Química Geral - Separação de Misturas

     Um químico procura fazer com os materiais encontrados na natureza:

1) Perceber quando as substâncias estão misturadas;

2) Separar as substâncias;

3) Verificar se as substâncias foram bem separadas ou não;

4) organizar uma "ficha de identificação" para cada substância.

     Como separamos as substâncias existentes numa misturas?

Tendo reconhecido que as misturas são muito frequentes nanatureza, o homem resolveu fracioná-las, separando as fases e as substâncias que as compõem.

Surgiu, assim, a Análise Imediata que é um conjunto de processos que nos permite desdobrar um sistema heterogêneo em suas fases ou desdobrar um sistema homogêneo nas substâncias que o compõem.

     A separação de um Sistema Heterogêneo em suas fases é uma tarefa relativamente simples, que em geral é conseguida por processos puramente mecânicos. Num sistema homogêneo a separação das substâncias é uma tarefa um pouco mais complicada, que em geral só pode ser realizada por processos físicos.

     Vamos então analisar os principais casos de Processos de Separação de Misturas das misturas comuns.

1) SEPARAÇÃO DAS FASES DE UM SISTEMA HETEROGÊNEO BIFÁSICO

     1.1) Sistemas Bifásicos Sólido-Sólido

          1.1.1) Catação - é a seleção manual, "grão por grão" das diferentes partículas que formam o sistema. É o que fazemos quando catamos as pedras do feijão ou o garimpeiro que cata as pepitas de ouro que estão misturadas no barro em sua bateia.

          1.1.2) Peneiração ou Tamização - é a separação por tamanho que conseguimos com auxílio de uma peneira (tamiz = peneira fina). Ao peneirar areia "grossa" as particulas finas de areia passam pela peneira e o cascalho fica na peneira.

          1.1.3) Ventilação - é a separação de sólidos de densidades muito diferentes, usando uma corrente de ar. Assim uma máquina de beneficiar arroz sopra as cascas que são muito mais leves que os grãos de arroz.

          1.1.4) Levigação - a mistura de sólidos é separada ao se adicionar água, onde o sólido menos denso flutua na água e o sólido mais denso fica no fundo. Ao adicionar água num copo contendo serragem e areia, a serragem ficará por cima e a areia no fundo. Este também é o processo de separação de minerais metálicos (que em geral são densos) da terra e areia que os acompanham.

          1.1.5) Dissolução Fracionada - quando utiliza-se um líquido capaz de dissolver apenas um dos sólidos. Ao adicionar água a uma mistura de areia e sal, a água dissolve o sal e a areia fica no fundo do recipinente (neste caso costuma-se dizer que a água extraiu o sal da mistura).

          1.1.6) Cristalização fracionada - quando os sólidos estão dissolvidos num mesmo líquido, pode acontecer que, durantre uma lenta evaporação do solvente, um dos sólidos se cristalize antes, separando-se do outro sólido. É o que acontece ao se evaporar água do mar, quando o sal comum cristaliza-se antes dos outros sais.

          1.1.7) Fusão Fracionada - é quando aquecemos a mistura e um sólido funde-se antes do outro. Ao aquecer uma mistura de areia e chumbo, o chumbo se fundirá e a areia continuará sólida.

          1.1.8) Sublimação - quando, por aquecimento, um sólido sublima e o outro não. É um processo utilizado para purificar o naftaleno.

          1.1.9) Separação Magnética - quando usamos um imã para atrair um dos sólidos. Por esse processo consegue-se separar partículas de ferro de quase todos os outros metais.

     1.2) Sistemas Bifásicos Sólido-Líquido

          1.2.1) Decantação - é o processo mais rudimentar, onde as deixar quieta a mistura, naturalmente a parte mais densa se deposita no fundo do recipiente. Ao deixar lama em repouso, a terra se depositará no fundo, ficando a água por cima (sobrenadante). Um dos processos utilizados na purificação da água para consumo humano é a decantação.

          1.2.2) Centrifugação - é um processo em que se acelera a decantação utilizando-se movimento de rotação. A rotação gera uma força que empurra para o fundo a parte de maior densidade. A manteiga é separada do leite na indústria por centrifugação.

