módulo 01:
Átomos


módulo 02:
Tabela Periódica


módulo 03:
Ligações químicas


módulo 04:
Nomenclatura


módulo 05:
Estruturas da Matéria


módulo 06:
Substâncias do Ambiente


módulo 07:
Reacções Químicas


módulo 08:
Reacções em Equilíbrio


módulo 09:
Reacções ácido-base


módulo 10:
Reacções REDOX


módulo 11:
Reacções orgânicas


módulo 12:
Reacções bioquímicas


módulo 13:
Análise qualitativa


módulo 14:
Análise quantitativa


módulo 15:
A Indústria Química

módulo 16:
Reacções no Ambiente

Análise Quantitativa

Introdução

Veja também:
http://nl.wikipedia.org/wiki/Analytische_scheikunde
ou
http://www.laboratorium.nl/?nav=chemisch



A análise química
é
a parte da química que trata
a análise, a pesquisa de substâncias puras e misturas químicas.


Na nossa sociedade, a pesquisa analítica é impriscendível. Tem um papel muito importante no mundo científico, técnico e médico: Dia a dia a matéria prima, produtos, resíduos, etc. precisam de investigação de qualidade e quantidade. Tal pesquisa faz-se em várias indústrias químicas (plástico, adubo artificial, artigos de consumo, combustíveis, metais, etc.). Química analítica desempenha um papel enorme.
É claro que as empresas querem conhecer a constituição das suas substâncias, produtos, semi-produtos. A química analítica dispõem de uma lista de técnicas e métodos para fornecer aquela informação. Os processos complicados na química analítica são executados, muitas vezes, pelas próprias empresas. O desenvolvimento na química analítica fica com mudanças enormes, mas mesmo assim, os métodos antigos ainda se aplicam muito.

"As empresas grandes geralmente lidam bem por terem forças suficientes para se desenvolver. As pequenas, todavia, não tem equipamento e pessoal qualificados e por isso, falta implementação de novos processos."

Centro de conhecimento da química analítica, Holanda



Também o governo e as organizações consumentais diariamente controlam a qualidade e composição de muitos produtos do mercado. Poluição e pesquisa forênsica somente são dois exemplos. Imagine as medições da poluição nos rios ou dos medicamentos no sangue, mas também a pesquisa forênsica de DNA na química analítica. A área de aplicação parece sem fronteiras.

"De maneira simplificada diz-se: Vamos medir o que e quanto.


A análise química podemos dividir em duas áreas:
1 a análise qualitativa: quais a(s) substância(s)?
2 a análise quantitativa: quanto??
A parte qualitativa tratamos no módulo 13. Este módulo 14 trata a análise quantitativa.




conteúdo:

1. MASSA ATÓMICA

2. MOL

2.1 Unidades nos cálculos

2.2 Análise dos elementos e das substâncias orgánicas

3. CONCENTRAÇÃO / MOLARIDADE

4. DETERMINAÇÃO DA MASSA MOLECULAR

4.1 Método I

4.2 Método II

5. CÁLCULOS ESTEQUIMÉTRICOS

5.1 Geral

5.2 Titulações

6. OS VALORES p E UMAS CONTANTES IMPORTANTES

6.1 pH

6.2 KW

6.3 KA e KB

6.4 Fórmula tampão

6.5 Produto de solubilidade KS e a solubilidade S

7. tarefas speciais





1. MASSA ATÓMICA

(veja também módulo 1)

Lembrar:

  1. a massa de um só electão relativo às partículas nucleares;
  2. a diferença entre a massa do átomo de cálcio e do ião do cálcio.
Partícula Massa  (g) Massa   (u.m.a) Carga
Electrão
  9,1*10-28   
0
-1
Neutrão
1,67495*10-24
1
0
Protão
1,67254*10-24
1
+1

A masssa dos electrões é nada comparada com a massa dos nuceões (partículas nucleares). Para definir a massa do átomo, somente precisa de somar o número de nucleões: assim atingimos a massa atómica. Portanto, a massa do átomo será iqual à massa do ião.

exercício 1:
A base da tabela em cima, quantas vezes mais pesado será um protão do que um electrão?

exercício 2:
Durante uma reacção nuclear, um neutrão pode mudar num protão + um electrão (raio-β).
Controle, com ajuda da mesma tabela, como as massas mudam durante uma tal mudança.

A Unidade de Massa Atómica = u.m.a. = 1 u(nidade)



exercício 3:
Com ajuda da definição da u.m.a. deriva qua esta u.m.a. pode ser considerada a massa média de um nucleão.
Calcule a massa média em gramas.

exercício 4:
Imaginando 1 grama de nucleões (mistura de protões e neutrões), quantos nucleões são necessários? (use a tabela em cima)


Isótopos

Cada átomo tem seu próprio número de massa: a soma dos nucleões

O átomo de Cloro pode conter 17 protões e 18 neutrões, i.é: o número de massa deste átomo é 35.

Um elemento pode ter diversos isótopos; partículas com número igual de átomo, mas número diferente de massa. A massa atómica média é definida pela proporção dos isótopos. De modo geral, encontramos os valores nas tabelas, p.ex. tabela V
A massa atómica baseia-se nos números de massa dos diversos isótopos do elemento.

Por exemplo: o Cloro tem, além do átomo 35, um outro isótopo com 20 neutrões, portanto com númere de massa: 37.

A média dos átomos 35 e 37 não é 36!! Na natureza existe três vezes mais o isótopo 35Cl

Afinal, podemos calcular que a massa atómica média do Cloro é perto de 35,5.


Calcularam que 6.1023 nucleões (que juntos pesam 6.1023 u) juntos têm uma massa de uma grama, 1 g.

Portanto, 1 grama contém 600.000.000.000.000.000.000.000 nucleões (= protões e neutrões juntos)

exercício 5:
Explique que a massa média de um núcleo é igual a 1,7.10-24 g.



2. MOL

Imagine: 1,7.10-24 g. Tais quantidades tão pequenas claro não podemos medir numa balança. Estes massas somente podemos calcular via desvios e com aparelhos complicados. O número enorme de 6.1023, na química, fica o número padrão; usa-se este número muitíssimo. Pela primeira vez usado por Avogadro. Por isso, é chamado:

o número de Avogadro = 6.1023

Introduziram duas unidades novos:
  1. uma micro-unidade pelas partículas extremamente pequenas (átomos, moléculas, iões, electrões). Esta micro-unidade chamamos a unidade de massa, o 'UNIT' (a unidade de massa atómica = u.m.a.)
  2. uma macro-unidade por números das mesmas partículas pequenas, mas im tão enormes quantidades que podem ser pesadas numa balança normal. Esta unidade chamamos MOL e é uma unidade de números.

    Um MOL é 6.1023

    exercício 6:
    Considere os seguintes números: uma doze, um grosso, uma mol; explique porque é que não tem sentido de falar de um MOL de pessoas.

    Os electrões não contam na massa atómica. Por isso, a massa fica concentrada no núcleo do átomo. Conhecendo o número dos nucleões de um certo átomo, automaticamente conhece também a massa atómica em u(nits).

    Reconhendo em seguida desta substância um mol (6.1023) de átomos, conhece também a massa em gramas.

    Exemplo:
    Cálcio (http://nl.wikipedia.org/wiki/Calcium)
    • Cálcio tem 20 protões e 20 neutrões; juntos 40 u.m.a.
    • 1 átomo de Cálcio pesa, portanto, 40 u.
    • 6 x 1023 átomos de Cálcio pesam 6.1023 x a mais.
    • 1 mol átomos de Cálcio pesam 6.1023 x 40 u = 40 gr.
    Na tabela V encontramos pela massa atómica de Cálcio o número 40,1 (deve ser consequência de diversos isótopos). o isótopo mais geral contem 40 nucleões).
    O número 40,1 (massa atómica) aplicado nos níveis micro e macro:
    • um átomo de Cálcio pesa 40,1 u(nits) (micronível)
    • um mol Cálcio pesa 40,1 gramas {macronível)

    exercício 7:
    Zinco e Cobre, confundidos numa substância, dá latão:
    1. Explique, calcule quanto é que pesam juntos: 1 mol zinco + ½ mol cobre (latão), tanto a micro- como macronível.
      aplique os dados da tabela V a mícro- e macronível.
    2. Quando pesam: 1 mol açucar; ½ mol água; 103 mol H2



    2.1 Converter unidades.

    Na prática trabalhamos com as unidades: (mili)grama, quilograma, toneladas, etc, em particular (mas não exclusivamente) no caso de sólidos.

