ENEM 2016 - Osmose

A osmose é um fenômeno que ocorre quando o solvente passa através de uma membrana semipermeável em sentido a uma solução, ou quando o solvente de uma solução menos concentrada (mais diluída) passa através de uma membrana semipermeável em sentido a uma solução mais concentrada (menos diluída).

Ilustração de mecanismo de osmose entre solvente e solução e entre duas soluções

Na imagem no início do texto, vimos que, ao acrescentar soluto em um dos solventes, formando-se uma solução do lado direito, ocorre a passagem do solvente puro através da membrana semipermeável que os separa e, com o tempo, o volume da solução aumenta.

Esse é um processo espontâneo, daí a origem do nome desse fenômeno, pois osmose vem do grego osmós, que significa “impulso”, e é um processo que ocorre em virtude da diferença de concentração entre os meios externo e interno. O estudo da osmose é chamado de osmoscopia, que é considerada uma propriedade coligativa, pois é uma propriedade que não depende da natureza do soluto, mas sim da concentração ou do número de partículas de soluto dissolvidas.

A membrana semipermeável é seletiva, sendo que ela permite a passagem do solvente, mas não das partículas de soluto. As cascas de muitas frutas, verduras, legumes e hortaliças funcionam como membranas semipermeáveis.

Por exemplo, imagine que coloquemos uma ameixa seca dentro de um copo contendo somente água (solvente). Depois de algum tempo, notaremos que a ameixa estará inchada. Isso acontece porque a casca da ameixa funciona como uma membrana semipermeável, permitindo a passagem do solvente (água) para dentro da ameixa, que é uma solução.

Outros exemplos de membranas semipermeáveis são papel celofane, bexiga animal, certos tipos de gelatina, a membrana celular, entre outros.

Veja mais alguns exemplos de osmose:

* Quando colocamos uma cenoura mergulhada em um recipiente contendo uma solução concentrada de água e sal (salmoura), podemos observar que, com o tempo, a cenoura murcha. Isso se deve ao fato de que, nesse caso, a solução de salmoura está mais concentrada que a solução dentro da cenoura, por isso a água da cenoura passa por sua casca e vai para o exterior, ou seja, a cenoura perde água, desidrata-se. Nesse caso, a osmose ocorre com a passagem de solvente da solução menos concentrada para a mais concentrada;

* Quando temperamos saladas que contêm alface, verificamos que, após algum tempo, a alface murcha, porque ocorre acúmulo de água no recipiente. Isso também é explicado pela osmose, em que a água da alface passa para o exterior;

Osmose em alface temperada com sal

* A carne seca é feita salgando-a bastante e, com isso, ela perde água, conservando-se por muito mais tempo, já que os micro-organismos não encontram umidade necessária para proliferar;

* Esse princípio de conservação da carne seca é o mesmo das frutas em conserva, que são colocadas em soluções com excesso de açúcar, o que desidrata também a fruta por osmose, destruindo as bactérias que poderiam apodrecê-las.

http://manualdaquimica.uol.com.br//fisico-quimica/osmose.htm

ENEM 2016 - Pressão máxima de vapor - PMV

A pressão máxima de vapor, ou simplesmente pressão de vapor, é a pressão exercida pelo vapor quando ele está em equilíbrio com a fase líquida em uma temperatura constante.

Por exemplo, imagine três frascos abertos, um contendo acetona, outro contendo água, e outro, óleo. Depois de um dia, será que o volume dos líquidos permanecerá igual? Pelas suas experiências diárias, você deve concluir que não, pois a acetona evapora bem mais rápido que a água, isto é, ela é a mais volátil, enquanto o óleo é o líquido menos volátil dos três.

Volatilidade de acetona, água e óleo

Isso mostra que a quantidade de moléculas de cada líquido que passa para o estado de vapor é diferente. Agora, se o recipiente estiver fechado, parecerá que, com o passar do tempo, não houve evaporação do líquido, porque o volume permanecerá constante. Na realidade, o que acontece é que as moléculas que passam para o estado de vapor são aquelas que estão na superfície do líquido e, ao mesmo tempo, as moléculas na fase de vapor fazem o processo inverso, ou seja, voltam para o estado líquido.

