas também podem ser perigosas como no caso de armas de destruição maciça – armas nucleares.

VI. CONTEÚDO

6. 1 Visão geral

Este módulo desenvolve-se a partir dos conceitos introduzidos no módulo de Química Física 1, o qual focalizou a teoria cinética molécular, termodinâmica e cinética química. Este módulo cobre o estudo das soluções e colóides, equilíbrio de fase, electroquímica e química nuclear. Nas soluções examinaremos essencialmente o comportamento das misturas homogéneas envolvendo substâncias puras. Daremos também uma vista nos colóides que diferem das soluções apenas em termos de quantidade do soluto. O tópico sobre equilíbrio de fases apresenta as transformações físicas de substâncias puras. Ideias sobre energia e entropia serão aplicadas ao equilíbrio fisico entre as fases de uma ou mais substâncias puras sob diferentes condições de temperatura e pressão. Em electroquímica, focalizaremos os sistemas químicos que envolvem transferências de electrões ou espécies carregadas, i.e. reacções de oxidação-redução. A química nuclear aborda os processos que estão associados com o núcleo. Núcleos de certos isótopos são incapazes de sofrer decaimento espontâneo emitindo radiação iónica e radiação não iónica. Examinaremos as razões por que certos processos nucleares ocorrem e como esses processos podem ser usados para aplicações pacíficas.

6. 2 Outline

Unidade I Soluções Tipos de soluções

Propriedades físicas de soluções

(20 horas) Forças intermoleculares e processo de soluções Soluções ideais

Efeitos de temperatura e pressão sobre a solubilidade Propriedades coligativas

Unidade II Colóides

Classificação de colóides

(15 horas) Preparação e purificação de colóides Estabilidade de colóides

Propriedades de colóides Unidade III Equilíbrio de fases

Componentes Grau de liberdade (15 horas) Regras da fase de Gibbs.

Diagrama de fases

Multicomponentes de sistemas Unidade IV Electroquímica

Células electroquímicas (20 horas) Potenciais de eléctrodos

Energia livre e potenciais de eléctrodo Unidade V Introdução à química nuclear

Fenómeno da radioactividade (30 horas) Grau de decaimento radioactivo

Estabilidade nuclear

Interacção da radiação com a matéria

6.3 Organização gráfica Química Física 2 Soluções Colóides Equilíbrio de fases Electroquímica Introdução à química nuclear 6

VII. Objectivo(s) Geral(is)

Ao terminar este módulo, o estudante deverá ser capaz de:  Explicar a força motriz para os processos de soluções;

 Explicar o efeito da temperatura e da pressão na solubilidade;

 Providenciar explicações termodinâmicas para o fenómeno das misturas;  Definir e explicar propriedades coligativas das soluções;

 Definir e classificar o estado dos colóides;

 Explicar factores que influem na estabilidade coloidal;  Desenhar e explicar diagramas simples de fases;

 Usar o conceito de reacções redox para explicar reacções electroquímicas;  Predizer a espontaneidade das reacções dado o potencial estandarte de redução;  Usar o potencial da célula para determinar o equilíbrio constante da reacção;  Explicar o fenómeno de radioactividade;

 Explicar as razões por que certos elementos são estáveis e outros não;  Fazer cálculos relacionados com o fenómeno da radioactividade.

VIII. Objectivos específicos (Objectivos instructucionais)

Unidade Objectivo(s) especifico(s)

Soluções Ao terminar esta unidade o estudante deverá

ser capaz de:

 Definir e explicar a natureza das soluções;

 Identificar e distinguir diferentes tipos de soluções;

 Predizer se duas substâncias irão se misturar para formar soluções através da comparação das forças intermoléculares envolvidas;  Compreender e explicar os efeitos

da temperatura, pressão e polaridade do solvente/soluto na solubilidade;  Reportar sobre propriedades

coligativas das soluções e fazer cálculos envolvendo essas

propriedades.

Colóides Ao completar esta unidade o estudante

deverá ser capaz de:

 Descrever propriedades de sistemas coloidais;

 Diferenciar tipos de sistemas coloidais;

 Explicar factores que afectam a estabilidade dos colóides;

 Descrever e explicar as diferentes propriedades de colóides tais como difusão, osmose, viscosidade e propriedades eléctricas.

Equilíbrio de fases Ao completar esta unidade o estudante deverá ser capaz de:

 Explicar conceitos de vaporização, ebulição, pressão de vapor e como esses aspectos são afectados pela variação de temperatura;

 Ser capaz de calcular as quantidades relevantes em sistemas binários de diagramas de equilíbrio de fases;  Interpretar regras da fase de Gibbs.

Electroquímica Ao completar esta unidade o estudante

deverá ser capaz de:

 Explicar e descrever células electroquímicas;

 Representar em diagramas e em anotações curtas células voltaicas;  Usar o conceito de potencial de

redução para explicar as reacções que têm lugar no cátodo e ânodo;  Explicar e usar o potencial de

redução para predizer a espontaneidade das reacções químicas;

 Relacioná-los a energia de Gibbs e fazer cálculos relacionados. Química nuclear Ao completar esta unidade o estudante

deverá ser capaz de:

 Explicar e descrever a natureza da radioactividade;

 Identificar diferentes tipos de

emissões radioactivas e propriedades das radiações emitidas;

 Fazer cálculos usando a lei de decaimento radioactivo;

 Explicar a relação entre massa e energia e resolver problemas relacionados com equivalentes de energia e massa.

IX. Actividades de ensino aprendizagem 9. Pré-avaliação

Título da Pré-avaliação:

Pré-avaliação sobre a compreensão dos princípios fundamentais: para soluções e colóides, equilíbrio de fase, electroquímica e química nuclear.

Justificação:

Para o estudante terminar este módulo com sucesso, são necessários pré-requisitos de conhecimento. Esta pré-avaliação possibilita ao estudante saber o seu nível de preparação para os tópicos que provavelmente encontrará. As perguntas são uma avaliação dos conhecimentos adquiridos anteriormente, tais como os princípios sobre as soluções, balanço de reacções redox e termodinâmica. Estas questões relacionam-se com conceitos-chave para a compreensão de soluções, equilíbrio de fase, reacções que envolvem transferência de carga e reacções do nível subatómico.

QUESTÕES

1. Quais das seguintes substâncias exercem maior pressão? Justifique a sua resposta. (a) 1 mole N2 a 273 K em 11.2 dm−3

(b) 1 mole N2 a 300 K em 22.4 dm−3 (c) 1 mole H2O a 300 K em1 dm−3 (d) 1 mole C4H10 a sua normal b. pt

2. Como espera que as seguintes substâncias se comportem nos solventes indicados, isto é, baixa ou alta solubilidade?

(a) HCl em H2O (b) HF em H2O (c) S8 em H2O.

(d) NaNO3 em hexano, C6H14

3. Considere os dois seguintes grupos de misturas (a) água misturada com metanol, obedece a lei de Raoults e (b) água misturada com propanol, que forma mistura azeotrópica. Qual da informação dada desenha um esquema próprio para ilustrar o seu comportamento usando pressão de vapor/curvas de composição.

4. Dada a seguinte informação para o amoníaco: b. pt 240 K

m. pt 195.0 K

ponto triplo 194.9 K

Desenhe um diagrama para ilustrar as mudanças de fases, sublinhando pontos significantes.

5. Balance a seguinte reacção redox usando o método de ião, electrão no meio ácido.

Br− (aq) + MnO₄(aq)  Br2 (g) + 2Mn2+(aq)

6. Quando 193 C de electricidade são passados num metal fundido, 1.0 x 10−13 mol de átomos são depositados no cátodo. Qual poderia ser o metal depositado no cátodo?

