Estados da materia

Solidos

Liquidos

Gases

Altitude

Temperatura

Vaporiczação

Mergulho

Difusão dos gases

Trocas gasosas nos piulmões

Tensão superficial

Importancia biologica da tensão suyperfiicial

Viscosidade

Adsorção

Solubilidade

Soluçõesa

Unidades internacionais

Propriedades coligativas

Osmose

Dissociação electrolitica

Concentração hidrpgenionica

Regulação do pH

Coloides

CAPITULO 1

ESTADOS DA MATERIA

Sólidos, liquidos e gases

Os sólidos têm forma e volume definidos. Embora a forma possa mudar, o volume fica sempre o mesmo. Por exemplo, quando uma barra de ferro é prensada e transformada numa lâmina fina, a sua forma muda, mas o volume continua o mesmo.

Os líquidos têm um volume definido, mas não têm forma própria – tomam a do recipiente que os contém

Os gases não têm forma nem volume definidos – tendem a ocupar o volume máximo que lhes é oferecido.

Os sólidos e líquidos têm uma compressibilidade fraca, ao contrário dos gases

Videos

http://www.chem.purdue.edu/gchelp/atoms/states.html

http://www.harcourtschool.com/activity/states_of_matter/

Some Characteristics of Gases, Liquids and Solids and the Microscopic Explanation for the Behavior
gas	liquid	solid
assumes the shape and volume of its container particles can move past one another	assumes the shape of the part of the container which it occupies particles can move/slide past one another	retains a fixed volume and shape rigid - particles locked into place
compressible lots of free space between particles	not easily compressible little free space between particles	not easily compressible little free space between particles
flows easily particles can move past one another	flows easily particles can move/slide past one another	does not flow easily rigid - particles cannot move/slide past one another

http://www.chem.purdue.edu/gchelp/atoms/states.html

Propriedades da matéria

Teoria cinética

A existência destes estados da matéria explica-se pela natureza das forças que unem átomos e moléculas.

As diferentes propriedades dos sólidos, líquidos e gases são explicadas pela teoria cinética.

Segundo esta teoria, as moléculas estão sujeitas a duas forças opostas: as forças de coesão e as forças de dispersão.

Nos gases as forças de coesão são nulas, nos sólidos são intensas e nos líquidos são intermédias.

A estrutura geral dos líquidos é igual à dos sólidos mas como as ligações são mais fracas, a estrutura não é tão estável nem tão ordenada.

Os sólidos têm uma estrutura cristalina mantida estável por ligações iónicas

Solidos

Liquidos

Gases

http://library.thinkquest.org/C0110228/molecules/kinetic.htm

Mudanças de estado

Uma substância pode mudar de estado desde que se alterem as forças de coesão ou de dispersão

http://www.clickandlearn.org/gr9_sci/particle_theory.htm

A mudança de um estado da matéria para outro denomina-se transição de fase

Passagem gás –liquido

A passagem gás-líquido faz-se quer aumentando a pressão que ao pôr as moléculas mais próximas aumenta as forças de coesão, quer diminuindo a temperatura que ao diminuir a velocidade das moléculas diminui as forças de dispersão

Passagem para energia cinetica maior

A mudança de um estado para outro em que a energia cinética seja maior (sólido-líquido-gás) necessita do fornecimento de energia, como o calor, ao sistema .

Passagem para energia cinetica menor

Pelo contrário a passagem para estados de energia cinética menor (gás- líquido- sólido) liberta energia

CAPITULO 2

SOLIDOS

Caracteristicas

Não compressiveis

Geralmente têm unidades de repetição

Classificação

Amorfos

Cristalinos

Sólidos amorfos

Não têm um ponto de fusão definido

Não têm unidades de repetição

Sólidos cristalinos

Dividem-se em:

¨ Ionicos

¨ Covalentes

¨ Moleculares

¨ Metalicos

Sólidos ionicos

São constituídos por unidades repetidas de iões

Sólidos moleculares

São constituídos por unidades repetidas de moléculas

Sólidos covalentes

Unidades de repetição de átomos unidos por ligações covalentes

Sólidos metálicos

As unidades de repetição são átomos metalicos

A Summary of Properties of Types of Solids

Type of Solid	Melting Point	Hardness	Conductivity
Molecular	Low	Soft to Brittle	Nonconducting
Metallic	Varies	Variable Hardness Malleable	Conducting
Ionic	High to Very High	Hard and Brittle	Nonconducting Solid Conducting Liquid
Covalent Network	Very High	Very Hard	Usually Nonconducting

https://chemistry.twu.edu/tutorial/TypeSolidSum.html

CAPITULO 3

GASES

Teoria cinetica

Os gases são constituidos por pequenas moleculas separadas por grandes distancias, pelo que não há forças de coesão.

Estas moleculas movem-se a grandes velocidades –a molecula de oxigenio move-se a cerca de 1,8 km/seg

As moléculas dos gases viajam em linha recta e a grande velocidade até encontrarem outras moléculas ou a parede do recipiente. Sempre que isto acontece, as moléculas mudam de direcção, resultando no conjunto um movimento confuso de moléculas em todas as direcções.

As moléculas quando chocam entre si ou com as paredes do recipiente, não perdem velocidade – são elásticas. Ao chocarem com as paredes do recipiente as moléculas exercem um impulso mecânico e portanto fazem pressão.

http://www.grc.nasa.gov/WWW/k-12/airplane/kinth.html

Video

http://en.wikipedia.org/wiki/File:Translational_motion.gif

Pressão dos gases

Definição

As moléculas dos gases chocam frequentemente com a parede do recipiente, desviando-se sem perda de energia cinética e exercendo uma força sobre a parede. Esta força dividida sobre a superfície total em que actua é a pressão do gás.

Esta pressão observa-se medindo a pressão que deve ser aplicada externamente para evitar que o gás se expanda

Unidades de pressão

A pressão é definida como uma força por unidade de área

Pressão= Força/Área

Definição de pressão

A unidade de pressão no sistema SI é o pascal - força de um newton por metro quadrado.

Em física e química, as unidades mais usadas são as atmosferas, em que 1 atm equivale a 101325 Pa

Ainda se utilizam outras unidades de pressão

Unidades de pressão

Units of Pressure
1 pascal (Pa)	1 Nm^-2 = 1 kgm^-1*s^-2
1 atmosphere (atm)	1.01325*10⁵ Pa
1 atmosphere (atm)	760 torr
1 bar	10⁵ Pa

http://www.shodor.org/UNChem/advanced/gas/

Medida da pressão

O barómetro é um tubo vertical fechado numa extremidade e aberto noutra. A extremidade aberta é colocada verticalmente

num recipiente com mercúrio. A pressão atmosférica forçará o mercúrio a subir no tubo até que o peso do mercúrio balance a pressão atmosférica

http://antoine.frostburg.edu/chem/senese/101/gases/slides/sld005.htm

Ao nível do mar a pressão é de 760 mm

Animação

http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/lechv17.swf

http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/gasesv6.swf

Lei de Boyle

A pressão dos gases deve-se ao choque das moléculas com o recipiente que os contém.

Para um mesmo número de moléculas quanto maior for o recipiente menos choques haverá e portanto a pressão será menor

http://antoine.frostburg.edu/chem/senese/101/gases/slides/sld007.htm

http://www.grc.nasa.gov/WWW/K-12/airplane/boyle.html

Animação

http://www.grc.nasa.gov/WWW/K-12/airplane/aboyle.html

Motores de combustão

Nos motores de combustão o movimento deve-se ao aumento de pressão causado pela diminuição do volume causado pela compressão efectuada pelo pistão

Máquina a vapor

Na máquina a vapor o movimento desencadeia-se pelo aumento de pressão num recipiente em que o liquido passa a gás por aquecimento

Lei de Dalton

Esta lei diz que a pressão exercida por uma mistura de gases é o somatório das suas pressões parciais:

(2) P_t = P₁ + P₂ + P₃ + ... P_t – pressão total

P₁, P₂, P₃ ... pressões parciais

Denomina-se pressão parcial à pressão que exerceria cada gás se este ocupasse o espaço total. Calcula-se multiplicando a pressão total pela sua fracção molal:

(3) P_p = XP

X - fracção molal

P- pressão total

Pp pressão parcial

A pressão parcial designa-se por um P seguido em índice do gás a que se refere.

Lei de Henry

O numero de moleculas dissolvidas de um gás é proporcional à sua pressão ou, no caso de uma mistura de gases, à sua pressão parcial

Aumentando a pressão aumenta a solubilidade

Pressões parciais dos gases atmosféricos ao nível do mar

O ar atmosférico e uma mistura de azoto, oxigénio, anidrido carbónico e vapor de água

Gases do ar atmosférico

Gás	Percentagem
Azoto Oxigénio Anidrido carbónico Vapor de água	74,09 19,67 0,04 6,20

Aplicando a lei de Dalton, se a pressão total é o somatório das pressões totais, a pressão parcial de cada gás calcula-se multiplicando a percentagem em que se encontra na mistura pele pressão total (neste caso 760)

Pressão parcial dos gases a 760mm

Gás	Pressão parcial
Azoto Oxigénio Anidrido carbónico Vapor de água	563,4 149,3 0,3 47

Pressões parciais nas grandes altitudes

Nas grandes altitudes a pressão atmosférica desce, atingindo a 5400m um valor correspondendo a metade da pressão ao nível do mar (380mm Hg). As pressões parciais serão menores e os gases dissolvem-se menos . A 9200m a pressão de vapor de água dentro dos alvéolos (47mm) igualaria a pressão atmosférica, pelo que a água dos alvéolos entraria em ebulição.