    No caso de líquidos e certamente no caso de gases, usamos unidades de volume: litros (=dm3),mililitros (ml = cm3) e m3.
    Tem que ser capaz de trabalhar com essas unidades e também de converté-las rapidamente en sem erros.
    Estude o esquema em baixo, por favor.

    molesquema (22K)

    exercício 8:
    Quantas mg numa tonelada? Quantos litros é um litro?

    Este tipo de conversões deve realizar de cor e rapidamente! Portanto, treinar o mais possível.

    Na física aprendemos como conversar de massa para volume e v.v. no caso de sólidos e líquidos. Neste caso aplicamos a 'densidade'.
    A unidade aplicada nas tabelas podemos ler em três maneiras: tonelada/m3 = kg/l = gr/ml (em cimo e em baixo do traço, cada vez mil vezes menor.

    1 litro de álcool pesa 0,8 kg, mas também:

    1 ml de álcool pesa 0,8 gramas (= 800 mg).

    exercício 9:
    Quanto é que pesam 10 litros de gasolina e quantas moles são 10 litros de gasolina? (fórmula: C8H18(l); densidade=0,72 g/ml)


    No caso de gases (queremos conhecer o volume de 1 mol gás, por exemplo), o cálculo é bastante diferente. Há uma diferença fundamental entre gases a um lado e líquidos e sólidos ao outro lado.
    Ponto especial dos gases é: todas as partículas ficam soltas uma da outra; podem choquar, mas ficam livres.
    Portanto, o volume do gás não depende assim do tamanho das partículas. Muito mais depende da distância entre as partículas.
    O que conta é: qual a distância entre as moléculas do gás?

    Nos líquidos e sólidos, as moléculas ficam juntas. (Quase) não há distância.
    No caso de (s) ou (l) a pergunta é: qual o tamanho das moléculas?
    Maior as moléculas, maior o volume que ocupam.
    No caso de gases é totalmente diferente!!

    O volume de um gás, portanto, a distância entre as moléculas gasosas, depende muito (talves exclusivamente) da pressão e da temperatura:
    1. A pressão mais alto, as moléculas gasosas ficam mais perto, a distância fica menor e haverá mais moléculas por litro = também mais mol/l. Assim também o gás obtem mais massa, é mais pesado.
    2. A uma temperatura mais alta (i.é. as partículas movem mais agitadas), as moléculas obtêm mais distância umas das outras. Assim temos menos moléculas de gás por litro, menos mol/l. um litro de gás quente será mais leve do que um litro mo mesmo gás mais frio.
    À temperatura de 0°C e 1 atm. de pressão, o volume de 1 mol gás = 22,4 litros, independente do tipo de gás. A uma temperatura e pressão diferente, o volume é diferente, mais igual para qualquer gás. (por exemplo: a 100°C e 1 atm. cada gás tem um volume de 27 litros).

    Com ajuda da lei de gás podemos calcular quantos litros constitui uma mol de gás a certa temperatura e pressão. Para tal temos uma equação matemática.

    Obtemos de dois gases um volume igual a temperatura e pressão iguais, dentro existem números iguais de moles e números iguais de moléculas, tanto faz qual é o gáz. (veja figura)

    Na conversa de unidades, o conceito de MOL fica no centro. O esquema deve conhecer de cor e aplicar rapidamente.

    exercício 10:
    Um carro usa 1 litro em 15 km.
    Quantos mol de gasolina são usadas depois de 200 km?

    exercício 11:
    Calcule as percentagens de massa de C e H em gás natural.

    exercício 12:
    Considere a tabela em baixo e tire os dados necessários sobre a solubilidade de um gás em água:

        CO2     O2 NH3
    0°C     75·10-3 mol/l     2·10-3 mol/l 52 mol/l
    25°C     34·10-3 mol/l     1·10-3 mol/l 26 mol/l
    100°C     0,0·10-3 mol/l     0,7·10-3 mol/l 0,0

    Com a tabela, calcule quantas gramas de dióxido de carbono dissolvem-se num meio litro duma solução saturada de 25°C.

    exercício 13:
    Quanta água encontra se em 500 gramas de sóda cristálica?

    Plásticos, nylon, poliésteres, poliéteres etc são constituídos por moléculas, tal como outros compostos.
    A massa molecular destas moléculas varia entre 10.000 e 100.000
    Assim temos a ver com moléculas de tamanho enorme: MACROMOLÉCULAS

    Alguem devia demonstrar como preparar 0,1 M NaCl e quais os instrumentos usamos durante estes manipulações.
    Deves compreender, pelo menos, os seguintes conceitos:
    Estude os seguintes fotos de material de vidro:




    2.2 Análise dos elementos na Química de Carbono

    Um composto de Carbono (química orgânica) sempre contem C, muitas vezes H e talvez O. Outros elementos como N e S deixamos fora desta conversa. A fórmula da substância a investigar pode ser, p.ex.: CxHyOz

    Na análise dos elementos determinamos a quantidade de C e H em (mili)gramas. Uma vez que antecipadamente já foi determinada a massa total da substância, podemos ver automaticamente se sim ou não existia O no composto, e quanto.



    1. exactamente e precisamente pesamos uma quantidade bem definida da substância a investigar (uma amostra). Depois queimamos esta amostra completamente com muito oxigénio; todo Carbono é transferido em CO2 e todo H (hidrogénio) em H2O.
    2. Pesamos a quantidade do dióxido de carbono e da água.
      1. Da quantidade de dióxido de carbono calcula-se a quantidade de C.
      2. Da quantidade de água calcula-se a quantidade de H.
    3. Agora podemos controlar se ainda existia O na substância; caso sim, conhecemos a quantidade: Quando a quantidade original da substância pesada seja mais do que a soma de C + H, a substância deve conter O.
    Agora conhecemos a proporção de massa C : H (: O)
    Aquela proporção de masse temos que converter na proporção molar: dividir pelas massas atómicas dos elementos C, H (en O). Desta maneira chegamos à proporção x : y : z

    exercício 14:
    Explique que da mesma maneira somente pode determinar a fórmula de proporção (CxHyOz)n e não fórmula molecular verdadeira CxHyOz.

    O gás dióxido de carbono e a água que temos que determinar na alálise de elementos podemos recolher e pesar da seguinte maneira:
    1. Primeiro recolhemos a água(g) através de uma substância higroscópica que pesamos antes e depois da experiência. Para tal podemos aplicar, p.ex. Cloreto de Cálcio seco ou sulfato de cobre seco.
    2. Depois recolhemos o gas dióxido de carbono p.ex. com uma base forte como cal. Também este cal pesamos antes e depois da experiência. A diferença é a massa do gás captado.

    exercício 15:
    Alguem queima 100 cc de gasolina em oxigénio em excesso, seco e puro. Os produtos de combustão guiamos successivamente através de cloreto de cálcio seco e cal seco. O tubo com cal aumento 220 gr de massa en o tubo com cloreto de cálcio 102 gr. Depois 10 cc de gasolina são dissolvidos em 100 gr de acetono; isto causa um novo ponto de ebulição: 57,40°C.
    Determine a fórmula molecular desta gasolina.



    3. CONCENTRAÇÃO / MOLARIDADE

    Todas as misturas são constituídas de dois ou mais componentes. Quando não é possível distinguir um componente do outro, falamos de uma 'mistura homogénea': todas as partículas da mistura distribuiram-se uniformamente no espaço. No caso de misturas gasosas, isto acontece sempre, p.ex., no ar. Quando um dos componentes é um líquido e a mistura está bem transparente, temos uma mistura homogéneo; p.ex. áqua com açúcar. Aquele componente que enche todo espaço e também é o componente em excesso, chamamos 'o solvente'; o(s) outro(s) componente(s) chamam-se 'soluto', que pode ser (s), (l) ou (g).

    Quando as partículas de um dos componentes não está bem (uniformamente) distribuído no espaço falamos de uma mistura heterogéneo. Exemplos: giz em água, fumo, óleo + água, etc.

    A concentração de um componente (soluto) podemos calcular somente no caso de misturas homogéneas; quando este componente está bem dividido no espaço. Cada (mili)litro do solvente contem um igual número de moléculas do soluto, tanto faz de onde vem este (mili)litro.

    exercício 16:
    Será possível determinar a concentração do sal em água do mar? E a concentração de areia em lodo?

