Por que os cabelos ficam brancos com a idade?

De acordo com as atuais teorias do envelhecimento, cabelos brancos surgem quando as estruturas que compõem as células se oxidam devido à ação dos radicais livres - tipos reativos de oxigênio capazes de provocar danos celulares. Os radicais livres são moléculas instáveis, com número ímpar de elétrons (partículas atômicas de carga negativa), que podem desequilibrar as funções celulares. No organismo, milhares de radicais livres, provenientes sobretudo do oxigênio (elemento vital para a transformação dos alimentos em energia) são formados e destruídos a cada minuto. A destruição é operada por antioxidantes naturais (as vitaminas C e E e as enzimas superóxido dismutase e catalase). Assim, mais de 95% do oxigênio absorvido na respiração são transformados em água no interior das células, enquanto os 5% restantes passam por outras etapas antes disso e permanecem sob a forma de radicais livres. A poluição ambiental, os maus hábitos alimentares, a vida sedentária e a própria idade contribuem para o aumento na produção dos radicais livres, que facilitam o surgimento de doenças e o envelhecimento precoce.

Até os 40/45 anos de idade, geralmente o organismo consegue vencer a luta contra os radicais livres, retirando-os da circulação sem grandes dificuldades. Depois, contudo, eles livres tendem a se acumular gradualmente no organismo, contribuindo para o surgimento não só de cabelos brancos como de doenças degenerativas (arterioesclerose e câncer), problemas nas articulações (reumatismo e artrose) e alterações na pele (rugas e manchas senis).

Às vezes, os cabelos embranquecem precocemente, em geral quando, além de ter predisposição genética para isso, a pessoa enfrenta problemas particulares graves. Numa situação de estresse emocional, por exemplo, o organismo libera grande quantidade de adrenalina, substância altamente oxidante que contribui para o aumento dos radicais livres na corrente sangüínea - e daí, para o surgimento de cabelos brancos.

Fonte: Globo Ciência - Novembro de 93 - Texto do geriatra e professor universitário José de Felippe Jr.

Do que são feitos os adesivos que brilham no escuro?

Os adesivos que brilham no escuro geralmente são feitos com sulfeto de zinco. Quando o sulfeto de zinco é exposto à luz, graças à sua configuração eletrônica, os elétrons das camadas mais externas absorvem a luz e são excitados para camadas etetrônicas ainda mais externas. Quando apagamos a luz deixamos de fornecer energia aos elétrons, que aos poucos vão retornando às suas camadas eletrônicas iniciais. Durante esse retorno (que pode durar horas), eles devolvem a energia que absorveram na forma de luz. Esse fenômeno se chama fosforescência.

Alguns modelos de relógios têm detalhes fosforescentes que nunca perdem o brilho mesmo quando são deixados vários dias no escuro. Isso acontece porque o material fosforescente desses relógios está misturado com um pouco de material radioativo, que funciona como uma fonte de energia para provocar a fosforescência.

Além da fosforescência, existe um outro fenômeno, chamado de fluorescência. Diferentemente das substâncias fosforecentes, os compostos fluorescentes deixam de emitir luz assim que são colocados no escuro. Podemos observar a fluorescência quando vamos a uma discoteca. Todo mundo que está de roupas brancas fica "brilhando" no escuro graças as lâmpadas de luz negra, que é uma lâmpada de luz ultra-violeta. Quando a luz negra é desligada, o brilho da roupa desaparece. A nossa roupa brilha sob luz negra por causa de um aditivo dos sabões em pó que usamos. Esse aditivo é usado para termos a impressão de que a roupa está "mais branca do que branca", pois ele absorve a radiação UV e emite como uma luz azulada. Outras substâncias fluorescentes que podemos encontrar são a água tônica e a urina. É por isso que não tem luz negra nos banheiros das discotecas.

Quando a emissão de luz de uma substância é provocada por uma reação química ela recebe o nome de quimioluminescência.

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História da Tabela Periódica

A Tabela Periódica surgiu devido à crescente descoberta de elementos químicos e suas propriedades, os quais necessitavam ser organizados segundo suas características. Até 1800 aproximadamente 30 elementos eram conhecidos; nos dias de hoje a Tabela Periódica consta de 109 elementos.

Vejam só como ela cresceu!

Com a Tabela Periódica podemos analisar uma série de propriedades dos elementos. Um químico sempre a tem em mãos. Mas por que será que ela tem esse nome?