          1.2.3) Filtração - é o processo de separação mais usado. A mistura para por um material poroso (filtro) que retém as partículas sólidas, deixando passar apenas as líquidas. As "velas" dos filtros têm esta função de reter as partículas sólidas misturadas na água. Ao "coar" café, estamos fazendo um processo de filtração.

          1.2.4) Secagem - aquecemos a mistura para que a parte líquida evapore ficando o sólido. O sal de cozinha absorve água e fica "pedrado", ao aquecê-lo, a água evapora e o sal volta a ficar "solto".

     1.3) Sistemas Bifásicos Sólido-Gás

          1.3.1) Decantação - a poeira do ar deposita-se lentamente sobre os móveis quando o ar não está agitado.

           1.3.2) Filtração - num as´pirador de pó, o motor aspira o ar e a poeira obrigando a mistura a passar por um saco poroso onde os sólidos ficam retidos.

          1.3.3) Separação eletrostática - numa câmara que contém uma série de placas metálicas entre as quais se tem uma diferença de potencial bem elevada, o sólido ao colidir com as placas se torna eletricamente carregado, sendo atraído pela placa de carga opostas enquanto o gás passa pela câmara.

     1.4) Sistemas Bifásicos Líquido-Líquido

           1.4.1) Decantação - ao ficar em repouso, dois líquidos imiscíveis (que não se misturam) se separarão espontaneamente, como acontece com água e óleo.

     1.5) Sistemas Bifásicos Gás-Líquido

          1.5.1) Agitação - coloque refrigerante num copo e agite com uma colher.

          1.5.2) Aquecimento - os gases tendem a se misturar muito pouco com líquidos, ao aquecer a mistura de gás e líquido o gás é "forçado" a sair. O refrigerante quente perde gás com maior rapidez.

          1.5.3) Despressurização - quanto maior a pressão mais gás se consegue misturar num líquido. Quando abrimos uma garrafa de refrigerante, a pressão diminui pela perda de gás e instantaneamente vemos bolhas de gás sendo formadas no interior do refrigerante.

2) SEPARAÇÃO DOS COMPONENTES DE UM SISTEMA HOMOGÊNEO

     2.1) Sistemas homogêneos Sólido-Sólido

A separação destes sistemas é, via de regra, muito difícil ou impossível, com o uso exclusivo de processos físicos. Por isso, recorre-se às vezes a reações químicas. A mistura de prata e alumínio pode ser separada adicionando-se ácido clorídrico, que resulta na sobra da prata no fundo do recipiente.

     2.2) Sistemas homogêneos Sólido-Líquido

          2.2.1) Evaporação - uma mistura homogênea de água e sal deixada em repouso terá o sal separado após a água evaporar.

          2.2.2) Cristalização Fracionada - ao ir evaporando o líquido, o sólido pode se cristalizar; separando da parte líquida e depositando-se no fundo do recipiente.

          2.2.3) Destilação Simples - usamos o calor para remover o líquido, porém num equipamento que nos permite recolher o líquido, diferente da evaporação na qual o líquido é perdido.

A - manta de aquecimento: equipamento elétrico que aquece a mistura;

B - balão de fundo redondo: contém a mistura;

C - rolha: utilizada para vedação

D - termômetro: utilizado para saber a temperatura na qual está o vapor

E - condensador: utilizando um fluxo de água fria contrário ao fluxo do vapor, o vapor é condensado no seu interior.

F - vasilhame de recolhimento: onde recolhe-se o líquido separado (neste caso uma proveta).

Ao destilar uma mistura de água e sal, a mistura ferverá e o vapor de água será condensado e recolhido na proveta, enquanto o sal ficará no balão. A temperatura medida pelo termômetro corresponde a temperatura de ebulição da água.

     2.3) Sistemas homogêneos Líquido-Líquido

          2.3.1) Destilação Fracionada: destilação na qual vão sendo retiradas frações (partes) da mistura em diferentes temperaturas. Como os líquidos são mais difíceis de separar, comparando-se com o caso acima da destilação simples, adiciona-se uma coluna de destilação (G) para melhorar a eficiência da separação e evitar que o vapor do líquido que sair primeiro arraste o outro líquido. Esta coluna de destilação ilustrada abaixo é chamada de Coluna de Vigreux (Lê-se "Vigrê).