(a) Cu (b) Pb (c) Ag (d) Zn

7. Qual dos seguintes representa radiação sem partícula? (a) alfa (b) beta (c) neutrão (d) gama

8. Qual elemento no grupo 18 é naturalmente radioactivo e tem isótopos estáveis? Qual dos elementos no grupo 18 é naturalmente radioactivo e sem isótopos estáveis?

(a) Ar (b) Kr (c) Xe (d) Rn 9. Considere a seguinte reacção:

energia He H H 4 2 2 1 2 1   

Que processo a reacção acima representa? (a) ficção

(b) fusão

(c) transmutação artificial

11 (d) decaimento alfa

10. Em quantos dias 12 gramas de amostra de decaimento irão deixar um total de 1.5 gramas do isótopo original? (a meia vida de 131Ié 8.07 dias).

53 (a) 8.0 (b) 16 (c) 20 (d) 24 Chave de respostas

1. A solução do problema leva em consideração as propriedades e o estado das substâncias em relação a pressão. As substâncias em (a) e (b) são gases. A comparação da pressão pode ser feita usando pV = nRT.

(a) 2.02x10 Pa m 10 x 11.2 K 273 x K mol J 8.314 x mol 1 P 5 3 3 _1 1   _ (b) 1.11x10 Pa m 10 x 22.4 K 300 x K mol J 8.314 x mol 1 P 5 3 3 _1 1   _

(c), (d) Esses são líquidos a temperatura e pressão dadas. No caso de (d) na normal b.pt a pressão de vapor é 1.01 x 105 Pa.

2. (a) Uma vez que ambas são moléculas covalentes polares a solubilidade é alta.

(b) Uma vez que ambas são moléculas covalentes polares capazes de formar pontes de hidrogénio a solubilidade será alta.

(c) Baixa solubilidade é esperada uma vez que S8 é molécula covalente não polar posta em H2O que é muito polar.

(d) A solubilidade esperada é baixa uma vez que NaNO3 é um sólido iónico enquanto que C6H14 é um solvente não polar.

3. (a) (b) 1 0 PT PMeOH PÁgua XRMeOH 1 XRÁgua 0 Vapor 1 0 máximo Propann-1-ol PÁgua XRpropano-1-ol 1 XRÁgua 0 Vapor

4.

5. A solução é alcançada seguindo os seguintes passos. 1º Passo: Determinar estados de oxidação

Br− (aq) + _P* MnO₄(aq)  Br2 (g) + 2Mn2+(aq) -1 +7(-2)+4 0 +2 A

2º Passo: Balancear outros átomos que não O e H nas semireacções 2Br− (aq)  Br2 (g) reacção de oxidação

 Mn ) ) ) ) ( 4 aq

MnO 2+_{(aq) reacção de redução} 3º Passo: Balancear O e H

2Br− _{(aq)  Br2 (g)}

+ 8H (

4 aq

MnO +  Mn2+(aq) + 4H2O 4º Passo: Balancear cargas

2Br− (aq)  Br2 (g) + 2e─ + 8H

(

4 aq

MnO + + 5e─ Mn2+(aq) + 4H2O 5º Passo: Balancear os electrões

5 x [2Br− (aq)  Br2 (g) + 2e─ ] 2 x [MnO₄(aq)+ 8H+ _{+ 5e}─_{ Mn}2+_{(aq) + 4H2O]} Dá-nos

10Br− (aq) 5 Br2 (g) + 10e─ + 16H

(

2MnO₄ aq + _{+ 10e}─_{ 2Mn}2+_{(aq) + 8H2O} 6º Passo: Adicionar a semireacção

2MnO₄(aq)+ 10Br− (aq)+ 16H+  2Mn2+(aq) + 5 Br2 (g) + 8H2O

6. Começamos por calcular o número de electrões passados sabendo que a carga eléctrica por mole de electrões é constante de Faraday, F = 96 485 C/mol e−.

Pressão líquid

vapor sólid

194.9 194.9 240.0 T/K

1 -3 -1 - 2 x 10 mol mol C 500 96 C 193 _

Assim a carga no metal é 2

mol 10 x 1 mol 10 x 2 1 -3 --1 -3  

O metal pode ser Cu/Cu2+, Pb/Pb2+ ou Zn/Zn2+ mas não Ag+

7. (d) gamma

8. (d) Rn

9. (b) fusão

10. Decaimento radioactivo segue a cinética de primeira ordem para a qual dias

07 . 8 t₂1 _

A constante de decaimento, λ, é caculada a partir de

λ 0.693 dias 07 . 8 t₂1 _{ } λ = 0.086 dia−1

Usando a equação integrada -0.086 x t 12.0

1.5

ln 

Resolvendo para t, t = 24 dias

Comentários Pedagógicos para os Estudantes

Esta pré-avaliação tem como intenção estimular a prontidão/preparação para estudar e concluir com sucesso este módulo. A avaliação cobre princípios fundamentais, tais como os que se relacionam com forças intermoleculares e balanceamento de reacções redox que você irá encontrar neste módulo. A avaliação de conceitos que podem ser novos para o estudante, por exemplo, balanceamento de reacções nucleares, é incluída. O estudante que obter uma classificação abaixo de 60 porcento é aconselhado a rever a secção de pré-requisitos do curso ou pré-requisitos de conhecimentos e revisitar os conceitos.

X. Actividades de aprendizagem Actividade de aprendizagem número 1 Título da actividade de aprendizagem: Soluções

Objectivos específicos da aprendizagem

Quando tiver concluído esta actividade, o estudante deverá ser capaz de:  Definir e explicar a natureza das soluções;

 Identificar e distinguir os diferentes tipos de soluções;

 Predizer se duas substâncias se misturam formando solução através da comparação das forças intermoleculares envolvidas;

 Compreender e explicar os efeitos da temperatura, pressão e polaridade do solvente/soluto na solunilidade;

 Explicar as propriedades coligativas das soluções e fazer cálculos envolvendo essas propriedades.

Sumário da actividade de aprendizagem

Soluções são importantes em muitos processos químicos. Na verdade, frequentemente, para que as reacções tenham lugar, as espécies reagentes devem entrar em contacto íntimo. Muitas substâncias na natureza são encontradas na forma de soluções, que são misturas homogéneas constituídas por solvente e soluto.

Nesta unidade, vamos estudar o comportamento e propriedades das soluções. Os factores que favorecem a formação de soluções serão examinados para permitir que o estudante seja capaz de predizer se uma mistura particular irá formar solução ou não.

Esta unidade vai procurar responder às questões seguintes: que papel tem as forças intermoleculares na formação de soluções? Qual é o efeito da temperatura e da pressão na solubilidade das substâncias? Como podemos usar a termodinâmica para explicar e predizer a formação de soluções? Que papel tem as forças intermoleculares na formação de soluções? E outras questões relacionadas com soluções.

Por último, as propriedades das soluções que dependem significativamente apenas da presença do soluto, propriedades coligativas, tais como osmose , aumento de ponto de solidificação, ponto de depressão e de ebulição serão estudados.

O estudante usará os conhecimentos adquiridos para fazer cálculos relacionados com o uso dessas propriedades.

