Autoria: Debora Pires

Mistura é a reunião de duas ou mais substâncias que não reagem entre si. As misturas são classificadas em Heterogêneas (apresentam mais de uma fase) e Homogêneas (apresentam uma única fase).

Em geral as misturas não tem propriedades físicas próprias, em lugar disso, as propriedades das misturas são propriedades das substâncias que a compõem.

Para se desdobrar uma mistura em seus componentes, é necessário que se tenha um conhecimento prévio dos mesmos, para que se possa utilizar o processo mais adequado, já que os processos dependem das propriedades físicas das substâncias que formam a mistura.

Em uma separação, podemos usar os seguintes processos:

Para Misturas Heterogêneas

Processo Utilizado / Tipo Mistura
Sólido + Líquido
Líquido + Líquido
Sólido + Sólido

Decantação e Sifonação
Sim
Não
Não

Filtração Simples
Sim
Não
Não

Filtração a Pressão Reduzida
Sim
Não
Não

Centrifugação
Sim
Não
Não

Decantação (por Funil)
Não
Sim
Não

Dissolução Fracionada
Não
Não
Sim

Para Misturas Homogêneas

Processo Utilizado / Tipo Mistura
Sólido + Líquido
Líquido + Líquido

Destilação Simples e à Pressão Reduzida
Sim
Não

Destilação Fracionada
Não
Sim

Comentaremos, resumidamente, quatro dos principais processos acima citados:

Decantação e Sifonação: Baseia-se nas propriedades físicas de sólido-líquido (para decantação e sifonação) e líquido-líquido (para o funil de decantação), mas nem sempre é um dos métodos mais eficientes, porque na maioria das vezes não se consegue obter uma separação completa das substâncias ao utilizar o método de sifonação (se for sólido-líquido), porque durante o mesmo pode ocorrer de vir algumas partículas sólidas junto com o líquido. Uma maior eficiência deste processo é observada quando utilizado em mistura de líquido-líquido, usando para isto o funil de decantação.

Filtração Simples e à Pressão Reduzida (Vácuo): Neste processo podemos separar misturas heterogêneas de sólido-líquido. O líquido que passa pelo filtro é denominado como filtrado ou resultante e o sólido que fica retido no filtro é denominado como resíduo. A maior finalidade da filtração à pressão reduzida (vácuo) é acelerar o processo de filtração de uma solução pela diminuição da pressão.

Decantação (Funil): Neste processo deve ser usado apenas misturas heterogêneas de líquido-líquido, pois, este processo se baseia em diferenças de densidade e solubilidade. Durante o escoamento do líquido do funil de decantação a torneira deve ser controlada com a mão esquerda para que se possa controlar o fluxo do escoamento com maior facilidade e, é válido lembrar também que a solução deve ser escoada até a interface que separa o líquido mais denso do menos denso, chegue próximo a torneira.

Destilação Simples e à Pressão Reduzida (Vácuo): Nos dois tipos de destilações (pressão normal e reduzida) podem ser separadas misturas homogêneas de sólido-líquido. Deve-se montar o esquema de aparelhagem de destilação (em laboratório) com muito cuidado, observando-se que a entrada de água deve ser feita pela parte inferior do condensador para que ela circule ocupando todo o espaço, porque se ocorrer um erro na montagem e a entrada de água for colocada na parte superior, ela “descerá” pelo condensador sem circular e completar o volume do mesmo, logo, será impossível haver a condensação pelo resfriamento dos gases.

Autoria: Edmundo Ferreira de Oliveira

Para se obter um bom rendimento em processos industriais, os químicos freqüentemente alteram o equilíbrio químico em vários fatores ao mesmo tempo. A síntese da amônia pelo método Haber é um bom exemplo.

Considere que o equilibro abaixo apresenta baixo rendimento e velocidade quase nula, a 25oC e 1 atm:

N2(g) + 3 H2(g) ↔ 2 NH3(g) ∆H = – 92 kJ

Para aumentar a quantidade de NH3 no menor tempo possível (lembre-se que os processos industriais precisam e bons rendimentos e baixos custos), Haber pensou em dois fatores: pressão e catalisador.

Um aumento da pressão deslocaria o equilíbrio para a direita, no sentido de menor volume. E, o catalisador faria com que o equilíbrio fosse alcançado no menor tempo possível.

Mais tudo isso ainda não era suficiente. Como proceder para aumentar a velocidade do processo?

A melhor alternativa seria aumentar a temperatura, mas nesse ponto havia um problema sério: como a reação direta é exotérmica, um aumento da temperatura aumentaria a velocidade do processo, mas deslocaria o equilíbrio para a esquerda e isso não era conveniente.

Analisando a tabela abaixo, note que:

Quanto maior a temperatura, menor o rendimento; quanto maior a pressão, maior o rendimento.

Os efeitos da temperatura e da pressão na produção de amônia pelo método Haber (% NH3 no equilíbrio)

oC
K
10 atm
50 atm
100 atm
300 atm
1000 atm

200
0,4
51
74
82
90
98

300
4.10-3
15
39
52
71
93

400
2.10-4
4
15
25
47
80

500
2.10-5
1
6
11
26
57

600
3.10-6
0,5
2
5
14
31

Como conciliar, então, esses dois fatores antagônicos?

É neste ponto que se destaca o mérito de Haber, pois, através de seu método, ele descobriu condições economicamente aceitáveis para produzir amônia e conciliar esses dois fatores: pressão de 200 a 600 atm, 450oC e catalisadores (uma mistura de Fe, K2O e Al2O3).

Atingindo um rendimento de aproximadamente 50%, seu método permitia ainda que as sobras de N2 e H2 fossem recicladas para produzir mais amônia.

O processo Haber é mais um exemplo do impacto que a Química pode provocar na sociedade.

Em 1914, no início da Primeira Guerra Mundial, a Alemanha era dependente dos depósitos de nitrato de sódio que existiam no Chile, usados na fabricação de explosivos.