Na Destilação Fracionada o termômetro é muito importante, pois de acordo com a temperatura podemos saber qual parte (fração) da mistura está sendo separada.

     2.4) Sistemas homogêneos Gás-Líquido

A separação ocorre da mesma forma como explicado nos sistemas bifásicos gás-líquido: aquecendo, agitando, diminuindo a pressão.

     2.5) Sistemas homogêneos Gás-Gás

          2.5.1) Efusão - chama-se efusão (ou difusão gasosa) o processo de passagem de um gás por uma membrana permeável. Quanto menores as partículas de um gás maiores suas velocidades e mais facilmente passam por uma membrana.

Ao comprar um balão que flutua no ar, ele provavelmente deve conter gás hélio, que por ser mais leve que o ar faz com que a bexiga flutue. No dia seguinte a bexiga murchou e não flutua mais, pois o gás que a deixava mais leve que o ar foi escapando pela borracha da bexiga. Se o gás que fazia a bexiga flutuar não era puro, provavelmente no outro dia restará apenas o ar comum dentro da bexiga, pois tem partículas maiores e demorará mais tempo para passar pela borracha.

          2.5.2) Absorção Seletiva - certos materisi conseguem reter mais acentuadamente um gás ou vapor do que outro. É o que acontece com o carvão ativado, utilizado como filtro em cigarros que tem a função de reter os vapores mais nocivos liberados na queima do fumo. quando a geladeira está com mal cheiro pode-se colocar um pouco de carvão num prato dentro da geladeira para absorver o componente que causa mal cheiro (quando menor fou o carvão melhor é o processo).

A Absorção Seletiva é usada nas máscaras contra gases.

          2.5.3) Liquefação e Destilação Fracionada - a mistura gasosa é totalmente liquefeita pela diminuição da temperatura e aumento da pressão, a seguir o sistema líquido é destilado fracionadamente, como descrito nas misturas homogêneas líquido-líquido.

Este processo é muito usado industrialmente para separar o oxigênio do nitrogênio, existentes no ar atmosférico. O ar é liquefeito a -130°C e sob forte pressão. A seguir a pressão é reduzida gradativamente, destilando o nitrogênio primeiro (que é mais volátil).

COMO RECONHECEMOS SE AS SUBSTÂNCIAS FORAM REALMENTE SEPARADAS?

Reconhecemos que a substância foi realmente separada pelas propriedades que ela apresenta após o processo de separação.

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Química Geral - Energia

ENERGIA

     No estudo das mudanças e transformações, o homem notou que estes processos são aompanhados de uma produção ou gasto de Energia.

Para nós, habitantes da Terra, a principal fonte de energia é a Energia Solar.

A energia se apresenta de várias formas:

1) Fogo: energia na forma de Calor (Energia Térmica) usada para aquecimento, cozimento de alimentos, etc;

2) Combustão em motores: a queima de combustível produz energia capaz de gerar movimento (Energia Mecânica);

3) Pilha: dentro da pilha ocorre uma reação a qual produz um fluxo de elétrons, que chamamos corrente elétrica (Energia Elétrica);

4) Urânio: reações nucleares liberam grandes quantidades de energia, aproveitada em Reatores Nucleares (Energia Nuclear).

A energia é conhecida de diversas outras formas: luminosa, cinética, potencial, etc.


     Sabemos que há uma intrínseca relação entre matéria e energia:

1) Muitas transformações da matéria produzem energia (queima da madeira produz calor);

2) Energia provoca transformação na matéria (calor cozendo alimentos).


     A energia pode ser convertida em outras formas de energia:

1) Energia Térmica (calor) é transformada em Energia Mecânica (movimento) numa locomotiva a vapor;

2) Energia Mecânica é transformada em Energia Elétrica numa usina hidreelétrica;

3) Energia elétrica é transformada em Energia Mecânica num elevador.

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Química Geral - Ligações Químicas - Introdução

Imaginem dois imãs em forma de ferradura se aproximando, como na figura abaixo:

Ao aproximar os dois imãs com os polos invertidos (norte com sul e sul com norte) eles se atrairão e se juntarão formando um sistema estável.