    Portanto, das substâncias heterogéneas não é possível calcular uma concentração.

    Na química, a unidade de concentração normalmente é: mol/litro = mol*l-1
    Uma maneira química para indicar a concentração duma substância é: [NaCl]; [O2]

    Uma outra palavra para mol/litro (concentração) é: molaridade. E uma abreviatura disso é: .....M. Imagine uma solução de ácido clorídrico com a concentração de 0,4 mol HCl por litro. Diz-se assim: essa solução de ácido clorídrico é de 0,4 molar; a molaridade é 0,4 e podemos escrever: 0,4M HCl.

    exercício17:
    Explique o que quer dizer: 10-4M CO2

    Conhecendo a concentração duma solução + a quantidade de solvente, podemos calcular quanto solute há em total:

    10 ml 0,1M HCl contem 0,01 x 0,1 mol HCl
    5 litro 0,02M NaCl contem 5 x 0,02 mol NaCl


    exercício 18:
    Calcule quantas gramas de açúcar se encontram numa chávena (100 ml) 0,3 solução de açúcar.

    Nos cálculos com concentração sempre é necessário notar pelo menos duas substâncias: o solute e o solvente. O solute sempre se dá em moles. O solvente em litros.
    Além disso tem que ser capaz de converter de mol para mmol, de litro para ml e v.v.:
    1 ml = 10-3 l
    1 l = 103 ml
    1 mol/l = 10-3 mol/ml


    exercício 19:
    Preenche:
    1. 0,4M NH3 = ....... mmol/l
    2. 10 ml 0,2 M NaCl = ..... mol NaCl

    exercício 20:
    Uma solução comercial de ácido clorídrico contem 38% ácido clorídrico puro.
    A densidade é 1,2 g/ml. A molaridade é 12.
    Alguem compra 100 kg desta solução comercial.
    Quantas moléculas HCl comprou?

    Se algures se faz uma análise química, muitas vezes as concentrações das substâncias investigadas ficam muito menos de 1M. por exemplo: 10-3M 3.10-9M etc.
    Para ser capaz de trabalhar e calcular rapidamente en facilmente com estas concentrações pequenas, aplicamos na química o "valor p". Em termos matemáticos isto quer dizer: -log; o sinal e o número base deixamos fora:

    p..... = 3 quer dizer: [.....] = 10-3 mol/litro


    exercício 21:
    O que quer dizer:
    1. pNaCl = 2
    2. pNH3= 6

    De vez em quando também fazemos uma abreviatura da própria substância; deixamos as cargas, às vezes ainda mais:

    • pH = 5 quer dizer: [H3O+] = 10-5 mol/l
    • pOH = 7 quer dizer: [OH-] = 10-7 mol/liter
    Agora tenta resolver a tarefa special A (veja capítulo 7)



    4. DETERMINAR A MASSA MOLECULAR

    Lembranças:
    • Micro nível: 1 molécula duma substância pesa M u(nit).
    • Macro nível: 1 mol da substância pesa M gramas.
    • 1 u(nidade) é a massa média de um só nucleão.
    Medir directamente uma molécula na prática é impossível. Portanto, a massa molecular sempre temos que determinar indirectamente, via desvias. Pesar uma mol é possível, mas só quando a massa molecular M já se conhece. Afinal, como vamos determinar a massa molecular?

    Esta determinação de M duma substância desconhecida muitas vezes começa com precizamente pesar uma determinada quantidade em gramas; com aquela quantidade vamos experimentar.

    exercício 22:
    1. porque é que falamos somente de substâncias desconhecidas?
    2. porque é que temos que aplicar substâncias puras?

    Para processar uma experiência satisfactória, usamos uma substância distribuída homogeneamente num recipiente.
    O método a aplicar depende do estado da substância:
    1. método I no caso de sólidos e líquidos
    2. método II no caso de gases
    No caso de (s) ou (l), temos que distribuir as moléculas homogeneamente. Para tal, a substância:
    1. dissolve-se num soluto apropriado e da mistura obtida vamos determinar o ponto de ebulição ou de fusão (Método I)
    2. evapora (Methode II)


    4.1 Método I:

    Solutos influenciam os pontos de fusão ou de ebulição do solvente;
    um líquido ferve ou solidifica mais difícilmente na presença de partículas estranhas.

    exercício 23:
    No inverno de certos países podemos observar duas maneiras de aplicar esta mudança do ponto de fusão de água, no quotidiano.
    Menciona dois exemplos.

    1. Congelar, solidificar sempre implica a produção de uma rede.
      A formação duma rede torna-se mais difícil na presença de partículas estranhas que não cabem na própria rede, o que é o caso quando o líquido contém um soluto, i.é. quando se fala duma solução.
      A formação da rede é perturbada.

      Para mesmo assim formar uma rede, precisamos de temperaturas mais baixas. Chamamos a isso: Redução do ponto de fusão (r.p.f)
    2. Quando um líquido começa a ferver, as moléculas na superfície começam a escapar.
      Na presença de partículas estranhas (dum soluto), estas partículas ocupam uma parte da superfície, deixando menos superfície às moléculas do solvente. Assim torna-se mais difícil para aquelas moléculas para escapar por terem menos contacto com o exterior.
      Ferver é mais difícil ou seja, o ponto de ebulição aumenta: Aumento do ponto de ebulição (a.p.e.)
    Estes efeitos (r.p.f. e a.p.e.) não dependem do carácter das partículas dissolvidas. Não importa o tipo de partículas. Podem ser iões, átomos, moléculas grandes ou pequenas).
    Muito mais importante para o efeito é o número das partículas dissolvidas (portanto, o número de mol)

    exercício 24:
    Explique: 0,1 mol açúcar (com moléculas bastante grandes) num solvente apropriado vai influenciar o ponto de fusão mais ou menos do que 0,1 mol de Bromo (que tem moléculas mais pequenas)?
    Em ambos os casos usamos a mesma quantidade de solvente.

    De modo geral, no caso de determinação de massa molecular não usamos a unidade mol/litro, mas uma outra unidade: mol/100 gramas de solvente. Parece um pouco estranho, mas isto facilita os cálculos.
    A quantidade duma substância desconhecida (o soluto) que pesamos (p.ex. p gramas) dissolve-se numa quantidade de solvente conhecido e bem pesado (p.ex. q gramas). Por exemplo com um termómetro Beckmann, podemos medir o ponto de fusão ou de ebulição da mistura muito exactamente para assim conhecer o r.p.f. ou a.p.e da mistura (por comparação com o ponto de fusão ou ebulição do solvente puro).
    Dizemos que a massa molecular (desconhecida) do soluto seja M.

    exercício 25:
    Imagine que incontrou assim o valor de M = 58,44u e além disso sabes que a substância é constituída por iões. O que era a substância? E em que deves pensar calculando o número de partículas?

    O número de partículas dissolvidas é: p/M. Este número de mol partículas determina o aumento ou a redução.
    O número de mol soluto é proporcional com a r.p.f. ou a.p.e.

    r.p.f. ou a.p.e. ≡ número de mol do soluto


    A quantidade de solvente, na prática, nem sempre será exactamente 100 gramas; no caso de usar menos, o efeito será mais forte; usando mais solvente (mais diluído), o efeito será menos forte. Supondo que usamos q gramas, o factor de correcção pelo solvente é: 100/q.

    r.p.f. ou a.p.e. ≡ número de mol solvente x 100/q

    A fim de mudar o sinal de proporcionalidade para o sinal de igualdade (=), temos que introduzir uma constante K*.
    Esta constante K* chama-se r.p.f.molar ou a.p.e.molar
    O valor de K* varia por solvente e pode encontrar nas tabelas.
    p.ex.: o a.p.e.molar de água é 0,5 e do benzeno é 2,5
    e
    r.p.f.molar de água é 1,9 e do benzeno é 5

    exercício 26:
    1. A que temperatura a água via solidificar depois de dissolver 1 mol de substância em 100 gramas de água?
    2. Idem pelo caso do solvente benzeno.
    Quando uma substância é constituída por iões, a substância divida se em mais partículas enquanto dissolver (dizemos que são n partículas)

    r.p.f.    ou     a.p.e. = K* x número de mol solvente x 100/q · n

    ou:

    r.p.f.    ou     a.p.e. = K* · p · 100 · n
                          M · q


    exercício 27:
    25 gramas de ácido esteárico dissolve-se em 100 gramas de álcool. Determine (quando o aparelho existe) o ponto de ebulição, portanto o a.p.e. e determine a massa molecular do ácido esteárico.

    exercício 28:
    Uma mistura de 5,14 mg da substância Y e 251 mg fenolo dá um ponto de fusão de 38,53oC.
    Calcule a massa molecular de Y

    exercício 29:
    5 gram de um sal dissolve-se em 50 ml de água. Determine (quando o aparelho existe) o ponto de fusão desta mistura e assim a r.p.f. Calcule a massa molecular do sal.


