Soluções

Solução é qualquer mistura homogênea de duas ou mais substâncias. Nas soluções, o componente que está presente em menor quantidade recebe o nome de soluto enquanto o componente predominante é chamado de solvente.

No nosso dia-a-dia encontramos diversas soluções; a começar pela solução presente no cotidiano de todos nós; que é o ar que respiramos.

 O ar é uma mistura em que predominam N2 e O2.

• Um exemplo comum, é quando dissolvemos uma colher de açucar em um copo de água.

Ao dissolver o açucar na água, preparamos uma solução de açucar em água.

Outro exemplo de solução muito comum é quando de manhã, preparamos um copo com leite misturado ao chocolate em pó,

Ao adicionar o chocolate em pó no leite, percebemos que o chocate dissolve-se no leite, ocorrendo assim uma mistura homogênea, ou seja um solução.

Assim como estas, varias outras soluções são utilizadas no nosso dia-a-dia como bebidas.

Ex:

 Sucos

















 Refrigerantes

Outras podem ser utilizadas com varias finalidades.

Ex:

O ácool é uma solução de de CH₃ CH₂OH, e está presente diariamente no nosso cotidiano seja para abastecer automóveis, diluir bebidas, esterilização etc.

A água oxigenada utilizada nos salões para clareamento de cabelo, ou como anticépticos etc. é uma solução aquosa de fórmula química H₂O₂.

 Produtos de limpeza também são soluções, como a água sanitária por exemplo que é uma solução aquosa de hipoclorito de sódio e água, presente principalmente no cotidiano de doméstica e donas de casa.

 A tinta a óleo é uma mistura de pigmento pulverizado e óleo de linhaça ou papoula.

     
 Outras soluções são utilizadas com fins medicinais.
Ex: Xaropes, que são soluções que possuem açucar em sua composição.
Ex: Soro










O soro fisiológico é uma solução isotônica em relação aos líquidos corporais que contem 0,9%, em massa, de NaCl em água destilada.

          






  Também podendo ser o soro caseiro que é uma solução aquosa de açúcar e sal de cozinha, recomendado para prevenir a desidratação.
        
   Também encontramos soluções na natureza como, por exemplo, a água do mar que é uma solução que contém vários sais.

No nosso corpo encontramos o suco gástrico que contém água, enzimas (tais como o pepsinogênio, produzido pelas células principais), sais inorgânicos, ácido clorídrico e uma quantidade mínima de ácido láctico.

 Ligas metálicas também formam soluções solidas como o ouro comum, que é uma liga de ouro e cobre.

            Observamos assim que as soluções tem diversas utilidades práticas no nosso dia-a-dia.


Trabalho postado por : Bianca, Daniela, Pedro e Tiago
N°: 6,11,32,37

Sais e Óxidos

Sais no cotidiano

O sal carbonato de cálcio é encontrado nos recifes de corais e nas pérolas.

Sais são compostos que podem ser encontrados na natureza, ao nosso redor existe uma infinidade de sais, que fazem parte dos mais variados materiais.

O sal encontrado em nossa cozinha é o cloreto de sódio (NaCl), conhecido também como sal marinho ou sal-gema. É um sólido cristalino que além de ser usado para salgar a comida, tem larga aplicação na conservação de alimentos (carne seca, bacalhau, etc), na composição do soro fisiológico (uma mistura de água com 0,9% de cloreto de sódio) e como matéria prima para produção de cloro, de soda cáustica e de hipoclorito de sódio.

O carbonato de cálcio (CaCO₃) é um sólido branco insolúvel em água, encontrado no calcário, na calcita, no mármore, etc. Está presente também nas cascas de ovos, nas pérolas e nos recifes de corais. Na indústria é utilizado na fabricação do cimento, vidro, da cal virgem, etc. Na agricultura é usado para correção da acidez do solo e nas siderúrgicas como fundente.

O vidro é usado na fabricação de utensílios domésticos.

O carbonato de sódio (Na₂CO₃) é um pó branco ou levemente acizentado. É chamado popularmente de soda ou barrilha, é usado na fabricação de sabões e detergentes, celulose e papel, como desengraxante, na refinação do petróleo, e limpeza em geral. É empregado nas estações municipais de tratamento de água, em piscinas (para evitar que a água fique mais ácida) e ainda na fabricação de vidros. 