Recipientes fechados com água líquida também possuem vapor de água

Assim, chega um momento em que a quantidade de moléculas que passam para o estado de vapor é é igual à quantidade de moléculas que passam para o estado líquido, atingindo o equilíbrio mencionado acima. Esse equilíbrio é dinâmico em nível microscópico, por isso vemos o volume constante e achamos que não há evaporação.

Depois que o equilíbrio é atingido, não há como mais moléculas passarem para o estado de vapor sem que outras passem para o estado líquido, ou seja, no equilíbrio, atinge-se o ponto máximo do vapor e é nesse ponto que há a pressão máxima de vapor.

Ilustração de equilíbrio entre fases gasosa e líquida em recipiente fechado

Se fecharmos os três recipientes mencionados e acoplarmos um manômetro (equipamento que mede a pressão de vapor), comprovaremos que há sim a pressão de vapor sobre a superfície do líquido. Mas o valor dessas pressões constatado em cada manômetro será diferente: a 20ºC, a pressão de vapor da acetona é a maior, sendo igual a 184 mmHg; a pressão de vapor da água é igual a 17,5 mmHg, e a do óleo é menor que 0,5 mmHg.

Diferentes valores de pressão de vapor medidos em manômetro

Esse fenômeno ocorre porque a acetona possui mais moléculas no estado de vapor, por isso, a pressão exercida por elas será maior do que a exercida pelas moléculas da água ou do óleo.

A pressão máxima de vapor depende de dois fatores, e um já foi mencionado: a natureza do reagente, ou seja, a pressão de vapor varia de uma substância para outra. Isso acontece porque quanto mais fortes forem as interações intermoleculares, mais difícil será para a molécula desprender-se e passar para o estado de vapor.

O outro fator que interfere na pressão de vapor é a temperatura. Quanto maior a temperatura, maior será a pressão de vapor, porque a elevação da temperatura favorece a evaporação do líquido.

Isso explica o fenômeno da ebulição. Quando aquecemos o recipiente que contém um líquido, formam-se bolhas de ar no fundo dele. A pressão de vapor dentro dessas bolhas inicialmente é menor que a pressão atmosférica, mas quanto mais aumentamos a temperatura, mais a pressão de vapor dentro das bolhas aumenta, até que se torne igual à pressão atmosférica ou até maior, o que faz com que as bolhas subam para a superfície e o vapor seja liberado.

Podemos concluir então que o ponto de ebulição, isto é, a temperatura em que o líquido ferve, é aquele em que a pressão de vapor iguala-se à pressão atmosférica exercida sobre a superfície.

Mas será que os sólidos também possuem pressão de vapor?

A maioria dos sólidos praticamente não possui pressão de vapor, mas existem alguns casos de sólidos que sublimam (passam do estado sólido para o gasoso diretamente, sem passar pelo estado líquido), como o iodo, a naftalina e o gelo-seco. Esses exemplos são sólidos que possuem pressão de vapor.

Iodo, naftalina e gelo-seco são exemplos de sólidos que possuem pressão de vapor

Existem também alguns fatores que não interferem na pressão máxima de vapor de um líquido. Dentre eles, podemos destacar:

* Volume do recipiente que contém o líquido;
* A massa do líquido ou do sólido;
* A superfície de contato entre a fase líquida e a fase gasosa.

ENEM 2016 - Ebulioscopia ou Ebuliometria

Imagine que esteja fazendo café e coloque certa quantidade de água para aquecer. Ao nível do mar, quando a água atingir a temperatura de 100ºC, ela entrará em ebulição. Nesse momento, você passa a adicionar o açúcar à água, o que acontecerá então? Quem já passou por esse tipo de situação sabe que quando se faz isso a água para imediatamente de ferver. Depois de aquecer por mais alguns instantes, atingindo temperaturas um pouco acima de 100ºC, a solução de água e açúcar entrará em ebulição.