    4.2 Método II

    No caso duma substância gasosa (g) sempre temos uma substância homogénea. Um gás é sempre distribuído homogeneament no espaço.
    Aqui também temos que pesar: pesa-se um certo volume de gás a temperatura e pressão conhecido.

    exercício 30:
    Explique como será possível pesar um gás.
    Depois pesamos a mesma quantidade do gás Hidrogénio à mesma temperatura e pressão. Assim podemos calcular quantas vezes mais pesado do que Hidrogénio é o gás desconhecido.

    exercício 31:
    Explique o porquê da pesagem dos gases X e H2 à temperatura e pressão igual.

    Sabendo que o gás desconhecido (do qual pretende determinar a massa molecular) é x vezes mais pesado do que gás Hidrogénio, aquele x chamamos DH (densidade de gás).

    Definicão:

    DH =        massa de V litros de gas (a t e p)
                    massa de V liter H2(a t en p)

    Portanto, à t e p igual, os gases têm igual volume e igual número de moléculas naquele volume. Da definição podemos derivar uma fórmula:

    DH = M(gás)/M(H2)

    ou, melhor:

    M = 2DH


    exercício 32:
    Deriva esta fórmula da definição.

    exercício 33:
    Investigamos uma substância desconhecida X(s)
    Dissolvendo X em ácido clorídrico, forma-se um gás A.
    Pesamos 1 litro daquele gás A: 1,98 gramas.
    Uma quantidade igual de Hidrogénio à mesma t e p pesa 0,09 gr
    Depois tomamos 10,6 gr da substância X e dissolvemos isto em 400 ml água.
    Mede-se o ponto de fusão da mistura: 1,4°C
    Tenta descobrir a substância X (fórmula)



    5. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

    (veja também módulo 07, § 1.4)

    Há muito tempo, Jules Verne descreveu sua viagem fantástica para a lua. De modo exacto sabia calcular a quantidade de pólvora necessária para criar força suficiente à foguetão com tripulação a fim de abandonar a terra: tantas substâncias para criar a quantidade exacta de oxigénio para que a tripulação ficar viva em tantos dias, etc.
    Hoje em dia, quando acontecer um tal evento, fazemos os mesmos cálculos com a mesma precisão ou melhor.
    Por exemplo: um dos combustíveis modernes de foguetes é hidrazina, produzida numa reacção dos reagentes (pesados exactamente): amoníaco em litros de gás, e hipoclorito de sódio (em gramas). Assim reagem os reagentes estequimetricamente na procução de hidrazina.

    exercício 34:
    Alguem pretende começar uma fábrica de sabão. Para tal precisa: óleo vegetal, sal da cozinha, hidróxido de sódio, água, energia, edifícios, etcetera. etc.
    Dá brevemente o plano da direcção.

    Um outro exemplo:
    Numa fábrica de ácido sulfúrico misturamos: dióxido de enxofre(g) e água(l). Será necessário calcular exactamente as quantidades necessárias de cada regente.

    Assim existem aplicações inumeráveis de empresas ou instituições que só funcionam a base de equações certas de reacções e cálculos que indicam as quantidades de reagentes necessários pela produção dos produtos. Sem tais cálculos e com misturas incertezas, surgem dois problemas:
    • podem formar-se produtos errados
    • perde-se muito reagente
    • custa muito mais dinheiro; a fábrica pode falhar.
    A direcção da fábrica precisará um perito na área de cálculos estequimétricos.


    5.1 Geral

    Demonstração:
    Se for possível, demonstrar que x gramas de magnésio dissolve em 1M HCl suficiente.
    O gás que se forma durante a reacção mede-se numa seringa graduada de gás. Com aquela quantidade conhecida do gás (a temperatura normal) calcula-se a quantidade de magnésio que dissolveu.

    Executando reacções químicas, será importante conhecer a quantidade necessária dos reagentes e a quantidade de produtos que se podem formar. É importante, não só em termos químicos, mas também em termos económicos.

    Sempre são átomos, moléculas ou iões que chocam uns com os outros; estas partículas podem diferir bastante em tamanho e/ou massa (nem sempre!). Por exemplo, um átomo grande e pesado pode reagir bem com um ião muito pequeno. Claro que isso terá consequências para proporção de massas.

    Em cada reacção fica bem definido: quantos átomos, moléculas ou iões vão reagir, i.é, em que proporção. Este número podemos ler nos coeficientes das equações acertadas da reacção. Os coeficientes das equações têm duas significações:
    • a significação ao micronível: número de iões, átomos etc.
    • a significação ao macronível: número de moles
      Na reacção: 2H2 + O2 2H2O os coeficientes significam:
    1. (micro): 2 moléculas de hidrogénio reagem com 1 molécula de oxigénio, produzindo 2 moléculas de água.
    2. (macro): 2 mol hidrogénio reagem com 1 mol oxigénio, formando 2 moles de água.
    A proporção 2 : 1 : 2 é fixa para esta reacção e chama se proporção molar.
    Um cálculo estequimétrico sempre começa com uma equação certa da reacção.

    exercício 35:
    Mostra em que proporção molar reagem cálcio e água; calcula em que proporção de massa estas substâncias reagem.

    Atenção: é a própria reacção que defina os coeficientes, que não dependem das quantidades de substâncias juntadas. Mesmo juntando 100 mol de hidrogénio com 1 mol de nitrogénio, a proporção molar da reacção fica:

    N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
    portanto:
    1 : 3 : 2


    exercício 36:
    Explique que no exemplo em cima não se podem formar mais de 2 moles de amoníaco.

    Substâncias constituídas por iões (na maioria dos casos contendo um metal) de forma dissolvida, são divididas em iões; os iões movem livremente.
    De forma sólida elas têm redes iónicas.
    Nos cálculos estequimétricos normalmente calculamos com as quantidades de substância não dividida. Por isso preferimos trabalhar nas equações com fórmulas moleculares ou fórmula de proporção e não com fórmulas iónicas. Isto facilita o cálculo.
    Na prática não pesamos iões apartes, mas sempre o sal total, incluindo os iões positivos e negativos. Não existem recipientes com só iões positivos, por exemplo.

    com iões: Na+ + Cl- + Ag+ + NO3- Na+ + NO3- + AgCl(s)

    não com iões: NaCl(aq) + AgNO3(aq) NaNO3(aq) + AgCl(s)

    Em cálculos estequimétricos a última maneira de escrever é preferida. Sempre anotar o estado de agregação (a fase): (s) (l) (g) (aq).
    Assim evitamos muitos erros.

    Os reagentes reagem numa proporção molar fixa; juntando os reagentes numa proporção injusta, eles reagem até um deles acabar. o restante do outro simplesmente não reage e fica.

    exercício 37:
    Imagene que queimaos 1 gr de sódio (metálico) em 100 litros de ar.
    Calcule quantas gramas de produto se formam e quantos litros de oxigénio sobram. (0ºC, 1 atm.)

    No caso de gases e líquidos muitas vezes usamos litros ou mls. Durante o cálculo temos que pensar bem: o volume de líquidos convertemos via a densidade e o volume de um gás podemos converter directamente em moles (conhecendo a temperatura e a pressão).

    exercício 38:
    Calcule quantos litros de gás hidrogénio se formam quando dissolvem 10 gr de cálcio em água suficiente.
    O gás mede-se a 0ºC e 1 atm.

    É aconselhável - para compreender melhor a prática - indicar a fase das substâncias (s), (l) ou (g) (ou (aq)):

    Ca(s) + 2H2O(l) Ca(OH)2(aq) + H2(g)

    Este cálculo também é um exemplo no qual podemos ver a vantagem de usar fórmulas emíricas e não fórmulas ionicas.
    Em cálculos deste tipo tratamos coisas da prática real: não tiramos iões duma garafa, mas sim substâncias neutras e enteiras.
    Assim, mesmo quando participa o ião cloreto, pesamos sal da cosinha (NaCl)

    N.B. Ainda reconhece a equação: d = m/v?