O nome "Tabela Periódica" é devido à periodicidade, ou seja, à repetição de propriedades, de intervalos em intervalos, como, por exemplo, ocorre com as fases da lua, que mudam durante o mês e se repetem mês após mês.

A base da classificação periódica atual é a tabela de Mendeleev, com a diferença de que as propriedades dos elementos variam periodicamente com seus números atômicos e não com os pesos atômicos, como era a classificação feita por Mendeleev.

A Tabela Periódica atual é formada por 109 elementos distribuídos em 7 linhas horizontais, cada uma sendo chamada de período. Os elementos pertencentes ao mesmo período possuem o mesmo número de camadas de elétrons.

Vamos verificar?

Viu só, o lítio, o carbono e o neônio possuem 2 camadas (K e L); portanto são do segundo período.

As linhas verticais da Tabela Periódica são denominadas de famílias e estão divididas em 18 colunas. Os elementos químicos que estão na mesma coluna na Tabela Periódica possuem propriedades químicas e físicas semelhantes.

A família é caracterizada pelos elétrons do subnível mais energético, portanto os elementos de uma mesma família apresentam a mesma configuração na última camada.

Vamos verificar alguns exemplos?

O berílio e o cálcio tem a mesma configuração na última camada, isto é, s²; portanto ambos pertencem à família 2A ou 2.

Algumas colunas possuem nomes especiais. Vamos conhecer quais são elas

Família 1 (1A) -	Alcalinos
Família 2 (2A) -	Alcalino-terrosos
Família 13 (3A) -	Família do boro
Família 14 (4A) -	Família do carbono
Família 15 (5A) -	Família do nitrogênio
Família 16 (6A) -	Calcogênios
Família 17 (7A) -	Halogênios
Família 18 (Zero) -	Gases Nobres

Os elementos da Tabela Periódica podem ser classificados como:

Metais: Eles são a maioria dos elementos da tabela. São bons condutores de eletricidade e calor, maleáveis e dúcteis, possuem brilho metálico característico e são sólidos, com exceção do mercúrio.

Não-Metais: São os mais abundantes na natureza e, ao contrário dos metais, não são bons condutores de calor e eletricidade, não são maleáveis e dúcteis e não possuem brilho como os metais.

Gases Nobres: São no total 6 elementos e sua característica mais importante é a inércia química.

Hidrogênio: O hidrogênio é um elemento considerado à parte por ter um comportamento único.

Por: Dr^a.Renata M.S.Celeghini

Curiosidade de Química - Aço Inoxidável

Aço Inoxidável

Existem alguns aços que são resistentes à corrosão, são os inoxidáveis. Esses aços são caracterizados pela resistência à corrosão atmosférica, pois quando estão ligados com outros metais como o Cromo e o Níquel, ficam menos reativos. São fabricados a partir do ferro-gusa em altos-fornos. A expressão aço inoxidável nos dá uma idéia de um material que não se destrói mesmo quando submetido aos mais violentos abusos, mas na verdade esse tipo de aço não é eterno, só apresenta uma maior resistência à corrosão quando submetido a um determinado meio ou agente agressivo. A resistência à oxidação e corrosão do aço inoxidável se deve principalmente à presença do cromo, que permite a formação de uma película finíssima de óxido de cromo sobre a superfície do aço, que é impermeável e insolúvel nos meios corrosivos usuais. Assim, podemos definir como aço inoxidável o grupo de ligas ferrosas resistentes à oxidação e corrosão, que contenham no mínimo 12% de cromo. O aço é facilmente corrosível por ação química ou eletroquímica. O próprio meio ambiente o danifica: o oxigênio do ar, por exemplo, quando entra em contato com o ferro contido no aço forma o óxido de ferro causando alterações naturais, porém, indesejáveis. O próprio nome já indica, aço inoxidável é um aço de alta-liga resistente à ação deteriorante do oxigênio, ou seja, não sofre oxidação. Apresenta propriedades físico-químicas superiores aos aços comuns, sendo a alta resistência à oxidação atmosférica a sua principal característica.

Principais utilizações dos aços inoxidáveis:

• Utensílios domésticos: Grandes eletrodomésticos e pequenos utensílios, como garfos, faca e talheres em geral, e também panelas.

• Em automóveis: produção de peças para veículos automotores como, por exemplo, canos de descarga.