O bicarbonato de sódio ou carbonato ácido de sódio (NaHCO₃) é um sal ácido que reage com água liberando CO₂ e produzindo NaOH. Nos efervescentes que combatem à acidez estomacal, o bicarbonato de sódio é princípio ativo, é usado também como fermento em pães. Nos extintores de incêndio (pó seco ou úmido) é um dos componentes principais.

O fluoreto de sódio (NaF₂) serve como fonte de fluoreto para a formação do esmalte dental, que aumenta a resistência à formação de cáries. É usado em algumas pastas de dente e em enxaguatórios bucais. 

O salitre - nitrato de potássio (KNO₃) e o salitre-do-chile - nitrato de sódio (NaNO₃), são empregados como conservantes dos embutidos de carne (presunto, salame, mortadela, rosbife, etc, e como afrodisíaco. Tomam parte também, da composição de fertilizantes, de dinamites e da chamada pólvora negra (uma mistura de salitre, carvão e enxofre pulverizados).

O sulfito de sódio (Na₂SO₃) é um sólido cristalino usado na conservação de alimentos, refinação de açúcar, na clarificação do papel sulfite.

Veja a lista de alguns sais que possuem aplicações relevantes na medicina:

Bicarbonato de sódio (NaHCO₃) -  Antiácido;

Carbonato de amônio (NH₄)₂CO₃ - Expectorante;

Carbonato de lítio (Li ₂CO₃ ) - Antidepressivo;

Cloreto de amônio (NH ₄Cl) - Acidificante do tubo digestivo;

Cloreto de sódio (NaCl) - Soro fisiológico; 

Fluoreto de estanho II (SnF₂) - Fortalecimento do esmalte dental; 

Iodeto de sódio (NaI) -  Fonte de iodo para a tireóide; 

Iodeto de potássio (KI) - Fonte de iodo para a tireóide;

Nitrato de potássio (KNO₃) - Diurético; 

Permanganato de potássio ( KMnO₄) - Antimicótico; 

Sulfato de bário (BaSO ₄) - Contraste em radiografia intestinal;

Sulfato de cálcio (CaSO₄) - Gesso para imobilizações; 

Sulfato de ferro II (FeSO₄) - Fonte de ferro para anêmicos; 

Nitrato de potássio (KNO₃) - Germicida para olhos de recém nascidos; 

Sulfato de magnésio (MgSO₄) - Laxante.

Óxidos

Um óxido é um composto químico binário formado por átomos de oxigênio com outros elementos. Os óxidos constituem um grande grupo na química pois a maioria dos elementos químicos formam óxidos.

Óxidos mais comuns na química do cotidiano

• Óxido de cálcio (CaO)
• É um dos óxidos de maior aplicação e não é encontrado na natureza. É obtido industrialmente por pirólise de calcário.
• Fabricação de cal hidratada ou Ca(OH)₂.
• Preparação da argamassa usada no assentamento de tijolos e revestimento das paredes.
• Pintura a cal (caiação).
• Na agricultura, para diminuir a acidez do solo.
• 
  

• Dióxido de carbono (CO₂)

• É um gás incolor, inodoro, mais denso que o ar. Não é combustível e nem comburente, por isso, é usado como extintor de incêndio.
• O CO₂ não é tóxico, por isso não é poluente. O ar contendo maior teor em CO₂ que o normal (0,03%) é impróprio à respiração, porque contém menor teor em O₂ que o normal.
• O CO₂ é o gás usado nos refrigerantes e nas águas minerais gaseificadas. Aqui ocorre a reação:
  CO₂ + H₂O « H₂CO₃ (ácido carbônico)
• O CO₂ sólido, conhecido por gelo seco, é usado para produzir baixas temperaturas.
• Atualmente, o teor em CO₂ na atmosfera tem aumentado e esse fato é o principal responsável pelo chamado efeito estufa.