    Também gases têm uma densidade, mas com uma definição totalmente diferente de (s) en (l).
    Para já saber alguma coisa dos gases: tanto faz qual é o gás, pode ter moléculas grandes ou pequenas, uma mol do gás sempre terá o mesmo volume, (se medido a)
    Ou também: tomando 1 litro de um gás, medido a temperatura e pressão igual, o número de moles é igual. Mol e volume, no caso de gases, são proporcionais.
    Nada disso com substâncias líquidas ou sólidas, mas sim para gases: as coeficientes dos gases numa equação podemos ler tanto como moles como também como litros.

    No caso de gases:
    PROPORÇÃO MOLAR = PROPORÇÃO DE VOLUME


    exercício 39:
    Qual o volume de 1 mol de gás a pressão de 1 atm e a temperatura de 0ºC?

    Metano reage com oxigénio na proporção 1:2 (uma mol de metano reage com 2 moles de oxigénio). Isto implica que, medido em condições iguais: 1 litro de gás metano reage com 2 litros de oxigénio.

    Tens que conhecer bem o conceito MOLARIDADE. Muitas vezes os conceitos molaridade ou concentração surgem nos cálculos estequimétricos.
    Por exemplo: 10 ml 0,1M HCl reage com uma outra substância. Tens que ser capaz de ler e aplicar estes dados num cálculo.
    N.B. Em particular o iniciante deve respeitar em cada passo cada substância para assegurar o que estas a fazer.
    Assim o cálculo fica concreto; assim continuas a ver de que se trata o cálculo.

    exercício 40 é um exemplo:
    Qual é a massa e o volume (em condições padrão) de dióxido de carbono que se forma na combustão completa de 4,01 gr metano?
    método para responder uma tal pergunta:
    1 CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2H2O(g)
    2 sublinar as substância de tens dados ou de que existem perguntas. CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2H2O(g)
    3 Portanto, 1 mol CH4(g) reage com 1 mol CO2(g) (proporção é 1:1)
    4 16 gr CH4(g) produzem 44 gr CO2(g) (aqui aplicamos as massas moleculares)
    5 na realidade não temos 16 gramas, mas somente 4 gr para queimar.
    O factor que vamos introduzir aqui é 4/16
    4/16 x 16 gr CH4(g) produzem 4/16 x 44 gr CO2(g)

    afinal: condições padrão quer dizer: a temperatura de 25°C e pressão de 1 atm. Àquelas condições 1 mol gás = 22,4 litros

    1/16 x 44 = 11 gr CO2(g) são produzidos,

    o que é igual a 4/16 mol = 4/16 x 22,4 litros CO2(g) = 5,6 litros


    exercício 41:
    Queima-se 1 gr de sódio (metálico) em 100 litros de ar (0°C e 1 atm.).
    Calcule, em gramas, quantos litros de oxigénio sobram.

    exercício 42:
    Um certo minério de ferro contem 75% óxido de ferro(III). Calcule a massa de ferro que podemos tirar de uma tonelada deste minério.

    exercício 43:
    Alguem aplica gás mineral (metano) a fim de ferver 5 litros de água durante 15 minutos. Tudo para matar bactérios.
    Ela usou 5 gramas de gás.
    Calcule a massa, em gramas, do oxigénio necessário neste processo.

    exercício 44:
    Quantas moles de oxigénio precisamos para quiemar 1,3 mol gás natural? (tudo medido a temperatura e pressão igual)

    exercício 45:
    Calcule a quantidade de amoníaco e oxigénio (em gramas) necessários na produção de 3.00 gr NO. Um outro produto é água.

    exercício 46:
    Ácido sulfúrico concentrado contem 96% H2SO4 puro. O restante é água.
    Calcule o número de moles de H2SO4 em 1 litro ácido sulfúrico concentrado cuja densidade é 1,84 g/cm3.

    exercício 47:
    3 moles de cloro e 150 gr de ferro reagem, formando cloreto de ferro(III).
    Qual será a substância limitanda (a substância que não sobra): cloro ou ferro?

    exercício 48:
    Nitrogénio en Hidrogénio reagem numa reacção directa, formando o produto amoníaco, num reactor industrial com catalisador.
    Formam se 1000 gr do produto (amoníaco) com um rendimento de 97,8%
    A massa molecular de amoníaco = 17,0
    Quantas moles dos reagentes precisamos para tal?


    5.2 Titulações

    esboço dum erlemeyer           esboço duma bureta           material da titulação           a cor muda de azul para vermelho


    Para introduzir este assunto, seria óptimo arrancar com uma demonstração (se for possível) de uma titulação ácido base simples + um cálculo.
    1. Primeiro executamos uma titulação com um medidor pH. Juntamos o titulante num ritmo constante da bureta, por exemplo ml por ml, até atingir o ponto final. No quadro, ou em papel, elaboramos um gráfico que indica mais ou menos a quantidade de titulante necessária.
    2. Depois executamos a mesma titulação com um indicador a fim de determinar exactamente o ponto final.
    3. Afinal realisamos e discutimos o cálculo.

    Veja também: http://pt.wikipedia.org/wiki/Titulação ou http://pt.wikipedia.org/wiki/Titulação

    exercício 49:
    25 ml de KOH(aq) de concentrção desconhecida são titulados com 16 ml 0,27M ácodo clorídrico.
    Calcule [KOH].

    Uma titualção é um método bastante rápido para determinar concentrações de solutos; aplicamos aparelhos para medir exactamente os volumes de líquidos: pipetas, balões volumétricos, buretas, etc. Assim falamos também de 'volumetria'.

    Numa equação da reacção podemos ver em que proporção molar os reagentes devem reagir. Quando juntamos os reagente exactamente nesta proporção molar, falamos de 'quantidades equivalentes'.

    exercício 50:
    Calcule a quantidade equivalente de NaOH para 0,3 mol de ácido sulfúrico (puro).

    De modo geral, numa titulação fazemos reagir duas substâncias dissolvidas (solutos) cuidadosamente; terminamos a reacção logo ao momente que juntamos quantidades equivalentes.

    exercício 51:
    Titulamos 10 ml de triiodeto(aq) (I3-) com 23,9 ml 0,1M tiosulfato(S2O32-).
    Quantas gramas de iodo (I2) continha a solução original por litro?

    É necessário conhecer exactamente a concentração do titulante (normalmente na bureta); assim podemos calcular as concentrações das outras substâncias.

    Muitas vezes terminamos a reacção um pouco tarde demais. Com a última gota automaticamente já juntamos um bocadinho titulante demais. Assim o ponto final da titulação não é igual ao ponto de equivalência teórica da mesma titulação. Para uma determinação exacta e confiável, o erro nunca pode ultrapassar 0,5%. Na prática nunca pode adicionar mais de uma gota demais em 200 gotas.

    exercício 52:
    Numa certa titulação da bureta precisámos de juntar 3 ml titulante (+ 60 gotas); imagine que juntamos meia gota demais, assim esta titulação era aceitável em termos de exactadão?

    De facto temos que terminar uma titulação (ou a junção de titulante da bureta) no momento que juntamos quantidades equivalentes (o momento da equivalência).

    A fim de observar este momento, de modo geral, precisamos um indicador
    No caso de uma titulação ácido base: um indicador ácido base
    No caso de uma titulação redox: um indicador redox


    um ácido fraco orgánico
    um redutor fraco orgánico
    HIn H+ + In-
    RedIn n e- + OxIn
    HIn tem outra cor do que In-
    RedIn tem outra cor do que OxIn
    a cor de HIn ou In-
    a cor de RedIn ou OxIn
    somente podemos observar claramente quando o equilíbrio fica (suficientamente) a um lado, seja à esquerda seja à direita.
    A cor que o indicador toma depende so ambiente:
    Num ambiente ácido (ou reduzindo) os equilíbrios em cima mudaram para esquerda e assim domina a cor de HIn (ou de RedIn).
    Isto pode diferer bastante por indicador.



    Para ver mais dados sobre indicadores pode consultar tabela VIII

    exercício 53:
    Explique qual a cor de vermelho de fenol em KOH(aq); a molécula do indicador será neutra ou negativa (em carga)?

    exercício 54:
    Explique a cor de azul de metileno numa solução de sulfureto de sódio (Na2SO3); a molécula do indicador terá a forma Red ou Ox?