Agora pensemos em dois átomos de aproximando, como ilustrado abaixo:

Os átomos vão se aproximando e com isso surgem forças de atração (núcleo positivo e eletrosfera negativa) e repulsão (entre os núcleos positivos e entre as eletrosferas negativas). Se houver uma distância entre os átomos em que as forças se equilibrem, formando um sistema estável, dizemos que se formou uma ligação química entre os átomos.

Dependendo da força responsável pela formação da ligação, podemos ter três tipos de ligação diferentes entre os átomos: iônica, covalente, metálica.

A descoberta dos gases nobres e o exame de suas configurações eletrônicas fizeram com que os cientistas Lewis, Langmur e Kössel sugerissem que: Os átomos adquirem ESTABILIDADE, quando suas configurações eletrônicas assemelham-se àquelas dos GASES NOBRES.

Hélio..........2
Neônio.......2 8
Argônio......2 8 8
Kriptônio....2 8 18 8
Xenônio......2 8 18 18 8
Radônio......2 8 18 32 18 8

Dá observação da configuração eletrônica da camada de valência dos gases nobres formulou-se a Teoria do Octeto (os átomos, geralmente, ficam estáveis quando têm 8 elétrons na camada de valência).

Exemplo: um átomo de sódio estabiliza-se quando perde um elétron:

Ao perder um elétron o átomo de sódio ficou com configuração eletrônica igual ao gás nobre (Neônio).

A TEORIA DO OCTETO não deve ser entendida como uma regra absoluta. Há várias excessões a esta regra (H, Li, B, ...) mas ela funciona bem com os elementos representativos, por isso serve como indicativo de estabilidade.

De forma geral, e simplória, pode-se entender as Ligações Químicas como a maneira com que os átomos se relacionam (combinam) para ficar estáveis. Essas combinações podem ocorrer de três formas: transferindo elétrons formando íons (Ligação Iônica), compartilhando elétrons (Ligação Covalente) ou formando um arranjo com elétrons de valência "livres" (Ligação Metálica).

Observando a Tabela Perióca podemos separá-la em 3 grupos distintos: metais (tendência em perder elétrons), ametais (tendência em ganhar elétrons) e gases nobres.

Metais combinam-se formando Ligações Metálicas;
Ametais combinam-se formando Ligações Covalentes;
Metais e Ametais combinam-se formando Ligações Iônicas.

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Dr. Kimio - Tabelas - Diagrama de Linus Pauling

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Dr. Kimio - Soluções - Regras de Solubilidade

Regras de Solubilidade

                A regra mais geral de solubilidade diz que:

“Uma substância tende a se dissolver em solventes quimicamente semelhantes a ela”, em outras palavras: “Semelhante dissolve semelhante”.

                De fato, muitas substâncias inorgânicas (ácidos, sais, etc.) se dissolvem na água que é um solvente inorgânico, enquanto que muitas substâncias orgânicas se dissolvem em “solventes orgânicos” (exemplo: parafina comum em gasolina).

                Observando a estrutura das substâncias, a regra geral pode ser reescrita:

                “Uma substância polar tende a se dissolver em solventes polares, uma substância apolar tende a se dissolver em solventes apolares”.

                Em particular, falando das soluções de substâncias inorgânicas em água, que são soluções mais comuns, pode-se dizer que:

                ÁCIDOS INORGÂNICOS

                São quase todos solúveis em água.

                HIDRÓXIDOS INORGÂNICOS

                São insolúveis de água, exceto os de metais alcalinos e o de amônio. Os hidróxidos de metais alcalino-terrosos são pouco solúveis em água.

                SAIS INORGÂNICOS

                Os sais de metais alcalinos e de amônio são quase todos solúveis em água;

                Os nitratos são todos solúveis;

                Os acetatos são todos solúveis;

                Os cloretos, brometos e iodetos são solúveis, exceto os de prata, mercuroso e chumbo;

                Os sulfatos são solúveis exceto os de bário, estrôncio e chumbo;

                Os sulfetos são insolúveis, exceto os de metais alcalinos e de amônio (os de metais alcalino-terrosos sofrem hidrólise);

                Os carbonatos e fosfatos normais são insolúveis, exceto os de metais alcalinos e de amônio.