Durante a guerra, navios da marinha adversária bloquearam os portos da América do Sul e a Alemanha passou a utilizar exaustivamente o processo Haber pra produzir amônia e seus derivados usados em explosivos. Muitos analistas afirmam que a guerra teria durado menos tempo se a Alemanha não conhecesse o processo desenvolvido por Haber, um convicto patriota, que também pesquisou o uso do gás cloro como arma química de guerra. Devido a esse envolvimento com os esforços de guerra, seu prêmio Nobel de Química foi muito criticado. Interessante – e irônico – também é o fato de que Haber foi expulso da Alemanha, em 1933, por ser judeu. Certamente ele não viveu o suficiente para ver seu método contribuir na produção de alimentos para bilhões de pessoas e todas as raças.

Texto extraído do livro “Química: Realidade e contexto”, Antônio Lembo

Autoria: André Zanetti

A solubilidade de uma substância é uma propriedade física muito importante, na qual se baseiam certos métodos de separação de misturas, de extração de produtos naturais e de recristalização de substâncias.

Também é uma propriedade muito empregada nas industrias de tintas, perfumes, sabões e detergentes, açúcares e plásticos. A solubilidade depende da natureza do soluto, do solvente e da temperatura.

Para prever o comportamento de certos solutos em relação a certos solventes (à temperatura constante) é necessário se analisar as suas estruturas moleculares, ou melhor, o tipo de interação que há entre soluto e solvente.

De acordo com as Regras de Solubilidade, uma substância polar tende a dissolver em um solvente polar, e uma substância apolar também num solvente apolar. Ou seja, semelhante dissolve semelhante. Por esse motivo as substâncias orgânicas em geral, só se dissolvem em líquidos também orgânicos, como, por exemplo, álcool, éter, benzeno, gasolina, etc. Esses líquidos recebem o nome de solventes orgânicos.

Outra consideração que devemos fazer é a seguinte: quando a temperatura de uma solução diminui ou quando o solvente evapora, o soluto tende a cristalizar, purificando-se, mas, devemos notar que:

A cristalização de uma substância iônica é mais fácil, pois, os íons se atraem eletricamente;

Pelo contrário a cristalização de uma substância molecular é mais difícil, pois a atração entre as moléculas é muito menor. A cristalização das substâncias orgânicas é em geral difícil e demorada. Existem certos compostos orgânicos como a parafina, que não se cristalizam. Os compostos orgânicos cristalinos surgem entre os compostos orgânicos bastante polares (caso dos açucares) ou entre os compostos orgânicos iônicos (como exemplo, os sais orgânicos).

Após muitos anos de estudos, chegou-se a conclusão que é conveniente distribuir os compostos orgânicos em sete grupos de solubilidade, com base em:

Sua solubilidade em relação à água, éter, solução aquosa de hidróxido de sódio a 5%, ácido clorídrico a 5%, ácido concentrado frio.

Nos elementos que eles contém além do carbono e hidrogênio.

Os grupos resultantes desta classificação são:

Grupo I: Compostos solúveis tanto em éter quanto em água.

Grupo II: Compostos solúveis em água, mas insolúveis em éter.

Grupo III: Compostos insolúveis em água, mas solúveis em hidróxido de sódio diluído. Este grupo ainda foi dividido em:

Grupo III-A: compostos solúveis em hidróxido de sódio diluído e solúveis em bicarbonato de sódio diluído.

Grupo III-B: compostos solúveis em hidróxido de sódio diluído e insolúveis em bicarbonato de sódio, diluído.

Grupo IV: Compostos insolúveis em água, mas solúveis em ácido clorídrico diluído.

Grupo V: Hidrocarbonetos e compostos contendo C, H e O que não sejam aqueles dos Grupos I a IV e sejam solúveis em ácido sulfúrico concentrado (“compostos indiferentes”).

Grupo VI: Todos os compostos que não contenham N ou S e que sejam insolúveis em ácido sulfúrico concentrado.

Grupo VII: Compostos que contenham N ou S que não sejam aqueles dos Grupos I a IV. Muitos dos compostos deste grupo são solúveis em ácido sulfúrico concentrado.

Autoria: Romeu Mattos Leite

Quando misturamos duas substâncias, pode resultar em uma mistura homogênea (solução) ou em uma mistura heterogênea. Exemplos de mistura homogêneas é a água e o sal, enquanto que exemplo de mistura heterogênea pode ser água e areia. Dizemos que a água se dissolveu, enquanto que a areia não se dissolveu na água.

Soluções

Chamamos simplesmente de Soluções, as também conhecidas: soluções verdadeiras. Soluções são misturas homogêneas de duas ou mais substâncias. Nas soluções o disperso recebe o nome de soluto e o dispersante o nome de solvente.

As soluções são muito importantes, exemplo: o ar que respiramos (mistura de gases), água do mar (vários sais), bebidas, remédios, sangue, urina.

Classificação Geral das Soluções

De acordo com o estado de agregação da solução:

Soluções Sólidas: liga metalúrgica, cobre, níquel, etc.

Soluções Líquidas: café com leite, água do mar, xaropes medicinais, etc.

Soluções Gasosas: o ar atmosférico, etc.

De acordo com a proporção entre o soluto e solvente:

Soluções Diluídas: contém pouco soluto em relação ao solvente (por exemplo: 10g de sal comum por litro de água).

Soluções Concentradas: contém muito soluto em relação ao solvente (por exemplo: 330g de sal comum por litro de água).

Classificação de acordo com a natureza do soluto:

Soluções Moleculares: quando as partículas dispersas são moléculas, por exemplo, moléculas de açúcar (C12H22O11) em água.

Soluções Iônicas: quando as partículas dispersas são íons, por exemplo, os íons do sal de cozinha (Na+ e Cl-) em água.

Dispersões

Dispersões são sistemas nos quais uma substância está disseminada, sob forma de pequenas partículas, numa segunda substância. A primeira substância chama-se disperso ou fase dispersa e a segunda substância chama-se dispersante ou fase de dispersão.

Classificação Geral das Dispersões

É feita de acordo com o tamanho médio das partículas dispersas. Veja tabela abaixo.