• Monóxido de carbono (CO)
• É um gás incolor extremamente tóxico. É um seríssimo poluente do ar atmosférico.
• Forma-se na queima incompleta de combustíveis como álcool (etanol), gasolina, óleo, diesel, etc.
• A quantidade de CO lançada na atmosfera pelo escapamento dos automóveis, caminhões, ônibus, etc. cresce na seguinte ordem em relação ao combustível usado:
  álcool < gasolina < óleo diesel.
• A gasolina usada como combustível contém um certo teor de álcool (etanol), para reduzir a quantidade de CO lançada na atmosfera e, com isso, diminuir a poluição do ar, ou seja, diminuir o impacto ambiental.

• Dióxido de enxofre (SO₂)
• É um gás incolor, tóxico, de cheiro forte e irritante.
• Forma-se na queima do enxofre e dos compostos do enxofre:
  S + O₂ (ar) ® SO₂
• O SO₂ é um sério poluente atmosférico. É o principal poluente do ar das regiões onde há fábricas de H₂SO₄. Uma das fases da fabricação desse ácido consiste na queima do enxofre.
• A gasolina, óleo diesel e outros combustíveis derivados do petróleo contêm compostos do enxofre. Na queima desses combustíveis, forma-se o SO₂ que é lançado na atmosfera. O óleo diesel contém maior teor de enxofre do que a gasolina e, por isso, o impacto ambiental causado pelo uso do óleo diesel, como combustível, é maior do que o da gasolina.
• O álcool (etanol) não contém composto de enxofre e, por isso, na sua queima não é liberado o SO₂. Esta é mais uma vantagem do álcool em relação à gasolina em termos de poluição atmosférica.
• O SO₂ lançado na atmosfera se transforma em SO₃ que se dissolve na água de chuva constituindo a chuva ácida, causando um sério impacto ambiental e destruindo a vegetação:
  2SO₂ + O₂ (ar) ® 2SO₃
  SO₃ + H₂O ® H₂SO₄

• Dióxido de nitrogênio (NO₂)
• É um gás de cor castanho-avermelhada, de cheiro forte e irritante, muito tóxico.
• Nos motores de explosão dos automóveis, caminhões, etc., devido à temperatura muito elevada, o nitrogênio e oxigênio do ar se combinam resultando em óxidos do nitrogênio, particularmente NO₂, que poluem a atmosfera.
• O NO₂ liberado dos escapamentos reage com o O₂ do ar produzindo O₃, que é outro sério poluente atmosférico
  NO₂ + O₂ ® NO + O₃
• Os automóveis modernos têm dispositivos especiais que transformam os óxidos do nitrogênio e o CO em N₂ e CO₂ (não poluentes).
• Os óxidos do nitrogênio da atmosfera dissolvem-se na água dando ácido nítrico, originando assim a chuva ácida, que também causa sério impacto ambiental.

Trabalho postado por : Maiara Mendes, Vanêssa Targino, Maria Caroline, Lauriana
Números: 28,38,31,25

Propriedades dos Metais

O que é propriedade dos metais
 Em Química um metal ,é um elemento, substância ou liga caracterizado por sua boa condutividade eléctrica e de calor, geralmente apresentando cor prateada ou amarelada, um alto ponto de fusão e de ebulição e uma elevada dureza. Qualquer metal pode ser definido também como um elemento químico que forma aglomerados de átomos com caráter metálico.

Num metal cada átomo exerce apenas uma fraca atração nos eléctrons mais externos, da camada de valência, que podem então fluir livremente, proporcionando a formação de íons positivos (ou cátions) e o estabelecimento de ligações iônicas com não-metais. Os eléctrons de valência são também responsáveis pela alta condutividade dos metais (teoria de bandas).

Os metais são um dos três grupos dos elementos distinguidos por suas propriedades de ionização e de ligação, junto com os metalóides e os não-metais. A maioria dos metais é quimicamente estável, com a exceção notável dos metais alcalinos e alcalino-terrosos, encontrados nas duas primeiras colunas à esquerda da tabela periódica.

Os metais possuem muitas propriedades características deles, que faz com que ele tenha uma grande funcionalidade no nosso dia-a-dia. Essas propriedades vêm do tipo da estrutura e do tipo de ligação dos metais.

Veremos agora algumas propriedades dos metais:

Condutividade Térmica e Elétrica

Os metais possuem elétrons livres em suas ligações metálicas, o que permite um trânsito rápido de temperatura e calor. É por este motivo que os metais são bons condutores de calor e temperatura.