Lista das leituras requeridas SOLUÇÕES

SOLUÇÕES WIKIPEDIA

Lista de links relevantes CONCEITOS DE QUÍMICA

o http://www.wpi.edu/Academics/Depts/Chemistry/Courses/General/conceptt.html

CHEM1 VIRTUAL TEXT BOOK

o http://www.chem1.com/acad/webtext/virtualtextbook.html

Lista de recursos de MULTIMEDIA relevantes

Recursos de Multimedia:

 Computador com conectividade a internet para possibilitá-lo abrir recursos materiais de aprendizagem e aprendizagem interactiva através de email, vídeo conferência e uso de CD-ROMs;

 QuickTime Movie Player Software;  Shockwave Player Software;

 Macromedia Flash Player Software; Descrição detalhada da actividade

Esta actividade começará com a explicação da natureza das soluções, com a questão sobre o que é uma solução. Depois abordará diferentes tipos de soluções e os factores que favorecem a formação de uma solução. As mudanças de energia envolvidas no processo das soluções serão usadas para predizer se as substâncias se misturarão formando soluções ou não. Nesta actividade explicar-se-á como é que a presença de soluto afecta as propriedades físicas das soluções, tais como pressão de vapor ponto de ebulição e de solidificação.

Avaliação formativa

 Assim que for avançando através desta actividade de aprendizagem encontrará problemas para testar a sua compreensão conceptual da matéria;

 Perguntas rápidas são providenciadas para testar a sua compreensão;

 Experiências práticas serão dadas para avaliar a sua compreensão sobre a relação teoria-prática;

 Experiências/exercícios simulados serão dados para testar a sua compreensão em determinados conceitos.

As soluções são importantes no sentido em que muitas reacções químicas ocorrem em soluções. Para que uma reacção química ocorra, as moléculas devem entrar em contacto. As soluções permitem um contacto íntimo entre as moléculas de diferentes tipos facilitando as reacções químicas. O estudo das soluções é importante, porque muitas reacções, no laboratório, na indústria ou em sistemas vitais, têm lugar em soluções. As soluções providenciam também um meio preciso através do qual nós podemos introduzir pequenas quantidades de substâncias em um sistema de reacção.

Quando uma substância entra na solução, existentes forças atractivas são quebradas sendo formadas novas forças entre a substância sólida dissolvida e, por exemplo, o líquido. As forças intermoleculares entre as moléculas do soluto e do solvente têm mais influência na concentração do soluto do que na sua identidade. Tais propriedades são conhecidas como propriedades coligativas e são úteis na determinação da massa molar de moléculas grandes. Diversos processos biológicos são baseados nas propriedades coligativas das soluções, por exemplo, osmose é o processo por detrás da diálise dos rins.

1.1 O que é uma solução?

Solução é uma mistura homogénea de duas ou mais substâncias. As substâncias poderão estar no estado líquido, gasoso ou sólido. Uma mistura homogénea é uma mistura física de duas ou mais substâncias puras cuja distribuição na mistura é uniforme.

Quando uma solução se forma as moléculas do soluto são discretas e misturadas com as moléculas do solvente. O maior componente é designado solvente enquanto o menor é designado por soluto. Forças intermoleculares existem entre as moléculas do solvente e do soluto. Embora nós normalmente pensemos em soluções como líquidas, elas podem na verdade ser mistura de solutos gases, líquidos ou sólidos em líquidos, gases ou sólidos.

Barreirá removida

1.2 Qual é a força motriz na formação de soluções?

O processo de solução é essencialmente um balanço entre várias trocas de energia que têm lugar quando o soluto é introduzido no solvente. Dos conhecimentos de termodinâmica sabemos que trocas de energia que conduzem a um sistema com energia mais baixa tendem a ser mais favoráveis. No processo das soluções dois passos precisam de ser considerados em

Figura 1.1 O

diagrama mostra dois gases inicialmente separados por uma

16 barreira. A remoção da

barreira leva

espontaneamente a uma mistura dos dois gases.

termos de troca de energia. No primeiro passo o soluto tem que ser introduzido no solvente; as moléculas devem ser separadas antes de serem dispersadas no solvente. Este passo pode por isso ser considerado desfavorável a formação de solução. Se a dispersão do soluto é favorável ou não depende no tipo de interacção soluto-solvente. A formação de solução é favorável no solvente-soluto (A-B) que as forças intermoleculares do soluto (A-A) e do solvente (B-B). Isto leva a um estado de potencial de energia mais baixo quando solução se forma e por isso energeticamente favorável. A formação de solução é favorecida se o balanço em termos de troca de energia entre os dois passos for exotérmico.

No entanto, se lembra que do nosso estudo de termodinâmica, se há aumento ou diminuição na desordem ao nível molecular (entropia de troca) tem que ser levado em conta. Uma diminuição da desordem favorece o processo de solução. A formação espontânea de soluções gasosas explica o facto de que aumento de desordem é uma força motriz na formação de soluções. Considere dois gases inicialmente separados em dois compartimentos por uma barreira como mostra a figura 1.1 Uma vez que a barreira é removida os gases misturam-se espontaneamente para formar uma mistura homogénea, a solução.

1.3 Tipos de soluções

A matéria, na natureza, pode ser encontrada em três estados: sólido, líquido e gasoso. Soluções também podem ser encontradas em três estados da matéria desde que as energias para a formação de soluções sejam favoráveis. A tabela abaixo dá um sumário das trocas de energia para diferentes tipos de soluções.

Tabela 1 A tabela mostra possíveis misturas solvente-soluto com a energia associada e a entropia de troca.

Solvente Soluto Energia para _{dispersar o soluto} Energia para dissolver _{(dispersar o soluto)}

Aumento de desordem (ao acaso)

Gás Gás 0 0 Grande

Gás Líquido ou _sólido Grande 0 Grande

Líquido Gás 0 Vários Diminui

Sólido Gás 0 Endotérmico Diminui

Líquido Líquido Vários Vários Moderado

Misturar diferentes substâncias traz invariavelmente maior desordem no sistema e é acompanhado por um aumento de volume. A temperatura geralmente tende a favorecer um aumento de desordem ou a casualidade.

Muitos exemplos de soluções envolvendo diferentes estados da matéria são ligados por natureza. A tabela dois mostra exemplos de soluções comummente encontradas nos seus vários estados.

Tabela 2 Exemplos de diferentes tipos de soluções e correspondentes exemplos. Componente 1

(solvente) Componente 2 (soluto) Estado da solução resultante Exemplos

Gás Líquido Líquido Água soda (Dióxido _{de carbono em água)} Sólido Sólido Sólido Liga (Sn/Pb)

Gás Sólido Sólido Hidrogénio gás em Pd

Gás Gás Gás Ar

Líquido Líquido Líquido Álcool em água

Sólido Líquido Líquido Sal e água

Exercicio 1

Qual das seguintes é uma mistura homogénea? (a) NaCl (s)

(b) NaCl (l) (c) NaCl (g) (d) NaCl (aq)

1.3.1 Soluções gasosas

Soluções gasosas são obtidas misturando gases para formar misturas homogéneas. Todas as misturas gás-gás são soluções de gases. O ar que respiramos é uma solução natural de gases contendo entre outros gases o oxigénio, nitrogénio e dióxido de carbono conforme ilustrado na tabela abaixo.

Tabela 3 Percentagem da abundância de gases seleccionados no ar.

Gás Percentagem (%)

Nitrogénio (N2) 78

Oxigénio (O2) 21 Água (H2O), dióxido de carbono (CO2) Variável

A quantidade de água e de dióxido de carbono são afectados por um número de factores incluindo temperatura, tempo, altitude e outros factores.

A energia requerida nas misturas de gases é muito pequena e o aumento da casualidade é favorecido a todas as temperaturas. Além disso mais gases são miscíveis em todas as proporções.