Nome da Dispersão
Tamanho Médio das Partículas Dispersas

Soluções Verdadeiras (comum)
entre 0 e 1nm (nanômetro)

Soluções Coloidais
entre 1 e 100 nm (nanômetro)

Suspensões
acima de 100 nm (nanômetro)

Na tabela acima observa-se que as partículas dispersas de soluções coloidais são maiores que as da solução, mas menores que as de suspensão. Exemplos de soluções coloidais são o leite (pois consiste em glóbulos de gordura dispersos em água), a neblina (líquido em um gás) e a espuma (gás em um líquido).

Autoria: Wagner Mariano

Solução é toda mistura homogênea de duas ou mais substâncias.

Classificação das Soluções

Quanto ao estado físico:

sólidas

líquidas

gasosas

Quanto à condutividade elétrica:

Eletrolíticas ou iônicas

Não-eletrolíticas ou moleculares

Quanto à proporção soluto/solvente:

Diluída

Concentrada

Não-saturada

Saturada

Supersaturada

Concentração das Soluções

Um sistema homogêneo (solução) em equilíbrio fica bem definido após o conhecimento das nsq substâncias químicas que o constituem (análise química qualitativa), da pressão e temperatura (variáveis físicas quantitativas) e da quantidade de cada um de seus componentes (análise química quantitativa). Estas quantidades em geral são expressas em relação à quantidade de solução; outras vezes utiliza-se como referência a quantidade de um de seus constituintes que poderá então ser chamado solvente e em geral é o disperso predominante. Tais frações quantitativas são chamadas concentração.

Concentração é um termo genérico. Por si só não é uma entidade físico-química bem definida, faltando para tanto caracterizá-la dimensionalmente através da escolha das grandezas representativas das quantidades das substâncias químicas em questão. Por vezes é adimensional, representando, por exemplo, a relação entre a massa de soluto e a massa da solução; outras vezes é expressa em massa por volume; ou através de inúmeras outras maneiras. A escolha dimensional obedece a critérios baseados puramente na conveniência particular ao estudo que se pretenda efetuar. E esta conveniência particular em geral apóia-se no estabelecimento de equações simplificadas para expressar os princípios e leis do estudo em questão; ou então na maleabilidade operacional destas equações. Convém-nos adotar grandezas intimamente relacionadas ao número de moléculas das substâncias em estudo.

Tipos de concentração:

% em massa:

_massa de soluto_
massa de solução
´ 100

% em volume:

_volume de soluto_
volume de solução
´ 100

(só é usada quando soluto e solvente são ambos líquidos ou ambos gasosos)

concentração em g/L:

massa de soluto em gramas
volume de solução em litros

concentração em mol/L:

_quantidade de soluto (mol)_
volume de solução em litros

concentração em molalidade:

_quantidade de soluto (mol)_
massa do solvente em kg

concentração em fração molar de soluto:

_quantidade de soluto (mol)_
quantidade de solução (mol)

Soluções Gasosas

As soluções gasosas são aquelas em que o disperso em maior quantidade é um gás. Estudaremos neste tópico apenas as soluções gasosas em que todos os seus constituintes são gases; e chamaremos estas soluções de misturas de gases visto que quase sempre tais misturas constituem sistemas homogêneos ou unifásicos. Como exceção a esta regra temos misturas de gases situadas num campo de força gravitacional, particularmente quando a altura é grande o bastante para que não se possa desprezar este efeito; assim, a fração molar dos gases da atmosfera é função da altitude e, portanto, a atmosfera não constitui uma solução.

As propriedades de estado mais utilizadas para descrever as misturas de gases são em número de nC + 4 e estão representadas na tabela 3; nC é o número de componentes independentes e neste capítulo será sempre igual ao número de substâncias químicas nSQ.

As equações empíricas que correlacionam as propriedades de estado constituem as expressões matemáticas das leis gerais dos gases ou equações de estado do sistema considerado. Iniciaremos o estudo para situações em que o número de componentes é igual a um, generalizando-o a seguir para as misturas de gases propriamente ditas.

Soluções Liquidas

Soluções líquidas são aquelas em que o disperso presente em maior quantidade é um líquido. Os outros dispersos podem ser sólidos, gases, vapores ou mesmo outros líquidos. As quantidades relativas dos dispersos podem, em teoria, assumir proporções as mais diversas. Na prática isto nem sempre é possível, pois dependendo das substâncias consideradas, a miscibilidade em certas condições não é total. Conseqüentemente, uma ou mais substâncias em maior ou menor grau se separa da solução, constituindo outras fases.

Consideraremos inicialmente apenas soluções binárias, constituídas por duas substâncias totalmente miscíveis (miscíveis em todas as proporções) e das quais uma seja líquida. A partir desse estudo, e sempre que possível, estenderemos as considerações para soluções mais complexas.

Dispersões

Dispersões: é uma mistura onde uma substância se distribui (dispersa) em toda superfície de uma outra substância.
Disperso: (fase dispersa) ou Soluto;
Disperso ou Soluto + Dispersante, dispergente ou Solvente = Dispersão ou Solução.
OBS: toda solução também é dispersão, mas nem toda dispersão é solução.

Autoria: Sérgio Otoboni Bordin

Um pré-requisito necessário para construção da tabela periódica, foi a descoberta individual dos elementos químicos. Embora os elementos, tais como ouro (Au), prata (Ag), Estanho (Sn), cobre (Cu), chumbo (Pb) e mercúrio (Hg) fossem conhecidos desde a antiguidade. A primeira descoberta científica de um elemento, ocorreu em 1669, quando o alquimista Henning Brand descobriu o fósforo.

Durante os 200 anos seguintes, um grande volume de conhecimento relativo às propriedades dos elementos e seus compostos, foram adquiridos pelos químicos. Com o aumento do número de elementos descobertos, os cientistas iniciaram a investigação de modelos para reconhecer as propriedades e desenvolver esquemas de classificação.

A primeira classificação foi a divisão dos elementos em metais e não-metais. Isso possibilitou a antecipação das propriedades de outros elementos, determinando assim, se seriam ou não metálicos.

