terça-feira, 15 de maio de 2012

Osmose na prática.

Experimento 1.


Materiais:

  •  1 vidro com tampa 
  • 1 ovo cru 
  • 1 garrafa de vinagre branco 

 Procedimento:

1. Coloque o ovo dentro do vidro, com cuidado para não trincar a casca.
2. Adicione o vinagre, devagar, até cobrir todo o ovo.
3. Tampe o vidro e observe que aparecem várias bolhas na superfície do ovo! Parece até que está efervescendo.
4. Depois de 2 horas, troque o vinagre do frasco. Para isso, retire o ovo com cuidado usando uma colher de sopa. Não tem problema de segurar o ovo com seu dedo quando for jogar o vinagre fora, mas lave a mão depois disso. Retorne o ovo ao frasco e coloque um novo vinagre, cobrindo o ovo.

Aguarde alguns dias e você terá um ovo sem a casca, ou seja, um "ovo pelado". Se colocar o frasco contra a luz, você poderá ver a gema que está dentro desse ovo.

Experimento 2.

Osmose

Osmose é a passagem do solvente de uma solução já diluída para outra com maior concentração, através de uma membrana semipermeável. A difusão de líquido para outro por meio de membranas foi observada pela primeira vez em 1748, pelo padre francês Jean Antoine Nollet. A osmose é realizada com o auxílio de uma membrana semipermeável que permite a passagem do solvente e não permite a passagem do soluto. Existem muitos tipos dessas membranas, exemplos: Papel celofane, bexiga animal, paredes de células, porcelana, cenoura sem o miolo (oca). Osmose é a passagem do solvente (água pura) pela membrana semipermeável (MSP). A passagem se dá da solução mais diluída para a mais concentrada. O fluxo de água é mais intenso no sentido da solução. Quando os fluxos se igualarem não haverá alterações nos níveis dos líquidos.
   Pressão osmótica: A pressão osmótica é a pressão que deve ser exercida sobre a solução para evitar a entrada do solvente. Quanto maior a pressão osmótica maior será a tendência do solvente para entrar na solução. A pressão osmótica pode ser medida aplicando-se uma pressão externa que bloqueie a osmose, ela depende da concentração em mol/L do número total de partículas dispersas do soluto (M) e da temperatura em kelvin da solução (T).

Crioscopia na prática.

Experimento 1.


Material: 

  •  Seringa 10mL 
  • Vidros de injeção ou tubos de ensaio 
  • Sal grosso açúcar 
  • Colher descartável 
  • Caixa de isopor 
  • Água Gelo 
  • Copo de vidro 
  • Copo descartável de 50 mL

Procedimento:


1. Preparar uma solução dissolvendo uma colher de chá de açúcar em meio copo d’água e colocar em um tubo de ensaio.
2. Colocar 5 mL de água em outro tubo de ensaio.
3.Colocar os dois tubos de ensaios em uma caixa de isopor, preencher com sal grosso e gelo picado na proporção aproximada de 1:3, respectivamente.
3.Fechar a caixa de isopor e observar a cada minuto em qual dos tubos de ensaio a água congela mais rapidamente.

Experimento 2.

Crioscopia ou Criometria.

É uma propriedade coligativa que ocasiona a diminuição na temperatura de congelamento do solvente. É provocado pela adição de um soluto não-volátil em um solvente. Esta relacionado com o ponto de solidificação (PS) das substâncias. Esta propriedade pode ser chamada também de criometria. Quando se compara um solvente puro e uma solução de soluto não-volátil, é possível afirmar que o ponto de congelamento da solução sempre será menor que o ponto de congelamento do solvente puro. Quanto maior o número de partículas dissolvidas em uma solução, menor será o seu ponto de congelamento. Em países onde o inverno é muito rigoroso, adiciona-se sal nas estradas para provocar a diminuição da temperatura de congelamento da água, evitando que se forme gelo. Esta propriedade também explica porque grande parte da água do mar não congela a 0°C. A imensa quantidade de sal dissolvida nos mares e oceanos faz com que o seu ponto de congelamento diminua. 
A fórmula que permite calcular essa propriedade é a seguinte:

 Δtc = Tc2 - Tc 

Onde:

Tc = temperatura de congelamento da solução
Tc2 = temperatura de congelamento do solvente


Crioscópios são aparelhos utilizados para determinar com extrema precisão concentração de soluções através de seu ponto de congelamento. Falando particularmente em leite, o crioscópio permite determinar a quantidade de água contida em uma amostra de leite. O funcionamento desse aparelho consiste basicamente em um controle cuidadoso do resfriamento e congelamento de pequenas amostras de solução (leite) e de sensores eletrônicos de temperatura extremamente sensíveis para a medida da temperatura dessas amostras, particularmente de seu ponto de congelamento único.

