sábado, 14 de fevereiro de 2009

ATIVIDADES QUÍMICA 2º ANO


2º ANO - ENSINO MÉDIO 
1º BIMESTRE








LISTA DE EXERCÍCIOS – LIGAÇÕES QUÍMICAS (REVISÃO)



Informação importante: Sempre que necessário, consulte uma tabela periódica.

1 – O que significam os termos emparelhado e desemparelhado, referentes aos elétrons dos átomos?

2 – Para os seguintes átomos: Na, Mg, N, S e F responda:
a) Quantos elétrons de valência existem em cada um dos átomos desses elementos?
b) Quantos elétrons emparelhados e desemparelhados existem na camada de valência de cada um desses átomos?
c) Quantas ligações covalentes (comuns e dativas) cada um desses átomos podem realizar? Justifique.

3 – Monte as fórmulas eletrônica e estrutural (quando houver) para os seguintes compostos químicos.


a) HNO3                                                
b) H­2O
c) CH4
d) H3C-CH2-OH
e) H3PO4
f) SO2
g) SO3
h) O3



4 – Monte as fórmulas mínimas para os compostos iônicos formados pela união dos seguintes elementos:


a) Na e S
b) K e O
c) Ba e N
d) Al e O
e) Cl e P
f) Mg e H



5 – Explique a razão pela qual é incorreto chamarmos os compostos iônicos de moléculas. Que tipo de ligação química ocorre entre os compostos iônicos e substâncias moleculares?

6 - Sobre os compostos iônicos, responda:
a) Qual é seu estado físico à temperatura ambiente?
b) Por que, estes compostos possuem altos pontos de fusão e ebulição?
c) Por que um composto iônico só pode conduzir energia elétrica quando em estado líquido ou em solução.

7 – Sobre os metais:
a) Como se forma uma ligação metálica?
b) Baseando-se nesta teoria, explique a razão pela qual os metais são bons condutores elétricos e térmicos?

8 – Define-se como eletronegatividade, a capacidade de um átomo em atrair para si os elétrons de uma ligação química. A eletronegatividade dos elementos pode nos dar idéia sobre o tipo de ligação que será estabelecida entre dois ou mais átomos de elementos químicos.
Sendo assim, o que podemos afirmar sobre a eletronegatividade dos átomos numa ligação:
a) iônica
b) covalente
c) metálica

9 – Faça um desenho que represente da forma mais correta possível a estrutura de:
a) Um cristal de NaCl
b) Um cristal metálico de ferro.
c) Moléculas de água no estado líquido e gasoso.

10 – Qual é a diferença entre um cristal metálico e um cristal iônico?

11 – Explique como acontece a formação de milhões de substâncias química, sabendo que existe pouco mais de uma centena de elementos químicos periódica.

12 – Cite a diferença entre ligações químicas IÔNICAS, COVALENTES E MOLECULARES.

13 – Cite a diferença entre ligação química interatômica e intermolecular.

14 – O que se significa a regra do octeto.

15 – Qual é o único elemento que se estabiliza com 2 elétrons na camada de valência e o nome do gás nobre que está relacionado?

16 – Explique como ocorre a ligação química dos seguintes compostos:
a) água              b) oxigênio            c)hidrogênio         d) KCl              e) MgCl2


17 – Cite o tipo de ligação química entre as substâncias do ex. 16

18 – Dê o significado camada de valência.

19 – Qual é a diferença entre átomos e íons?

20 – Cite os tipo de funções química e a diferença entre ácidos e bases.

EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO DE FUNÇÕES QUÍMICAS(1º BIMESTRE):

1) A SUBSTÂNCIA QUÍMICA PODE SER DIVIDIDA EM FUNÇÃO INORGÂNICA E FUNÇÃO ORGÂNICA. QUAL É A DIFERENÇA ENTRE ESSAS FUNÇÕES QUÍMICAS.

2) QUAIS SÃO AS FUNÇÕES INORGÂNICAS?

3) CITE A FUNÇÃO INORGÂNICA PRESENTE NO SUCO GÁSTRICO E NA SODA CAÚSTICA E NO GÁS CARBÔNICO.

4) O QUE É AZIA E PORQUE DEVE SER TRATADO COM LEITE DE MAGNÉSIA?

5) DÊ A DEFINIÇÃO DE ÁCIDOS E BASES E CITE 4 EXEMPLOS DE CADA.