As primeiras tentativas . .

A lista de elementos químicos, que tinham suas massas atômicas conhecidas, foi preparada por John Dalton no início do século XIX. Muitas das massas atômicas adotadas por Dalton, estavam longe dos valores atuais, devido a ocorrência de erros. Os erros foram corrigidos por outros cientistas, e o desenvolvimento de tabelas dos elementos e suas massas atômicas, centralizaram o estudo sistemático da química.

Os elementos não estavam listados em qualquer arranjo ou modelo periódico, mas simplesmente ordenados em ordem crescente de massa atômica, cada um com suas propriedades e seus compostos.

Os químicos, ao estudar essa lista, concluíram que ela não estava muito clara. Os elementos cloro, bromo e iodo, que tinham propriedades químicas semelhantes tinham suas massas atômicas muito separadas.

Em 1829, Johann W. Boebereiner teve a primeira idéia, com sucesso parcial, de agrupar os elementos em três – ou tríades. Essas tríades também estavam separadas pelas massas atômicas, mas com propriedades químicas muito semelhantes.

A massa atômica do elemento central da tríade era supostamente a média das massas atômicas do primeiro e terceiro membros. Lamentavelmente, muitos dos metais não podiam ser agrupados em tríades. Os elementos cloro, bromo e iodo eram uma tríade, lítio, sódio e potássio formavam outras.

A segunda tentativa .

Um segundo modelo, foi sugerido em 1864 pôr John A.R. Newlands (professor de química no City College em Londres). Sugerindo que os elementos, poderiam ser arranjados num modelo periódico de oitavas, ou grupos de oito, na ordem crescente de suas massas atômicas.

Este modelo colocou o elemento lítio, sódio e potássio juntos. Esquecendo o grupo dos elementos cloro, bromo e iodo, e os metais comuns como o ferro e o cobre. A idéia de Newlands foi ridicularizada pela analogia com os sete intervalos da escala musical. A Chemical Society recusou a publicação do seu trabalho periódico (Journal of the Chemical Society). .

Nenhuma regra numérica foi encontrada para que se pudesse organizar completamente os elementos químicos numa forma consistente, com as propriedades químicas e suas massas atômicas.

A base teórica na qual os elementos químicos estão arranjados atualmente – número atômico e teoria quântica – era desconhecida naquela época e permaneceu assim pôr várias décadas.

A organização da tabela periódica foi desenvolvida não teoricamente, mas com base na observação química de seus compostos, pôr Dimitri Ivanovich Mendeleev.

A Tabela Periódica, segundo Mendeleev .

Dimitri Ivanovich Mendeleev (1834 -1907) nasceu na Sibéria, sendo o mais novo de dezessete irmãos. Mendeleev foi educado em St. Petersburg, e posteriormente na França e Alemanha. Conseguiu o cargo de professor de química na Universidade de St. Petersburg. Escreveu um livro de química orgânica em 1861.

Em 1869, enquanto escrevia seu livro de química inorgânica, organizou os elementos na forma da tabela periódica atual. Mendeleev criou uma carta para cada um dos 63 elementos conhecidos. Cada carta continha o símbolo do elemento, a massa atômica e suas propriedades químicas e físicas. Colocando as cartas em uma mesa, organizou-as em ordem crescente de suas massas atômicas, agrupando-as em elementos de propriedades semelhantes. Formou-se então a tabela periódica.

A vantagem da tabela periódica de Mendeleev sobre as outras, é que esta exibia semelhanças, não apenas em pequenos conjuntos como as tríades. Mostravam semelhanças numa rede de relações vertical, horizontal e diagonal.

Em 1906, Mendeleev recebeu o Prêmio Nobel por este trabalho. No século XIX vários cientistas percebem que há uma relação entre as propriedades de determinadas substâncias e o peso atômico dos átomos que as constituem. Em 1869/1870, o químico russo Dimitri Ivanovich Mendeleev sistematiza essas informações: classifica os 64 elementos químicos conhecidos à época e organiza-os pela ordem crescente de seu peso atômico.

Nota que as propriedades de determinados elementos repetem-se periodicamente e usa esse critério para reuni-los em famílias. Ao montar sua tabela periódica, percebe algumas lacunas. Prevê que elas serão preenchidas por átomos ainda desconhecidos, e descreve suas possíveis propriedades. Mais tarde, as descobertas do gálio (1875), escândio (1879) e germânio (1886) confirmam suas previsões.

A descoberta do número atômico

Em 1913, o cientista britânico Henry Mosseley descobriu que o número de prótons no núcleo de um determinado átomo era sempre o mesmo. Mosseley usou essa idéia para o número atômico de cada átomo. Quando os átomos foram arranjados de acordo com o aumento do número atômico, os problemas existentes na tabela de Mendeleev desapareceram.

Devido ao trabalho de Mosseley, a tabela periódica moderna esta baseada no número atômico dos elementos.
A tabela atual se difere bastante da de Mendeleev. Com o passar do tempo, os químicos foram melhorando a tabela periódica moderna, aplicando novos dados, como as descobertas de novos elementos ou um número mais preciso na massa atômica, e rearranjando os existentes, sempre em função dos conceitos originais.

As últimas modificações

A última maior troca na tabela periódica, resultou do trabalho de Glenn Seaborg, na década de 50. À partir da descoberta do plutônio em 1940, Seaborg descobriu todos os elementos transurânicos (do número atômico 94 até 102). Reconfigurou a tabela periódica colocando a série dos actinídeos abaixo da série dos lantanídeos.

Em 1951, Seaborg recebeu o Prêmio Nobel em química, pelo seu trabalho. O elemento 106 da tabela periódica é chamado seabórgio, em sua homenagem.