    Numa titulação ácido base, o pH da solução final não necessáriamente deve ter o valor de 7; o valor final de pH depende das propriedades dos produtos. Quer dizer: os produtos, no seu turno, pode conter ácidos ou bases (fracos).
    Aplicamos uma regra simples:

    titulação dum ácido forte com uma base forte: pH = 7
    titulação dum ácido forte com uma base fraca: pH < 7
    titulação dum ácido fraca com uma base forte: pH > 7


    exercício 55:
    Explique porquê o pH final da titulação de ácido acético com OH- será > 7

    A escolha certa do indicador depende das propriedades dos produtos e da zona de viragem do indicador tabela VIII
    Temos que sintonizar o indicador e a titulação.

    exercício 56:
    Explique se laranja de metilo pode servir de indicador numa titulação de ácido acético com OH-

    Acontece que na prática química não é possível determinar numa titulação directa as concentrações de uma substância qualquer.
    Por exemplo: se a substância for gasosa, instável, ou má solúvel.
    Em tais casos podemos executar uma titulação indirecta. Fazemos reagir a substância a determinar com outra substância, um substituente. A substância a determinar de facto não participa na própria titulação.
    Titulamos o substituente, determinamos o substituente e calculamos o número de moles do mesmo.
    Logo depois podemos, via cálculos, determinar a quantidade da substância originalmente a determinar.

    exemplo:
    Mármore contém um teor alto de carbonato de cálcio.
    É possível juntar uma substância que reage somente com o carbonato de cálcio, assim tirando aquele carbonato. Usamos, p.ex. ácido nítrico.
    atenção: Tenha cuidado de medir exactamente a quantidade de ácido nítrico juntado no início.
    Uma parte do ácido reage com o carbonato e sobra um restante do ácido. Imagene que sabemos determinar exactamente quanto ácido sobrou.

    Conhecemos a quantidade total inicial; conhecemos a quantidade que sobrou; portanto subtraindo conhecemos exactamente a quantidade de ácido que reagiu com o carbonato de cálcio.
    Numa titulação (com uma base, pode ser NaOH) podemos simplesmente determinar aquela quantidade de ácido que sobrou.

    exercício 57:
    Vamos pesar exactamente 10 gr mármore e colocamos o mármore em 150 ml 1M ácido nítrico. O gás que se forma é removido por aquecimento. Depois titulamos o que sobrou do ácido com 10 ml 0,2M NaOH.
    Calcule o teor de carbonato de cálcio no mármore.

    Uma titulação redox muito usada é com o par: I3/S2O32-(iodo com tiosulfato).
    De modo geral aplicamos esta reacção numa titulação indirecta. A substância a determinar substituimos por iodo ou tiosulfato, dependente da questão se a substância a determinar seja redutor ou oxidante.
    Nestas titulações iodométricas aplicamos um indicador bem funcionande e barato: amido(aq). Amido fresco tem moléculas de forma helix (veja também módulo 12, bioquímica).
    Os iões tri-iodeto cabem exactamente no helix de amido, criando assim uma cor azul escura. A solução de tri-iodeto tem uma cor própria (amarelo castanhado), mas esta cor (que também desaparece of aparece no ponto final) é muito mais difícil observar do que o azul.

    exercício 58:
    Aponta tudo que pode observar numa titulação duma solução de iodo com tio, usando sim ou não o indicador amido.

    No executar uma titulação ácido base, sem indicador, podemos usar um medidor pH.
    Naquele medidor temos que ler o pH durante a titulação cada vez depois de juntar a mesma quantidade de gotas ou mls do titulante, continuando até ultrapassar o ponto final. Fazemos um gráfico.
    Lá onde observamos a mudança maior de pH definimos o ponto de equivalência.

    Também nas titulações redox um tal método é possível. Só que não usamos um medidor pH, mas um medidor de potencial.
    Cada vez depois de juntar, p.ex. 0,5 ml, lemos o valor de pH ou do potencial no medidor; anotamos este valor. Em papel milimétrico podemos desenhar os gráficos e neles determinar os pontos de equivalência.

    exercício 59:
    Explique como determinar o ponto final mais exacto: com indicadores ou com medidores?

    exercício 60:
    quais as titulações pertencem aos quatro gráficos: curvatitulacao (18K)

    Existem muitos métodos de titulação, aindo por tratar mais tarde, por exemplo:
    • titulação de precipitação
    • titulação colorimétrica
    • titulação ácido base
    • titulação redox
    • titulação complexométrica
    • titulação coulométrica
    • titulação termométrica




    6. Calcular com valores p e com constantes importantes.

    O aluno/estudante deve entender os conceitos logaritmos (negativos)e valores p.
    Aconselha-se treinar um pouco:
    • log10-2 = -2 e também: p10-2 = 2
    • log 4.10-2 = log4 + log10-2 = -2 + log4 = -2 + 0,60= -1,40 e também: p4.10-2 = p4 + p10-2 = 2-log4= 2-0,60 = 1,40
    • pX = 3,7 = 4-0,3 = 4-log2,00 portanto: X = 2.10-4



    6.1 pH

    A razão de trabalhor muito com logaritmos negativos (valores p) vem do dado de que na química as concentrações das substâncias muitas vezes é tão pequena. Uma vez acostumado, vais experimentar que é muito mais simples escrever:

    pH = 6 em vez de: [H3O+] = 10-6 mol/l

    ou:

    pOH = 8 em vez de [OH]= 10-8 mol/l


    Sempre no escrito de concentração, também deve escrever a unidade mol/l. Trabalhando com valores p, isto não é necessário.

    exercício 61:
    Explique se a seguinte mistura será neutra: 1 mol H2SO4 + 1 mol NaOH

    exercício 62:
    Explique quais das seguintes soluções terá o pH mais baixo e mede o pH:
    1. 1M H2SO4 ou 1M HCl
    2. 1M HCl ou 1M HAc
    3. 0,1M HCl ou 1M HAc



    6.2 KW

    No módulo 9 já foi discutido o facto de água própria é um anfólito fraco, portanto: água é uma base muito fraca é um ácido muito fraco. Sem outras substâncias na água, o pH a 25 graus centígrados é exactamente 7, e também o pOH=7
    Ao equilíbrio de água pertence também uma K:

    A concentração da água [H2O] = constante.

    exercício 63:
    Explique que a concentração da água em água = ±55,5 mol/l. A dissociação de água em iões praticamente não muda nada.

    Do anterior podemos tirar a conclusão seguinte:

    K.[H2O]2 = [H3O+].[OH-] K·55,5 = Kw = 10-7·10-7 = 10-14

    Kw chamaos a constante de água que, a 25°C = 10-14.

    Tal como todas as constantes de equilíbrio, também a constante de água somente depende da temperatura.

    exercício 64:
    Mede o pH de água fervida:
    1. logo depois de ferver
    2. depois de ter arrefecida


    As fórmulas podemos escrever com valores p:

    pKw = pH + pOH ou em números: pKw = 14 = 7 + 7

    No caso de pH e pOH terem valores iguas, portanto a [H3O+] e a [OH-] são iguais, a solução é neutra.
    Uma vez Kw é uma constante, (tal como pKw), a soma de pH e pOH também será constante = 14

    por exemplo: pH = 5 e pOH = 9.

    Aumentando o pH, o valor de pOH diminue e v.v.
    • Adição de ácido, a [H3O+] aumentando, o pH <
    • Adição de base, a [OH-] aumentando, o pOH <



    6.3 KA e KB

    Ao dissolver um ácido (HA) ou uma base (A-) em água, atinge-se um equilíbrio.
    Para o ácido, tal como para a base, podemos elaborar uma constante de equilíbrio:


    A concentração [H2O] é constante, (i.é 55,5 mol/l), e assim esta concentração podemos por dentro da constante do equilíbrio K

    KA chama-se constante de ácido
    KB chama-se constante de base

    exercício 65:
      Calcula o pH de:
    1. 0,1M HAc
    2. 0,1M NH3
    3. 0,1M HCl

    • Quanto mais fraco um ácido, menor é a constante de ácido KA
    • Quanto mais fraco uma base, menor é a constante de base KB

    (veja também a tabela I)

    exercício 66:
    Explique porquê os ácidos e bases fortes na tabela I não têm uma constante.