Mesmo acima de 100ºC e sob 1 atm de pressão, a água pode permanecer no estado líquido se adicionarmos um soluto não volátil

Isso também acontece se adicionarmos sal ou qualquer outro soluto. Assim, o fato observado será o seguinte:

Conceito de ebulioscopia ou ebuliometria

Ao estudo dessa propriedade dá-se o nome de ebulioscopia ou ebuliometria.

Visto que esse fenômeno não depende da natureza do soluto, mas apenas do número de suas partículas presentes na solução, a ebulioscopia é uma propriedade coligativa.

Por exemplo, se prepararmos duas soluções aquosas diferentes, uma com o soluto sendo a ureia e outra com a glicose, mas dissolvermos exatamente a mesma quantidade dos dois solutos, produzindo duas soluções de molalidade (W) igual a 1 molal, o resultado será que o ponto de ebulição de ambas as soluções ao nível do mar começará em 100,52ºC. Isso prova que a ebulição, como um efeito coligativo, depende unicamente da quantidade de partículas presentes na solução.

Quando se adiciona açúcar à água, o seu ponto de ebulição aumenta

Isso acontece porque as moléculas de açúcar interagem com as moléculas de água, diminuindo a pressão de vapor desse líquido. Visto que a pressão do líquido fica menor que a pressão externa (atmosférica), é preciso aquecer ainda mais o sistema para que a pressão de vapor da solução iguale-se à pressão atmosférica e aí sim entre em ebulição. Desse modo, a temperatura em que entrará em ebulição será maior.

Isso nos leva à seguinte generalização:

Na ebuliometria, a temperatura de ebulição do solvente na solução sempre é maior do que quando está puro

Isso também pode ser visto no caso do café. Em padarias e bares, quando se quer manter o café quente, usa-se um procedimento conhecido comumente por banho-maria, em que o recipiente com o café fica mergulhado em um recipiente com água. A água entra em ebulição, mas o café não, e assim essa bebida se mantém quente sem perder água e alterar seu gosto. Isso acontece porque o ponto de ebulição da água (solvente puro) é menor (100ºC) que a temperatura em que se inicia a ebulição do café (solução aquosa com ponto de ebulição maior que 100ºC).

Além disso, quanto maior for a quantidade de partículas do soluto não volátil dissolvidas na solução, maior será a elevação do ponto de ebulição do solvente. Para se ter uma ideia, como já falamos, ao nível do mar, a temperatura de ebulição de uma solução de glicose 1 molal é de 100,52ºC. Mas se adicionarmos mais glicose, preparando uma solução aquosa de 2 molal, o ponto de ebulição começará em 101,4ºC.

Dizemos que começará porque quanto mais evaporar, maior será a concentração da solução e, com isso, o ponto de ebulição irá aumentar até que todo o solvente passe para o estado de vapor. Dessa maneira, as soluções não possuem uma temperatura fixa e constante de ebulição como ocorre com os solventes puros, mas sim uma faixa de temperaturas em que muda de estado de agregação. Considera-se ponto de ebulição da água na solução a temperatura em que a ebulição tem início.

Essas observações podem ser visualizadas no gráfico a seguir:

Gráfico de relação entre pressão de vapor e temperatura de solvente puro e soluções

Observe no gráfico que, visto que a concentração da solução 2 é a maior, a temperatura que seu solvente começa a entrar em ebulição também é a maior, e sua pressão de vapor é a menor. 

Por Jennifer Fogaça
Graduada em Química

VESTIBULAR BRASIL ESCOLA

ENEM 2016 - Crioscopia ou Criometria

A Crioscopia ou Criometria é o estudo do abaixamento da temperatura de fusão de um solvente quando se adiciona a ele um soluto não volátil.

Por exemplo, ao nível do mar, a água pura congela em 0ºC; esse é o seu ponto de fusão. No entanto, se acrescentarmos sal à água, ela demorará mais para congelar, ou seja, o seu ponto de fusão irá diminuir, atingindo valores abaixo de 0ºC.