O sistema de numeração dos grupos da tabela periódica, usados atualmente, são recomendados pela União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC). A numeração é feita em algarismos arábicos de 1 à 18, começando a numeração da esquerda para a direita, sendo o grupo 1, o dos metais alcalinos e o 18, o dos gases nobres

Autoria: Rita de Cassia Rabelo

As moléculas de um líquido interagem entre si de várias maneiras. Uma delas é a atração ou repulsão elétrica, se estiverem carregadas ou se suas cargas positivas e negativas não estiverem igualmente distribuídas no espaço. Além disso, sofrem a ação da gravidade e da agitação térmica. No cômputo geral, se o líquido estiver em um recipiente, como um copo, por exemplo, as forças de atração preponderam e impedem que as moléculas se espalhem pelo espaço. O líquido ocupa um volume determinado, formando uma superfície bem definida entre ele e o ar circundante. Surge daí uma diferença clara entre as moléculas da superfície e as que ficam internas no líquido. As que ficam dentro interagem com as demais em todas as direções. Em média, portanto, essas interações (ou forças) se anulam mutuamente. Já as que ficam na superfície só podem interagir com as que estão do lado de dentro. Do lado de fora só existe o ar e as moléculas do ar estão tão separadas uma das outras que seu efeito imediato sobre a superfície líquida pode ser desprezado.
O resultado é que a película que fica na superfície sofre uma atração para dentro do próprio líquido. Essa tendência é contrabalançada pela resistência das moléculas de dentro que só podem ceder espaço até certo ponto. Quando o equilíbrio é alcançado a tendência das moléculas superficiais de penetrarem no líquido é equilibrada pela resistência das demais que estão no interior.
Se o líquido for a água dentro de um copo, forma-se uma superfície mais ou menos plana e ligeiramente encurvada para cima nas paredes internas do copo. Se o recipiente for um tubo estreito, a superfície da água assume uma forma côncava, o menisco, como se diz.
No caso de uma queda livre, as moléculas da superfície se arranjam de modo a formar a menor área possível para o volume que ocupam. Pode ser demonstrado que essa configuração corresponde à situação de menor energia. Os sistemas físicos gostam de se acomodar em situações de energia mínima. Acontece que, para um dado volume, a forma espacial que tem a menor área é a esfera. As moléculas de água em queda livre se ajuntam de modo a formar gotas esféricas. Isso também explica porque as bolhas dentro de um líquido são esféricas.
Esse fenômeno é descrito como sendo devido à tensão superficial. Observe que a tensão superficial não é nenhuma força ou interação nova, com o mesmo status do peso ou da força elétrica. É apenas um tipo de equilíbrio entre essas forças que já existem no líquido moldando a forma da superfície desse líquido.
É fácil admitir que a película de couro de um tambor está tensa. Se fizermos um furo no couro do tambor com uma agulha ele se rasga todo por causa da tensão. Coisa semelhante ocorre na superfície do líquido. Nela se forma uma espécie de pele que é uma camada estreita e tensa, embora a tensão não seja tão grande quanto no tambor. A intensidade dessa tensão depende de que líquido estamos tratando, se ele é puro e da temperatura em que está. Alguns aditivos modificam fortemente a tensão superficial de um líquido. O exemplo mais comum é o dos detergentes que diminuem muito a tensão superficial da água em que são dissolvidos. Com isso, diminui a tendência de formar gotas fazendo com que as moléculas da água tenham maior contato com as fibras dos tecidos. Dessa forma, a sujeira do tecido é mais facilmente deslocada pela água e dissolvida em forma de emulsão.

Autoria: Karina Ferreira

Termologia:aspectos Macroscópicos e Microscópicos

O estudo macroscópicos só se preocupam com aspectos globais do sistema:o volume que ocupa sua temperatura e outras propriedades que podemos perceber pelos nossos sentidos.

Em geral do ponto de vista Macroscópico , analisando as propriedades globais do corpo: energia, posição, velocidade etc.

Porém muitas vezes , para uma compreensão mais profunda do fenômeno,adotamos o ponto de vista Microscópico, onde são consideradas grandezas indiretamente medidas, não sugeridas pelos nossos sentidos.

Nos fenômenos térmicos, Microscopicamente consideramos a energia das moléculas, suas velocidades, interações etc. Entretanto, os resultados obtidos Microscopicamente devem ser compatíveis com o estudo feito por meio de grandeza Macroscópicas.

Os dois pontos de vista se completam na Termologia, fornecendo de um mesmo fenômeno uma compreensão mais profunda.Por exemplo, a noção de temperatura a partir da sensação de quente e frio sugerida pelos nossos sentidos(ponto de vista macroscópico)se aprofunda quando consideramos o movimento molecular e entendemos a temperatura a partir desse movimento(ponto de vista macroscópico).

Esse entrelaçamento de métodos é característico do estudo atual da Física.

Energia Térmica. Calor

As moléculas constituintes da matéria estão em contínuo movimento, denominado agitação térmica.A energia cinética associada a esse movimento é chamada energia térmica.

A energia térmica de um corpo pode variar.

A energia térmica pode transferir-se de um corpo para outro quando entre eles houver uma diferença de temperatura.A energia térmica em trânsito é denominada calor.

A medida da quantidade de calor trocada entre dois corpos é, portanto ,uma medida de energia. A unidade de energia do Sistema Internacional é o joule(J). No entanto, ultiliza-se, também como medida das quantidade de calor, a caloria(símbolo cal), unidade estabelecida antes de se entender o calor como forma de energia.

Sabe-se atualmente que:

1 caloria= 4,186 joules

Noção de temperatura

Podemos considerar a temperatura de um corpo como sendo a medida do grau de agitação de suas moléculas.Dessa forma , supondo não haver mudanças de fase, quando o corpo recebe energia térmica, suas moléculas passam a se agitar mais intensamente:a temperatura aumenta. Ao perder energia, as moléculas do corpo se agitam com menor intensidade: a temperatura diminui.

A transferência de calor entre dois corpos pode ser explicada através da diferenças entre as suas temperaturas.Assim, se dois corpos a temperaturas diferentes forem colocados em presença, moléculas lentas do corpo frio aumentam sua velocidade e as moléculas rápidas do corpo quente têm sua velocidade diminuída até ser alcançado um equilíbrio. Em outras palavras, houve passagem de energia térmica (calor) do corpo mais quente para o corpo mais frio.