                ÓXIDOS INORGÂNICOS

                Os óxidos de metais pesados são, em geral, insolúveis em água. Os demais (óxidos alcalinos, alcalino-terrosos e óxidos dos não-metais) reagem com a água.

                SOLUBILIDADE DE GASES EM LÍQUIDOS

                Os gases são, em geral, pouco solúveis nos líquidos. Assim, por exemplo, apenas 19 mL de ar dissolve em 1 L de água, a 20°C e pressão de 1 atm. Entretanto, a solubilidade é maior quando o gás tem “semelhança química” com o líquido.  A solubilidade é também maior quando o gás reage com o líquido, como por exemplo amônia (NH₃) e ácido clorídrico (HCl):

            A solubilidade de um gás num líquido depende bastante das condições físicas – temperatura e pressão.

            Aumentando a temperatura, o líquido tende a “expulsar” o gás e, deste modo, sua solubilidade diminui rapidamente.

           Aumentando a pressão sobre o gás, ele tende a se dissolver em maior proporção no líquido. Isto é traduzido pela Lei de Henry:

                “A solubilidade de um gás num líquido é diretamente proporcional à pressão do gás sobre o líquido”.

onde k é uma constante de proporcionalidade que depende do gás, do líquido e da temperatura.

                Se, em vez de um único gás, houver uma mistura gasosa, a Lei de Henry continuará válida desde que se considere a solubilidade de cada gás separadamente, a qual será proporcional à pressão parcial do gás em questão.

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Dr. Kimio - Soluções - Curvas de Solubilidade

Curvas de Solubilidade

         Curva de Solubilidade de uma substância é o gráfico que apresenta o coeficiente de solubilidade da substância, em função da temperatura.

           As curvas de solubilidade têm grande importância nas soluções de sólido em líquidos, pois, neste caso, a temperatura é praticamente o único fator físico que influi na solubilidade (e, em geral, influi bastante).

OBS.:     1) Para a maioria das substâncias, a solubilidade aumenta com a temperatura. Estas substâncias dissolvem com absorção de calor, fazendo com que a solução esfrie. A solubilidade pode aumentar pouco com o aumento da temperatura (NaCl, gráfico acima), pode aumentar muito com a temperatura (KNO₃, gráfico acima).

           2)  Há um menor grupo de substâncias cuja solubilidade diminui com a temperatura (Ce₂(SO₄)₃, gráfico acima).

                       3)  Há certas substâncias, cujas curvas de solubilidade apresentam pontos de inflexão. No gráfico acima, a substância Na₂SO₄, possui um ponto de inflexão, isto é, ponto onde a curva muda a inclinação. Para o sulfato de sódio (Na₂SO₄), a temperatura de 32,4°C é o ponto em que há mudança na estrutura da substância; como a partir desta temperatura há uma nova estrutura, o comportamento da solubilidade é diferente, por isso há uma curva diferente, com nova inclinação. A reação pode se representada por:

                       No gráfico abaixo esta representada a curva de solubilidade do cloreto de cálcio com suas reações, esta substância apresenta dois pontos de inflexão, pois sofre duas reações de desidratação no intervalo de temperatura do gráfico.

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Dr. Kimio - Soluções - Coeficiente de Solubilidade

Coeficiente de Solubilidade

                Coeficiente ou Grau de Solubilidade é a quantidade de uma substância (em geral, em gramas) necessária para saturar uma quantidade (em geral 100 g, 1000 g ou 1 litro) de um solvente, em determinadas condições físicas de temperatura e pressão.

                Exemplos:  357 g NaCl (cloreto de sódio) por litro  de água a 0°C;

                                   1220 g AgNO₃ (nitrato de prata) por litro de água a 0°C;

                                   2 g de CaSO₄ (sulfato de cálcio) por litro de água a 0°C.

                Quando o coeficiente de solubilidade é praticamente nulo dizemos que a substância é “insolúvel”; por exemplo,  AgCl (cloreto de prata) 0,014 g / L. Quando lidamos com dois líquidos diz-se que são líquidos imiscíveis como água e óleo.

                        Quando o coeficiente é infinito, dizemos que as substâncias são “totalmente miscíveis” ou “infinitamente solúveis”; como acontece com água e álcool etílico, que se misturam em qualquer quantidade.