6) O QUE É ÁCIDO? DÊ SUAS CARACTERÍSTICAS.
7) O QUE É BASE? DÊ SUAS CARACTERÍSTICAS
8) O QUE É ÓXIDO?
9) O QUE É SAL?

10) A SODA CÁUSTICA É UMA SUBSTÂNCIA QUÍMICA QUE É USADA PARA DESENTUPIR PIAS. CITE A SUA FUNÇÃO ORGÂNICA.

11) NA REAÇÃO DO ÁCIDO CLORÍDRICO COM O BICARBONATO DE SÓDIO É LIBERADO UM GÁS QUE TEM A FUNÇÃO QUÍMICA ÓXIDO E É O GRANDE RESPONSÁVEL PELO AQUECIMENTO GLOBAL. CITE O NOME DESSE GÁS E SUA FÓRMULA MOLECULAR.

12) QUAL É A FUNÇÃO DO ÁCIDO CLORÍDRICO E A SUA FÓRMULA MOLECULAR?

13) CITE O NOME DOS GASES QUE SÃO LIBERADOS PELAS INDÚSTRIAS E PODEM FORMAR A CHUVA ÁCIDA.

14) CITE O NOME E FÓRMULA MOLECULAR DO ÁCIDO PRESENTE NAS BEBIDAS GASOSAS?

15) DÊ A EQUAÇÃO QUÍMICA DA REAÇÃO DO ÁCIDO CLORÍDRICO COM O BICARBONATO DE SÓDIO.



AULAS 1º BIMESTRE: FUNÇÕES QUÍMICAS – FUNÇÕES INORGÂNICAS
Origem: Wikipédia, a enciclopédia livre.
Em QUÍMICA, o grupo de substâncias compostas que possuem propriedades químicas semelhantes , denominadas propriedades funcionais, recebe o nome de Função química. Quando um determinado composto possui características como acidez ou basicidade, solubilidade em água, reatividade de acordo com determinada função química, diz-se que este pertence a esta função química. As funções químicas são divididas de acordo com a divisão clássica da química.
 Existem quatro tipos de função inorgânica: ÁCIDO, BASE, ÓXIDO E SAIS. O critério de classificação de uma substância numa dessas funções é o tipo de íons que se formam quando ela é dissolvida em água.
Em função da natureza dos compostos químicos, as funções podem primariamente ser divididas em FUNÇÕES ORGÂNICA E FUNÇÕES ORGÂNICAS:
- FUNÇÕES INORGÂNICAS: são as FUNÇÕES QUÍMICA OU COMPOSTO QUÍMICOS que NÃO possui átomos de  CARBONO. São divididas em ácidosbasessais e óxidos 
- FUNÇÕES ORGÂNICAS: São substâncias químicas ou funções química que POSSUI PELO MENOS 1(UM) ÁTOMO CARBONO, que são chamados de COMPOSTOS ORGÂNICOS.