Pressões parciais a varias altitude

0 metros 6100 metros 15250 metros

Pressão atm. 760 349 47

pN2 569 238 15

pO2 104 40 1

pCO2 40 24 24

pH2O 47 47 47

Câmara hiperbárica

As câmaras hiperbáricas são uma aplicação da lei de Henry. Permitem a administração de oxigénio a uma pressão superior à atmosférica. Por exemplo, na intoxicação pelo óxido de carbono, a administração de oxigénio sob pressão permite fazer sair o óxido de carbono e substituí-lo pelo oxigénio.

Lei de Gay-Lussac ou de Charles

A pressão constante o volume é proporcional à temperatura absoluta, o que significa que o volume aumenta de 1/173 quando a temperatura sobe 1º K e baixa o mesmo valor com a descida de 1º K

O mesmo se passa com a pressão – a volumes constantes, a pressão é proporcional à temperatura absoluta.

Como consequencia desta lei, à temperatura absoluta, um gás não ocupa volume nem exerce pressão

http://antoine.frostburg.edu/chem/senese/101/gases/slides/sld008.htm

http://www.ausetute.com.au/charslaw.html

Lei de Avogadro

Esta lei diz que a pressão e temperatura semelhantes, volumes iguais de gases correspondem sempre ao mesmo número de moléculas.

http://antoine.frostburg.edu/chem/senese/101/gases/slides/sld010.htm

À temperatura de OºC e à pressão de 1 atmosfera , uma molécula de qualquer gás ocupa um volume de 22,4 l.

http://library.thinkquest.org/12596/avogadro.html

cortesia de thinkquest

Equação dos gases perfeitos

As leis de Boyle e de Gay-Lussac podem-se condensar na equação

PV = KT (K–constante que depende da massa e da constituição química do gás)

Esta equação denomina-se equação dos gases perfeitos porque só se verificaria rigorosamente num gás ideal, verificando-se apenas de um modo aproximado nos gases existentes. A equação aproxima-se tanto mais da realidade quanto menor for a pressão ou maior a temperatura.

Como pela lei de Avogaro à mesma temperatura e pressão um volume igual corresponde ao mesmo número de moléculas, podemos considerar PV/T constante:

	PV	=	R ou PV = RT	(V – volume de uma molécula de gás)
	T

Se houver n moléculas:

PV = nRT

R é denominada constante molal dos gases e tem o mesmo valor para todos os gases. Como calcular o valor de R?

Esta equação (9) pode ser reformulada:

(10)	R =	PV
	R =	nT

Para P = 1 (1 atmosfera) e n = 1 (1 molécula), segundo a lei de Avogadro a Oº (T = 273) uma molécula ocupa o volume de 22,4 litros. Substituindo estes valores em (10):

(10)	R =	1 x 22 ,4	=	0,082	P = 1 n = 1 T = 273 V=22,4
		1 x 273

CAPITULO 4

ALTITUDE

Definição

Define-se alta altitude como uma altitude superior a 1500m

Consideram-se três níveis de altitude

Níveis de altitude ( em metros)

Alta 1500-2500

Muito alta 2500-5500

Extrema >5500

Nas altas atitudes a adaptação é suficiente

Nas altitudes muito altas é necessária aclimatação

Nas altitudes extremas a aclimatação é impossível

Consequências das altitudes altas

Oxigénio

A pressão parcial de oxigénio e a pressão atmosférica diminuem com a altitude

Pressão atmosférica e PO2

Altitude Pressão atmosferica PO2

______________________mmHg___________________________________________ 760 90-95

2800m (9200ft) 543 60

6100m (20140ft) 356 35

15250 47 1

Temperatura

A temperatura desce 6,5º cada 1000m

Temperaturas

Altitude(m) Temperatura

0 15

2000 8,5

4000 -11

6000 -24

8000 -37

10000 -50

Luz ultravioleta

A penetração da luz ultravioleta aumenta 4 por cento cada\300m aumento o perigo de cegueira \e queimaduras

O reflexo da luz na neve e gelo pode aumentar muito a temperatura em espaços fechados como tendas

Desidratação

É causada por perdas insensíveis e esforço

Adaptação crónica

Poliglobulia – Os andinos transportam mais oxigénio no sangue aumentando o numero de glóbulos vermelhos poliglobulia

Acido 2,3 bisfosfoglicerico – Este acido, formado por um desvio da glicolise, o ciclo de Rapoport- Luebring, faz a oxihemoglobina libertar oxidenio com mais facilidade

NO – Nos tibetanos o pulmão segrega grandes quantidades de NO que ao dilatar os vasos permite oferecer aos tecidos mais sangue por unidade de tempo

CAPITULO 5

Temperatura

Termometria

Se dois corpos estão a temperaturas diferentes, o calor fluirá do mais quente para o mais frio até as temperaturas ficarem as mesmas.

É o principio da termometria – a temperatura é medida indirectamente colocando um instrumento calibrado em contacto com o objecto a medir.

Escalas de temperatura

O termómetro utiliza uma quantidade facilmente mensurável como o comprimento duma coluna de mercúrio que varia com a temperatura

A escala de temperatura é totalmente arbitraria, tornando-se necessário definir unidades.

A escala Celsus define o 0 como a temperatura de congelação da água e 100 como a de ebulição, à pressão de 1atm, dividindo o espaço de 0 a 100 em 100 unidades, os graus centigrados.

Na escala Fahrenheit o 0 é a temperatura mais fria que se podia obter na altura( mistura de gelo com sal). O l00 representa a temperatura do corpo (mais exactamente 96,8). Nesta escala a agua gela a 32 e ferve a 212

Consultar

http://www.ac.wwu.edu/~vawter/PhysicsNet/Topics/Thermal/gifs/TempScale00.gif

Temperatura absoluta

Em l787 CARLES descreveu que o volume de um gás perfeito diminuía de 1/273 por grau a partir de 0, podendo-se prever que a 273 o volume seria 0. Dà-se a -273 a designação de zero absoluto e à escala em que -273 é 0, escala Kelvin.

http://www.visionlearning.com/library/module_viewer.php?mid=48

Há formulas de conversão destas escalas

From	to Fahrenheit	to Celsius	to Kelvin
ºF	F	(ºF – 32)/1.8	(ºF-32)*5/9+273.15
ºC	(ºC * 1.8) + 32	C	ºC + 273.15
K	(K-273.15)*9/5+32	K – 273.15	K

http://www.visionlearning.com/library/module_viewer.php?mid=48

Temperature conversions between the three temperature scales:

kelvin / degree Celsius conversions (exact):

kelvin = degree Celsius + 273.15
degree Celsius = kelvin - 273.15

degree Fahrenheit / degree Celsius conversions (exact):

degree F = degree C x 1.8 + 32.
degree C = (degree F - 32.) / 1.8

http://lamar.colostate.edu/~hillger/temps.htm

cortesia de Don Hilger

Conversão entre Fahrenheit e Celsus

Temperature
^oC	^oF
-20	-4
-15	5
-10	14
-5	23
0	32
5	41
10	50
15	59
20	68
25	77
30	86
35	95
40	104
45	113
50	122

http://www.engineeringtoolbox.com/temperature-d_291.html

Common temperature comparisons:

temperature	Degree Celsius	degree Fahrenheit
symbol	°C	°F
boiling point of water	100.	212.
average human body temperature	37.	98.6
average room temperature	20. to 25.	68. to 77.
melting point of ice	0.	32.

http://lamar.colostate.edu/~hillger/temps.htm

cortesia de Don Hilger

CAPITULO 6

VAPORZAÇÃO

É a passagem de um líquido ao estado gasoso.

Necessita de energia, quase sempre fornecida como calor. P.ex. 1 mol de água necessita de 10 quilocalorias para se vaporizar.

Explicação

Consideremos um líquido colocado num recipiente . As moléculas situadas no interior são atraídas em todas as direcções pelas moléculas circundantes ao contrário das superficiais que não têm moléculas acima.

Deste modo as forças de coesão são menores nas moléculas superficiais escapando algumas a estas forças. As que escapam vão para a atmosfera (vaporização) podendo algumas ser recapturadas.

http://www.chem4kids.com/files/matter_evap.html

Quando o número de moléculas que escapam é igual ao das recapturadas diz-se que o ambiente está saturado.

Pressão de vapor

A pressão de vapor é a tendência de um líquido em se vaporizar. Define-se como a pressão que exercem as moléculas vaporizadas no vácuo e em equilíbrio com o líquido, a uma determinada temperatura.

Por exemplo, se colocarmos água num frasco à temperatura de 20º no vácuo, medir-se-á uma pressão de 17,5mm. Hg, valor que corresponde à pressão de vaporização. A pressão de vapor aumenta com a temperatura.

A temperatura de ebulição diminui com a pressão atmosferica

Evaporação e ebulição

Evaporação é a vaporização das moléculas colocadas à superfície.

A ebulição é a vaporização de toda a massa do líquido por formação de bolhas de vapor no seu interior, por aumento de temperatura ou diminuição de pressão.

Para haver ebulição, a pressão de vapor tem de ser superior à pressão externa. No caso da água a temperatura de ebulição é de l00º para uma pressão de 760mm. Hg.

Animações

http://www.chem.purdue.edu/gchelp/liquids/boil.html

APLICAÇÕES BIOLÓGICAS

A água absorve uma grande quantidade de calor corporal evaporando-se à superfície da pele, contribuindo assim para arrefecer o organismo. Cada grama de água que se evapora na pele consome 0,6 cal

Existe sempre no organismo a evaporação continua de água proveniente dos pulmões, mucosa bucal e pele. É a perda insensível de água correspondendo a um desperdício insensível de calor por evaporação.