• Na construção civil: em edifícios e casas;

• Na Indústria: alimentação, produtos químicos e petróleo.

• Nos grandes centros urbanos: fachadas e placas de sinalização visual.

Propriedades como resistência à corrosão e à capacidade de compor peças higiênicas e estéticas fazem do aço inoxidável um material muito atrativo para diversas finallidades. Vejamos outras propriedades:

• É resistente a altas temperaturas;

• Permite acabamentos superficiais e formas variadas, o que o faz ainda mais atrativo;

• Possui um forte apelo visual (modernidade, leveza e prestígio);

• Resistência mecânica adequada, o que permite moldá-los;

• Facilidade de limpeza, pois a baixa rugosidade superficial faz com objetos de aço inox sejam mais facilmente higienizados.

Por Líria Alves - Graduada em Química

Soluções - Parte 4

4. Diluição de Soluções

Diluir uma solução, significa diminuir a sua concentração. O procedimento mais simples, geralmente aplicado, para diluir uma solução, é a adição de solvente à solução.

Na diluição de soluções a massa de soluto, inicial e final, é a mesma, somente o volume é maior, logo, a concentração da solução será menor. Como a massa de soluto permanece inalterada durante a diluição, pode-se escrever:

C1.V1 = C2.V2

Aplicando um raciocínio semelhante para a molaridade, obtém-se a expressão:

M1.V1 = M2.V2

Através das expressões obtidas para a diluição de soluções, pode-se observar qua a concentração de uma solução é inversamente proporcional ao volume.

5. Mistura de soluções

Na mistura de soluções e massa total do soluto e o volume da solução final, é igual à soma das massas dos solutos e dos volumes das soluções que foram misturadas.

Solução 1	Solução 2	Solução 3
m1 = massa de soluto M1 = molaridade C1 = concentração	m2 = massa de soluto M2 = molaridade C2 = concentração	mr = m1 + m2 Mr = ? Cr = ?

Para a mistura de soluções tem-se:

Como mr = m1 + m2 e Vr = V1 + V2, pode escrever-se que .

5.1 Mistura de soluções de solutos diferentes, que não reagem entre si

Quando são misturadas duas ou mais soluções sem que haja reação entre elas, os solutos das mesmas sofrem apenas diluição.

5.2 Mistura de Soluções de solutos diferentes com reação entre eles

A mistura de soluções de substâncias que reagem entre si deve ser analisada como reação química. O cálculo das concentrações das substâncias que não reagiram e as substâncias que se formaram é feito de forma semelhante aos cálculos estequiométricos.

6. Titulação

A titulação é uma prática realizada em química analítica para determinar a concentração de uma outra a partir da reação química com uma outra solução de concentração exatamente conhecida.

7. Soluções do nosso cotidiano

Solução de ácido sulfúrico: Fórmula: H2SO4(aq) Utilidade: bateria de automóveis

Álcool hidratado: Fórmula: C2H2OH.H2O Utilidade: bebidas, combustívelm limpeza do lar, etc.

Formol: Fórmula: HCHO - 40% Utilidade: conservação de cadáveres

Vinagre (ácido acético) Fórmula: CH3COOH - 4% Utilidade: tempero de alimentos, conservante

Salmoura: Fórmula: NaCl(aq) Utilidade: conservação, tempero de alimentos

Por Setrem Site de Química.

Soluções - Parte 3

3. Unidades de concentrações de soluções

Concentração é a denominação dada a qualquer solução entre a quantidade de soluto e solvente, ou entre a quantidade de soluto e solução.

Definições e unidades utilizadas para expressar concentração de soluções:

Definição	Notação	Unidade	Aplicação
Concentração	C	g/l, g/ml	Geral
Título	T	-	Geral
Porcentagem	P	%	Geral
Molaridade	M	M, molar ou mol/l	Química
Densidade	D	g/l, g/ml	Química
Molalidade	W	molal	Química e Física
Fração Molar	FM	mols	Química e Física

3.1. Concentração comum ou concentração em g/l

a) Conceito:

É a razão entre a massa de soluto, em gramas, e o volume de solução em litros ou ml.

b) Expressão matemática

Onde:

C = concentração (g/l);

m1 = massa do soluto (g);

V = Volume de solução (l ou ml).

c) Unidade: Gramas por litro, g/l ou g/ml.

d) Significado:

A concentração nos indica a quantidade de soluto, em gramas, que existe em um litro ou em um ml de solução.