1.3.2 Gases em soluções líquidas

Quando um gás é introduzido num líquido, este é confinado a um menor volume, uma diminuição da casualidade ocorre, é um processo que não é favorecido. Por isso, para que a solução de um gás e um líquido se forme, deverá existir outros factores compensadores. Por exemplo, se o gás reage químicamente com o solvente como é o caso com dióxido de carbono, ácido hidroclórico ou amoníaco, dissolver-se-á em água. Embora o processo de introduzir esses gases no líquido resulte numa diminuição da casualidade, as trocas de energia associadas com as reacções contrabalança o efeito desfavorável de casualidade. Efeito da temperatura na solubilidade dos gases

A solubilidade da maior parte dos gases diminui com o aumento da temperatura. Por exemplo, oxigénio e nitrogénio, dois maiores componentes do ar, sabe-se que diminuem a solubilidade com o aumento da temperatura. É por essa razão que muitos tipos de peixes só podem sobreviver em águas frias em contraste com a água morna onde há menor quantidade de oxigénio dissolvido. Dados comparativos são fornecidos na tabela 4, mostrando a solubilidade de gases seleccionados a diferentes temperaturas.

Tabela 4 Dados comparativos ilustrando a solubilidade dos gases N2, O2 e CO2. Temperatura (C) Gás 0 20 50 100 N2 0.0029 0.0019 0.0012 0 O2 0.0069 0.0043 0.0027 0 19

CO

2 0.335 0.169 0.076 0

O fenómeno oposto é frequentemente observado para solubilidade de gases em solventes orgânicos. Neste caso a solubilidade aumenta com o aumento da temperatura. Por exemplo, a solubilidade do hidrogénio, nitrogénio, dióxido de carbono, hélio e néon aumenta com o aumento da temperatura em solventes orgânicos como o tetracloreto de carbono, tolueno e acetona.

Gases tornam-se mais solúveis a pressões maiores

Um fenómeno comum quando abrimos uma lata de refrigerantes é o som efervescente quando o gás se liberta. Embora os gases no ar não sejam muito solúveis a temperatura ambiente, tornam-se cada vez mais solúveis com o aumento da pressão. A solubilidade do gás é afectada muito mais pela pressão do que pela temperatura. Para entender o efeito da pressão considere o seguinte equilíbrio para a dissolução de um gás:

Gás + solvente  solução

Um aumento da pressão no sistema reduz o volume disponível para o gás. De acordo com o princípio de Le Chatelier o sistema tem de reagir para contrariar o stress criado. Consequentemente, o sistema reage no sentido de reduzir a pressão aumentando a quantidade de gás. As moléculas do gás são absorvidas da fase gasosa para a solução. O equilíbrio na equação da reacção acima desloca-se assim para a direita, isto é, aumenta solubilidade.

Se a pressão na solução é reduzida, o efeito contrário no equilíbrio é observado, algumas das moléculas do gás deixam a solução e entram na fase gasosa. O equilíbrio desloca-se para a esquerda da equação da reacção. A efervescência da coca-cola ou outra bebida carbonada é resposta à diminuição da pressão uma vez que a lata (ou garrafa) é aberta. O químico William Henry estabeleceu que a solubilidade do gás aumenta com o aumento da pressão de acordo com a relação matemática, conhecida por lei de Henry.

C = kPgás (1.1)

A solubilidade do gás num solvente específico é representada por C. Pgás é a pressão parcial do gás e k é a constante de proporcionalidade. A constante de gás é unica em cada gás.

Racionalização da lei de Henry

Numa solução saturada, o número de moléculas entrando na solução ou deixando a solução é igual. A velocidade em que as moléculas deixam a fase gasosa para a solução e a das moléculas deixando a solução dependem ambas do número de moléculas por unidade de volume. Quando o (1)

(2)

número por unidade de volume das moléculas aumenta no estado gasoso, o número de moléculas por unidade de volume na solução também deve aumentar. Quando a pressão aumenta o número de moléculas por unidade de volume também deve aumentar. É importante notar, no entanto, que a lei de Henry não funciona para gases a altas pressões ou quando ocorre uma reacção química, ou quando a interacção solvente-soluto é significativamente diferente da interacção soluto-soluto ou solvente-solvente.

Exemplo 2

A solubilidade do gás oxigénio a 0 C e 101325 Pa é 48.9

mL por litro. Calcule a molaridade do oxigénio numa solução saturada de água quando o oxigénio está sob a sua pressão normal no ar de 0.2095 atm.

Figura 1.2 Mostra o efeito da pressão na solubilidade dos gases. A intensidade da cor indica a concentração do gás. Solução

O problema é resolvido por primeiro determinar a molaridade da solução saturada a uma dada temperatura e pressão: M 10 x 2.18 L 1 O 4 . 22 O mol 1 x L 0.0489 Molaridade 2 -3 2  

De acordo com a lei de Henry

M 10 x 4.57 10 x 2.18 x atm 1 M 0.2095 C atm 0.2095 C atm 1 M 10 x 2.18 P C k kP C 4 3 3 -gas gas   _      Exercício 2

Qual é o equilíbrio de concentração (mg O2 por L) de gás oxigénio em água fresca a 25 C quando exposto ao ar a uma pressão de 1 atm? A constante da lei de Henry para o oxigénio em água a 25 C é 3.0 x 107 _atm.

 Demonstração visual: Forças de coesão

1.3.3 Líquido em soluções líquidas

É mais provável dois líquidos formarem uma solução se, por exemplo, para as espécies A e B as interacções A-A, B-B e A-B forem similares. As forças intermoleculares nos dois líquidos têm de ser semelhantes. As forças intermoleculares a actuarem no hexano são, principalmente, forças de dispersão (forças fracas devido aos dipolos temporários), o mesmo acontecendo no heptano. Assim, as forças intermoleculares que existiriam entre hexano e heptano são também forças de dispersão. Esses líquidos devem ser miscíveis. Por outro lado, se as forças intermoleculares são maiores num dos líquidos, por exemplo, hexano em água, os líquidos não formarão solução. Água forma fortes pontes de hidrogénio com outras moléculas de água. A água tenderá a ser miscível com líquidos que formam pontes de hidrogénio. Por exemplo, etanol e água são completamente miscíveis.

1.3.1 Considerações de energia − Miscível ou não miscível?

Quando dois líquidos se misturam, há um aumento de entropia da mesma forma como o há no caso dos gases quando se misturam. Assim, a entropia das misturas é sempre

Emissão de gás pelas indústrias e carros como o dióxido de enxofre ou nitrogénio dissolve em água para formar chuvas ácidas, com efeitos adversos para o meio ambiente.

SO2 NO2 NO2+ H2O  HNO3 SO2+ H2O  H2SO4 CHUVA ÁCIDA 22

positiva. Há energia livre de mistura por isso para os dois líquidos pode ser escrita da seguinte forma:

ΔGmix = ΔHmix - TΔSmix (1.2)

O ΔG negativo favorece a mistura dos dois líquidos. Para uma solução ideal a mudança de entalpia é zero e, por isso, a mistura é somente devido à entropia positiva. No entanto, a mistura de certas soluções pode ser endotérmica ou exotérmica. Quando a mistura é exotérmica, irá interagir sinergeticamente com a entropia de mistura para dar um ΔG mais negativo. No caso em que a mistura é endotérmica a magnitude de ΔH torna-se importante para determinar ΔG. Se a magnitude de ΔHmix é pequena, isto é, ΔHmix < TΔSmix então o termo ΔHmix - TΔSmix ainda é negativo, mas se ΔHmix >> TΔSmix , o termo ΔHmix - TΔSmix se tornar positivo os líquidos não se misturarão.