Quando a temperatura corporal aumenta esta evaporação torna-se um processo activo e sensível pela transpiração. A actividade física intensa pode acarretar um aumento de temperatura de 2 a 3º. Este aumento de temperatura é compensado pela transpiração que produz 1 a 2 litros de suor por dia, consumindo 600 a 1200 cal.

DESTILAÇÃO

Cada líquido tem uma temperatura de ebulição ou ponto de ebulição constante e característico.

Esta propriedade permite a purificação do líquido ou de substâncias nele dissolvidas por destilação.

O líquido é aquecido num recipiente. O vapor formado pela ebulição do líquido entra num condensador onde é arrefecido, originando novamente um líquido que é colhido noutro recipiente

https://chemistry.twu.edu/tutorial/Exams/11LiqNSolids.html

Se a destilação se fizer no vácuo, a temperatura necessária será menor (destilação no vácuo).

A destilação é utilizada não só para purificar líquidos, como na preparação de água destilada, mas também para concentrar substâncias dissolvidas. De facto, no balão ficam, devido à evaporação, uma solução muito concentrada ou no caso da evaporação total do solvente, apenas as substâncias dissolvidas .

CAPITULO 7

MERGULHO A GRANDES PROFUNDIDADES

Pressão

Nas grandes profundidades, como consequência da pressão exercida pela massa de água, a pressão aumenta. Considera-se que por cada 10 metros de profundidade, a pressão aumenta de 1 atmosfera (760mm). Assim, a 30 metros, a pressão será de 4 atmosferas (3040mm). Isto implica, segundo a lei de Henry, que os gases se dissolvam quatro vezes mais

Azoto.

· À pressão atmosférica, embora o azoto seja o gás mais abundante e portanto com maior pressão parcial, devido à sua pouca solubilidade não se encontra em grandes quantidades no sangue. Todavia, a uma pressão quadrupla da habitual, a sua quantidade aumenta grandemente. Uma consequência do mergulho prolongado é a narcose pelo azoto, devida à sua acção sobre o cérebro.

Embolia gasosa

A embolia gasosa é o acidente mais grave da subida à superfície.Com o aumento de pressão devido à profundidade ,os gases, nomeadamente o azoto, estarão dissolvidos em maior quantidade e libertar-se-ão para o sangue como bolhas gasosas, originando embolias.

Toxicidade do oxigénio

A exposição prolongada ao oxigénio durante a recuperação pode ser tóxica. A exposição prolongada ao oxigénio durante mais de 8 horas pode ser tóxica para os pulmões e sistema nervoso

Nos pulmões observa-se dor subesternal, tosse e paradoxalmente uma menor distribuição de oxigenio aos tecidos

O grande perigo é a acção no SNC, observando-se náuseas, fadiga, ansiedade, confusão, falta de coordenação, convulsões

Nas câmaras hiperbáricas o oxigénio é administrado a uma pressão parcial máxima de 2,8 Bata com “quebras de ar” regulares.

Para tratamentos de mergulhos a grandes profundidades o hélio é usado como diluente.

Barotrauma

È a lesão dos tecidos causada por aumento de pressão ou por diferenças de pressão. No mergulho pode provocar lesões em cavidades:

· Ruptura do tímpano

· Lesão dos seios nasais

· Explosão dos dentes

· Ruptura do tecido pulmonar

Para mais detalhes sobre mergulho ler

http://www.chm.bris.ac.uk/webprojects2001/meeraus/index.html

CAPITULO 8

DIFUSÃO DE GASES

A difusão é o estabelecimento de um equilíbrio de concentrações pelo fluxo dos gases na direcção do mais concentrado para o menos concentrado.

Efusão

É a difusão de gases através de uma membrana

Factores condicionando a difusão

Gradiente de concentrações

Condiciona a existência da própria difusão:

Se não houver diferenças de concentração não há difusão.

Densidade dos gases

Condiciona a velocidade da difusão: - quanto maior for a densidade do gás, menor será a velocidade de difusão.

Solubilidade e temperatura

O volume de um gás dissolvido num líquido depende não só da sua pressão parcial, como definida pela lei de Henry, mas também da solubilidade e da temperatura.

Os diferentes gases têm solubilidades muito diferentes na água, portanto no plasma.

Dos gases do sangue o anidrido carbónico é o mais solúvel, o oxigénio é 20 vezes menos e o azoto praticamente insolúvel. Como consequência à pressão total de 1 atmosfera dissolver-se-á muito mais anidrido carbónico que oxigénio e pouquíssimo azoto. Como vimos, a pressão parciais mais elevadas a dissolução do azoto pode ser considerável.

A temperatura é outro factor a considerar. O aumento de temperatura aumenta a solubilidade dos gases e a diminuição baixa.

Absorção

É a fixação de um gás num líquido ou num sólido em toda a sua massa por uma reacção química.

Nos gases do sangue é o caso do oxigénio que se liga à hemoglobina formando oxihemoglobina e do anidrido carbónico que se combina com a hemoglobina para formar carboxihemoglobina e com a água para formar ácido carbónico.

No sangue 3% do oxigénio encontra-se dissolvido e 97% como oxihemoglobina. No caso do anidrido carbónico 10% encontra-se dissolvido, 80% como ácido carbónico (45% no plasma e 35% nos glóbulos) e 10% como carboxihemoglobina.

CAPITULO 9

TROCAS GASOSAS NOS PULMÕES

As trocas gasosas realizam-se nos alvéolos pulmonares.

Estes estão rodeados pelos capilares da circulação pulmonar.

A sua ansa aferente contém sangue pobre em oxigénio e rico em anidrido carbónico transportados pelas artérias pulmonares, provenientes do ventrículo direito

Trocas gasosas

Durante a sua passagem pelos capilares pulmonares, o sangue carregar-se-á de oxigénio num muito curto período de tempo. Ao mesmo tempo, o anidrido carbónico difunde-se no sentido inverso sendo eliminado pela expiração. A estas trocas de anidrido carbónico e oxigénio, chama-se trocas gasosas.

Após as trocas, a ansa eferente dos capilares conterá um sangue rico em oxigénio e pobre em anidrido carbónico que será transportado para a aurícula esquerda pelas veias pulmonares e seguidamente pela aorta para distribuir oxigénio aos órgãos e tecidos. .

Composição do gás alveolar

A composição do ar atmosférico é muito diferente da do gás alveolar

Pressões parciais no gás alveolar

Gás	Ar atmosférico	Ar alveolar
Azoto Oxigénio Anidrido carbónico Vapor de água	563,4 149,3 0,3 47,0	569,0 104,0 40,0 47,0

Estes valores explicam o sentido das trocas gasosas

http://faculty.stcc.edu/AandP/AP/AP2pages/Units21to23/respiration/alveolar.htm

Animações

http://highered.mcgraw-hill.com/sites/0072495855/student_view0/chapter25/animation__gas_exchange_during_respiration.html

Estas pressões parciais são fortemente influenciadas pela frequência e amplitude da respiração. Uma forte ventilação alveolar conduz muito oxigénio aos alvéolos, aumentando a pressão parcial de oxigénio e eliminando rapidamente o anidrido carbónico.

Trocas gasosas nos pulmões

Dá-se o nome de respiração externa às trocas gasosas entre os alvéolos e o sangue. Estas trocas são influenciadas pelos seguintes factores:

¨ Pressão parcial

¨ Oxigenação do sangue

¨ Espessura da membrana alveolo-capilar

Pressão parcial e solubilidade

A diferença das pressões parciais do oxigénio entre o ar alveolar (104 mm) e o sangue venoso(40 mm) cria um gradiente de 64mm que obriga ao fluxo na direcção alveolo-sangue. O equilíbrio das pressões é muito rápido, fazendo-se em cerca de 0,25 seg.

O anidrido carbónico segue um trajecto inverso com um gradiente de concentração de 5 (40 contra 45), sendo em seguida expulso pela expiração.

ESPESSURA DA MEMBRANA ALVEOLO-CAPILAR

Em pulmões normais, a membrana que separa os alvéolos dos capilares (membrana alveolo-capilar) tem uma espessura muito reduzida – 0,5 a 1 mm – permitindo uma difusão muito eficaz.

No caso de uma pneumonia ou de um edema pulmonar, a espessura aumentará, afectando grandemente a eficácia da difusão .

Quanto maior for área da membrana capilar, maiores serão as trocas gasosas. Embora cada alvéolo tenha um diâmetro de 0,3hm., a área total dos alveolos é de 140 m2 o que corresponde a 40 vezes a área da pele. A área oferecida pelos capilares é da mesma ordem de grandeza. É fácil de compreender que a difusão diminua bastante quando a área alveolar diminuir.

E o caso da destruição dos septos interalveolares no enfisema

Enfisema

CAPITULO 10

TENSÃO SUPERFICIAL

Se pusermos uma pequena quantidade de água numa lâmina de vidro esta toma uma forma lenticular em vez de se espalhar pela lâmina, realizando de um certo modo um pseudo-sólido.

		..

A água comporta-se como se estivesse dotada de uma película superficial mantida sob tensão, capaz de sustentar objectos mais densos do que ela. É particularmente marcante o sulco deixado por certos insectos que flutuam na água, como os “ alfaiates “ dando a ideia de à medida que avançam vão rompendo a película

Ora, este fenómeno é fruto da exitência da tensão superficial.