    Uma base conjugada pertence a um ácido que deu (perdeu) úm protão. Na tabela I, os ácidos e bases conjugados sempre ficam ao lado. A diferença entre direita e esquerda sempre é: 1 protão.

    À 25°C o produto da constante de ácido e constante de base conjugada sempre é igual a 10-14

    exercício 67:
    Controlar em tabela I a afirmação anterior e provar a fórmula das substâncias conjugadas: pKA + pKB = pKW(=14)

    Sais má solúveis (constituídos por iões numa rede forte), onde se encontra uma base, somente reagem na presença de um ácido forte:

    Cu(OH)2(s) + 2HCl(aq) CuCl2(aq) + 2H2O

    Cu(OH)2(s) em água não mostra reacção a um indicador; é muito insolúvel; por isso não há iões OH- livres para mudança de cor.

    exercício 68:
    Esplique o pH duma mistura de giz e água.

    • na realização dum cálculo pH, não logo entrar no cálculo. Primeiro julgar bem a natureza da substância: quais as partículas presentes? Existem ácidos ou bases fortes ou fracas?
    • Num cálculo com solução ácidulada, sempre calcular com pH ou / e com a [H3O+].
    • Num cálculo com solução básica, sempre calcular com pOH e / ou com a [OH-].
    • Quando preencher uma concentração numa fórmula (p.ex. em KA), a unidade deve ser mol/l zijn. Se for necessário converter unidades.


    exercício 69:
    As tarefas em baixo também podem servir de demonstração. Trata-se da junção de uma quantidade conhecida de ácido + uma quantidade conhecida de base. Claro, primeiro temos que saber se os dois reagem sim ou não. Como sempre nas reacções químicas, um dos reagentes vai acabar e o outro vai sobrar (tirando o caso especial de juntar quantidades equivalentes).
    Este tipo de tarefas também é a introdução no seguinte assunto, titulações.

    A maneira de trabalhar é a seguinte:
    1. Conhecer exactamente a quantidade de ácido usado
    2. Conhecer exactamente a quantidade de base usada
    3. Investigar (com equação acertada) quais dos dois acabar ou sobrar.
    4. Calcular a quantidade que sobrar e converter para um litro.
    5. Continuamente controlar os vulomes aplicados
    1. 0,5 litro 1M H2SO4 juntamos com 0,5 litro 1M NaOH.
      Calcula o pH da solução final.
    2. 100 ml 0,05M H2SO4 juntamos com 100 ml 0,04M água de cal.
      Calcula o pH antes e depois da junção (25°C)
      eventualmente, executar a experiência a 100°C.
    3. 90 ml H2SO4 (com pH = 2) juntamos com 10 ml NaOH(aq) com pH = 12. A temperatura é 25°C.
      Calcula o pH da solução formada.
      eventualmente, executar a experiência a 100°C.
    4. 50 ml 1M ácido acético juntamos com 50 ml 1M KOH(aq).
      Calcula o pH da solução final.



    6.4 Fórmula tampão

    exercício 69:
    Primeiro calcular o pH de 1M ácido acético; depois calcular o pH de uma mistura de 1M ácido acético + 1M acetato de sódio.

    Uma solução tampão tem a tarefa de manter o mais estável possível o pH duma solução, mesmo em casos de juntar ácido ou base forte.

    Numa solução tampão juntamos, mais ou menos em quantidades iguais, ácido (fraco) HA e base fraca e conjugada (A-); a última substância podemos juntar de forma NaA (bem solúvel). O HA tem como função compensar a adição de base e o A- deve compensar ácido juntado. Quanto mais ácido fraco en base conjugada são juntados, mais ácido ou base forte podem compensados, ou seja, maior é a capacidade tampão.

    SOLUÇÃO TAMPÃO:

    Uma mistura bastante concentrada dum ácido fraco com uma base conjugado fraco


    Numa solução dum ácido fraco sempre está em vigor:
    [H3O+] = [A-] (os dois formam-se em quantidades iguais de HA).
    Numa solução tampão, todavia, existe muito mais A- (foi juntado atravez do sal). Assim, numa solução tampão as duas concentrações já não são iguais.

    1. Juntando um pouco de ácido forte com uma solução tampão, é compensado pelo base A-.

      exercício 70:
      Elabore a equação da reacção em juntar um pouco de ião hidrónio (oxónio). (A [HA] aumenta um bocadinho; a [Z-] diminui um pouxo).
    2. Juntando um pouco de base forte com uma solução tampão, é compensado pelo ácido HA

      exercício 71:
      Anote a reacção, quando juntamos um pouco OH- e explique o que muda nas quantidades de Ha e A-.

    Tentamos deduzir da fórmula bem conhecida de KA a fórmula tampão:

    exercício 72:
    Responder as seguintes três perguntas:
    1. Uma mistura ácido clorídrico e sal da cosinhna será uma solução tampão? Explique.
    2. Qual o pH da mistura de 1 mol oxalato de sódio em 2 litros de água?
    3. Qual o pH da mistura de u mol oxalato de sódio + 1 mol hidrogénio-oxalato de sódio em 2 litros de água?



    6.5 Produto de solibilidade KS e a solubilidade S

    Na tabela XI podemos investigar a solubilidade de muitas substâncias em água.
    Todas as subtâncias, incluindo os sais, há um ponto de saturação. Sais má solúveis atingem este ponto muito rápidamente, sais bem solúveis atingem este ponto de saturação muita mais tarde.

    Indicamos a solubilidade de um sal, de modo geral, com a unidade mol/litro, de vez em quando em mol/100 gramas.

    Enquanto que um sal dissolve (parcialmente) em água, é a rede iónica que (parcialmente) desaparece. Assim surgem muito mais partículas. Dissolver depende assim bastante da força da rede iónica, mas também da temperatura. À temperaturas mais altas, a rede iónica perde-se mais facilmente.

    exercício 73:
    Explique esta influência da temperatura.

    A tabela 17 contém dados de sais má solúveis; portanto, sais com redes iónicas fortes que em água partem só um pouco (muito pouco). Nestes casos, sempre temos um equilíbrio heterogéneo.

    exercício 74:
    Consulte módulo 14 e investiga o que quer dizer equilíbrio heterogéneo e anota a equação do equilíbrio (incluindo s, l, g, aq) tal como a fórmula de equilíbrio K da divisão de carbonato de prata em água.

    O bocado de carbonato de prata que dissolve em água (mol/l) chamamos a solubilidade S a uma certa temperatura. Nota bem que neste exemplo de S mol carbonato de prata se formam 2S mol iões de prata en S mol iões de carbonato.
    Os iões espalham-se de modo homogéneo em toda a solução. o carbonato de prata não dissolvido (s) fica heterogéneo na mistura e a concentração do mesmo na fórmula de K pode ficar, por definição, com valor 1.

    exercício 75:
    Explique que K dos sais má solúveis podemos considerar o produto iónico numa solução saturada.

    O produto iónico (P.I.) numa solução saturada de um sal má solúvel, chamamos o Produto de Solibilidade KS
    Na tabela 17 podemos encontrar muitos sais má solúveis e seus produtos de solibilidade a temperatura normal

    exercício 76:
    Explique se Ks seja maior ou menor a temperaturas elevadas.
    1. Enquanto que ainda há substância não dissolvida no funto, a solução é saturada (P.I. = Ks).
    2. Enquando esta situação ainda não foi atingida, ainda pode dissolver substância e a mistura é insaturada (P.I. < Ks).
    3. Em casos especiais pode surgir uma solução supersaturada (P.I. > Ks).

    Tens que ser capaz de realisar cálculos de conversa entre S e Ks

    exercício 77:
    Agora é necessário treinar com conversas entre S e Ks.
      Calcular a solubilidade S de:
    1. Cloreto de Prata à 25oC em mol/l.
    2. Carbonato de Prata à 25oC em mol/l.
    3. Fosfato de Prata à 25oC em mgr/l.
      Calcular o produto de solibilidade Ks de Cloreto de Chumbo(II) em água de:
    1. 20oC (S=2 gr/l).
    2. 100oC (S=25 gr/l).