1.3.4 Soluções de sólidos em líquidos

Os sistemas de sólidos em líquidos são dos mais frequentes encontrados em soluções químicas. Paraintroduzir o soluto sólido na solução, é requerida energia para ultrapassar

as fortes forças intermoleculares existentes nos sólidos. Como é que podem essas forças ser ultrapassadas? Considere uma solução de critais de NaCl. Tal como mostra a Figura 1.3.

Em solução, as moléculas de água tendem a orientar-se elas próprias no sentido de o polo positivo do dipolo ir aos iões cloretos (Cl−) enquanto o negativo orienta-se para os iões de sódio. Os iões nas extremidades são mais fracamente ligados e muito mais facilmente se separam do cristal. Assim, o cristal é ‘chipped’. Isto continua com os iões entrando na solução pelas extermidades. Uma vez livres os iões são envoltos pelas moléculas da água. Podemos explicar a dissolução de substâncias não polares em solventes não polares da mesma forma. Neste caso as forças de atracção envolvidas são de dispersão.

 Simulação: Soluções de sal 1.4 Termodinâmica das misturas

Nos tópicos relacionados com a teoria cinética molecular e gases falamos de uma propriedade conhecida por pressão parcial, usada para descrever a contribuição da pressão total de cada gás. Assim, a pressão parcial para gases descreve a contribuição de um componente para a pressão total. Para que possamos discutir as propriedades

Cl− Cl− Na+ Cl− Na+ Cl− Na+Na+ Cl− Cl− Cl− Na+ Cl− H H O Na+Na + H H O Cl−Cl− Cl− H H O Na+ H H O H H O H O H Figure 1.3 Ilustração do processo de solução, dissolução de NaCl. Cl H − H O H O H 23

termodinâmicas das misturas, precisamos de introduzir uma propriedade similar a pressão parcial nos gases chamada quantidade molar parcial. A quantidade molar parcial depende de um componente particular na mistura. O exemplo comum para ilustrar o conceito de quantidade molar parcial é o volume molar parcial. O volume molar parcial de uma substância A numa mistura é a mudança de volume quando 1 mole de A é adicionada a um grande excesso de mistura. O volume molar parcial da substância A numa certa composição é definido como

B n P, T, A A n V V _         (1.3)

onde VA é volume molar parcial, nA é o número de moles da substância A a uma temperatura constante, pressão e uma constante quantidade da substância B. Suponha que uma quantidade pequena da substância A, dnA e dnB de B são adicionadas a mistura, a mudança de volume na mistura é dada por

(1.5) (1.4) B B A A B T,P,n B A T,P,n A dn V dn V dn n V dn n V dV B A                    

A expressão torna-se V = nAVA + nBVB quando o volume molar parcial das duas

substâncias a uma composição particular é conhecida.

Este conceito pode ser estendido a dimensões termodinâmicas, tais como energia de Gibbs. A energia de Gibbs molar parcial é também conhecida como potencial químico, é designada pelo simbolo _i. O potencial químico é a medida sobre quanta energia livre varia (dGi) na adição ou remoção de dni moles da substância ‘i’ mantendo T, P e a quantidade de qualquer outra substância constante (nJ)

J n P T i i n G , ,           (1.6)

O potencial químico de uma substância pura mostra quanta energia de Gibbs do sistema varia com a adição de outra substância.

Para substâncias puras a energia de Gibbs é dada por

T P m n nG G , ) (         

Pode ser visto que a energia livre está relacionada com a pressão através da equação          _ P P nRT G G ln (1.7)

A partir da qual o potencial químico é:

          P P nRT ln   (1.8)

O potencial químico por isso mostra uma variação de G quando a quantidade de substância muda.

1.5 Potencial químico de uma mistura gasosa

O potencial químico de um gás puro é dado pela equação (1.8)

Onde R é a constante universal dos gases, T é a temperatura absoluta em Kelvin e P é a pressão do gás:            P P RT A ln   (1.9)

Se uma outra substância for adicionada a substância pura A, o potencial químico tornar-se:            P P RT A A ln   (1.10)

onde PA é a pressão parcial na mistura constituída por A e B. O potencial químico do

componente B pode ser escrito da mesma forma. 1.6 Energia de Gibbs de mistura/combinação

Para os dois componentes do sistema descrito antes (Equação 1.5) a energia livre de Gibbs total é dada por:

G = nAA + nBB (1.11)

Agora, considere dois gases puros que são postos em dois recipientes separados com nA e

nB moles respectivamente.

Antes da mistura os gases têm o seu potencial químico. A energia de Gibbs total é dada pela soma dos potenciais químicos.

(1.12)

(1.12)

Depois da barreira ser retirada os gases misturam-se de tal forma que a pressão total é a soma das suas pressões parciais P = PA + PB. A energia de

Gibbs é dada por Os dois gases mistura – se quando a barreira é removida B A                                     P P RT n P P RT n Ginitial A A ln B B ln 25 Figure 1.4 ilutsrando a

                                P P RT n P P RT n G B B B A A A Final  ln  ln (1.13)

A variação da energia livre de Gibbs na mistura é a diferença entre a energia livre inicial, Ginicial, e a final Gfinal i.e.

                 P P RT n P P RT n G B B A A mix ln ln (1.14)

Também pode ser escrita como fracções molares

B B A A mixG x RTlnx x lnx ∆   (1.15)

Uma vez que ni = xin and Pi/P = xi.

1.7 E sobre a entropia das misturas?

A entropia da mistura é derivada da expressão termodinâmica, − S = (G/T)P,n. segue então da equação (1.15) que a entropia da mistura é dada pela expressão:





Das discussões prévias de termodinâmica lembrar-se-á que a energia de Gibbs está relacionada com a entalpia através da expressão ΔG = ΔH – TΔS. Para mistura de dois gases podemos escrever ΔmixG = ΔmixH – TΔmixS,

Δ mix H= ΔmixG + TΔmixS. (1.17)

Se os gases em consideração são gases perfeitos então a temperatura constante ΔHmix = 0 a partir da equação (1.15) e (1.16). O significado deste resultado é que confirma as nossas expectativas de que não há interacção nas moléculas de um gás perfeito.

3.2 Potencial químico de mistura líquida A formação de uma solução líquido-líquido pode ser vista como envolvendo três passos principais. O ΔH ΔHR1R , expansão 2 expansão do soluto num processo endotermico 26 ΔHR3R , mistura de soluto num processo

primeiro passo envolve a introdução do soluto líquido no solvente. As moléculas de um dos líquidos tem que ser deslocadas para dar passagem as moléculas do outro líquido. As forças de atracção devem ser ultrapassadas durante este processo. Assim, este processo requer energia (endotérmico) e leva à um aumento do potencial de energia do sistema. O Segundo passo envolve expansão das moléculas do solvente para dar passagem ao soluto líquido. Energia é também requerida e também leva à um aumento energético do sistema. No passo final as moléculas têm de se misturar. As moléculas experimentam uma atracção mútua perdendo energia e diminuindo a energia do sistema. Das anteriores discussões o total de energia/energia bruta é o balanço quando os três passos são considerados. O diagrama mostrando as variações de energia é ilustrado na Figura 1.5.

Se a mudança de energia (input) no passo 1 e 2 é igual a mudança de energia (output) no passo 3, o calor da solução, ΔHsolução = 0. Isto representa a condição em que as forças intermoleculares tanto no soluto como no solvente são iguais. Um exemplo típico é o benzeno e tetracloreto de carbono. A solução formada da mistura de benzeno e tetracloreto de carbono aproxima-se a uma solução ideal.