Quando as forças de atracção na superficie excedem a tensão superficial,o liquido tende a molhar a superficie

Explicação

Enquanto que as moléculas de um líquido no interior de um recipiente são atraídas pelas forças de coesão em todas as direcções, as da superfície são apenas atraídas pelas moléculas existentes no interior. Devido a este facto a película do liquido mostra a existência de uma tensão à superfície (tensão superficial) comportando-se como se fosse uma membrana tensa.

http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/Hbase/surten.html

Um exemplo ajudar-nos-á a compreender melhor este fenómeno. Se num copo com mercúrio acrescentarmos pó de licopódio, esta ficará à superfície. Se introduzirmos uma vareta de vidro, o pó penetrará na profundidade do líquido, contígua a zona em que a vareta foi introduzida, voltando a ocupar a superfície se se remover a vareta. Tudo se passou como se a superfície do líquido fosse uma membrana tensa, deprimível pela varet

Se se acrescentar ao mercúrio uma substancia que baixe a tensão superficial, como os sais biliares, este fenómeno não se passa e a flor de enxofre mergulhará totalmente no liquido

Factores influenciando a tensão superficial

Temperatura

A tensão superficial diminui com o aumento da temperatura pois que a agitação térmica das moléculas diminui as forças de atracção.

http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/Hbase/surten.html

Substancias dissolvidas

A introdução de uma substancia num liquido pode modificar a sua tensão superficial, por alterar as forças de coesão existentes.

As substancias polares aumentam a tensão superficial por aumentarem as forças de atracção.

As substancias apolares, como os detergentes e os sais biliares, interferem com a forças de coesão, baixando a tensão superficial.

Teorema de Gibbs

Segundo o teorema de Gibbs, as moléculas que baixam a tensão superficial concentram-se à superfície e as que a elevam afastam-se da superfície.

Consequencias da tensão superficial

Forma de uma gota

A forma de uma gota depende da relação entre duas forças – gravidade e tensão superficial.

Se pusermos uma gota grande numa lâmina, a gravidade predomina e a gota espalha-se pela lâmina.

Se a gota for pequena, a acção da gravidade é praticamente nula e, como irá predominar a tensão superficial, a gota tende a ocupar a mínima superfície possível, tomando uma forma esférica

Capilaridade

A tensão superficial produz o desnivelamento de um líquido em contacto com uma parede.

Se o líquido molha a parede, é exercida uma tracção de baixo para cima – há uma elevação do líquido fazendo este um ângulo constante dependendo do líquido e da natureza da parede formando-se um menisco concavo

Se o líquido não molha a parede, há uma depressão do líquido, formando-se um ângulo com um sentido inverso do anterior

Se se mergulha num líquido um tubo estreito aberto nas suas duas extremidades o líquido penetrará no tubo com um nível superior ou inferior ao nível do líquido, conforme o líquido molha ou não molha, formando meniscos côncavos ou convexos

When liquid water is confined in a tube, its surface (meniscus) has a concave shape because water wets the surface and creeps up the side

When liquid water is confined in a tube, its surface (meniscus) has a concave shape because water wets the surface and creeps up the side.

Mercury does not wet glass - the cohesive forces within the drops are stronger than the adhesive forces between the drops and glass. When liquid mercury is confined in a tube, its surface (meniscus) has a convex shape because the cohesive forces in liquid mercury tend to draw it into a drop.

http://www.chem.purdue.edu/gchelp/liquids/tension.html

http://en.wikipedia.org/wiki/Image:Capillarity.svg

Imbibição capilar

A água penetra facilmente nos sólidos porosos pois que cada canalículo escavado no sólido se comporta como um tubo estreito por onde a água caminha.

Como os canalículos dos corpos porosos são muito estreitos, a subida da água pode atingir grandes alturas.

É o que se passa colocando verticalmente uma tira de papel numa tina com água

CAPITULO 11

IMPORTANCIA BIOLOGICA DA TENSÃO SUPERFICIAL

Digestão dos lipidos

A diminuição da tensão superficial provocada pelos sais biliares tem importância digestão dos lípidos.

Os lípidos são digeridos por uma lipase. Este enzima actua sobre a superfície das gotículas dos lípidos. Por conseguinte, quanto maior for a superfície de cada partícula, maior será a área total oferecida à acção da lipase.

. Como os sais biliares baixam a tensão superficial, permitem a formação de gotículas de lípidos muito pequenas, oferecendo assim uma grande superfície de absorção

Este facto é tão importante que quando a bílis não chega ao intestino por obstrução das vias biliares, a absorção dos lípidos está muito diminuída.

Tensão superficial nos alveolos

Durante a expiração os alvéolos têm tendência a colapsarem-se por duas razões:

· Elasticidade dos pulmões devido à existência de fibras elásticas;

· Tensão superficial da água que é o principal constituinte de película que cobre a parede interna dos alvéolos.

A tensão superficial da água seria suficientemente elevada para fazer um colapso total dos alvéolos durante a expiração, tornando necessário um grande gasto de energia para dilatar os alvéolos na inspiração.

Para evitar isto, o pulmão segrega uma molécula com actividade detergente, o surfactante que diminui a tensão superficial da água. Calculou-se que o surfactante diminui cerca de dez vezes a tensão superficial da água.

Síndroma de malestar respiratório do recém nascido

O surfactante começa a ser produzido a partir do sétimo mês da gravidez. Por esta razão os fetos prematuros nascem com uma quantidade deficiente de surfactante pelo que os alvéolos tendem a colapsar-se criando grandes dificuldades respiratórias .

A esta doença dá-se o nome de síndroma de malestar respiratório do recém-nascido ou doença da membrana hialina.

Esta doença trata-se por meio de respiradores de pressão positiva, que impedem o colapso dos alvéolos e pela pulverização dos condutos aéreos com surfactante.

Detergentes

Moléculas anfifilicas ou anfipaticas

Os ácidos carboxilicos com mais de 10 carbonos têm um comportamento próprio na agua devido à presença na mesma molécula de grupos hidrófilos (COOH) e hidrófobos (alquilos) – são moléculas anfifilas ou anfipaticas.

Estes ácidos flutuam na agua, por serem insolúveis, espalhando-se por toda a superfície formando uma camada monomolecular em que os grupos carboxilo estão ligados por pontes de hidrogénio à agua e as cadeias alquilo se alinham fora da agua

Os sais de ácidos gordos com metais alcalinos são mais solúveis que os ácidos, comportando-se como surfactantes fortes. Os exemplos mais habituais são os sabões e os detergentes

Micelas

Quando pequenas quantidades destes surfactantes se dissolvem na agua dà-se uma dispersão ao acaso das moléculas do soluto.

Quando a concentração é maior as moléculas reúnem-se reversivelmente em agregados polimoleculares, as micelas, colocando-se as cadeias hidrófobas no centro da micela

Animação

http://www.cem.msu.edu/~reusch/VirtualText4/lipids.htm#fatacid

Sabões e detergentes

O agente de limpeza mais antigo e mais conhecido é o sabão.

Como são pouco ácidos, os metais alcalinos existentes nas aguas pesadas diminuem a sua acidez, diminuindo a eficácia e provocam a agregação das micelas.

Os detergentes não têm estes problemas por usarem ácidos muito mais fortes

CAPITULO 12

VISCOSIDADE

Uma característica geral dos líquidos é a sua fluidez, isto é, a sua adaptação à forma do recipiente que os contem. Todavia nem todos os líquidos fluem com a mesma facilidade – uns líquidos são mais “espessos” do que outros. É o caso do leite em relação à água

http://en.wikipedia.org/wiki/Viscosity

Viscosidade do leite

Se deslocarmos um braço dentro de água, constatamos que o deslocamento é mais difícil que no ar e se o fizermos num recipiente com goma arábica constatamos que ainda é mais difícil.

A resistência de um líquido ao deslocamento chama-se viscosidade. Deve-se ao atrito das moléculas entre si. Quanto maiores forem as forças de coesão maior será o atrito e portanto a viscosidade.

Factores afectando a viscosidade

Estrutura química

Para compostos da mesma classe a viscosidade aumenta com o peso molecular. É o que se passa nos hidrocarbonetos alifaticos.

Nos compostos contendo grupos OH, estes podem formar ligações entre o H de uma molécula e o OH da molécula adjacente, aumentando assim a viscosidade.

É por esta razão que a viscosidade da água é maior que a do clorofórmio, embora este tenha um peso molecular mais elevado.

Temperatura

A viscosidade diminui rapidamente à medida que a temperatura aumenta. É bem conhecido o aumento da fluidez (propriedade inversa da viscosidade) dos óleos com o aumento de temperatura

Substâncias em suspensão

Aumentam a viscosidade.

É por esta razão que a viscosidade do sangue e maior que a da água.

VISCOSIDADE DO SANGUE

O sangue é muito mais viscoso do que a água porque contem os glóbulos brancos e vermelhos e as proteínas plasmáticas. Nas mesmas condições flui mais lentamente que a água.

Nas situações de desidratação (perda de água) a viscosidade aumenta. Quando há perda de glóbulos vermelhos (hemorragias) a viscosidade diminui.

Há situações pouco frequentes que pode aumentar a viscosidade:

Ø Agregação dos glóbulos vermelhos

Ø Aumento do número de glóbulos vermelhos (poliglobulia)

Ø Perda da deformabilidade normal dos glóbulos em certas anemias

CAPITULO 13

ADSORÇÃO

É a fixação de corpos gasosos ou em solução ao nível de superfícies ou, dizendo de outra maneira, a concentração numa interface.

Adsorção de gases em sólidos

É o caso da fixação do óxido de carbono no carvão activado existente, por exemplo, numa máscara anti-gás

http://www.daviddarling.info/encyclopedia/A/adsorption.html

Isoterma de Langmuir

A quantidade de gás adsorvido por unidade de peso de adsorvente aumenta com a pressão parcial do gás.