Exemplo:

- Uma solução 1 g/l possui um grama de soluto dissolvido em um litro de solução; uma solução 20 g/l possui 20 gramas de soluto dissolvidos em um litro de solução.

1 g/l........1 g de soluto..........1 l de solução;

20 g/l........20 g de soluto..........1 l de solução;

30 g/ml........30 g de soluto..........1 ml de solução.

3.2. Condentração em massa ou título

a) Conceito

É a razão entre a massa de soluto e a massa de solução.

b) Expressão matemática

Onde:

T = título

m1 = massa do soluto

m2 = massa do solvente

m1 + m2 = m (massa da solução).

c) Unidade

O título de uma solução é um número sem unidades, maior que zero e menor que um. Geralmente utiliza-se o título expresso em porcentagem. Para isso, multiplica-se o título em massa por 100.

d) Significado

O título nos dá a porcentagem em peso de uma solução, ou seja, a quantidade em gramas de soluto que existem em 100 gramas de solução. Exemplo:

- Uma solução de KCl 10 % possui 10 gramas de KCl em 100 g de solução ou em 90 g de água.

0,1 ......0,1 g de soluto......1 g de solução ou 0,9 g de solvente;

10 %......10 g de soluto......100 g de solução ou 90 g de solvente;

30 %......30 g de soluto......100 g de solução ou 70 g de solvente.

3.3. Concentração molar, concentração em mol/l ou molaridade.

a) Conceito

É a razão entre o número de mols de soluto e o volume de solução dado em l.

b) Expressão matemática

Onde:

M = Concentração em mol/l;

n1 = número de mols de soluto;

V = volume de solução (litros);

m1 = massa de soluto (gramas);

Mol = massa molar do soluto.

c) Unidade : mol por litro (mol/l), molar.

d) Significado

A concentração molar ou molaridade, nos indica o número de mols de soluto que existe em um litro de solução. Exemplo:

- Uma solução 1M possui um mol de soluto dissolvido em um litro de solução. Uma solução 0,5M possui 0,5 mols de soluto dissolvidos em um litro de solução.

3.4. Concentração molal ou molalidade

a) Conceito

É a razão entre o número de mols de soluto e a massa de solvente, dada em kg.

b) Expressão matemática

Esta equação, no entanto, deve ser multiplicada por mil, porque a molalidade é expressa em número de mols por quilograma de solvente. Com isso, temos:

Onde:

W = molalidade;

m1 = massa de soluto (gramas);

m2 = massa de solvente (quilogramas);

Mol = massa molar.

c) Unidade: molal.

d) Significado

A concentração molal nos indica o número de mols de soluto que existe em um quilograma de solvente. Exemplo:

- Uma solução 1 molal, possui um mol de soluto dissolvido em um quilograma de solvente. Uma solução 4 molal possui 4 mols de soluto em um quilograma de solvente.

1 molal.....1 mol de soluto.....1000 g de solvente;

2 molal.....2 mol de soluto.....1 kg de solvente;

0,3 molal.....0,3 mol de soluto.....1 kg de solvente.

3.5. Fração molar

a) Conceito

A frção molar de uma solução é a relação entre o número de mols deste componente e o número total de mols da solução.

b) Expressão matemática

Se a solução apresenta apenas um tipo de soluto, a expressão da Fração Molar será:

Onde:

FM1 = fração molar do soluto;

FM2 = fração molar do solvente;

n1 = número de mol de soluto;

n2 = número de mol de solvente.

Se a solução apresentar mais de um soluto, calcula-se a relação entre o número de mols do soluto ou solvente em questão, e o somatório do número de mols dos demais componentes.

Para obter a percentagem molar de uma solução, multiplica-se a fração molar por 100.

%M = FM x 100

Onde: %M = porcentagem molar.

c) Unidade

A fração molar não tem unidade, é um número maior que zero e menor que um, quando multiplicado por 100 (porcentagem molar) expressa-se o resultado em mols %.

d) Significado

A porcentagem molar nos indica o númro de mols de um componente de uma solução, que existem em 100 mols de solução. A fração molar nos indica a fração de mols de um componente por mol de solução.

Uma solução de NaCl que tem uma porcentagem molar de 5%, possui 5 mols de NaCl dissolvidos em 95 mols de água, ou 100 mols de solução. Esta mesma solução teria fração molar igual a 0,05 ou 0,05 mols em 0,95 mols de água.