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Dr. Kimio - Soluções - Classificação das Soluções

Classificação das Soluções

1)      De acordo com o estado de agregação da solução:

a)   Soluções sólidas: liga metálica cobre-níquel;

b)   Soluções líquidas: sal-água;

c)    Soluções gasosas: ar atmosférico.

2)      De acordo com os estados de agregação do soluto e do soluto:

a)    Soluções sólido-líquido: sal-água;

b)   Soluções líquido-líquido: álcool-água;

c)    Soluções gás-líquido: gás carbônico em bebidas gaseificadas;

d)   Soluções gás-gás: todas as misturas gasosas;

e)   Soluções sólido-sólido: liga metálica cobre-níquel.

3)      De acordo com a natureza das partículas dispersas:

a)    Soluções moleculares: açúcar-água (moléculas de açúcar  dissolvidas em água);

b)   Soluções iônicas: sal-água (íons sódio e cloro dispersos em água).

4)      De acordo com a proporção entre soluto e solvente:

Adicionando aos poucos sal à água, com temperatura constante e sob agitação contínua, verifica-se que, em dado momento, o sal não se dissolve mais na água, mas se deposita ou “precipita” no fundo do recipiente. Neste ponto, diz-se que a solução está saturada ou que atingiu o ponto de saturação.

O ponto de saturação depende do soluto, do solvente e das condições físicas – a temperatura sempre influencia e a pressão passa a ser importante em soluções onde existam gases.

OBS.: o fato de uma solução estar saturada com um soluto (sal, por exemplo) não a impede de dissolver o outro soluto (açúcar, por exemplo).

Assim, em função do Ponto de Saturação, classificamos as soluções em:

     A solução saturada corresponde ao “limite de estabilidade”, ao passar deste limite (adição de mais soluto) forma-se solução supersaturada que é sempre instável. Basta uma pequena agitação na solução supersaturada ou uma simples adição de um pequeno cristal de soluto (germe de cristalização) para que todo o excesso de soluto precipite, voltando a solução ao ponto de saturação.

    A solução supersaturada pode ser formada pela adição de soluto à solução mediante aquecimento, deixando-a resfriar lentamente.

  Quando a solução supersaturada volta a ser saturada, o precipitado (excesso de soluto que é separado da solução) pode receber dois nomes: corpo de fundo (quando o soluto possui maior densidade e fica no fundo) ou sobrenadante (quando o soluto possui menor densidade e fica na superfície da solução).

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Dr. Kimio - Soluções - Definições

Definições

                   Soluções verdadeiras (ou somente soluções) são misturas homogêneas de duas ou mais substâncias.

                    As soluções podem ter seus componentes separados por Processos Físicos de Separação.

                   Nas soluções, o disperso recebe o nome de soluto ou dissolvido, o dispersante o nome de solvente ou dissolvente. Assim, por exemplo, quando dissolvemos o sal comum em água, o sal é o soluto e a água o solvente.

                 No entanto, nem sempre é fácil distinguir o soluto e o solvente de uma solução; é o que acontece numa solução água-álcool. A regra geral é então considerar como soluto a substância que aparece em menor quantidade. Em soluções gasosas, entretanto, não há interesse em distinguir o soluto do solvente e, então, todas as substâncias são chamadas indistintamente de componentes da solução.

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Dr. Kimio - Soluções - Introdução

INTRODUÇÃO

                               Usa-se o termo Dispersão para sistema em que há uma, ou mais, substâncias disseminadas (difundidas, misturadas) sob forma de pequenas partículas numa segunda substância.

                               Estas duas substâncias recebem nomes especiais, a primeira substância, que foi disseminada, chama-se Disperso ou Fase Dispersa, a segunda chama-se Dispersante ou Fase de Dispersão.

                               CLASSIFICAÇÃO DAS DISPERSÕES:

                               As dispersões são classificadas, comumente, segundo o tamanho médio das partículas dispersas.