    Excercícios especiais


    Excercício especial A: Cálculos estequiométricos
    Executar as seguintes três experiências segundo os seis pontos do exercício especial: Aponta cada vez, durante a experiência, tudo que faz, tudo que observa, tudo que pensa (em termos químicos). Depois, faça um relatório.
    Cuida com que sempre ficas com substância desconhecida em estoque.
    De cada observação e cada vez, tira as suas conclusões; assim será possível evitar muita investigação superflua.
    As três experiências são: Os seis pontos de acção para cada experiência são:
    1. Pesa exactamente ± 0,25 gr de Cálcio (impura) e dissolve o cálcio em água em excesso (quase um erlemeyer cheio). Recolher e medir o número de mls gás que se formam depois de misturar o cálcio e a água numa seringa graduada de gás. Determinar a pureza do cálcio em percentagem de massa. (à temperatura aqui, o volume de 1 mol de gás é 26 litros)
    2. No soda cristálica (Na2CO3.xH2O) encontra se, apesar de cloreto de cálcio, também água. Pesa exactamante ± 5 gr de soda e dissolve em 50 ml de água. Adiciona depois ± 5 gr (excesso) de cloreto de cálcio; agitar bem e filtrar depois.. Antes da experiência o filtro seco foi pesado e depois da experiência pesar de novo o filtro, também bem seco!!
      Calcular a quantidade de água (cristalina) nos cristais de soda. (calcule x)
    3. Tem um pedaço de sulfato de cobre(II) de 1 à 2 gramas. Aqui também se encontra água cristalina nos cristais (tal como no soda). Suponhamos que a fórmula seja CuSO4.xH2O, calcula o x e inventa um método.
    1. elaborar uma equação da reacção certa e indicar os estados de agregação.
    2. sublinhar as substâncias sobre as quais existem dados e acerca das quais há perguntas
      as outras substâncias não têm importância no cálculo; pode deixar fora.
      aqueles dados surgem directamente o indirectamente.
      realizar o cálculo somente com as substâncias sublinhadas.
    3. anotar a proporção molar.
      se for possível, executar uma experiência na realidade; isto garante a ligação do cálculo com a realidade.
    4. onde necessário, transformar a unidade 'mol' em unidades justas (em concordância com os dados e a tarefa)
    5. introduzir um factor de conversa, assim respeitando as quantidades reais que surgem nos dados. Assim terminar o cálculo.
    6. controlar o resultado / estimar o resultado / responder a pergunta: o resultado respeita a realidade?



    exercício especial B: reacções ácido base
    Executa as quatro experiências em baixo segundo os quantro pontos do exercício especial: Anota cada vez, durante as experiências, tudo que faz, observa e pensamento (em termos químicos, claro) e ao fim, faça um relatório.
    Cuidado: faça que a substância a investigar sempre fique em estoque.
    De cada observação tira as tuas conclusões; assim muita investigação fica superflua.
    Os 4 pontos de acção em cada exercício são: Os 4 exercícios são:
    1. Escreva as fórmulas da substância (dissolvida): fórmula molecular, de proporção, iónica e electrónica.
    2. Temos aqui um ácido ou uma base? Qual é ou quais são? Prova isto com um indicador.
    3. Executa a tarefa. Anota as observações.
    4. Anota claramente todos os cálculos.
    1. Pipetar 10 ml de vinho e dilui estes 10 vezes com um cilindro graduado. Calcule quantas moléculas de álcool se encontram nestes 10 ml e calcule também a concentração do álcool. Álcool = etanol = C2H5OH.
      (Açúcar = C12H22O11)

    2. respeita o dado no rótulo da garafa, a percentagem de álcool.
    3. Pesar 1,71 gr de açúcar e calcular quantas moles e quantas moléculas são.
      Dissolver este açúcar homogeneamente até exactament 100 ml num balão volumétrico e calcular a concentração do açúcar.
    4. Imagine uma garafa com vinagre que contem 1M ácido acético. quantas grama do ácido se encontra na metade duma garafa?
      Através de diluição, preparar 0,01M ácido acético. Transfere daquela solução 10 ml num erlemeyer. Adiciona umas gotas de indicador. Adiciona 0,01M NaOH de uma bureta até viragem de cor.
      Leia bem na bureta quantos ml NaOH foram juntadas.
    5. Juntar exactamente 10 ml xM HCl num erlemeyer; adicionar umas gotas do indicador.
      Juntar 0,01 NaOH até viragem de cor.



    exercício especial C: titulações
    O objectivo é de executar as titulações que seguem em grupos, segundo os 10 pontos de acçãl deste exercício, na sequência certa!: Cada vez, durante a titulaçào, anota tudo que faz e que pensa (em termos químicos naturalmente) e ao fim, faça um relatório.
    Faz com que todo u tempo ficas com um estoque da substância a investigar.
    De cada observação, tire conclusões. Assim muita investigação tornar-se-á supérflua.
    Os 10 pontos de acção de cada investigação: Os 6 exercícios são:
    1. Num desenho, mostra claramente quais as acções e sua sequência.
    2. Ponha todos os dados (fórmulas e dados calculativos) no desenho ao lado das substâncias.
    3. Esceva qual a substância a titular.
    4. Qual é o tipo de reacção aplicado nesta titulação?
    5. Como determinar o ponto final? Explique a sua escolha.
    6. Anota todas as equações de reacção no lugar justo no desenho.
    7. Executa a titulação. Era uma titulação directa ou indiracta?
    8. Arranque o cáluculo com a molaridade do titulante, i.é, calcula quantas moles do titulante sairam da bureta na solução.
    9. Controla o que exactamente era a pergunta.
    10. Executa o restante do cálculo, observando:
      1. a razão justa molar.
      2. diluições.
      3. as unidades justas (ml, mol, mmol, mg, l, ml, etc.)
    1. Atravez de uma titulação com tiosulfato, determina quantas gramas de Iodo dissolveu-se num litro de uma solução de tri-iodeto.
    2. Atravez de uma titulação com 0,1M hidróxido de potássio, determina a concentração de ácido acético em vinagre. Uma vez que vinagre tem uma concentração alta, será necessário diluir o vinagre exactamente 10 vezes. Depois pipetar 10 ml daquela solução diluída. Segundo a lei, vinagre deve conter pelo menos 4 gr de ácido acético em 100 ml de vinagre; controle (por cálculos depois da titulação) se o vinagre investigado responde à lei.
    3. Pesa exactamente 2,7 gr soda cristalina (Na2CO3.xH2O) Juntar umas gotas vermelho de metilo + tanto 1M HCl duma bureta até mudança de cor para vermelho (quer dizer: juntar em excesso!). Aquece a solução um poudo para remover todo o CO2. Depois vamos 'titular em inverso' com 0,1M KOH. Usamos o medidor pH, anota o valor de pH cada vez depois de juntar p.ex. 0,5 ml titulante e faça um gráfico em papel p gráficos. Calcula x en também a quantidade de água cristalina em um meio quilo de soda.
    4. A molaridade de ácido oxálico(aq) podemos determinar em dois tipos de titulações:
      1. com 0,1M permanganato de potássio. Neste caso será necessário acidular com 1M ácido sulfúrico e aquecer cuidadosamente no início da titulação.
      2. com 0,1M hidróxido de potássio(aq).
    5. a concentração de amoníaco num detergente podemos determinar por titulação com 0,1M HCl. O ponto final da titulação podemos encontrar com um medidor de condutibilidade. Depois de cada vez juntar meio ml de titulante, mede-se a condutibilidade da solução e faz-se um gráfico (é necessário agitar)
    6. Determina o teor de vitamina C numa pastilha de vitamina C.



    Excercício especial D: Soluções tampão
    Segundo os pontos I - III e no teu grupo, vais preparar três soluções tampão e controlá-las. Para tal, pode escolher de seis substâncias que deves pesar ou tirar na quantidade certa. Aponte, durante a experiência, tudo que faz, observa en seus pensamentos (no sentido químico) e porteriormente faz um relatório.
    Faça com que da substância a investigar sempre ficas com estoque suficiente.
    Tira de cada observação cada vez conclusões provisórias o que vai evitar muita pesquisa supérflua.
    os três pontos de acção na pesquisa são: as seis substâncias a usar são:
    1. Prepara a solução tampão num volume de mais ou menos 100 ml e com uma capacidade tampão de 1 mol/l
    2. Calcule o pH com ajuda da fórmula tampão e controle o cálculo medindo aquele pH com um medidor de pH ou com papel pH.
    3. Divide a solução tampão em duas parte de 50 ml
    1. Cloreto de amónio
    2. Ácido acético
    3. Amónia
    4. Monohidrogéniofosfato de sódio
    5. Acetato de sódio
    6. Dihidrogéniofosfato de sódio