FM1 = 0,1.....0,1 mol de soluto.....1 mol de solução;

% M = 10%.....10 mols de soluto.....100 mols de solução.

A soma das frações molares de todos os componentes de uma solução é igual a uma unidade, e a soma das porcentagens molares é igual a 100.

SFM = 1

S%M = 100

3.6. Densidade

a) Conceito

É a razão da massa da solução pelo volume da solução, dada em l ou ml.

b) Expressão matemática

Onde:

d = densidade;

m = massa da solução;

V = volume da solução, dada em l ou ml.

c) Unidade: g/l ou g/ml.

d) Significado

A densidade indica a massa, em gramas, encontrada num litro ou mililitro de solução. Exemplos:

- Uma solução de densidade 1 g/ml possui massa de 1 g por ml de solução, ou seja 1 ml de solução apresenta massa igual a 1 g.

- Uma solução de densidade 980 g/l possui massa 980 g por 1 l de solução, ou seja, 1 l de solução apresenta massa igual a 980 g.

3.8 Relações entre as unidades de concentração

a) Relação entre concentração e título

Dividindo a concentração pelo título, temos:

Simplificando a massa, tem-se:

A densidade de uma solução é igual a massa da solução dividida pelo volume.

Numa solução, no entanto, a massa solução é igual a soma da massa de soluto e do solvente, assim, pode-se escrever:

Logo:

Para obtermos a conventração em g/L, devemos multiplicar a expressão obtida por 1000 (mil) porque a densidade é expressa em g/mL. Com isso, a relação entre a concentração e o título fica:

C = 1000. d . T

b) Concentração e molaridade

e

Dividindo a concentração pela molaridade temos:

Simplificando a massa e o volume, tem-se:

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Soluções - Parte 2

2. Soluções Verdadeiras

A solução verdadeira, que passaremos a denominar simplesmente de solução, é uma dispersão homogênea de duas ou mais espécies de substâncias.

Nas soluções, a fase dispersa e a fase dispersante recebem os nomes de soluto e solvente, respectivamente. O soluto é geralmente o componente que se apresenta em menor quantidade na solução, enquanto que o solvente se apresenta em maior quantidade. A água, no entanto, é sempre considerada como solvente, não importando a proporção desta na solução. Exemplos:

- o vinagre, é uma solução com aproximadamente 4% de ácido acético. Nesta solução, o ácido acético é o soluto e a água é solvente.

- o álcool a 70%, é uma solução na qual o soluto é o álcool e a água é o solvente.

Nas soluções que são aquosas não é necessário citar o solvente. Nas soluções em que o solvente é uma substância diferente da água, este deve ser citado. Exemplo:

- A solução de ácido sulfúrico (H2SO4) a 10%; nesta solução o soluto é o ácido e o solvente é a água.

- Solução alcoólica de fenolftaleína; o soluto é a fenolfnetaleína e o solvente é o álcool.

2.1. Solubilidade

A solubilidade é a propriedade que as substâncias têm de se dissolverem espontaneamente numa outra substância denominada de solvente.

A quantidade de substância que se dissolve em determinada quantidade de solvente varia muito de substância para substância. O álcool, por exemplo, possui solubilidade infinita em água, pois água e álcool se misturam em qualquer proporção. Grande parte as substâncias, por sua vez, possui solubilidae limitada, ou são insolúveis.

a) Coeficiente de solubilidade

O coeficiente de solubilidade é a quantidade de soluto necessária para saturar uma quantidade padrão de solvente a uma determinada temperatura.

O coeficiente de solubilidade geralmente é expresso em gramas por 100 gramas ou 1000 gramas de solvente. Quando o coeficiente de solubilidade é muito pequeno, como do AgCl, diz-se que a substância é insolúvel. Quando o soluto e o solvente são líquidos e não se dissolvem entre si, diz-se que os mesmos são imiscíveis. Quando o coeficiente de solubilidade é muito pequeno, como do AgCl, diz-se que a substância é insolúvel. Quando o soluto e o solvente são líquidos e não se dissolvem entre si diz-se que os mesmos são imiscíveis.