OBS.: EXISTEM ALGUMAS SUBSTÂNCIAS QUE POSSUEM ÁTOMOS DE CARBONO, PORÉM SÃO CONSIDERADOS COMPOSTOS INORGÂNICOS:
SÃO ELES:
GRAFITE – Cgrafite
DIAMANTE - Cdiamante
CO – monóxido de carbono        CO2 – dióxido de carbono ou gás carbônico
H2CO- ÁCIDO CARBÔNICO (PRESENTE NAS BEBIDAS GASOSAS)
CARBONATOS – CO3-
CARBETOS – C-
HCN – ÁCIDO CIANÍDRICO – GÁS ÁCIDO LETAL
CN- - CIANETOS
CNO- - CIANATOS
LOGO, ESSE COMPOSTOS MESMO TENDO O ÁTOMO DE CARBONO, NÃO SÃO CONSIDERADOS COMPOSTOS ORGÂNICOS, OU SEJA, NA VERDADE SÃO COMPOSTOS INORGÂNICOS.
ÁCIDOS
Ácido, segundo Arrhenius (1887), é toda substância que, em solução aquosa, libera única e exclusivamente íons H+ . Um exemplo é o
ácido clorídrico, de fórmula HCl:
HCl \longrightarrow  H+ + Cl 
Alguns anos mais tarde, em 1923Brønsted e Lowry propuseram a idéia de que ácido é uma substância que pode ceder prótons (íons H+).
Esta última definição, generaliza a teoria de ácidos de Arrhenius. A teoria de Brønsted e Lowry de ácidos também serve para dissoluções não aquosas; as duas teorias são muito parecidas na definição de ácido, mas a de Brønsted-Lowry é muito mais geral.
Lewis em 1923 ampliou ainda mais a definição de ácidos, teoria que não obteve repercussão até alguns anos mais tarde. Segundo a teoria de Lewis um ácido é aquela espécie química que, em qualquer meio, pode aceitar um par de elétrons. Desta forma incluem-se substâncias que se comportam como ácidos, mas não cumprem a definição de Brønsted e Lowry, sendo denominadas ácidos de Lewis. Visto que o protão, segundo esta definição, é um ácido de Lewis (tem vazio o orbital 1s, onde pode alojar-se o par de elétrons), pode-se afirmar que todos os ácidos de Brønsted-Lowry são ácidos de Lewis, e todos os ácidos de Arrhenius são de Brønsted-Lowry.
§  Exemplos de ácidos de Brønsted e Lowry: HCl, HNO3, H3PO4 - se doarem o H+ durante a reação.
Se estiverem em solução aquosa também são ácidos de Arrhenius.
§  Exemplos de ácidos de Lewis: Ag+, AlCl3, CO2, SO3 – se receberem par de elétrons
Força dos Ácidos (segundo Arrhenius)
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/0/0c/Acido_-_Ferro_e_cobre.jpg/250px-Acido_-_Ferro_e_cobre.jpg
http://bits.wikimedia.org/skins-1.5/common/images/magnify-clip.png
Um parafuso (contendo ferro em sua composição) e um fio de cobre mergulhados em ácido clorídrico. O ácido clorídrico não reage com o fio de cobre.)
§  Um ácido forte é aquele que se ioniza completamente na água, isto é, libera íons H+, porém não os recebe. O exemplo anterior (ácido clorídrico) é um ácido forte. Outro é o ácido nítrico.
§  Um ácido fraco também libera íons H+ , porém parcialmente, estabelecendo um equilíbrio químico. A maioria dos ácidos orgânicos são deste tipo, e também alguns sais como o cloreto de alumínio.
HAc\rightleftharpoons  H+ + Ac- ( em solução aquosa )
Neste caso HAc equivale ao ácido acético, e a seta dupla indica o equilíbrio.
Aspectos liberais genéricos da força dos ácidos
§  Ao tratar de hidrácidos:
São fortes os ácidos HCl, HBr e HI. HF é o único moderado e os demais são ácidos fracos.
§  Ao tratar de Oxiácidos: são ácidos que possuem átomos de Oxigênio.
Classificação dos ácidos
Tango-nosources.svg
Quanto a presença de oxigênio
Hidrácidos: sem oxigênio (fórmula geral: HnA)
Oxiácidos: com oxigênio (formula geral: HnA0)
Quanto a volatilidade
Fixos: H2SO4, H3PO4, H3BO3, H3PO3
Voláteis : HCL, HBr, HI, H2S, HCN, HNO3, entre outros.
Quanto a força
N é o número de moléculas que foram ionizadas pelo número total de moléculas. Força:
§  Forte: Grau de ionização acima de 50%
§  Semi-forte: Grau de ionização entre 30% a 50%
§  Fraco: Grau de ionização de 10% a 30%
§  Semi-fraco: Grau de ionização de 4% a 10%
§  Superfraco: Grau de ionização de 1% a 4%
§  Insignificante: Grau de ionização até 1%
Quanto ao número de grupos funcionais (H+)
Monopróticos: H2SO4, H3PO4, H3BO3, H3PO2
Dipróticos: H2S, H2Cr2O7, H2MnO4, H3PO3, etc.
Quanto ao grau de hidratação
Orto: Ácido hidratado: H3PO4 (Fosfórico)
Meta: Ácido menos uma molécula de água: H3PO4 - H2O = HPO3 (Metafosfórico)
Piro: 2 ácidos menos uma molécula de água: 2 H3PO4 - H2O = H4P2O7 (Pirofosfórico)