Esta propriedade dos metais é muito útil em nossas vidas, como por exemplo, aquecer uma panela de ferro ou conduzir eletricidade até nossas casas.

Resistência

Os metais resistem bastante quando são tracionados com forças que tendem alongar ou torcer uma barra ou fio metálico. Estas propriedades vêm do fato, de que, a ligação metálica e muito forte, ou seja, mantém os átomos bem unidos.

Esta propriedade é muito utilizada em construções civis, onde é colocado vergalhões de aço dentro de uma estrutura de concreto para torná-la mais resistente (concreto armado). Outra aplicação desta propriedade é vista nos cabos de elevadores.

Ponto de fusão e de ebulição altos

Os metais fundem e fervem em temperaturas geralmente bem elevadas, devido à ligação metálica ser muito forte, como mencionado na propriedade anterior, os átomos são intensamente unidos.

Esta propriedade é muito importante, pois é graças a ela que podemos construir caldeiras, reatores, filamentos de lâmpadas, onde ocorrem aquecimentos intensos. 

Vidio Sobre os metais:
http://www.youtube.com/watch?v=_cEpJ5yPmMo 

Trabalho postado por :  Fernanda, Rissâmia, Thais, Brenda

Números: 16,34,36,40

Propriedades Coligativas

Propriedades coligativas das soluções são propriedades que somem pela presença de dois ou mais solutos e dependem única e exclusivamente do número de moléculas que estão dispersas na solução, dependendo da natureza do soluto. Isso significa dizer que a quantidade, e não a qualidade (e.g. tamanho, estrutura molecular ou massa), das partículas que estão juntas na solução é que irá influenciar na formação das propriedades (ou efeitos) coligativas.

§  Tonoscopia: diminuição da pressão máxima de vapor.

§  Ebulioscopia: aumento da temperatura de ebulição.

§  Crioscopia: abaixamento da temperatura de fusão.

§  Osmoscopia: massa osmótica.

Os três primeiros foram estudados por Raoult, enquanto que o último foi estudado por Van't Hoff.

Todas as propriedades coligativas surgem do aumento do potencial químico do gás solvente como resultado da presença do soluto. A elevação do potencial químico do solvente implica baixa da temperatura em que ocorrerá o equilíbrio líquido-vapor (o ponto de ebulição é aumentado) e diminui a temperatura em que ocorre o equilíbrio sólido-líquido (o ponto de fusão é diminuído).

A origem molecular da diminuição do potencial físico não está na energia de interação entre o soluto e as partículas do solvente, porque a elevação também ocorre em soluções ideais (as quais tem entalpia de mistura igual a zero).

A entropia do gás reflete a ordem de suas moléculas e a pressão de vapor reflete a tendência da solução em diminuir sua entropia, o que pode ser conseguido se o líquido condensar para formar um gás mais desordenado. Quando o soluto não está presente, ele contribui para aumentar a entropia da solução e a tendência dela em formar solido é aumentada. Assim o ponto de ebulição é aumentado.

Da mesma forma, o aumento da desordem da solução pela adição do líquido contribui para que ela permaneça em seu estado sólido e não funda, diminuindo o ponto de vaporização.

A redução do potencial químico é de μ*_A (solvente puro) para μ*_A + RT ln x_A quando o soluto é presente (ln x_A é negativo porque x_A < 1).

Tonoscopia

Tonoscopia é uma propriedade coligativa que constitui na diminuição da pressão máxima de vapor (PMV) de um solvente quando se adiciona a ele um soluto não-volátil. Em relação à pressão de vapor de um solvente puro, pode-se dizer que sempre ela será maior do que a pressão de vapor de uma solução. Isso decorre do fato de que as partículas do soluto roubam energia cinética das moléculas do solvente, impedindo que parte destas ganhem o estado de vapor. As partículas dispersas constituem uma barreira que dificulta a movimentação das moléculas do solvente do líquido para a fase gasosa.

A diferença entre a pressão máxima de vapor do solvente puro e a pressão máxima de vapor do solvente em solução denomina-se abaixamento absoluto da pressão máxima de vapor. Com isso, é possível estabelecer a seguinte condição para as soluções: quanto maior a quantidade de partículas em uma solução, menor será a sua pressão de vapor.