Substância	Coeficiente de solubilidade g por 100g de água a 20º C
NaCl Br KNO3 CaSO4 AgCl	36 64 31,6 0,2 0,0014

b) Regra de solubilidade

Tabela de solubilidade de compostos inorgânicos em água:

Compostos	Solubilidade	Observações
Óxidos de metais alcalinos e alcalino-terrosos	a	Reagem com água e formam bases
Óxidos de não-metais	a	Reagem com água e formam ácidos
Óxidos de outros elementos	Insolúveis	a
Ácidos	Solúveis	a
Bases de metais alcalinos	Solúveis	É também solúvel o NH4OH
Bases de metais alcalinos-terrosos	Parcialmente Solúveis	a
Bases de outros metais	Insolúveis	a
Sais: Nitratos, Cloratos, Acetatos	Solúveis	a
Sais: Cloretos, Brometos, Iodetos	Solúveis	São insolúveis: Ag, Cu, Hg(2+)2, Pb(2+), HgI2 e BiI3
Sais: Sulfatos	Solúveis	São insolúveis: Ca(2+), Sr(2+), Ba(2+) e Pb(2+)
Sais: Sulfetos	Insolúveis	São solúveis os sulfetos de metais alcalinos e NH(+)4
Outros ânions	Insolúveis	São solúveis os sais de metais alcalinos e NH(+)4

As substâncias inorgânicas (sais, ácidos e bases) se dissolvem em água. As substâncias orgânicas não se dissolvem em água, com excessão dos sais, ácidos e álcoois. As substâncias orgânicas, porém, se dissolvem em solventes orgânicos, tais como gasolina, tetracloreto de carbono, benzeno, etc. Considerando a polaridade das substâncias, pode-se notar que as substâncias com polaridades semelhantes se dissolvem entre si e as substâncias com polaridades diferentes não se dissolvem entre si. Com base nesse fato, pode-se concluir que:

- "Uma substância tende a se dissolver em solventes quimicamente semelhantes a ela."

Levando em consideração o aspecto da polaridade das substâncias, pode-se dizer:

- "Uma substância polar se dissolve num solvente polar; uma substância apolar se dissolve num solvente apolar."

Um dado importante na Química, principalmente para aulas de laboratório, é conhecer quais as substâncias que se dissolvem em água e quais as que não se dissolvem.

DICA: Sempre são solúveis os compostos de metais alcalinos, amônio, nitratos e acetatos.

d) Curvas de solubilidade

Normalmente a solubilidade de uma substância varia com a temperatura. O gráfico que representa a solubilidade de uma substância em função da temperatura, é denominado de curva de solubilidade.

Existem três tipos de curvas :

- Curvas Ascendentes: representam as substâncias cujo coeficiente de solubilidade aumenta com a temperatura. São substâncias que se dissolvem com a absorção de calor, isto é, a dissolução é endotérmica.

- Curvas Descendentes: representam as substâncias cujo coeficiente de solubilidade diminui com o aumento de temperatura. São substâncias que se dissolvem com liberação de calor, isto é, a dissolução é exotérmica.

- Curvas com Inflexões: representam as substâncias que sofrem modificações em sua estrutura com a variação da temperatura. O sulfato de sódio, por exemplo, até a temperatura de 32,4ºC, apresenta em sua estrutura dez moléculas de água, em temperatura acima de 32,4ºC o sulfato de sódio perde suas moléculas de "água de cristalização" e a curva de solubilidade sofre uma inflexão.

2.2. Classificação das substâncias

As soluções podem ser classificadas sob vários critérios, que são apresentados a seguir:

2.2.1. Quanto ao estado físico da solução

a) Soluções sólidas: ligas metálicas;

b) Soluções líquidas: soluções de álcool;

c) Soluções gasosas: ar atmosférico.

2.2.2. Quanto ao estado físico do soluto e do solvente

a) Soluções sólido-sólido: liga metálica ouro-prata;

b) Soluções sólido-líquido: sal e água;

c) Soluções líquido-líquido: álcool e água;

d) Soluções gás-líquido: gás carbônico nos refrigerantes;

e) Soluções gás-gás: ar atmosférico.

2.2.3. Quanto à natureza do soluto

a) Soluções iônicas ou eletrolíticas

São soluções nas quais o soluto forma íons quando se encontra em solução. As substâncias que sempre formam soluções iônicas, são os ácidos, bases e sais, quando forem solúveis. Exemplo:

As soluções destas substâncias, devido à formação de íons, são capazes de conduzir a corrente elétrica, sendo, por isso, determinadas de soluções eletrolíticas.

b) Soluções moleculares ou não eletrolíticas

São soluções nas quais as partículas do soluto são moléculas, ou seja, o soluto é uma substância molecular. São moléculas que não conduzem a corrente elétrica.