BASE -  HIDRÓXIDOS - ÁLCALIS
Exemplos de substâncias químicas no dia a dia, que são BASE (álcalis ou hidróxidos):
§  Soda Cáustica(NaOH)
§  Leite de magnésia (Mg(OH)2)
§  Cal hidratada (apagada) (Ca(OH)2)
§  Cloro de piscina
§  Água do mar (devido aos sais e outras substâncias diluídas nessa água, ela apresenta um pH relativamente alto, pois isso a torna básica)
§  Antiácidos em geral
§  Produtos de limpeza
§  Amônia (NH3)
§  FRUTAS: caju, caqui, banana
§  Sabão (todos) e detergente
Características
§  Sabor adstringente (cica – caju)
§  Sofrem dissociação quando em solução aquosa; há separação dos ìons conduzindo corrente eletrica.
§  Base é toda a substancia que, em solução aquosa libera como ânion exclusivamente OH- (hidróxido).
§  Quando são dissolvidos em água, os hidrôxidos tem seus íons separados. o cátion é um metal, e o ânion é o OH-.



Segundo Svante Arrhenius, uma base (também chamada de álcali) é qualquer substância que libera única e exclusivamente o ânion OH(íons hidroxila ou oxidrila) em solução aquosa.
Soluções com estas propriedades dizem-se básicas ou alcalinas.
As bases possuem baixas concentrações de ions H+ sendo considerado base as soluções que têm pH acima de 7.
Possuem sabor adstringente (ou popularmente, cica) e são empregadas como produtos de limpeza, medicamentos (antiácidos) entre outros.
 Muitas bases, como o hidróxido de magnésio (leite de magnésia) são fracas e não trazem danos.
Outras como o hidróxido de sódio (NaOH ou soda cáustica) são corrosivas e sua manipulação deve ser feita com cuidado.
Quando em contato com o papel tornassol vermelho apresentam a cor azul-marinho ou violeta.
Em 1923, o químico dinamarquês Johannes Nicolaus Brønsted e o inglês Thomas Martin Lowry propuseram a seguinte definição: Uma base é um aceitador de prótons (íon hidrônio H+)
Mais tarde Gilbert Lewis definiu como base qualquer substância que doa pares de elétrons não ligantes, numa reação química - doador do par electrônico.
As bases neutralizam os ácidos, segundo conceito de Arrhenius, formando água e um sal:
H2SO4 + Ca(OH)2  2 H2O + CaSO4
(ácido sulfúrico + hidróxido de cálcio = água + sulfato de cálcio)
HCl + NaOH  H2O + NaCl
(ácido clorídrico + hidróxido de sódio = água + cloreto de sódio)


Classificação das bases
Quanto ao número de hidroxilas
§  Monobases
§   ( 1 OH ): NaOH, KOH, NH4OH
§  Dibases
§   2 OHMg(OH)2, Ca(OH)2, Fe(OH)2, 
§  Ba(OH)2
§  Tribases  3 OH Al(OH)3, Fe(OH)3
§  Tetrabases  4 OH  Sn(OH)4, Pb(OH)4

Quanto ao grau de dissociação
§  Bases fortes: São as que dissociam muito. Em geral os metais alcalinos e alcalino-terrosos formam bases fortes (família IA e IIA da Tabela periódica). Porém, o hidróxido de Berílio e o hidróxido de Magnésio são bases fracas.
§  Bases fracas: São as bases formadas pelos demais metais e o hidróxido de amônio, por terem caráter molecular.
Quanto à solubilidade em água
§  Solúveis: Todas as bases formadas pelos metais alcalinos são solúveis. Podemos citar também o hidróxido de amônio, que apesar de ser uma base fraca, é solúvel.
§  Pouco solúveis: São as bases formadas pelos metais alcalino-terrosos em geral.
Insolúveis: As demais bases. Vale lembrar sempre alguma parcela dissolve, mas chama-se insolúvel quando essa quantidade é insignificante em relação ao volume.



3º BIMESTRE - QUESTÕES DE PROVA
1º Questão – RESOLVA:
1 – Determine as quantidades das composições de 10 L de soro caseiro, sabendo que ele tem 7,0 g/L de sal e 2 g/L de açúcar.