Características principais dos Principais Sistemas Dispersos:

Características	Soluções Verdadeiras	Soluções Coloidais	Suspensões
Sedimentação das partículas dispersas	Não há sedimentação de nenhum modo	Há sedimentação, utilizando ultra-centrífugas	Há sedimentação espontânea ou com uso de centrífugas comuns
Separação das partículas dispersas por filtração	Não é possível a separação	Há separação utilizando, ultra-filtros	Há fácil separação por uso de filtros comuns
Visibilidade das partículas	As partículas, não são vistas por nenhum processo	As partículas são visíveis ao ultra-microscópio	As partículas são visíveis ao microscópio comum

OBS.:   Ultra-centrífuga – é uma centríguga de alta rotação;

             Ultra-filtro – é um filtro com porosidade extremamente fina;

             Ultra-microscópico – é um microscópio óptico comum, de boa qualidade, onde as partículas em observação são fortemente iluminadas por um lado e observados contra um fundo escuro, para aumentar o efeito de contraste (efeito Tyndall).

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Dr. Kimio - Caso específico: Excesso

Questão: calcule a massa de água formada pela reação de 5 mols de gás oxigênio com 69 g de etanol.

1º) Calcular a massa molar do C₂H₆O;

                                               C₂H₆O: 12 x 2 + 1 x 6 + 16 = 46 g/mol

                       2º) Converter 138 g de etanol para mol;

                                               1 mol etanol → 46 g de etanol

                                                         X        → 69 g de etanol

                                                            X = 1,5 mols de etanol

                            3º) Retirar a relação entre os reagentes da equação balanceada;

                               Da equação: a reação de 1 mol de C₂H₆O reagem com 3 mols de O_2.

                  4º) Montar Regra e Três com as quantidades dos reagentes dadas para verificar se há excesso de algum reagente;

                                               1 mol C₂H₆O    → 3 mols O₂

                                               1,5 mol C₂H₆O →     Y

                                                               Y = 4,5 mols O₂ irão reagir com os 1,5 mols C₂H₆O.

                                O resultado indica que ao reagir 1,5 mols de C₂H₆O serão gastos 4,5 mols de O₂. Como há 5 mols de O₂, este reagente está em excesso; assim, quando reagir 4,5 mols de O₂ serão gastos 1,5 mols de C₂H₆O e a reação cessará. Como o C₂H₆O será totalmente consumido e fará com que a reação pare, este reagente é chamado Reagente Limitante. A quantidade de O₂ disponível é maior do que a necessária, por isso este reagente é chamado Reagente em Excesso.

                       5º) Calcular a quantidade de produto formado;

                          Como a duração da reação é limitada pela quantidade de C₂H₆O disponível (reagente limitante), usa-se este reagente para calcular a quantidade de produto formado.

                                               1 mol C₂H₆O    → 3 mols H₂O

                                               1,5 mol C₂H₆O →     Z

                                                               Z = 4,5 mols de H₂O são formados.

                       6º) Transformar 4,5 mols de H₂O em massa utilizando massa molar da água;

                                               H₂O: 1 g x 2 + 16 g = 18 g/mol

                                                         1 mol H₂O → 18 g de H₂O

                                                     4,5mols H₂O → W

                                                               W = 81 g de H₂O serão formados.

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Dr. Kmio - Caso específico: pureza

Questão: qual a massa de etanol consumida ao se produzir 1,5 mols de água, sabendo que o etanol tem 90% de pureza?

1º) Calcular a massa molar do C₂H₆O;

                                               C₂H₆O: 12 x 2 + 1 x 6 + 16 = 46 g/mol

                            2º) Retirar a relação entre os componentes da equação balanceada;

                                              Da equação: a reação de 1 mol de C₂H₆O formam 3 mols de H₂O

                               3º) Montar regra de três com as quantidades;

                                               46 g de C₂H₆O (1 mol)   →   3 mols de H₂O

                                                                     X                →   1,5 mols de H₂O

                                                                              X = 23 g de etanol serão consumidos.

                               4º) Ajustar a quantidade de etanol a ser consumida de acordo com  pureza;

                                         A pureza do etanol é 90%, isto significa que numa amostra de 100 g deste etanol, temos 90 g de etanol e 10 g de impureza, com isso monta-se uma regra de três para determinar a quantidade de etanol impuro que deve ser usado para garantir que haja os 46 g de etanol para a reação:

                                               100 g amostra → 90 g de etanol

                                                          Y          → 23 g de etanol

                                                                          Y = 25,6 g de amostra devem ser usados na reação.

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