Há um valor a partir do qual a adsorção não se efectua por o adsorvente ficar saturado.

A curva relacionando adsorção com concentração denomina-se isoterma de Langmuir

http://infohost.nmt.edu/~jaltig/Langmuir.pdf

Adsorção de solutos em sólidos

A adsorção dos sólidos faz-se através das suas soluções. Há dois mecanismos possíveis:

Adsorção apolar

GIBBS demonstrou que as moléculas que baixam a tensão superficial tendem a concentrar-se na interface.

Se se baixar a tensão entre a água e o carvão activado, as substâncias dissolvidas concentrar-se-ão na interface. É a adsorção apolar.

Adsorção polar

Muitos sólidos quando em contacto com a água adquirem carga eléctrica. É o caso da sílica que se torna negativa podendo assim adsorver moléculas de carga positiva

É a adsorção polar.

Características da adsorção

Selectividade

Um adsorvente posto na presença de vários solutos adsorve preferencialmente um deles.

Dum modo geral são adsorvidas mais facilmente substâncias tensioactivas e ou com estrutura complexa.

Temperatura

A quantidade de substância adsorvida diminui à medida que a temperatura aumenta.

O aumento da energia cinética produzido pela temperatura diminui as forças de atracção para a superfície.

Natureza química do adsorvente

O carvão animal possui capacidades adsortivas diferentes conforme o seu modo de preparação.

O carvão “activado” por ter sido aquecido várias horas a 700-800º é muito mais activo que outras formas de carvão.

Superfície

Quanto maior a superfície oferecida pelo adsorvente, tanto maior será a sua capacidade adsortiva.

Os melhores adsorventes são os que podem ser pulverizados muito finamente ou então são muito porosos. São exemplos o carvão animal, o óxido de alumínio e o caulino.

Concentração do soluto

Existe uma relação directa entre a concentração no soluto e a quantidade adsorvida, definida pela isoterma de Langmuir.

Eluição

Pode-se inverter o sentido da reacção, diluindo progressivamente o meio de dispersão.

Este fenómeno inverso da adsorção denomina-se eluição.

A eluição observa-se, por exemplo, ao arrastar por meio de um solvente corantes retidos num adsorvente ou retirando os gases duma máscara anti-gases colocando-a no vácuo ou em pressão reduzida.

CAPITULO 14

SOLUBILIDADE

Solubilidade de liquidos

Dois líquidos são totalmente miscíveis quando as moléculas de um se dispersam homogeneamente nas do outro.

Relações com estrutura química

A miscibilidade dos líquidos está relacionada com a sua estrutura química.

Quanto mais semelhante for a polaridade, tanto maior será a solubilidade pois as moléculas dos dois líquidos originariam campos eléctricos análogos.

Os líquidos orgânicos dissolvem-se em líquidos polares quando nas suas moléculas predominam grupos polares e nos apolares quando predominam grupos apolares.

Solubilidade de sólidos em líquidos

Soluções saturadas e não saturadas

Quando se põe em contacto um sólido com um líquido as moléculas do líquido ao chocarem com a rede cristalina do sólido arrancam fragmentos deste que se irão dispersar no líquido – o sólido dissolveu-se no líquido

http://chemed.chem.purdue.edu/genchem/topicreview/bp/ch18/soluble.php

A solução está saturada quando se estabelece um equilíbrio entre as partículas arrancadas e as que se depositam.

Quando se depositam mais partículas dos que as que saem a solução diz-se sobresaturada

http://www.google.pt/imgres?imgurl=http://www.sciencebuddies.org/Files/3349/5/Chem_img034.jpg&imgrefurl=http://www.sciencebuddies.org/science-fair-projects/project_ideas/FoodSci_p005.shtml&h=203&w=500&sz=15&tbnid=dA9ApN3nIBbIWM:&tbnh=50&tbnw=122&prev=/search%3Fq%3Dsaturated%2Bsolutions%26tbm%3Disch%26tbo%3Du&zoom=1&q=saturated+solutions&usg=__XIbm66J0FGfYYTOnyHdHQo-6pP0=&docid=bVt48Qnx75byzM&hl=pt-PT&sa=X&ei=WFiSUcy5LIKO7AarhYGYDA&sqi=2&ved=0CEcQ9QEwBQ&dur=4912

Cristalização

A solubilidade aumenta quando a temperatura sobe e diminui quando desce.

Colocando a solução a uma temperatura baixa, esta torna-se saturada ou sobresaturada porque a solubilidade diminuiu, depositando-se no fundo os cristais do sólido – cristalização.

Esta propriedade pode ser utilizada para purificar ou separar sólidos. Empregando temperaturas diferentes podem-se cristalizar vários sólidos existentes numa solução – cristalização fraccionada.

Partilha

Se agitarmos uma substancia em dois solventes não miscíveis ela distribuir-se-á nos dois solventes, encontrando-se em mais quantidade no solvente em que for mais solúvel.

A razão entre a concentração num e noutro solvente denomina-se coeficiente de partilha.

Esta propriedade é utilizada em vários processos de separação como a cromatografia de partilha.

Extracção

É um processo de separação em que se coloca um soluto em contacto com um líquido não miscível.

Se um dos componentes do soluto for solúvel no líquido não miscível, ele distribuir-se-á totalmente nesse solvente.

Difusão

Na ausência de agitação, a dissolução de um sólido solúvel faz-se lentamente começando pela parte do solvente mais próxima do sólido

A agitação aumenta a rapidez da difusão. A difusão faz-se sempre do mais concentrado para o menos concentrado.

Difusão facilitada e transporte activo

No organismo podem encontrar-se excepções às regras da difusão.

Nalguns casos é mais rápida do que prevista – difusão facilitada.

Por vezes a absorção faz-se num sentido contrário, ou seja, do menos concentrado para o mais concentrado – transporte activo.

No transporte activo é sempre necessária energia.

Solubilidade de diferentes moleculas

A solubilidade das moléculas depende muito do tipo de ligações que as constitui.

Compostos electrovalentes em solventes polares

A temperatura ambiente os compostos iónicos dissociam-se na água, devido ao seu carácter polar e à sua constante dieléctrica elevada.

Os dipolos da água são atraídos pelos iões dissociados de modo a que o polo negativo do oxigénio se coloca frente aos iões positivos e o polo positivo dos iões hidrogénio frente aos iões negativos . Deste modo as moléculas de água neutralizam parcialmente a carga dos iões facilitando assim a sua manutenção em solução

http://ull.chemistry.uakron.edu/genobc/Chapter_07/

cortesia de James Hardy

Animações

http://www.northland.cc.mn.us/biology/Biology1111/animations/dissolve.html

Bainhas de solvatação

Os iões ficam rodeados por moléculas de água - bainhas de solvatação

http://fr.wikipedia.org/wiki/Solvatation

Por outro lado, a água ao interpor-se entre os iões reduz grandemente a sua força de atracção.

Energia de hidratação

A hidratação dos iões que provoca a solvatação, liberta energia – energia de hidratação que é utilizada para vencer as forças de coesão que mantêm a rede do cristal unida

Quando as forças de coesão são superiores à energia de hidratação, o composto é insolúvel. É o caso do sulfato de bário.

Compostos electrovalentes em solventes apolares

Os solventes apolares não solvatam os iões e portanto não há energia de hidratação para vencer as forças de coesão.

Por esta razão os compostos polares não são solúveis em solventes apolares.

Compostos covalentes não polares

Dissolvem-se nos solventes apolares e não se dissolvem nos polares.

Num composto deste tipo, como o tetracloreto de carbono, não há atracção entre a água e o composto. Nesta situação, as moléculas de água atraem-se entre si numa disposição compacta, impedindo a difusão do composto.

No caso dos solventes apolares, as moléculas do solvente por não terem cargas eléctricas, não se atraem entre si, não impedindo a difusão das moléculas do composto.

Compostos covalentes polares

Estes compostos, como o HCl, dissolvem-se tanto nos solventes polares como nos apolares, por razões diferentes.

Solventes apolares

Dissolvem-se por difusão, encontrando-se no solvente como moléculas não dissociadas.

http://ull.chemistry.uakron.edu/genobc/Chapter_07/

cortesia de James Hardy

Solventes não polares

Solventes polares

Os compostos reagem com o solvente:

H₂O + HCl ¾® H₃O⁺ + Cl^-

Neste caso as moléculas encontram-se dissociadas.

CAPITULO 15

SOLUÇÕES

Definições

Num sentido lato, uma solução é uma mistura física e quimicamente homogénea. Num sentido estrito, as soluções verdadeiras ou propriamente ditas, ou simplesmente soluções, dizem respeito a misturas homogéneas de sólidos em líquidos.

Chama-se soluto à substância ou substâncias que se vão dissolver e solvente ao líquido que vai dissolver o soluto.

Expressão das concentrações

Expressão em percentagem

Peso de soluto por peso de solução (p/p)

Se pusermos 10g de cloreto de sódio num balão e acrescentarmos solvente até perfazer 100g teremos uma solução de cloreto de sódio a 10gr/l00g.

Peso de soluto por volume de solução ( p/v)

Seguindo o mesmo exemplo para preparar uma solução a 10g/100ml de cloreto de sódio poríamos 10gr de cloreto de sódio num balão aferido de 100ml e colocaremos solvente até perfazer 100ml

Volume por volume(v/v)

Por exemplo, para preparar uma solução a 8% (v/v ) de amónia em água coloca-se num balão aferido 8ml de amónia e completa-se com água até 100

Concentração molar

É o número de moléculas (abreviadamente moles) por litro de solução.

Concentração molal

É o número de moléculas por 1000g de solvente.