7,0 g .................1 L
x........................10L
x = 7 x 10 = 70 g em 10 L de sal ou C = m1 /V m1 = C x V 7 x 10
2 - Qual a concentração comum de um medicamento cuja a informação é 100 mg / 500 mL?
concentração comum (C) ?? C = m1/volume ,logo:

100 mg = 0,1 g - massa do suluto (m1)
500 mL = 0,5 L - volume da solução(V) C = 0,1g / 0,5 L
resultado C = 0,2 g / L


4 - Uma solução de NaI (iodeto de sódio) foi preparada em água de acordo com os seguintes dados:
Na – 23 u I – 127 u
m1 – 60 g m2 – 240 g V – 250 mL
Determine:

1) A massa molar do soluto. é a massa de 1 mol (6,02 x 10 23) de uma substância, na prática é o massa atômica (tabela periódica) ou a soma das massa atômicas - então a massa molar do NaI será: 23 + 127 = 150 g / mol,
logo o número de mols(n) em 60 g de NaI será: 1 mol ----------- 150 g
x-------------60 g
x = 60 / 150 x = o,4 mol

2) Título percentual do soluto.
Título(T) = m1/m1 + m2 ou
T = m1 / m
m1 = massa do soluto m2 = massa do solvente m = massa da solução
m = m1 + m2 = 60g + 240g = 300 g
logo: T = 60 / 300
T = 0,2
T % = 0,2 x 100 = 20 %
3) A concentração comum.
C = m1 / V
m1 = 60 g V = 250 mL = 0,25 L
C = 60 / 0,25

4) Concentração em quantidade de matéria (Molaridade) .
M = n/ V
n = m1 / mol , assim temos:
M = m1 / mol x V
M = 0,4 / 0,25 = 1,6 mol / L


2ª Questão – Marque a resposta correta:

1- Solução Saturada é aquela em que:
a) tem pouca quantidade de soluto;
b) ainda se pode adicionar soluto;
c) a solução é diluída;
d) que tem a máxima quantidade de soluto;
e) sempre o solvente é a água.

2 - Em um recipiente contendo mistura de sal + água + areia + açúcar + óleo, quantas fases e componentes existem, respectivamente;
a) 1 e 3
b) 3 e 5
c) 2 e 4
d) 5 e 3
e) 4 e 4


3- A curva de solubilidade tem aplicação prática, porque:
a) Determina a solução;
b) Determina o ponto de fusão;
c) Calcula a quantidade de moléculas;
d) Determina se a solução é saturada ou insaturada;
e) Calcula a temperatura do solvente.

4 – Uma solução aquosa contendo 80 g de sal de cozinha em 1 L é considerada uma solução iônica, logo:
a) é uma solução eletrolítica;
b) é uma que pode ser concentrada
c) é uma solução que não conduz eletricidade
d) é uma solução que sem soluto
e) é uma solução que possui NaCl


3ª Questão: - Complete as lacunas:

1- Os colóides (ex.:gelatina) e as suspensôes (ex.: fumaças) são substâncias visíveis devido a dimensão das partículas, maiores que 100 nm, logo são misturas ....................................... ;
2- Misturas .................................. ou soluções são aquelas que apresentam apenas uma fase e tamanho das partículas menor que 1 nm;
3- Concentração em quantidade de matéria ou ........................................... é a divisão do número de mols (n) pelo .................... da solução em ..............(L)

2º BIMESTRE
Reações Químicas e Equações Químicas

Uma reação química é representada pela equação geral
aA + bB --> cC + dD
onde reagentes A e B foram usados para formar os produtos , Os coeficientes a e b indicam o número de moléculas de cada reagente utilizado na reação, e os coeficientes c e d, o numéro de moléculas de cada produto resultante da reação. Em ambos os casos, se utilizam coeficientes inteiros.
Como cada molécula, de reagente ou produto, pode conter vários átomos de diferentes elementos químicos, o número total de átomos de cada espécie química deve ser o mesmo em ambos os lados da equação acima, e chamamos de balanceamento químico o cálculo dos menores coeficientes e para que essa igualdade seja satisfeita.
Exemplos
A síntese (formação) da água é descrita pela equação
2H2 + O2 --> 2H2O
reagentes produto
onde a proporção da reação de síntese da água é 2:1:2, o que significa que, para cada duas moléculas de formadas, reagiram duas moléculas e uma molécula de . Cada reação tem a sua proporção, que, como vimos pela lei das Proporções Constantes.
Balanceamento de uma equação química:
Deve-se começar o acerto dos coeficientes pelo elemento que aparece uma única vez nos dois membros;
Se os índices do elemento escolhido forem múltiplos, a simplificação pode ser feita antes da transposição;
As fórmulas das substâncias não podem ser modificadas; por isso, nunca coloque números entre os símbolos de uma mesma fórmula.

