Considere As Soluções Aquosas

Equipe: Débora (07), Ingrid (08) e Pâmela (23) 32 A3 Soluções: diluição e mistura com e sem reação Diluir uma solução significa adicionar a ela uma porção do próprio solvente puro. Para calcular, utilizamos: Para a concentração inicial: C = m1 / V Para a concentração final: C’ = m1 / V’ Dado que a que a massa do soluto (m1) continua constante, chega-se à fórmula: CV = C’V’ Em problemas envolvendo outros tipos de concentração, é preferível raciocinar com as próprias definições de cada

do soluto (np), que é expressa em mol/L. Comparando-se duas ou mais soluções, a que tiver maior numero de partículas dispersas no soluto terá menor Pv, maior PE e menor PC. Fator de Van’t Hoff (i) representa o número de partículas dispersas do soluto (considerando dissociação total) por fórmula. NaCl Na+ + Cl- i = 2 Exemplos Solução aquosa 0,1 mol/L de C6H12O6 Soluto não dissocia, np = 0,1 mol/L Solução aquosa 0,1 mol/L de NaCl NaCl Na+ 0,1 mol/L Soluto…

diferente de zero, com exceção da reação de redução do hidrogênio que é utilizada como padrão. Para uma pilha existir, a soma do potencial das duas semi-reações deve ser maior que zero. Ou seja, E° > 0. restabelecimento  cargas nas soluções dos eletrólitos. Soluções (2): contém cátions Exemplo: => Eletrodos de Zinco e Níquel Semi-reações correspondentes ao eletrodo. Eletrodo de cobre: mergulhado na solução de Cu . Eletrodo de Zinco: mergulhado na solução de Zn .…

1 t1 2 t2 t3 3Tempo4 Tempo t4 5 t5 6 Figura I – Visão gráfica do equilíbrio químico. Uma vez atingido o equilíbrio verifica-se uma relação constante entre as concentrações dos reagentes e dos produtos de reacção a uma dada temperatura. Considere-se: aA (g) + bB (g)  cC (g)+ dD (g) [C ]c  [ D]d Kc  [ A]a  [ B ]b - Para todos os estados de equilíbrio, à mesma temperatura, é possível estabelecer uma constante de equilíbrio Kc (grandeza adimensional), em função das concentrações: c d [

2 c. 2 e 1 d. 3 e 4 e. 1 e 4 Question 3 Notas: 1 Uma solução aquosa de H3PO4 é ácida devido à presença de: Escolher uma resposta. a. hidrogênio b. água c. fosfato d. fósforo e. hidrônio Question 4 Notas: 1 A glicose C6H12O6, e o cloreto de hidrogênio, HCl, são substâncias moleculares. No entanto, a solução aquosa de glicose não é condutora de corrente elétrica, ao contrário da solução aquosa de cloreto de hidrogênio. Esse fato pode ser explicado por: Escolher uma

10–2 atm L K–1 moI–1 = 8,31 J K–1 moI–1 = = 62,4 mmHg L K–1 mol–1 = 1,98 cal K–1 mol–1 DEFINIÇÕES Condições normais de temperatura e pressão (CNTP): 0°C e 760 mmHg. Condições ambientes: 25°C e 1 atm. Condições-padrão: 25°C, 1 atm, concentração das soluções: 1 mol L–1 (rigorosamente: atividade unitária das espécies), sólido com estrutura cristalina mais estável nas condições de pressão e temperatura em questão. (s) ou (c) = sólido cristalino; (l) ou (l) = líquido; (g) = gás; (aq) =…

Questão 01) Considere os sistemas apresentados a seguir: I. Creme de leite. II. Maionese comercial. III. Óleo de soja. IV. Gasolina. V. Poliestireno expandido. Destes, são classificados como sistemas coloidais a) apenas I e II. b) apenas I, II e III. c) apenas II e V. d) apenas I, II e V. e) apenas III e IV. Gab: D TEXTO: 1 - Comum à questão: 2 O gás butano é utilizado como propelente em desodorantes e em cremes de barbear. O rótulo de um creme de barbear indica a…

ÁCIDOS E BASES Teorias de Ácidos e Bases Teoria de Arrhenius (1887) Na Química Geral estudamos a teoria de ácidos e bases de Arrhenius. Segundo ela, substâncias ácidas são aquelas que em solução aquosa liberam íons hidrogênios: Substâncias básicas são aquelas que em solução aquosa liberam íons hidroxilas: Observe que esta teoria restringe ao meio aquoso a definição de ácidos e bases. Além disso, muitas substâncias possuem caráter básico em meio aquoso sem possuírem hidroxila em sua composição,

Água pura pH = 7 pOH = 7 Soluções ácidas pH < 7 pOH > 7 Soluções básicas pH > 7 pOH < 7 Em escalas de pH, teremos: Em soluções neutras, temos [H1+] = [OH1–]. Como Kw = [H1+] · [OH1–] = 1,0 · 10–14 Sabendo dos conceitos vistos no item anterior, é fácil ver que: Soluções neutras ⇒ [H1+] = [OH1–] = 10–7 mol/L • Em soluções ácidas, temos [H1+] > [OH1–]. Logo: [H1+] >10–7 e [OH1–] < 10–7 mol/L • Em soluções…

Classificação das soluções aquosas: a) água pura H2O(l)+ H2O(l) H3O 1+(aq) + OH1– (aq) b) Adição de ácido à água pura H2O(l)+ H2O(l)H3O 1+(aq)+ OH–(aq) HA(l) + H2O H+(aq)+ A–(aq) c) Adição de base à água pura H2O(l)+ H2O(l) H3O1+(aq)+ OH– (aq) XOH(l) + H2O(l) X+(aq)+ OH–(aq) Ionização por etapas Características: 1. O número de etapas de uma ionização é dado pelo número de hidrogênios ionizáveis do ácido. 2. Cada etapa da ionização constitui um sistema em equilíbrio