Fracção molal

A fracção molal do constituinte duma solução é o número de moles deste constituinte dividido pelo número total de moles existentes na solução:

F₁	=	n₁		F₁ – fracção molal do constituinte 1 n₁– número de moles do constituinte 1 N – número total de moles N = n₁+ n₂ + n₃ + ...
		N

CAPITULO 16

UNIDADES INTERNACIONAIS

Conceito

A multiplicidade de unidades de medida levou ao estabelecimento de um sistema internacional de unidades (unidades S. I.).

Este sistema baseia-se em unidades base correspondendo a quantidades físicas independentes, referenciadas cada uma a um único padrão existente num lugar definido.

Destas unidades derivam as unidades derivadas.

Nalguns casos em que não se determinam concentrações recorre-se a unidades arbitrárias.

Para não ter números muito extensos ou muitas casas decimais pode-se recorrer a prefixos.

Unidades base

Trata-se de sete unidades que foram definidas a partir de fenómenos físicos supostos imutáveis e totalmente reprodutíveis, utilizando para cada unidade um padrão de referencia único no mundo

Unidades base

Quantidades de base

Nome

Símbolo

Comprimento

Massa

Quantidade de substância

Temperatura

Tempo

Corrente eléctrica

Intensidade luminosa

Metro

Quilograma

Mole

Kelvin

Segundo

Ampere

Candela

mol

Unidades derivadas

A partir destas unidades podem-se definir unidades derivadas, multiplicando-as ou dividindo-as entre si.

Estas unidades são coerentes se a transformação não faz intervir qualquer factor numérico, mesmo potências de 10 ( quadro 16.II), e não coerentes no caso contrário (quadro 16.III).

Unidades coerentes

Quantidade

Nome

Símbolo

Superfície

Potencial eléctrico

Energia

Força

Frequência

Pressão

Temperatura

Velocidade

Aceleração

Volume

Metro quadrado

Volt

Joule

Newton

Hertz

Pascal

Grau Celsius

Metro / segundo

Metro / segundo²

Metro cúbico

m²

V = kg m² / s³ A

J = m² / s²

N = m / s²

Hz = 1 ciclo / s

Pa = Kg / m s²

ºC = ºk-273.15

m / s

m / s²

m³

Unidades não coerentes

Quantidade	Nome	Símbolo
Volume Depuração Concentração de massa Concentração de substância Densidade	Litro Litro por segundo Kilograma por litro Mol por litro Kilograma por litro	I = dm³ l / s kg / l mol / l kg / l

Unidades arbitrarias

Em certos casos, como na actividade enzimática, não se determinam concentrações mas sim actividades, pelo que se recorre a unidades arbitrárias.

Neste caso para evitar também a proliferação de unidades arbitrárias foram definidas Unidades Internacionais (U.I.)

Prefixos

Os resultados devem ser exprimidos no máximo por três algarismos e uma vírgula.

Para conseguir este objectivo utilizam-se prefixos correspondendo a potências de 10

Prefixos

Factor

Prefixo

Símbolo do prefixo

10¹²

10⁹

10⁶

10³

10²

10¹

10^-1

10^-2

10^-3

10^-6

10^-9

10^-12

10^-15

10^-18

Ter

Giga

Mega

Kilo

Hecto

Deca

Deci

Centi

Mili

Micro

Nano

Pico

Femto

Ato

Factores de conversão

Em Química Clínica o uso das unidades S.I. não se uniformizou.

Convém portanto conhecer as equivalências entre unidades antigas e Unidades S

Em http://tcaep.co.uk/science/index.htm encontra a lista de todas as Unidades Internacionais.

Em www.convert-me.com/en dispõe um calculador que converte as unidades

CAPITULO 17

PROPRIEDADES COLIGATIVAS

São propriedades que dependem apenas do número total de partículas, sejam elas moléculas não dissociadas ou iões.

Causas

Estas propriedades são devidas à diminuição da pressão de vapor do solvente pelas seguintes razões:

As partículas diminuem o número de moléculas de solvente existentes à superfície e portanto escaparão para a atmosfera menos moléculas do solvente

http://ull.chemistry.uakron.edu/genobc/Chapter_07/

cortesia de James Hardu

http://www.ausetute.com.au/colligative.html

· As forças de atracção entre o solvente e o soluto aumentam as forças de coesão, dificultando assim a libertação das moléculas do solvente.

Propriedades coligativas mais importantes

As propriedades coligativas mais importantes são:

· Aumento da temperatura de ebulição

http://www.ausetute.com.au/colligative.html

· Abaixamento do ponto de congelação

· Osmose

Aumento da temperatura de ebulição

À temperatura em que a ebulição se inicia (temperatura de ebulição) a pressão de vapor iguala ou supera a pressão atmosférica.

Quando a pressão de vapor diminui, pela existência de partículas dissolvidas, é necessário fornecer mais calor para igualar a pressão atmosférica – aumenta a temperatura de ebulição.

É o caso da maior temperatura de ebulição da água salgada em relação à agua pura

Abaixamento do ponto de congelação

A congelação produz-se quando a pressão de vapor do líquido é igual à do sólido.

Sendo assim, diminuindo a pressão de vapor, terá que haver um maior abaixamento de temperatura para igualar as pressões.

É por esta razão que a água salgada congela a temperaturas mais baixas que a água pura porque, tendo substâncias dissolvidas, a sua pressão de vapor é menor.

Lei de Raoult

O abaixamento do ponto de congelação e o aumento da temperatura de ebulição são proporcionais ao número de moléculas dissolvidas.

Esta propriedade tem sido utilizada para determinar concentrações e pesos moleculares.

O método mais utilizado tem sido a determinação do abaixamento do ponto de congelação (crioscopia).

Segundo a lei de Raoult o abaixamento do ponto de congelação é dado pela seguinte fórmula:

(1)	t = K	C		t – Abaixamento do ponto de congelação C – concentração molal M – peso molecular K – constante característica de cada solvente
		M

O valor de K para a água é de 1,86, pelo que a equação (1) poderá ser reformulada para o caso da água:

(2)	t = 1,86	C
	t = 1,86	M

Aplicações da lei de Raoult

Concentração de uma substância de peso molecular conhecido

Isolando C da equação (2) teremos:

(3)	C = t	M
	C = t	1,86

Sendo todos os outros valores conhecidos basta fazer contas. Vejamos com um exemplo. Qual a concentração de sacarose (peso molecular = 342) que baixou o ponto de congelação de 0,486.

Aplicando os números em (2):

C =	0,486 x 342	= 85,5
	1,86

A concentração da sacarose será de 85,5g de sacarose em 1000 g de água.

Determinação do peso molecular

Calcula-se isolando M na equação (2)

M =	1,86 C
	T

Determinação do número de moles

Para esta determinação basta uma regra de três simples, tendo em conta que 1mol de qualquer substância dissolvida em água baixa o ponto de congelação de 1,86

1 mol ¾¾ 1,86

M ¾¾¾¾ t

Donde

(4)	M =	T
	M =	1,86

CAPITULO 18

OSMOSE

Experiencia de DUTROCHET

A noção de osmose deve-se a DUTROCHET.

Este autor idealizou um aparelho, o osmómetro, constituído por um tubo encerrado na sua extremidade inferior por uma membrana permeável ao solvente e não ao soluto (membrana semipermeável)

Se se colocar este aparelho preenchido com água com açúcar num recipiente contendo só água, observa-se a entrada de água para dentro do tubo com a consequente subida de nível (

Conceito

A osmose é a passagem do solvente da solução mais concentrada para a menos concentrada quando as duas soluções estão separadas por uma membrana semipermeável.

Animação: .

http://www.geniebio.ac-aix-marseille.fr/bioch/docs/osmose.html

http://highered.mcgraw-hill.com/sites/0072495855/student_view0/chapter2/animation__how_osmosis_works.html

Pressão osmotica

Denomina-se pressão osmótica à força que contraria esta subida do líquido provocada pela osmose

Explicação da osmose

Para que haja osmose é necessário que haja uma membrana semipermeável, isto é, que deixe passar as moléculas do solvente, mas não as do soluto

Como as moléculas do soluto não atravessam a membrana, o equilíbrio de concentrações só se poderá conseguir pela difusão do solvente

Como explicar a difusão do solvente? Cada molécula de soluto ao se dissolver liga-se a várias moléculas de solvente, neste caso a água. Por conseguinte, no lado da membrana em que há mais soluto, há menos solvente livre

Animação:

http://www.wisc-online.com/members/objectspec.asp?objid=AP11003

Trajecto do solvente

Como a difusão se faz sempre do mais concentrado para o menos concentrado, está assim explicado o sentido da difusão do solvente

Passagem do solvente

Membrana impermeável ao soluto

Cada molécula do soluto

liga-se a varias de agua

concentração de moléculas

de agua livre no soluto

difusão da agua na direcção

agua-soluto

Leis de Van’t Hoff

VAN’T HOFF procurou relacionar a pressão osmótica com a equação dos gases perfeitos.

.A temperatura constante a pressão osmótica está relacionada com a concentração:

P	= K ou P = KC	P – pressão osmótica K – constante C – concentração
C

Como

C =	M		M – peso do soluto V – volume do solvente
	V

podemos escrever

P = K	M
	V

(5) PV = KM

Notemos a semelhança entre esta equação e a que exprime a lei de Boyle-Mariotte

A temperatura constante a pressão osmótica é proporcional à concentração

(6)	P	= K
	T	= K

Esta equação é semelhante à de Gay-Lussac.