TATUAGENS, ESTÉTICA E BELEZA??
Os elementos da FAMÍLIA B da tabela periódica são denominados Elementos de transição e é a partir deles que surgem as tatuagens. Os elementos de transição possuem a propriedade de formar compostos coloridos, por isso são empregados para muitos fins, como por exemplo, fabricar vidros coloridos. As tatuagens podem ter vários significados, depende do ponto de vista: em alguns grupos sociais elas funcionam como forma de comunicação não-verbal, e servem para identificar os membros de um mesmo grupo, tribo ou sociedade. A técnica utilizada nas tatuagens permanentes consiste em introduzir na derme com o auxílio de agulhas, pigmentos que ficam retidos nas células da pele.
Os pigmentos mais comuns e suas cores específicas estão relacionados a seguir:
Pigmento Cor
Sais de cádmio ............................................................. Amarelo ou vermelho
Sais de crômio ............................................................. Verde
Sais de ferro ................................................................ Castanho, rosa e amarelo
Sais de cobalto ............................................................ Azul
Sais de cobre............................................................... Azul
Sulfeto de Mercúrio ....................................................Preto
Carbono (carvão) ....................................................... Preto
Óxido de Titânio .........................................................Branco

2º bimestre:

CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
Tema Social: A Química dos sabões e detergentes
- Cálculos Químicos: massa atômica, massa molecular, mol e constante de Avogadro
- Estequiometria: A matemática da Química
- Determinando quantidades
- Rendimentos das Reações químicas

Tema: Cuidados com produtos químicos domésticos
- Soluções, colóides e agregados(suspensões)
- Cálculo de concentração das soluções
- Diluições de soluções (cálculos)

SOLUÇÕES QUÍMICAS


Solução, dispersão coloidal e suspensão

Solução é toda mistura homogênea de duas ou mais substâncias.

As partículas dispersas:
são moléculas ou íons comuns têm diâmetro menor que 1 nm (10dispersão coloidal : as partículas dispersas têm diâmetro entre 1 e 100 nm são agregados de moléculas ou de íons comuns, ou macromoléculas, ou macroíons isolados não se sedimentam sob a ação da gravidade, nem sob a ação dos centrifugadores comuns, mas sim sob a ação de ultracentrifugadores não são retidas por filtros comuns, mas o são por ultrafiltros não são detectadas ao microscópio comum, mas o são com o auxílio do microscópio eletrônico e do ultramicroscópio.
Na suspensão:
as partículas dispersas têm diâmetro maior que 100 nm são agregados de moléculas ou de íons sedimentam-se pela ação da gravidade ou dos centrifugadores comuns são retidas pelo filtro comum e são detectadas a olho nu ou com o auxílio de microscópios comuns.

Classificação das soluções
1 - Quanto ao estado físico:
sólidas, líquidas e gasosas

Quanto à condutividade elétrica:

eletrolíticas ou iônicas não-eletrolíticas ou moleculares

Quanto à proporção soluto/solvente:

diluída concentrada não-saturada saturada supersaturada
Tipos de concentração
% em massa: _massade soluto_massa de solução ´ 100
% em volume: _volume de soluto_volume de solução ´ 100
(só é usada quando soluto e solvente são ambos líquidos ou ambos gasosos)
concentração em g/L: massa de soluto em gramasvolume de solução em litros
concentração em mol/L: _quantidade de soluto (mol)_ volume de solução em litros
concentração em molalidade: _quantidade de soluto (mol)_massa do solvente em kg
concentração em fração molar de soluto: _quantidade de soluto (mol)_quantidade de solução (mol)

Diluição e titulação
Diluição é uma operação em que se acrescenta solvente à solução. A quantidade de soluto permanece constante.
Titulação é uma operação de laboratório através da qual se determina a concentração de uma solução A medindo-se o volume de uma solução B de concentração conhecida, que reage completamente com um volume conhecido da solução A.

Colóides
Estado coloidal - A passagem de sol a gel é reversível. As partículas dispersas têm película de solvatação, que estabiliza o colóide.
Exemplos: proteínas em água, amido em água, gelatina em água e a maioria dos colóides naturais.
Colóide irreversível ou liófobo ou hidrófobo - os processos vitais estão associados ao estado coloidal.
Industrial - preparo de geléias, maionese, creme chantilly, etc.
Término do 1º semestre