A situação final de equilíbrio que traduz uma igualdade de temperatura dos corpos constitui o equilíbrio térmico.Assim, dois corpos em equilíbrio térmico possuem obrigatoriamente temperaturas iguais.

A observação permite concluir:”se dois corpos estão em equilíbrio térmico com um terceiro, eles estão em equilíbrio térmico entre sí “. Esse fato é conhecido como LEI ZERO DA TERMODINÂMICA . Assim, se um corpo A está em equilíbrio térmico com um corpo C , e um corpo B também está em equilíbrio térmico com o corpo C , os corpos A, B estão em equilíbrio térmico entre si.

Os estados de Agregação da Matéria

Há três estados de agregação ou fases da matérias:sólidos,líquido e gasoso.

Estado Sólido: força de coesão intensa; forma e volume bem- definidos

Estado Líquido: forças da coesão menos intensas, mas ainda apreciáveis; forma variável e volume bem-definido.

Estado Gasoso: frorça de coesão extremamente fracas; não apresenta forma nem volumes definidos.

A medida da Temperatura-Termometria

A sensação térmica é o primeiro impreciso critério para introduzir a noção de temperatura. Hoje, define-se temperatura como uma medida do grau de agitação térmica das moléculas do sistema.

Dois ou mais sistemas estão em equilíbrio térmico, quando apresentam temperaturas iguais.

Termômetro é um sistema auxiliar que permite, indiretamente, avaliar a temperatura de um corpo. O mais usado é o termômetro de mercúrio.

Função termométrica de um termômetro é a expressão que relaciona as valores da grandeza termométrica com os valores da temperatura.

A medida do Calor- Calorimetria

A calorimetria é a parte da Termologia que estuda as trocas de calor entre corpos.

Calor é energia térmica em trânsito. Calor sensível é o que acarreta variação de temperatura ao ser recebido ou perdido por um corpo. Calor latente é o calor recebido ou perdido durante uma mudança de estado.

Quantidade de calor (Q) é a grandeza através da qual avaliamos a energia térmica em trânsito trocada entre sistemas a diferentes temperaturas.

A Caloria é a unidade usual de quantidade de calor. A unidade oficial (SI) é joule. Relação: 1 cal = 4,186 j.

O calor específico de uma substância mede numericamente a quantidade de calor recebida ou perdida por um grama da substância ao sofrer a variação de temperatura 1°C, sendo usualmente expressa em cal/g°C.

Autoria: Emerson Cassuci

Conceito de Entalpia

Calores e reações

Lei de Hess

Conceitos de Entalpia

O ESTUDO DO CALOR TROCADO NAS REAÇÕES QUÍMICAS

Antes de iniciar o assunto Termoquímica é importante definir alguns termos que serão usados com freqüência:

Sistema: Denomina-se sistema uma parte do universo físico cujas propriedades estão sob investigação.

Fronteira: Limites que definem o espaço do sistema, separando-o do resto do universo.

Vizinhança ou meio ambiente : É a porção do universo próxima às fronteiras do sistema, que pode, na maioria dos casos, interagir com o sistema.

4. Quando uma reação química ocorre em um determinado sistema, isso acarreta uma troca de calor entre o sistema em reação e o meio ambiente.

A termoquímica estuda justamente essas trocas de calor, assim como o seu aproveitamento na realização de trabalho.

Se o calor trocado entre o sistema e o meio ambiente é medido a pressão constante, ele é denominado Entalpia ou conteúdo calorífico e simbolizado por H. Sendo que Entalpia (H) é o calor trocado a pressão constante.

Em relação às trocas de calor, as reações químicas se classificam em dois tipos: reações exotérmicas e reações endotérmicas, conforme liberem ou absorvam o calor respectivamente.

REAÇÕES EXOTÉRMICAS

O prefixo exo significa “para fora”. Reações exotérmicas são aquelas que liberam energia na forma de calor. O esquema geral de uma reação exotérmica pode ser escrito da maneira a seguir, onde A, B, C e D representam substâncias genéricas:

A + B ® C + D + calor

Hr Hp
entalpia de reagentes entalpia de produtos

A partir da Lei da Conservação da Energia, podemos afirmar que: “A energia total dos reagentes é igual à energia total dos produtos”.

Em outras palavras, toda a energia que entrou no primeiro membro da equação química deve sair integralmente no segundo membro da equação. De onde tiramos a seguinte conclusão: se uma reação é exotérmica, então a entalpia dos reagentes (Hr ) é maior que a entalpia dos produtos (Hp ), pois uma parte da energia que estava contida nos reagentes foi liberada para o meio ambiente na forma de calor e apenas uma outra parte dessa energia ficou contida nos produtos. Então reação exotérmica: Hr > Hp

Não é possível determinar diretamente a entalpia de cada substância participante de uma reação, mas podemos determinar experimentalmente a variação da entalpia D H, que ocorre quando uma reação química é realizada.

Variação da Entalpia: D H = H final (produtos) H inicial (reagentes)

ou D H = Hr Hp
Como na reação exotérmica Hr > Hp , então neste tipo de reação o valor de D H será sempre negativo. Sendo que a reação exotérmica: D H > 0.

Observe que não existe energia negativa; ou um sistema contém energia. O sinal negativo de D H quer dizer apenas que a energia foi liberada.

REAÇÕES ENDOTÉRMICAS

O prefixo endo significa “para dentro”. Reações endotérmicas são aquelas que absorvem energia na forma de calor. O esquema geral de uma reação endotérmica pode ser escrito da maneira a seguir, onde A, B, C e D representam substâncias genéricas.

A + B + calor ® C + D

Hr Hp

entalpia dos reagentes entalpia dos produtos

Uma vez que a energia total se conserva do primeiro para o segundo membro de qualquer reação química, podemos afirmar que: se uma reação é endotérmica, a entalpia dos produtos Hp é maior que a entalpia dos reagentes Hr , pois uma determinada quantidade de energia foi absorvida pelos reagentes na forma de calor, durante a reação, ficando contida nos produtos. Sendo que reação endotérmica: Hp > Hr.