Sendo a pressão osmótica regida por equações equivalentes às das leis dos gases tem que se admitir que também se aplica a equação dos gases perfeitos

.Estas semelhanças com as leis dos gases levou VAN’T HOFF a concluir que a pressão osmótica é igual à pressão que o soluto exerceria se fosse um gás ocupando o mesmo volume da solução.

Tal como a descrevemos com as outras propriedades coligativas a pressão osmótica pode ser utilizada para determinar o peso molecular. A equação dos gases perfeitos é

PV = nRT

Como R é igual a 0,082, podemos escrever

(7)	PV = 0,082 nRT ou n =	PV
	PV = 0,082 nRT ou n =	0,082 T

fórmula esta que nos permite determinar o peso molecular.

Membranas celulares e pressão osmotica

A pressão osmótica depende do número total de partículas. As soluções com o mesmo número de partículas exercem-se a mesma pressão osmótica e portando dizem-se isoosmóticas.

Uma solução que contenha mais partículas que outra diz-se hiperosmótica e a que contiver menos, hipoosmótica

As membranas celulares não se comportam como as membranas semipermeáveis da experiência de Dutrochet , pois são permeáveis a pequenas moléculas como os iões e impermeáveis às grandes como as proteínas.

As substâncias que se difundem atingem rapidamente um equilíbrio não exercendo pressão osmótica. A pressão osmótica é devida apenas às moléculas que não atravessam a membrana.

Á pressão osmótica exercida por essas moléculas denomina-se tonicidade.

Em relação à tonicidade que exerce uma solução em relação a outra esta pode ser isotónica, hipotónica e hipertónica.

Glóbulos vermelhos e tonicidade

A isotonia dos eritrocitos corresponde a suma solução de cloreto de sódio a 0,8g% (solução isotónica).

Em contacto com esta solução os glóbulos não sofrem alterações. Quando em soluções hipotónicas o glóbulo aumenta de volume, podendo rebentar a membrana e sair a hemoglobina para o exterior (hemólise).

Perante uma solução hipertónica perde água, ficando a membrana encarquilhada

http://en.wikipedia.org/wiki/Image:Osmotic_pressure_on_blood_cells_diagram.svg

http://www.vivo.colostate.edu/hbooks/cmb/cells/pmemb/osmosis.html

Acção de solutos hipo e hipertonicos

Pressão oncótica

Se a membrana capilar fosse uma membrana semipermeável, a pressão osmótica seria exercida por todas as partículas dissolvidas no sangue mas como as pequenas partículas atravessam a membrana, a pressão osmótica efectiva é exercida pelas proteínas do plasma as únicas que não atravessam a membrana.

A pressão osmótica exercida pelas proteínas do plasma denomina-se pressão oncótica.

Movimento de líquidos entre capilares e espaço intersticial

Estas trocas resultam do balanço entre a pressão hidrostática criada pela pressão arterial e a pressão oncótica.

Na extremidade arteriolar a pressão arterial suplanta a pressão oncótica e, portanto, o movimento é para o espaço intersticial .

Na extremidade venosa passa-se o contrário

EDEMA

Quando as proteínas do plasma diminuem quer por falta de ingestão em casos de grandes fomes, quer porque devido a uma inflamação a membrana capilar se torna permeável, a pressão oncótica não suplanta a pressão arterial na extremidade venosa, como é habitual, o que acarreta uma grande saída de líquido para o espaço intersticial .

Esta acumulação de líquido no espaço intersticial leva à tumefacção dos tecidos e é denominada edema.

CAPITULO 19

DISSOCIAÇÃO ELECTROLITICA

Moléculas e propriedades coligativas

Enquanto que as moléculas orgânicas têm propriedades coligativas idênticas com a mesma concentração molal, o mesmo se não passa com as inorgânicas.

Por exemplo uma solução 0,5 M de soda congela a -1,7º embora pela lei de Raoult devesse congelar a -0,93º.

Factor de Van’t Hoff

Esta diferença quantifica-se pelo factor de van’t Hoff:

i = valor observado i – factor de van’t Hoff

valor esperado

Neste caso concreto o factor será 1,7/0,93 = 1,8

Como explicar esta diferença?

Enquanto que as moléculas orgânicas não se dissociam e portanto o número de moléculas é igual ao número de partículas, as inorgânicas dissociam-se e assim aumenta o número de partículas


5mols 5 mols 5 particulas 5x2 particulas

Não dissociada dissociada

Dissociação

Condutores de 1ª e 2ª espécie

As substâncias que se não ionisam não deixam passar a corrente eléctrica e não sofrem qualquer alteração. São condutores de 1ª espécie

As ionizáveis quando dissolvidas deixam passar a corrente eléctrica e decompõem-se. São condutores de 2ª espécie ou electrólitos

Aniões e catiões

O NaCl em solução ioniza-se em Na⁺ e Cl-^-.

Passando a corrente eléctrica o Cl^- dirige-se para o polo positivo (ânodo) e o Na⁺ para o negativo (cátodo)

Generalizando, os iões negativos são atraídos para o ânodo (aniões) e os positivos para o cátodo (catiões)

Resumindo:

Os electrólitos em solução dissociam-se em duas ou mais partículas, os iões

Cada ião exerce propriedades coligativas de intensidade semelhante à de uma molécula não dissociada

Todos os iões têm uma carga eléctrica, positiva ou negativa

Acidos, bases e sais

Ácidos

Classicamente eram definidos como moléculas que ao dissociarem-se libertavam iões H⁺ :

HCl ¾® H⁺ + Cl^-

Actualmente definem-se como dadores de protões (representados na equação pelo H⁺). Como os protões não se encontram livres, terão que se combinar com outra molécula.

Quando o solvente é a água, combinam-se com esta .

Bases

Definiam-se antes como moléculas que ao se dissociarem libertavam iões oxidrilo (OH^-)

NaOH ¾® Na⁺ + OH^-

Actualmente uma base é definida como um aceitador de protões

Há moléculas que se podem comportar como bases ou como ácidos

Sais

São moléculas que ao se dissociarem libertam iões diferentes dos da água .

Equivalente-grama

Dá-se o nome de equivalente químico ou equivalente-grama de uma substancia à quantidade expressa em gramas que se combina, liberta ou substitui um átomo grama de hidrogénio.

Vejamos os seguintes exemplos:

HCl ¾® H⁺ + Cl^-

H₂SO₄ ¾® 2 H⁺ + SO₄

No primeiro caso o ião Cl^- está relacionado com um átomo de hidrogénio. No segundo o SO₄ está relacionado com dois. Diz-se que no primeiro caso a valência é 1 e no segundo 2

HCl ¾® H⁺ + Cl^-	Valência 1
H₂SO₄ ¾® 2H⁺ + SO₄	Valência 2

O equivalente-grama calcula-se, como é evidente, dividindo o peso atómico pela valência.

Muitas vezes utiliza-se a milésima parte do equivalente, o miliequivalente. (mEq)

Para converter uma concentração expressa em mg/l em mEq aplica-se a fórmula:

mEq =	C	x valência	C – concentração em mg/l
	PA		PA – peso atómico

Normalidade

Uma solução normal tem um equivalente grama por litro de solução.

A normalidade representa-se pela letra N.

A utilização desta notação aproxima-se da realidade das reacções químicas pois que uma molécula reage com outra molécula, mas um grama não reage com outro grama

Electrólitos fortes e fracos

O ácido clorídrico em solução dissocia-se completamente, mas o ácido acético não

. Diz-se que o ácido clorídrico é um ácido forte e que o ácido acético é um ácido fraco

Generalizando, um electrólito forte dissocia-se na sua totalidade e um electrólito fraco não, sendo tanto mais fraco quanto menos se dissociar.

Animação

http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/acid13.swf

A intensidade da dissociação exprime-se pelo grau de dissociação ou seja pela fracção de mol que se dissociou. No caso do ácido clorídrico o seu valor é de 1 e no do ácido acético é próximo de 0.

Osmol

É a quantidade de soluto cuja pressão osmotica corresponde a 1 mol

Para moleculas não dissociadas, mol e osmol são identicos

Para moleculas dissociaveis, o osmol depende do numero de iões dissociados

CAPITULO 20

CONCENTRAÇÃO HIDROGENIONICA

Acidez e alcalinidade

Quando numa solução há mais iões H⁺ que OH^- esta diz-se ácida e no caso contrário alcalina

Reacções acida e alcalina

Quando as concentrações de H⁺ e OH^- são iguais, a solução diz-se neutra.

A água pura é neutra, o que significa H⁺ = OH^-. .

Este dado permite-nos calcular a concentração de H⁺ na neutralidade:

(1) H⁺ x H⁺ = 10^-14

Como na neutralidade H⁺ = OH^-

H⁺ x H⁺ = 10^–14 e portanto H⁺ = 10^-7

Portanto, a concentração de 10^-7 equivale à neutralidade, correspondendo valores superiores à acidez e inferiores à alcalinidade

Conceito de pH

A expressão da concentração hidrogeniónica com expoentes negativos é pouco prática. Por isso ela foi substituída pela notação pH ou seja pelo cologaritmo da concentração hidrogeniónica.

Sendo assim o pH da neutralidade é 7 pois o cologaritmo de 10^–7 é 7.

O emprego de uma notação logarítmica tem as seguintes consequências:

Quanto maior for o pH, menor será a concentração hidrogenionica

Como se trata de uma notação logarítmica, as variações não são lineares. No exemplo do quadro 20.II quando duplica a concentração hidrogenionica , o pH desce 0,3 e quando quintuplica 0,7

Variações da concentração hidrogenionica e de pH

H⁺	Ph	Descida do pH
1 x 10^-7	7	-
2 x 10^-7	6,7	0,3
5 x 10^-7	6,3	0,7
10 x 10^-7	6	1

Tampões

São soluções cujo pH não varia ou varia pouco quando se acrescentam ácidos ou bases fortes.