1.8 Soluções ideais

Para considerar o potecial químico dos líquidos, primeiro consideraremos o equilíbrio que existe entre o líquido e a sua pressão de vapor. Fazemos uso do facto de no equilíbrio, o potencial químico da substância no líquido é igual ao potencial químico da substância no vapor. Consideremos o líquido puro A com potencial químico com pressão de vapor . O potencial químico para o líquido puro A pode ser escrito do seguinte modo: ) ( * _l A  * A P           P P RT l A A A * *_{( )  ln}  (1.18)

Se um outro soluto fosse introduzido no líquido, a pressão de vapor acima não seria aquela da substância pura , mas a pressão parcial P

*

A P

A. O potencial químico é assim dado

por:           P P RT l A A A( )  ln  (1.19) 27 A(g) A(g), B(g) A(l) A(l), B(l) Figura 1.6 O potencial químico da forma gasosa da substância A, A(g), é igual ao do líquido puro A, A).

Combinando as equações (1.18) e (1.19), obtemos a equação (1.20), sem os padrões do potencial químico do gás.         *_{( ) ln *} ) ( A A A A P P RT l l   (1.20) Lei de Rauolt

Lei de Rauolt diz que a pressão de vapor da solução Psoln é

igual ao produto da fracção molar do solvente xsolv e a sua

pressão de vaporP_Solv .

Mole Fraction of A

Pr

re

PA = xAPA (1.21)

Soluções que obedecem a essa lei de Rauolt a todas as composições dos componentes A e B são soluções ideiais. Por isso, para uma solução ideal onde  _

A A A P P x o potencial químico para o líquido se torna

A A A(l) (l) RTlnx * _   (1.22)

O que providencia uma definição alternativa para solução ideal.

 Exercício interactivo: pressão de vapor

Uma solução ideal é aquela em que as forças de atracção intermoleculares nos dois componentes (soluto e solvente) são muito semelhantes e também com as forças de atracção (solvente-soluto) na solução. As soluções ideiais são por isso aquelas em que as entalpias da solução são zero. Por outras palavras, elas ocorrem quando o soluto e o solvente são muito similares, por exemplo, benzeno e tolueno; hexano e heptano; pentanol e hexanol. Se as forças de atracção se diferem nos dois componentes da solução, a solução é dita como desviando da lei de Raoult. As soluções reais cumprem uma lei diferente conhecida por lei de Henry. William Henry verificou que a pressão de vapor de uma solução diluída é proporcional a fracção molar, xB.

PB = xBKB (1.23)

A constante de proporcionalidade KB contém unidades de pressão e é única para cada

gás. A lei de constante de Henry depende da temperatura e da combinação solvente/soluto. e s s u Fracção molar de A, xA Pressão total Presão parcial B Pressão parcial A * A P Lei de Rauolt Figura 1.7 Diagrama ilustrando a variação da pressão de vapor e a pressão de vapor parcial de uma mistura binária.

Lei de Henry

1.9 Propriedades coligativas

Propriedades coligativas são aquelas apenas dependentes da quantidade de soluto presente. As partículas na solução podem ser moléculas ou iões. As propriedades coligativas incluem pressão de vapor, ponto de ebulição, ponto de fusão e pressão de osmose. Na secção seguinte examinaremos os efeitos dos solutos em líquidos no concernente às propriedades já mencionadas.

Pressão de vapor das soluções

A pressão de vapor de um líquido depende da tendência de escape das moléculas do solvente da fase líquida. Isto é uma medição directa da tendência de escape das moléculas do líquido para a fase de vapor. Um aumento da desordem tende a favorecer muitos processos incluindo a evaporação. Um aumento da desordem à entrada da fase gasosa é reduzido quando o solvente é diluído com o soluto. A incorporação de um soluto não volátil reduz a tendência de escape das moléculas do solvente. A pressão de vapor das soluções reduz assim que as concentrações do soluto aumentam e assim acontece também com a do solvente. O número de moléculas do solvente na superfície é reduzido e assim menos moléculas deixam o líquido. Adicionalmente, as forças intermoleculares na solução são geralmente mais fortes que das substâncias puras. O modelo molecular do abaixamento da pressão de vapor é ilustrado na Figura 1.8.

(a) (b)

Figura 1.8 (a) equilíbrio líquido-vapor

com relativamente alto grau de

vaporização (b) algumas moléculas de solvente foram substituídas por

moléculas de soluto. A velocidade a que as moléculas se escapam é baixa. Baixa velocidade,alto grau devaporização.

1.9.1 Elevação de ponto de ebulição e diminuição do ponto de congelamento

Tanto o ponto de fusão como o ponto de ebulição são propriedades coligativas. A adição de um soluto não volátil aumenta o ponto de ebulição do líquido. Para soluções diluídas o ponto de ebulição é directamente proporcional a concentração molal do soluto.

ΔTb = Kbm (1.24)

onde Kb é a constante do ponto de ebulição molal em unidades de Cm−1. A concentração

molal é a concentração de uma mole por peso, solução 1 molal contem 1 mole de soluto por kg de solvente.

Por outro lado, o ponto de congelamento reduz devido à presença de soluto não volátil. O ponto de congelamento refere-se a temperatura na qual ambos líquidos e sólidos existem simultaneamente. O equilíbrio heterogénio existe entre o solvente sólido puro e a solução, na qual xB fracção de moles do soluto está presente. O ponto de congelamento está

relacionado com a concentração molar do soluto na expressão

ΔTf = Kfm (1.25)

onde Kf é a constante de diminuição do ponto de congelamento em unidades de Cm−1.

 EXERCÍCIO INTERACTIVO: PROPRIEDADES COLIGATIVAS 1.9.2 Osmose

Osmose é o movimento de material através de uma membrana semipermeável, na qual os poros permitem a passagem de moléculas de solvente, mas são muito pequenos para as moléculas do soluto. Este processo é particularmente importante nos seres vivos, onde várias misturas de soluções são separadas por membranas. Muitas células animais e vegetais são feitas de membranas semi-permeáveis. A Figura 1.9 ilustra este processo. Considere uma célula consistindo em dois compartimentos separados por membranas semipermeáveis, uma das quais contendo uma solução diluída e a outra água pura. Os líquidos nos dois compartimentos são postos de tal forma que estejam ao mesmo nível. Depois de um certo tempo, o líquido do compartimento a esquerda sobe enquanto o nível do lado direito diminui.

Membrana semipermeável

Moléculas de soluto

P P + ∏

As moléculas de água da direita migram para a esquerda, enquanto o soluto é retido no mesmo lado. A certo ponto, o movimento do solvente pára devido à uma pressão oposta conhecida por pressão osmótica, . Moléculas do solvente M cRT   Figura 1.9 Diagrama mostrando a migração de moléculas de água da direita para a esquerda. As moléculas grandes do soluto mantém-se no lado esquerdo.

onde c é a concentração em g L−1, R é a constante do gás, T é a temperatura absoluta e M é a massa molar.

Exemplo 3

Albumina é um plasma de proteína humana com masa molar de 69 000 g mol─1_{. Qual} deveria ser a pressão osmótica da solução para esta proteína contendo 2.0 g por 100 mL a 25 C. Assuma que a experiência é levada usando solução de sal para solvente e a

membrana é solúvel ao sal.

Solução

Nós definimos pressão osmótica como a força que deve ser aplicada para prevenir exactamente o movimento osmótico e é dada pela equação:

M cRT   Substituímos a informação dada na equação:

atm x mol g K x mol atm L x L g 3 1 1 1 10 08 . 7 000 69 298 082 . 0 20        Exercício prático 3

Insulina controla o metabolismo da glucose. Uma solução de 2.0 g de insulina em 250.0 mL de água tem uma pressão osmótica de 26.1 torr a 30oC. Qual é o peso molecular da insulina?