E sendo D H = Hp Hr , então na reação endotérmica o valor de D H será sempre positivo. Sendo que reação endotérmica: D H > 0.

PRINCÍPIO DE THOMPSEN E BERTHELOT

Há um princípio fundamental da Termoquímica, determinado em 1867 pelos cientistas que lhe deram seus nomes, que afirma: “Dentre um conjunto de reações químicas possíveis, ocorrerá primeiro, espontaneamente, aquela que for mais exotérmica.” A reação exotérmica é aquela que libera maior quantidade de energia na forma de calor. Isto significa que os produtos formados nesse tipo de reação são menos energéticos, portanto, mais estáveis. Espontaneamente, as substâncias só irão reagir em busca de maior estabilidade e, desse modo, em busca de liberar a maior quantidade possível de energia. Sendo que podemos dizer:

mais estabilidade = menos energia = menor D H = reação mais espontânea

Tal que podemos utilizar o exemplo: Adicionando-se os gases F2, Cl2 e Br2 a um recipiente contendo gás hidrogênio, pode-se prever qual a reação que ocorrerá primeiro, através do valor de D H de cada uma.

a) 1Ž2 H2(g) + 1Ž2 F2(g) ® 1 HF(g) D H = – 64,2 Kcal

b) 1Ž2 H2(g) + 1Ž2 Cl2(g) ® 1 HCl (g) D H = – 22,1 Kcal

c) 1Ž2 H2(g) + 1Ž2 Br2(g) ® 1 Hbr(g) D H = – 8,7 Kcal

Como a reação a é a que libera maior quantidade de energia, espontaneamente é a reação que ocorre em primeiro lugar.

FATORES QUE INFLUENCIAM O VALOR DA VARIAÇÃO DE ENTALPIA

O valor da variação de entalpia, D H, de uma reação química está sujeito a variações conforme mudem as condições em que a reação foi realizada. Sendo que os fatores que influenciam D H são:

1. TEMPERATURA

O valor de D H varia sensivelmente com a temperatura em que se deu a reação.

Se uma reação ocorre a uma temperatura X, obtém-se D Hx.

Se essa mesma reação ocorrer a uma temperatura Y > X, por exemplo, obtém-se um D HY diferente de D Hx.

Isso ocorre porque a quantidade de calor necessária para elevar a temperatura dos reagentes de X até Y é diferente da quantidade de calor necessária para elevar a temperatura dos produtos de X até Y.

2. PRESSÃO

O valor de D H em uma reação envolvendo substâncias sólidas e líquidas praticamente não varia com a mudança de pressão. No caso de reações que envolvem substâncias gasosas, o valor de D H começa a variar de modo significativo para pressões de ordem de 1000 atm. Com as reações normalmente são feitas sob pressão atmosférica normal (1 atm.), não é necessário levar em conta a variação no valor de D H com a pressão.

3. QUANTIDADE DE REAGENTES E PRODUTOS

A quantidade de calor envolvida em uma reação química é proporcional à quantidade de reagentes e produtos que participam da reação. Se por exemplo, a quantidade de reagentes e produtos for dobrada, a quantidade de calor irá dobrar igualmente como no exemplo:

1 H2(g) + 1 Cl2(g) ® 2 HCl (g) D H = – 44,2 Kcal

2 H2(g) + 2 Cl2(g) ® 4 HCl (g) D H = – 88,4 Kcal

4. FASE DE AGREGAÇÃO

A energia das substâncias aumenta progressivamente à medida que elas passam da fase sólida para a líquida e a gasosa.

energia da fase sólida < energia da fase líquida < energia da fase gasosa Seja por exemplo, uma reação química exotérmica:
· Quanto menos energética for a fase de agregação dos produtos formados, maior será a energia liberada na reação.

· Quanto mais energética for a fase de agregação dos produtos formados, menor será a energia liberada na reação, pois a energia ficará contida no produto.

· Exemplo:

2 H2(g) + O2(g) ® 2 H2 O( l ) D H = – 68,3 Kcal

2 H2(g) + O2(g) ® 2 H2 O( g ) D H = – 57,8 Kcal

· 5. VARIEDADE ALOTRÓPICA

Entre a s formas alotrópicas de um mesmo elemento há aquela mais estável e, portanto, menos energética, e também a menos estável, portanto, mais energética. Seja, por exemplo, uma reação química exotérmica:

· Partindo-se do reagente na forma alotrópica mais estável (menos energética) obtém-se menor quantidade de energia liberada na reação.

· Partindo-se do mesmo reagente na forma alotrópica menos estável (mais energética) obtém-se maior quantidade de energia liberada na reação.

· Exemplo:

C(grafita) + O2(g) ® CO2(g) D H = – 94,00 Kcal

C(diamante) + O2(g) ® CO2(g) D H = – 94,45 Kcal

· 6. PRESENÇA DE SOLVENTE

·Quando dissolvemos uma determinada substância em um solvente qualquer, ocorre liberação ou absorção de energia na forma de calor. Assim, se fizermos uma reação na ausência de um solvente, o valor de D H será diferente daquele obtido quando fazemos a mesma reação na presença de um solvente.

Exemplo:

1H2 (g) + 1 Cl2(g) ® 2 HCl (g) D H = – 44,2 Kcal

H2O

1 H2(g) + 1 Cl2(g) ® 2 HCl (aq) D H = – 80,2 Kcal

Sendo que a diferença: 80,2 – 44,2 = 36,0 Kcal é igual à energia liberada na dissolução de 2 moléculas de HCl em água ( cada 1 mol de HCl dissolvido em água libera 18,0 Kcal).

OBSERVAÇÕES GERAIS.:

·Como o valor do D H de uma reação varia em função dos fatores vistos no item anterior, é preciso que na equação termoquímica constem as informações a seguir:

A temperatura e a pressão nas quais se deu a reação.

As substâncias que reagem e que são produzidas, com os respectivos coeficientes.

A fase de agregação (sólida, líquida ou gasosa) em que se encontra cada substância participante da reação.

A variedade alotrópica de cada substância que participa da reação ( no caso das substâncias apresentarem formas alotrópicas).