2.2.4. Quanto à proporção entre soluto e solvente

a) Soluções diluídas

São soluções que apresentam pequena quantidade de soluto em relação à quantidade de solvente. São, geralmente, consideradas como soluções diluídas aquelas que apresentam menos de 0,1 mol de soluto por litro de solução. Exemplos:

- solução 0,1 molar de NaCl;

- solução 2% de HCl;

- solução 10 g/l de H2SO4.

b) Soluções concentradas

São soluções que apresentam grande quantidade de soluto em relação à quantidade de solvente. As soluções concentradas apresentam, porém, menor quantidade de soluto que a solução saturada. Exemplos:

- solução de HCl 25%;

- solução 1000 g/l de H2SO4;

c) Soluções saturadas

São soluções estáveis que apresentam quantidade máxima de soluto possível de disoolver numa determinada quantidade de solvente, a uma dada temperatura. Exemplos:

- solução saturada de NaCl: 360 g/l a 20ºC;

- solução saturada de KNO3: 316 g/l a 20ºC.

d) Soluções supersaturadas

São soluções que apresentam uma quantidade maior de soluto que soluções saturadas, nas mesmas condições de temperatura e pressão.

Para preparar uma solução supersaturada é necessário um método especial. Juntando-se 36 g de NaCl a 100 g de água, a 20ºC, verifica-se que esta quantidade de sal se dissolve, ou seja, forma-se uma solução saturada de NaCl. Aquecendo a solução até 80ºC, é possível dissolver mais dois gramas, obtendo-se assim, uma solução saturada de NaCl a 80ºC. Resfriando cuidadosamente esta solução à temperatura inicial de 20ºC, observa-se que os dois gramas de NaCl que a solução contém em excesso permanecem dissolvidos, obtendo-se desta maneira uma solução supersaturada.

As soluções supersaturadas são muito instáveis, com uma pequena agitação, ou adicionando-se um pequeno cristal do soluto, ocorre precipitação imediata do soluto em excesso, voltando à solução saturada.

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Soluções - Parte 1

1. Introdução

Solução é a denominação ao sistema em que uma substância está distribuída, ou disseminada, numa segunda substância sob forma de pequenas partículas.

Dissolvendo-se sal na água, forma-se uma solução de íons sódio (Na+) e íons cloreto (Cl-). Misturando-se cal na água, obtém-se uma solução onde predominam as partículas de cal não dissolvidas.

Nos dois exemplos acima, o sal e a cal, são a fase dispersa ou o disperso e a água é a fase de dispersão, dispersante ou dispergente.

1.1. Classificação das soluções

A classificação das soluções pode ser feita sob diferentes critérios:

a) De acordo com o tamanho das partículas dispersas:

Classificação	Tamanho das partículas dispersas
Solução verdadeira Solução coloidal Solução grosseira	Até 1 nm (nanômetro) de 1 nm a 100 nm maior que 100 nm

As soluções verdadeiras, ou simplesmente soluções, são formadas por moléculas ou íons isolados, dispersos num solvente. São exemplos de soluções verdadeiras:

- solução de sal em água;

- solução de açúcar em água;

- solução de enxofre em sulfeto de carbono.

As soluções coloidais apresentam como partículas dispersas agregados de moléculas ou íons, macromoléculas ou macroíons. Exemplos:

- solução de moléculas de proteínas na água;

- solução de amido em água.

As partículas dispersas de soluções grosseiras são agregados de moléculas ou íons. Exemplos:

- solução de cloreto de prata (AgCl) em água;

- solução de enxofre (S8) em água.

1.2. Características das soluções

As principais características das soluções estão descritas no quadro comparativo a seguir:

Características	Solução verdadeira	Solução coloidal	Solução grosseira
Homogeneidade da solução	Homogênea	Heterogênea	Heterogênea
Visibilidade do disperso	Não visível em nenhum aparelho	Visível em ultramicroscópio	Visível em microscópio comum
Sedimentação do disperso	Não sedimenta	Sedimenta apenas por meio de ultracentrífuga	Sedimenta espontaneamente ou por meio de centífuga comum
Retenção do disperso em filtros	Não é retido por nenhum tipo de filtro	É retido somente por ultrafiltros	É retido por filtros comuns

Por Setrem Site de Química.