(a) 7.5 x 103 (b) 5.8 x 103 (c) 3.4 x 103 (d) 4.2 x 103 (e) 6.8 x 103

Actividade de aprendizagem número 2 Título da actividade de aprendizagem: Colóides

Ao terminar esta unidade, o estudante deverá ser capaz de:  Descrever propriedades de sistemas coloidais;  Diferenciar tipos de sistemas coloidais;

 Explicar factores que afectam a estabilidade de sistemas coloidais;

 Descrever e explicar as propriedades coloidais tais como difusão, osmose, viscosidade e propriedades eléctricas de sistemas coloidais.

Sumário da actividade de aprendizagem

Esta actividade de aprendizagem é sobre colóides e suas propriedades. Por definição colóides são soluções com partículas com um certo intervalo de tamanho e exibem propriedades características. Um sistema coloidal é um sistema homogéneo constituído por uma fase dispersa de 50 a 2000 Ǻ numa fase contínua. Colóides são encontrados em muitos produtos naturais e sintéticos e têm as suas propriedades peculiares. Essas propriedades são relacionadas, em primeiro lugar, com tamanho das partículas e com a superfície.

Nesta unidade, introduz-se os sistemas coloidais, tipos de colóides e como tais sistemas coloidais são preparados. Uma vez que sistemas coloidais são em parte definidos com base no tamanho, é importante que o tamanho da fase dispersa seja mantido dentro dos intervalos. Assim, factores que afectam a estabilidade dos colóides serão também estudados. As propriedades únicas dos colóides, tais como propriedades eléctricas e de superfície, serão discutidas. Colóides são particularmente significantes do fenómeno de superfície, porque a sua relação área de superficie e volume é muito grande. Consequentemente, as suas propriedades são dominadas pelos eventos na sua superfície. Lista de leituras requeridas

COLÓIDES

INTERFACES, COLÓIDES E GEL Lista de links relevantes

EXPERIÊNCIAS NOS FENÓMENOS DE SUPERFÍCIE E COLÓIDES

http://www.funscience.com

COLÓIDES

http://ull.chemistry.uakron.edu/genobc/Chapter_07/

Lista de recursos de MULTIMEDIA relevantes

 Computador conectado a internet para permitir acesso aos materiais de aprendizagem livres e a aprendizagem interactiva através de email, vídeo conferência e uso de CD-ROMs;

 QuickTime Movie Player Software;  Shockwave Player Software;

 Macromedia Flash Player Software.

Descrição detalhada da actividade

O estudo dos colóides começa estabelecendo a natureza dos colóides e os diferentes tipos de sistemas coloidais existentes: liofilicos e liofobicos. O método básico usado para produzir sistemas coloidais será discutido, seguido dos factores que afectam a sua estabilidade. Você irá aprender como tais sistemas podem ser estabilizados para manter as características e propriedades coloidais. Propriedades associadas aos colóides, tais como movimento Browniano, difusão, pressão osmótica e viscosidade, serão estudadas. O efeito de adsorção de espécies carregadas nas partículas da superfície de colóides será abordado.

Avaliação formativa

 Assim que for avançando nesta actividade de aprendizagem, encontrará problemas para testar a sua compreensão conceitual da matéria;

 Perguntas rápidas serão providenciadas para testar a sua compreensão;

 Experiências práticas serão dadas para avaliar a sua compreensão sobre a relação teoria-prática;

 Experiências/exercícios de simulação serão dados para testar a sua compreensão de certos conceitos.

Actividades de aprendizagem

Os colóides são uma classe da matéria encontrada numa vasta lista de produtos desde cosméticos, alimentos, tintas e farmacêuticos. As substâncias incluem sólidos, líquidos emulsificantes, barro/argila, gels e proteínas. O sistema coloidal é constituido por pequenas partículas dispersas numa fase contínua. Embora colóides sejam agregados de átomos ou moléculas, as partículas coloidais não são ordinariamente vistas por microscópio óptico.

Deve, no entanto, notar-se que o limite do tamanho é, de certa forma, arbitrário e certos sistemas podem conter partículas fora do intervalo de tamanho. A extensiva interface criada entre as partículas e a fase dispersa é uma característica predominante de sistemas coloidais. A área de superfície é muito maior que um volume igual de partículas. Por exemplo, o colóide platina é um efectivo catalisador o que é conseguido pela absorção de

reagentes na sua superfície. A cor de um sistema coloidal é afectada pela relação do tamanho das partículas. Por exemplo, ouro dá uma cor vermelha na forma colóide mas torna-se azul a medida que o tamanho aumenta. Trisulfetos de antimónio e de arsénio também exibem mudanças de cores associadas com o tamanho das partículas do sistema coloidal. As distinções e definições básicas nesta Unidade são indicadas abaixo.

o Dispersão é um sistema no qual a fase dispersa está distribuída na fase contínua.

o Dispersões podem ser moleculares, coloidais ou irregulares. A classificação de uma dispersão particular num subtipo particular é com base no tamanho das partículas da fase dispersa. Dispersões moleculares são homogéneas, enquanto dispersões coloidais e irregulares são heterogéneas.

o Uma dispersão irregular pode ser tanto uma suspensão (na qual a fase dispersa é sólida) ou uma emulsão (na qual a fase dispersa é líquida).

o As propriedades de um sistema disperso dependem do ‘peso’ das propriedades da superfície dos componentes do sistema.

2.1 Natureza de sistemas coloidais

Não é fácil dar uma definição precisa de sistemas coloidais. Uma definição que é frequentemente usada é a de que é um sistema constituído por duas fases, uma das quais consistindo em pequenas partículas (fase dispersa) que estão dispersas uniformemente na segunda fase (fase contínua).

Se consideramos a nossa vida no dia a dia podemos identificar muitos sistemas que encaixam na descrição acima. Muitas tintas e produtos colantes mudaram de uma base de solvente hidrocarboneto para emulsões. A cozinha está também cheia de sistemas de emulsões – mayonnaise e creme são alguns exemplos. Mais especificamente, um sistema coloidal é definido na base de um sistema de partículas da fase dispersa.Tendo dito isto, uma dispersão pode ser classificada como molecular, coloidal ou irregular dependendo do tamanho das partículas como mostra a tabela 1 abaixo.

Tabela 1 Tamanho molecular e tipo de sistema de dispersão

Tipo Tamanho das partículas dispersas Tipo de sistema Dispersão molecular < 50 Å Sistema homogéneo Dispersão coloidal < 50-2000 Å Siatema heterogéneo Dispersão irregular > 2000 Å Siatema heterogéneo

Uma mistura de areia e água pode ser agitada para dar um sistema no qual as partículas de areia são dispersas na água. Para formar uma dispersão as partículas têm que ser de

tamanho maior que 1000 nm. Sistemas coloidais podem ser classificados pela natureza das fases dispersa e contínua.

Tabela 2 Classificação e exemplos de tipos de sistemas coloidais.

Tipos Fase Dispersa

Fase

Contínua Exemplos

Aerosol Líquido Gás Insecticidas sprays, desodorizantes, etc Espuma Gás Líquido Espuma de sabão, creme batido Emulsão Líquido Líquido Creme, mayonnaise, tintas Colóide Sólido Líquido Amido em água

Sólido Sólido Sólido ligas, pérolas

Fumo Sólido Gás Poeira, nevoeiro

As partículas do sistema coloidal exibem um movimento ao acaso semelhante ao movimento errático das moléculas, descrito quando tratámos a teoria cinética molecular dos gases. O movimento errático das partículas coloidais é chamado de movimento browniano em homenagem ao botânico escocês Robert Brown.