Isso explica muitos fenômenos que observamos na natureza ou em nosso cotidiano. Veja alguns exemplos:

• A água do mar não se congela em locais próximos aos polos, apesar de nessas regiões se atingirem temperaturas abaixo de 0ºC. Isso acontece porque há uma grande quantidade de sais dissolvidos na água. Os icebergs e as camadas de gelo que se formam são feitos de água sem esses sais;
• Em países frios, quando o inverno é bastante rigoroso e cai muita neve, é comum jogar sal nas estradas para ela derreter;

Caminhão jogando sal na neve

• Nesses países, também há o risco de congelamento da água dos radiadores usados para refrigerar os motores. Por isso, há alguns produtos comerciais (aditivos) que são adicionados com a finalidade de diminuir o ponto de ebulição da água e evitar o seu congelamento. Um exemplo de anticongelante usado com essa finalidade é o etilenoglicol (C6H6O2), que se estiver em uma proporção de 50%, tem a capacidade de abaixar o ponto de fusão da mistura até cerca de -35 ºC;

Mecânico derramando líquido no radiador de um carro

• A água dos sorvetes e de cosméticos, tais como cremes, não congela, transformando-se em gelo puro, porque eles são densas misturas coloidais que apenas se enrijecem com o frio;
• No oceano Ártico, existem algumas espécies de peixes que possuem determinadas proteínas que atuam como anticongelantes do sangue.

A crioscopia é uma propriedade coligativa, e como acontece com toda propriedade coligativa, a sua variação está relacionada à quantidade de espécies dissolvidas e não à natureza delas. Isso quer dizer que, quanto mais soluto não volátil estiver dissolvido no solvente, isto é, quanto maior for a concentração da solução, menor será o seu ponto de fusão. Por exemplo, o ponto de fusão de uma solução de glicose de concentração 1 molal é de – 1,86 ºC; enquanto se sua concentração for de 2 molal, o ponto de fusão diminuirá ainda mais, passando a ser igual a – 3,72ºC.

Por outro lado, visto que não depende da natureza da espécie química, se adicionarmos a mesma quantidade de diferentes solutos não voláteis na mesma quantidade do solvente, o abaixamento da temperatura de fusão será igual. Por exemplo, o ponto de fusão de uma solução de ureia 1 molal é de - 1,86 ºC, ou seja, o mesmo que a solução de glicose 1 molal.

No caso de compostos iônicos dissolvidos, temos que levar em consideração os íons que se dissociarão. Por exemplo, uma solução de cloreto de sódio (NaC? - sal de cozinha) 1 molal possui o ponto de fusão igual a – 3,72ºC, sendo igual ao da solução de glicose 2 molal. Isso acontece porque, na verdade, para cada mol de NaC? dissolvido, é formado 2 mols de íons (1 mol de cátions Na+ e 1 mol de ânions C?-), como pode ser visto abaixo:

http://manualdaquimica.uol.com.br//fisico-quimica/crioscopia-ou-criometria.htm

ENEM 2016 - Álcoois

Os álcoois são substâncias que possuem o grupo hidroxila (OH) ligado a um átomo de carbono saturado. Portanto, o seu grupo funcional é:

OH

|

— C —

|

Observe que o carbono ao qual a hidroxila está ligada tem que ser saturado, ou seja, realizar apenas ligações simples com outros átomos de carbono ou hidrogênio, pois se tal carbono apresentar uma dupla ligação com outro carbono, então não teremos um álcool, mas sim um enol. Além disso, se a hidroxila estiver ligada a um anel aromático, teremos um fenol.

Compostos que não são álcoois, mas sim um enol e fenol

A classificação dos álcoois pode considerar dois critérios principais:

1. Quantidade de hidroxilas ligadas à cadeia carbônica:

* 1 OH: Monoálcool ou monol;

          OH
            |
H3C — CH2 — CH3

* 2 OH: Diálcool, diol ou glicol;

           OH
            |
H3C — CH2 — CH2— CH2 — CH2 — OH

* 3 OH: Triálcool ou triol;

          OH
            |
HO — CH2 — CH2 — OH

* Alcoóis com mais de uma hidroxila: Poliálcoois ou poliois.