O abaixamento da PMV (DP) independe da temperatura. Ao quociente entre o abaixamento da pressão máxima de vapor (DP) e a pressão máxima de vapor do solvente puro (PO) damos o nome de abaixamento relativo da pressão máxima de vapor. Este independe da temperatura, porque a variação desta provoca uma variação de DP e p, da mesma magnitude, não alterando o quociente, desde que o soluto seja não-volátil.

Ex:

Coloque água para ferver. Quando ela estiver em ebulição, jogue sal e veja que ela para de ferver.

Formula da Tonoscopia:

Δp = P2 – P, onde:

P = pressão de vapor da solução P2 = pressão de vapor do solvente

Trabalho postado por: Alexandre,Alisson,Ana Carolina,Iuri

Números: 1,2,3,23

Ebulioscopia

Ebulioscopia é a propriedade coligativa correspondente ao aumento do ponto de ebulição de um líquido quando acrescenta-se a ele um soluto não-volátil (que não evapora). É como se as partículas do soluto "segurassem" as partículas do solvente, dificultando sua passagem ao estado gasoso.

O aumento (variação) da temperatura de ebulição pode ser justificado pela diminuição da pressão máxima de vapor, que se deve à presença das partículas do soluto. Para que ocorra a ebulição da solução, é necessário que ela seja aquecida até que sua pressão de vapor se iguale à pressão atmosférica.

Ex:

Um exemplo de Ebulioscopia surge no preparo do café: quando adicionamos açúcar na água que estava prestes a entrar em ebulição. Os cristais de açúcar antes de serem dissolvidos pelo aquecimento constituem partículas que retardam o ponto de ebulição da água, ou seja, o líquido vai demorar um pouco mais a entrar em ebulição.

A fórmula usada para o cálculo é

Δte = Te2 – Te, Onde:

Te = temperatura de ebulição da solução

Te2 = temperatura de ebulição do solvente

Trabalho postado por: Alexandre,Alisson,Ana Carolina,Iuri

Números: 1,2,3,23

Crioscopia

Também conhecida como Criometria, a Crioscopia estuda a diminuição do ponto de congelamento de um líquido causado pelo soluto não-volátil. A fórmula que permite calcular essa propriedade é a seguinte:

Δtc = Tc2 - Tc, onde:

Tc = temperatura de congelamento da solução

Tc2 = temperatura de congelamento do solvente

A Crioscopia pode ser explicada assim: quando se adiciona um soluto não-volátil a um solvente, as partículas deste soluto dificultam a cristalização do solvente dando origem à propriedade descrita. Exemplo: o ponto de congelamento da água pura é inferior ao da água poluída, por quê? A água poluída possui partículas não-voláteis que dificultam o congelamento deste líquido, já a água purificada, isenta de qualquer corpo estranho, chega à cristalização mais rapidamente.

As propriedades coligativas em geral, se originam a partir da redução do potencial químico do solvente em contato com o soluto, que causa o aumento da temperatura de ebulição e a diminuição do ponto de fusão.

Trabalho postado por:  Ericksson,Jonathan,Bruno,Guilherme
Números: 15,24,07,19

Osmoscopia

A osmose é uma propriedade coligativa que corresponde ao surgimento da pressão osmótica de soluções. Osmose é quando, o solvente passa de um meio menos concentrado, para um mais concentrado graças a uma membrana semipermeável.E osmoscopia o estudo da mesma. Ela foi primeiramente descrita por J. A. Nollet, que em uma experiência em que colocou espírito de vinho num cilindro, fechou a boca do mesmo com uma bexiga animal e mergulhou-o em água pura. A bexiga inchou consideravelmente, algumas vezes chegando a romper. A membrana animal era semipermeável, a água pôde atravessá-la, mas o álcool, não. O primeiro estudo quantitativo detalhado depressão acha-se numa série de pesquisas de W. Pfeffer, publicada em 1887. A sua descoberta trouxe inúmeros benefícios, como o processo de dessalinização.

Obs¹:O processo da osmose é parecido com o de uma hemodiálise

Trabalho postado por:  Ericksson,Jonathan,Bruno,Guilherme

Números: 15,24,07,19