2.2 Classificação dos colóides

Os colóides podem convenientemente ser classificados por liofilicos, liofobicos ou associação de colóides com base na interacção das partículas na fase dispersa e das moléculas da fase de dispersão.

2.2.1 Colóides liofilicos

Colóides liofilicos são colóides nos quais há uma forte interacção entre as partículas coloidais e o meio de dispersão. Existe uma forte atracção entre as partículas e o meio de dispersão que resulta num sistema termodinâmico estável. Muitas das propriedades desta classe são devidas a atracção entre as partículas e a fase dispersa levando a solvatação (anexação de moléculas do solvente às moléculas da fase dispersa).

Colóides hidrofolicos são os que a água é o meio de dispersão. A atracção das partículas dispersas e as moléculas de água levam a hidratação das partículas, moléculas ou iões. Exemplos de colóides liofilicos incluem a gelatina, acácia, insulina, e albumina, estas produzem colóides liofilicos num meio de dispersão aquoso. Poliestireno e borracha podem ser dispersos em meios não aquosos (solventes orgânicos).

2.2.3 Colóides liofobicos

As partículas num sistema liofobico têm ‘ grande aversão’ a meios de dispersão. Existe pouca atracção entre as partículas numa fase dispersa e a fase de dispersão. Tipicamente, colóides liofobicos são constituidos por substâncias inorgânicas dispersas em meio aquoso, água. Exemplos incluem prata, ouro, cloreto de prata e sulfeno de arsénio. Os métodos usados para preparar colóides liofobicos são diferentes dos usados para colóides liofilicos. Dois métodos podem envolver tanto a dispersão de partículas na fase contínua ou a agregação de partículas para um tamanho coloidal.

(a) Métodos de dispersão

Os métodos de dispersão podem envolver o uso em excesso de alta geração de sónicos ou de 20, 000 ciclos por segundo ou a produção de uma arca eléctrica dentro do líquido. No método da arca eléctrica, o metal de um eléctrodo é descarregado como vapor na fase contínua. O terceiro método envolve trituração e moagem do material a ser disperso usando um moinho coloidal. O moinho coloidal consiste essencilamente em um disco de alta rotação, separado de um disco estacionário de cerca de 25 m. As partículas no colóide podem ser reduzidas a 1 m ou menos. Geralmente, um agente estabilizante tem que ser adicionado para evitar a aglomeração das partículas coloidais.

(b) Método de condensação

Este método envolve partículas de tamanho coloidal de uma dispersão molecular. Soluções muito concentradas ou muito diluídas são usadas com condições cuidadosamente controladas para evitar o crescimento de grandes partículas. Uma alternativa ao método de precipitação, o colóide de hidróxido férrico, pode ser formado a partir da ebulição de uma solução de cloreto férrico para produzir hidróxido de ferro (III). Moléculas do preparado fresco do hidróxido algomeram-se então para formar partículas de tamanho coloidal.

3FeCl3  2Fe(OH)3 + 6HCl

O colóide é estabilizado pelas partículas absorvendo iões Fe3+ iões da solução. 2.2.4 Associação de colóides

As moléculas de sabão podem ser agrupadas para formar agregados chamados micelos. Essas moléculas têm tanto componentes polares como hidrofóbicos. Tais moléculas são conhecidas por superficies activas, surfactantes ou anfifilos. Os andifilos podem ser predominantemente hidrofílicos (gostando de água) ou hidrofóbicos (não gostando de água).

Formação de Micelo

Os materiais de superfícies activas exibem propriedades não usuais. Em soluções diluídas, substâncias de superfície altamente activas comportam-se como solutos normais. A uma concentração bem definida as suas propriedades físicas (p.e. pressão de osmose, turbidade, condução eléctrica superfície de tensão) mudam abruptamente. A mudança abrupta nas propriedades físicas é explicada pela via de formação de agregados conhecidos por micelos. Micelos são moléculas agrupadas de tamanho de colóide, nas quais a cauda hidrofóbica congrega no interior um componente hidrofílico que reside do lado de fora virado para a água, como ilustra o diagrama. A concentração, na qual a formação de micelo se torna apreciável, é conhecida por concentração de micelo critical (cmc). Os micelos que se formam são do tamanho de partículas coloidais e por isso o termo associação de colóides.

2.3 Que factores promovem a formação de micelos?

 A atracção intermolecular entre cadeias de hidrocarbonetos no interior representa energeticamente a posição mais favorável.

 Os micelos permitem uma ligação água-água forte (pontes de hidrogénio) que de outro modo não aconteceria se a solução fosse como uma única molécula.

Alguns factores contra a formação de estruturas de micelo

 Aumento da parte hidrofóbica das moléculas surfactantes no meio aquoso, cmc de surfactantes iónicos é dividido aproximadamente pelo meio pela adição de cada grupo ‘CH2’. Para não iónicos a diminuição é em 10 por cada ‘CH2’.

 Baixamento da temperatura. A micelização é endotérmica e a sua entropia (ΔH = ΔG + TΔS).

 Adição de sais simples. A respulsão entre os grupos carregados é reduzida. 2.4 Estabilidade de colóides

A estabilidade dos colóides é importante em muitas indústrias, tais como alimentícias e de bebidas, farmacêuticas, tintas e pigmentos. A questão de estabilidade quando aplicada ao colóide é se o sistema poderá resistir a floculação ou agregação depois de um considerado período de tempo. A estabilidade irá, geralmente, depender do balanço das

Cauda hidrofóbica

Terminal hidrofílica

Micelo

Figura 2.1 Diagrama ilustrando a

estrutura dos micelos

forças de atracção e de repulsão entre as partículas, quando elas se aproximam umas das outras. A repulsão mútua das partículas leva a uma estável dispersão. Onde as partículas têm pouca ou nenhuma repulsão o sistema coloidal eventualmente quebrar-se-á, isto é, floculação, agregação e coagulação das partículas terá lugar.

O mecanismo envolvido na quebra de uma dispersão coloidal envolve inicialmente partículas aderindo-se entre elas, formando agregados (flocos) que crescem com sucessivas adições. Uma contínua agregação de partículas leva a coagulação. A separação do meio ocorre de dois modos, dependendo das diferenças de densidade entre dispersas e meio de dispersão. Quando os agregados são densos, o meio de dispersão do sistema separa-se por sedimentação, enquanto a formação de creme ocorre quando o meio de dispersão é menos denso. Frequentemente, os termos floculação e coagulação são usados da mesma forma. No entanto, há algumas diferenças entre os dois termos; coagulação não é reversível, enquanto floculação (defloculação) é.

A estabilidade de um sistema coloidal é, essencialmente, relacionado com o tamanho da partícula de colóide que não muda durante o tempo. A quebra de um sistema coloidal envolve, essencialmente, processos que levam a formação de partículas maiores. O diagrama abaixo ajuda a ilustrar o conceito básico.

Fase de separação Sistema coloidal

estável

Floculação Coagulação Sedimentação

Figura 2.2 Ilustração do processo que leva a quebra do sistema coloidal.

2.5 Propriedades de colóides

Os colóides exibem diferentes propriedades que são primariamente ligadas a grande área de superficie das partículas dispersas. Essas propriedades podem ser de forma geral classificadas em cinéticas e eléctricas. A primeira inclui o movimento Browniano, difusão, osmose e viscosidade.

(a) Movimento Browniano

Partículas coloidais exibem um movimento errático ao acaso. O movimento tem sido ligado ao bombardeamento de partículas por moléculas do meio de dispersão. O movimento é afectado pelo tamanho e também pela viscosidade do meio. Partículas menores têm um elevado