Ebulioscopia na prática.

Experimento 1.


Material:

  • Béqueres de 250 mL
  • Termômetro (-10º a 100º C)
  • Bastão de vidro 
  • Fonte de calor 
  • Espátula 
  • Água destilada
  • Gelo 
  • Sal de cozinha(Cloreto de sódio)

 Procedimento:

1. Coloque 100 mL de água destilada em um béquer.
2. Aqueça o sistema até atingir 100º C.
3. Adicione com uma espátula 2 a 3 medidas de sal e agite.
4. Verifique o aumento na temperatura de ebulição.
5. Registre a maior temperatura acima de 100º C

Experimento 2.

Ebulioscopia ou Ebuliometria.

É a propriedade coligativa que estuda a elevação da temperatura de ebulição do solvente em uma solução. Para que um líquido entre em ebulição é necessário aquecê-lo até que a pressão de vapor fique igual à pressão atmosférica, até aí tudo bem, mas quando existem partículas insolúveis em meio ao solvente o processo é dificultado, a Ebulioscopia surge então para explicar este fenômeno.
 A fórmula usada para o cálculo é:

 Δte = Te2 – Te

Onde:

Te = temperatura de ebulição da solução
Te2 = temperatura de ebulição do solvente

Um exemplo de Ebulioscopia surge no preparo do café: quando adicionamos açúcar na água que estava prestes a entrar em ebulição. Os cristais de açúcar antes de serem dissolvidos pelo aquecimento constituem partículas que retardam o ponto de ebulição da água, ou seja, o líquido vai demorar um pouco mais a entrar em ebulição. Essa propriedade foi estudada pelo cientista francês François Marie Raoult (1830-1901) e seus estudos o levaram à seguinte conclusão: Quando o ponto de ebulição de um líquido é elevado pela presença de um soluto não volátil, o novo valor é diretamente proporcional ao número de mols da solução. Esta é a relação entre o efeito ebulioscópico e a concentração da solução, mais conhecida como Lei de Raoult.

Tonoscopia na prática

Experimento 1.


Material:

 • 2 recipientes transparentes (béqueres ou copos);
 • Líquido puro (água); • Líquido com soluto não volátil (água com açúcar);
 • Redoma de vidro (queijeira ou vasilha para guardar bolo).

 Procedimento:

1. Coloque em um recipiente a água pura e no outro a água misturada ao soluto não volátil;
2. Cubra os dois recipientes com a redoma de vidro;
3. Aguarde e faça a observação seguinte: O volume do líquido puro vai diminuir, enquanto a solução com   soluto vai aumentar. Por que isso ocorre? As soluções tendem a um equilíbrio que é atingido quando as pressões de vapor do líquido puro se igualam à pressão de vapor da solução. A pressão máxima de vapor da água = 31,82 mmHg a uma temperatura média de 30 °C (temperatura no interior do recipiente). A solução com soluto não-volátil possui pressão máxima de vapor menor que da água pura, esses valores explicam o experimento descrito acima.


Experimento 2.


Tonoscopia ou Tonometria.

É o estudo do efeito do abaixamento da pressão máxima de vapor de um determinado líquido, tendo como responsável um soluto não-volátil. Isso significa dizer que se colocarmos um sólido não-volátil, ou seja, um sólido que não passe facilmente para o estado gasoso em meio ao aquecimento (como acontece com o iodo) em um líquido puro (água, por exemplo), a pressão máxima de vapor desse líquido irá diminuir. Muito bem, muito legal, mas o que é pressão máxima de vapor mesmo? É a pressão que os vapores saturados de um líquido exercem quando estão em equilíbrio dinâmico com o líquido.. Se eu tiver um frasco completamente fechado (diz-se hermeticamente fechado) contendo metade de sua capacidade com um líquido qualquer, as moléculas do líquido se desprenderão e passarão ao estado de vapor, até que toda a metade “vazia” passe a conter o vapor desse líquido. Esse vapor entrará em equilíbrio com o líquido, ou seja, à medida que mais moléculas se desprendam, este equilíbrio é o que chamamos de “Equilíbrio Dinâmico”.
Bom, se a esse líquido eu adicionar certa quantidade de soluto, ele impedirá que as moléculas do líquido passem para o estado de vapor, da mesma forma como é mais difícil sairmos de um ônibus lotado. Como o soluto não é volátil, ele não vai para o estado de vapor também; e como haverá menos moléculas do que teria se o líquido estivesse “desimpedido”, a pressão de vapor diminui. 
A fórmula para o cálculo da Tonoscopia é:

 Δp = P2 – P 

Onde:

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

  Existe uma relação entre o abaixamento absoluto da pressão máxima de vapor e o número de mol de partículas do soluto presente na solução:



 Levando em conta este conceito podemos estabelecer o seguinte: Quanto maior for o número de mols do soluto não-volátil na solução, maior será o abaixamento da pressão máxima de vapor.
Sabe-se que toda a solução tende a um equilíbrio, e este pode ser atingido se considerarmos a Lei de Raoult: a pressão de vapor de um solvente em uma solução é igual ao produto da pressão de vapor do líquido puro presente nesta solução, se considerarmos a fração molar do líquido.
Veja a fórmula que permite calcular esse princípio:

 p2 = p0 • x2

 Onde:

 p2 = pressão de vapor do líquido na solução
 p0 = pressão de vapor no líquido puro
 x2 = fração molar do líquido na solução

 O cientista francês François Marie Raoult foi o responsável pelo estudo destas propriedades e chegou à fórmula acima.

Tipos de soluções.


 Existem dois tipos de soluções nos processos coligativos: Soluções moleculares e soluções iônicas.

Soluções moleculares: São aquelas na qual o soluto dissolvido não sofre ionização, ou dissociação iônica. Nas soluções moleculares, o numero de mols de soluto dissolvido é igual ao número de mols de partículas dissolvidas.



Soluções iônicas: São aquelas na quais o soluto dissolvido sofre ionização ou dissociação iônica. O hidróxido de amônio, apesar de ser um composto molecular, sofre ionização em meio aquoso por se tratar de uma base.



quinta-feira, 10 de maio de 2012

Entendendo as propriedades

São chamadas de propriedade coligativas das soluções aquelas que se relacionam diretamente com o número de partículas de soluto que se encontram dispersas (dissolvidas) em um determinado solvente.Durante o estudo de cada umas das propriedades coligativas, será necessário sempre comparar o comportamento da solução com o respectivo solvente puro.Para ilustrar um exemplo de tal comparação, verifique que ao se aquecer a água pura, ao nível do mar, a temperatura de ebulição da água (solvente puro) é igual a 100ºC. No entanto, quando se aquece uma solução aquosa de NaCl, percebe-se que o ponto de ebulição da água sofre um aumento. A elevação do ponto de ebulição da água na solução aquosa foi ocasionada pela presença do soluto. Com isso, percebe-se que a adição de um soluto irá produzir efeitos em algumas propriedades físicas de um solvente, que são: aumento do ponto de ebulição, diminuição do ponto de congelamento, diminuição da pressão de vapor, aumento da pressão osmótica. Tais efeitos são conhecidos como efeitos coligativos, dependem exclusivamente de concentração (quantidade) de partículas que se encontram dispersas em um solvente. Os efeitos coligativos definem as quatro propriedades coligativas importantes que serão apresentadas em nosso estudo, são elas: Tonoscopia, Ebulioscopia, Crioscopia, Osmometria. Os três primeiros foram estudados por Raoult, enquanto que o último foi estudado por Van't Hoff. Todas as propriedades coligativas surgem da diminuição do potencial químico do líquido solvente como resultado da presença do soluto. A diminuição do potencial químico do solvente implica aumento da temperatura em que ocorrerá o equilíbrio líquido-vapor (o ponto de ebulição é aumentado) e diminui a temperatura em que ocorre o equilíbrio sólido-líquido (o ponto de fusão é diminuído). A origem molecular da diminuição do potencial químico não está na energia de interação entre o soluto e as partículas do solvente, porque a elevação também ocorre em soluções ideais.