1. Tipo de carbono ligado à hidroxila:

* Carbono primário (ligado a apenas um átomo de carbono): Álcool primário

         OH
          |
H3C — CH3

* Carbono secundário (ligado a dois átomos de carbono): Álcool secundário

           OH
            |
H3C — CH2— CH2 — CH2 — CH3

* Carbono terciário (ligado a três átomos de carbono): Álcool terciário
 

           OH
            |
H3C — CH — CH2 — CH3
             |
            CH3

Lembrando-se de que os álcoois não podem apresentar mais de uma hidroxila ligada a um mesmo átomo de carbono.

A nomenclatura dos álcoois, segundo a IUPAC, é feita basicamente seguindo a regra abaixo:

Regras de nomenclatura dos álcoois

A cadeia principal é sempre a que possui a hidroxila. Se houver insaturação (ligações duplas ou triplas entre carbonos), ramificações ou mais de uma possibilidade para a localização da hidroxila, é necessário colocar o número do carbono onde estão localizadas.

Exemplos:

Nomenclatura oficial de alguns álcoois

O álcool mais simples é o metanol (H3C — OH), conhecido também como álcool metílico, que pode ser obtido através da destilação da madeira. Ele já foi usado como combustível, mas é muito perigoso, visto que é inflamável e sua chama é invisível a olho nu, o que dificulta o controle de incêndios. É também tóxico, podendo levar à cegueira e à morte.

O etanol (H3C — CH2 — OH) é o principal álcool, sendo usado como combustível obtido principalmente por fermentação de açúcares e cereais, da cana-de-açúcar, de beterraba, milho, arroz etc. Outros usos do etanol são em antissépticos, como solvente de tintas, vernizes, perfumes, como matéria-prima na obtenção de vários compostos orgânicos, como acetaldeído, ácido acético e éter comum; e em bebidas alcoólicas.

O etanol (álcool comum) é usado como antisséptico e em bebidas alcoólicas

http://manualdaquimica.uol.com.br//quimica-organica/alcoois.htm

ENEM 2016 - Nitrocompostos

Os nitrocompostos são compostos orgânicos que possuem o grupo nitro (NO2) ligado a uma cadeia carbônica. O seu grupo funcional está representado a seguir:

                                                 O
     |       |                                    |
— C — N = O        ou          — C — NO2
     |                                            |

Nitrometano, o nitrocomposto mais simples

A nomenclatura dos nitrocompostos segue a seguinte regra oficial:

Regras de nomenclatura dos nitrocompostos

Veja exemplos:

H3C — NO2: nitro + met + an + o = nitrometano

H3C — CH2 —  NO2: nitroetano

H3C — CH2 — CH2 — NO2: 1-nitropropano

           NO2
              |
H3C  — CH  — CH3: 2-nitropropano

H3C  — CH2  — CH2  — CH2  — NO2: 1-nitrobutano

           CH3
             |
H3C — CH  — CH2  — CH2 —  CH2  — NO2: 4-metilnitropentano

Nomenclatura de nitrocompostos aromáticos

Os nitrocompostos são, em sua maioria, líquidos, polares, insolúveis em água e mais densos que ela.

Os nitrocompostos aromáticos são os que possuem maior aplicação, principalmente o nitrobenzeno, que é usado como solvente de substâncias orgânicas. Além disso, eles são bastante reativos e, por isso, vários aromáticos desse grupo são usados como explosivos, como ocorre com o 2,4,6-trinitrotolueno, mais conhecido como TNT. Quanto maior a quantidade de NO2 em suas moléculas, mais explosivo é o nitrocomposto.

O ácido pícrico é o 2,4,6-trinitrofenol e é usado na fabricação do picrato de butambeno — princípio ativo de pomadas para queimaduras —, na fabricação de detonadores de explosivos e do polímero baquelite usado em cabos de panela e de ferramentas, em interruptores elétricos, tomadas, plugues, peças industriais elétricas, tampas, em laminados (fórmica), em revestimentos, tais como tintas e vernizes, e em cola de madeira.

Muitas pomadas para queimaduras possuem o picrato de butambeno como princípio ativo

Por Jennifer Fogaça
Graduada em Química

http://manualdaquimica.uol.com.br//quimica-organica/nitrocompostos.htm