A quantidade de calor que foi liberada ou absorvida durante a reação.

Tal que saiba-se que em termoquímica normalmente se trabalha em condições-padrão:

Temperatura de 25° C ou 298 K.

Pressão de 1 atm.

Substância na fase de agregação (sólida, líquida ou gasosa) comum nessas condições de pressão e temperatura.

Exemplo: A água é líquida a 25° C e 1 atm; portanto, em condições-padrão, trabalha-se com a água na fase líquida.

· Substância na forma alotrópica mais estável.

· Nessas condições o valor de D H é tabelado para muitas reações. Como a seguir:

Tabela 1

Entalpia de formação estado padrão em Kcal/mol

H2O(g) – 57, 8
NO(g) 21,6
C6H6(l) 19, 8

H2O(l) – 58, 3

NO2(g) 8,1

CH4(g) – 17, 9

SO3(g) – 94, 5

N2O(g) 19, 5

C2H6(g) – 20, 2

SO2(g) – 71, 0

HCl(g) – 22,1

CaO(s) – 151,8

Observação: muitas dessas entalpias de formação são calculadas de forma indireta, pois nem sempre a transformação direta de formação, ou síntese, entre os elementos formados é possível na prática. A grande utilidade das entalpias de formação está, como dissemos ha pouco, no calculo da variação de entalpia, D H, de transformações químicas. Usaremos as entalpias de formação como conteúdo de calor de cada substância. Somando esses conteúdos, teremos as entalpias dos reagentes e as entalpias dos produtos. Fazendo o cálculo, entalpias finais menos entalpias iniciais, chegaremos à variação de entalpia de transformação.

Tabela 2

Entalpias de combustão de alguns combustíveis importantes no estado padrão.

kcal /mol

cal /g

Hidrogênio

H2(g)
– 68,3
– 33.887

Metano

CH4(g)
– 212,8
– 13.265

Propano

C3H8(g)
– 530,6
– 12.034

Acetileno

C2H2(g)
– 310,6
– 11.930

Butano

C4H10(g)
– 688,0
– 11.837

Gasolina
C6 a C10(l)

– 1.320,0
– 11.579

Querosene
C11 a C12(l)

– 1.731,6
– 11.100

Óleo Diesel
C13 a C17(l)

– 2.306,6
– 10.880

Carvão

C(s)
– 96,7
– 8.083

Álcool etílico
C2H5OH(l)

– 326,7
– 7.102

Álcool metílico
CH3OH(l)

– 173,6
– 5.425

Monóxido de carbono

CO(g)
– 67,6
– 2.414

Autoria: Jorge Luiz de Melo Borges

Os ácidos se dividem fundamentalmente em orgânicos e inorgânicos ou minerais. Os ácidos orgânicos são compostos que contêm em sua estrutura o grupamento carboxila, composto por um átomo de carbono ligado a um átomo de oxigênio por ligação dupla e a um grupo de hidroxila, por ligação simples. Entre os milhares de ácidos orgânicos conhecidos, alguns são de enorme importância para o homem.

O ácido fórmico, primitivamente obtido de certa espécie de formiga, é atualmente produzido a partir da reação do monóxido de carbono com hidróxido de sódio sob pressão (sete atmosferas), na temperatura de 120 a 150o C, obtendo-se formiato de sódio, que, tratado por ácidos minerais, libera o ácido fórmico. É usado em corantes de tecidos, para formar a solução ácida, sendo que, no final do processo, o ácido que fica na fazenda se evapora. Preferido para a coagulação do látex de borracha, é também usado na neutralização da cal, que é empregada no processamento do couro.

O ácido acético, o mais importante dos ácidos carboxílicos, forma-se a partir de soluções diluídas de etanol por ação de microrganismos, sendo esse o processo de preparação de vinagre de vinho; é utilizado em grandes quantidades como solvente e como meio não aquoso, em reações. Tem também uso importante na neutralização ou acidulação, quando não são aplicáveis ácidos minerais (por exemplo, no processamento de filmes e papéis fotográficos).

Os ácidos graxos, presentes nas gorduras animais e vegetais, ocorrem, normalmente, combinados com glicerina ou glicerol, sob a forma de triésteres chamados glicerídeos, dos quais são obtidos por saponificação. São utilizados na produção industrial de ceras, cosméticos e pinturas.

Os ácidos inorgânicos são de origem mineral e dividem-se em hidrácidos, quando não apresentam oxigênio em sua combinação, e oxiácidos, quando esse átomo faz parte de sua estrutura. Entre eles, os mais utilizados industrialmente são o ácido clorídrico, o nítrico, o fosfórico e o sulfúrico. O ácido clorídrico ou cloreto de hidrogênio é um gás incolor, de odor irritante e tóxico. Tem ponto de fusão -112o C e de ebulição -83,7o C. É muito solúvel em água, solução chamada de ácido clorídrico. Ácido forte é quase totalmente ionizado, e emprega-se na síntese de diversos compostos orgânicos de interesse.

O ácido nítrico é um líquido incolor, de cheiro irritante e tóxico; tem ponto de ebulição 86o C e ponto de fusão -41,3o C. É miscível com a água em todas as proporções. Suas soluções aquosas são incolores, mas se decompõem com o tempo, sob a ação da luz. É utilizado como matéria-prima na indústria de plásticos, fertilizantes, explosivos e corantes.

O ácido ortofosfórico é um sólido incolor, muito higroscópico e muito solúvel em água. Aplica-se na indústria de fertilizantes, nos processos de estamparia nas indústrias têxteis e na síntese de inúmeros compostos de interesse.

O ácido sulfúrico é um líquido oleoso, com densidade de 1,84g/cm3. Tem ponto de fusão de 10o C e de ebulição de 338o C. Embora muito estável quando aquecido, sua solução diluída perde água, gradualmente, com o aquecimento. Durante o aquecimento, o ácido puro perde SO3. É utilizado como matéria-prima na produção do sulfato de amônio, intermediário da elaboração de fertilizantes, de detergentes, explosivos, pigmentos e corantes, entre outros produtos.