São constituídos pela mistura de um ácido fraco e de uma base forte ou de uma base forte e um ácido fraco.

Mecanismo de acção

Consideremos o exemplo do tampão acido acético - acetato de sódio

Se se acrescentar um ácido como o HCl, este combinar-se-á com o acetato de sódio:

(2) CH₃COONa + HCl ¾® CH₃COOH + NaCl

O H⁺ do HCl passou a fazer parte do ácido acético, ácido muito pouco dissociável que portanto não irá alterar o pH

Se se acrescentar uma base, esta combinar-se-á com o ácido acético:

NaOH + CH₃COOH ¾® CH₃COONa + H₂O

Deste modo o OH da NaOH vai integrar uma molécula pouco dissociável, a água.

Quer dizer, nos sistemas tampões o H⁺ dos ácidos fortes ou o OH^- das bases fortes passam a fazer parte de moléculas pouco dissociáveis

http://www.chemguide.co.uk/physical/acidbaseeqia/buffers.html

Mecanismo dos sistemas tampões

Animações

http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/buffer12.swf

http://www.stolaf.edu/people/giannini/flashanimat/water/weakacid.swf

Equação de Henderson-Hasselbach

Podemos aplicar ao efeito tampão a lei da acção das massas. Na dissociação de um ácido fraco temos:

HA D H⁺ + A^-

K =	[H⁺] [A^-]
	HA

H⁺ =	K [HA]
	A^-

1	=	[A^-]
[H⁺]	=	K [HA]

(4)	pH = pK + log	[A^-]
		[HA]

Como o ácido é fraco, este encontra-se praticamente não dissociado ou seja como AH. O sal pelo contrário encontra-se quase totalmente dissociado correspondendo na equação a A^-

Rescrevendo a equação 2 teremos:

(5)	pH = pK + log	Sal
		Ácido

Esta equação é conhecida pelo nome de equação de Henderson-Hasselbach

Anfólitos

São electrólitos susceptíveis de possuir ao mesmo tempo funções acidas e básicas. É o caso da água.

Esta propriedade alarga-se a todas as moléculas com a fórmula geral HO-R-H, o que permite à molécula libertar ou um ião OH^- ou um ião H⁺.

Os dois iões, H⁺ e OH^- não se podem dissociar ao mesmo tempo, dependendo a dissociação da acidez ou alcalinidade do meio.

Em meio ácido a forte concentração de iões H⁺ exteriores inibe a dissociação da função ácida, passando-se o contrário em meios alcalinos

Ponto isoelectrico

Para um pH intermédio entre estes dois extremos, o ponto isoeléctrico, a dissociação dos dois iões será equilibrada – será electricamente neutro e designa-se por hermafrodita ou zwitterion

Submetendo um anfólito à corrente eléctrica este deslocar-se-á para o polo correspondente ao maior número de iões dissociados – para o polo negativo em meio ácido e para o positivo e meio alcalino.

No ponto isoeléctrico (ião hermafrodita) comporta-se como uma molécula neutra e não sofre a acção da corrente eléctrica.

pH óptimo e pH de paragem

O funcionamento de um ser vivo só é possível numa escala reduzida de pH, o pH óptimo. Nos valores para lá do pH óptimo (pH de paragem), o funcionamento do organismo não é possível

O pH óptimo e os pH de paragem são específicos para cada ser vivo

pH DOS LÍQUIDOS BIOLÓGICOS

Liquido	PH
Plasma sanguíneo Suco gástrico Suco pancreático Leite humano Saliva Urina	7,4 1,5-3 7,8-8 7,4 6,4-7 5-8

CAPITULO 21

Regulação do pH

Embora o meio interno necessite de um pH óptimo em que são admitidas apenas pequenas variações, o organismo é submetido a uma série de “vagas de assalto”, ácidas ou alcalinas, de que terá que se defender.

A chegada de alimentos ao tubo digestivo e a sua subsequente digestão tendem a provocar alterações do pH, tendendo para a acidez no regime cárneo e para a alcalinidade no vegetariano.

Por outro lado o estômago “consome” H⁺ para formar HCl e sobrecarrega-o em bicarbonato, havendo uma vaga alcalina após as refeições.

No decorrer do metabolismo vão ocorrer situações que alteram o pH como sejam a eliminação de alguns iões pela urina, a produção de ácido carbónico pelos tecidos, a produção de ácido láctico na glicólise.

Todavia, apesar destas vagas de assalto o pH mantém-se dentro dos valores desejáveis. Para manter estes objectivos o organismo socorre-se de sistemas tampões e de mecanismos fisiológicos.

Sistemas tampão

Os sistemas tampões utilisados são:

· ácido carbónico - bicarbonato

· fosfato monosódico - fosfato disódico

· proteínas

· hemoglobina

Ácido carbónico- bicarbonato de sódio

É composto por um ácido fraco, o ácido carbónico (H₂CO₃) e o seu sal, o bicarbonato de sódio (NaHCO₃) actuando por mecanismo idêntico ao par ácido acético - acetato de sódio

É o único sistema tampão importante do liquido extracelular.

Na presença de uma vaga alcalina o ácido carbónico transforma-se em bicarbonato

CO₃H₂ + NaOH ¾¾® CO₃HNa + H₂O

Na presença de uma vaga acida o bicarbonato transforma-se em ácido carbónico fig. 21.1

CO₃HNa + HCl ¾¾® CO₃H₂ + CO₃HNa

CO₃H₂

vaga alcalina

vaga ácida

CO₃HNa

Reserva alcalina

Se bem que o bicarbonato de sódio seja sempre considerado como o exemplo do sal de ácido carbónico, outros catiões podem ter a mesma acção. No interior da célula em que o sódio é pouco abundante, o bicarbonato de potássio pode desempenhar a mesma acção.

A capacidade tampão deste sistema depende da concentração do ião HCO₃^- ou reserva alcalina. No líquido intersticial este valor normalmente é de 25 mmol/l.

Fosfato monosódico- fosfato disódico

O seu funcionamento é idêntico ao ácido carbónico – bicarbonato

PO₄Na₂H

vaga ácida

vaga alcalina

PO₄NaH₂

Sistema fosfato monosodico-disodico

Como este sistema existe em pequenas quantidades no sangue, desempenha um papel pouco relevante na regulação do pH mas constitui um sistema muito eficaz na urina e nos líquidos intracelulares.

Sistema proteinatos – proteínas

O poder tampão das proteínas deve-se ao facto de serem anfólitos, ou seja, à propriedade de se comportarem como ácidos ou como bases conforme o pH.

Assim numa vaga alcalina comportam-se como ácidos e formam proteinatos e numa vaga ácida como bases formando sais de proteínas

Sal de proteína

vaga alcalina

vaga ácida

Proteinato

Sistema proteinatos - proteinas

Hemoglobina

Um caso particular da acção tampão das proteínas é a hemoglobina. A hemoglobina transforma-se em oxihemoglobina por oxidação do seu grupo prostetico, ou seja da proteína que entra na sua composição:

Hb + O ¾¾® Hb-O

A oxihemoglobina é mais ácida que a hemoglobina.

Quando a oxihemoglobina liberta oxigénio ao nível dos tecidos esta torna-se mais alcalina podendo captar iões H⁺ provenientes da dissociação do ácido carbónico, o que contribui para regular o pH

Hb-O ¾¾¾® Hb

(+ ácida) (+ alcalina)

Mecanismos respiratórios

O anidrido carbónico não eliminado pode combinar-se com a água, catalisada pelo enzima anidrase carbónica originando ácido carbónico que se poderá dissociar

Normalmente o anidrido carbónico é expulso pelos pulmões à medida que se forma nos tecidos fazendo deslocar a reacção para a esquerda

Quando há excesso de H⁺, o centro respiratório é estimulando provocando respirações profundas e rápidas, causando uma maior eliminação de CO₂ e desviando ainda mais a reacção para a esquerda , reduzindo-se assim a concentração de H⁺

Quando o pH aumenta (alcalose), a frequência respiratória diminui e portanto é eliminado menos CO₂,deslocando-se a reacção para a direita , formando-se mais H⁺ que compensa a alcalose.

Estas correcções respiratórias do pH sanguíneo fazem-se em menos de um minuto.

Esta regulação é menos rápida que a dos sistemas tampão estudados mas é duas vezes maior que a acção de todos os tampões reunidos.

Todas as alterações importantes do sistema respiratório perturbam o equilíbrio ácido-base. A retenção da anidrido carbónico provoca acidose e a sua eliminação excessiva provoca alcalose.

Quando a causa do desequilíbrio ácido-base é respiratória fala-se em acidose e alcalose respiratórias.

Mecanismos renais

Embora os pulmões eliminem o acido carbónico sob a forma de anidrido carbónico e água, só os rins têm a capacidade de eliminar os outros ácidos formados no metabolismo celular.

Além disso só os rins são capazes de regular as concentrações sanguíneas de substâncias alcalinas e renovar os tampões bicarbonato e fosfato que se gastaram na regulação dos iões H⁺ no líquido extracelular.

Uma parte do bicarbonato é eliminada pelos pulmões como anidrido carbónico e água.

Para compensar os desequilíbrios do pH provocados pela alimentação e pelo metabolismo o rim recorre aos seguintes mecanismos:

Ø Excreção de bicarbonato

Ø Reabsorção e excreção de bicarbonato

Excreção de bicarbonato

A perda de iões HCO₃ corresponde ao aumento de H⁺ desviando-se a equação para a direita. Assim para reabsorver bicarbonatos haverá secreção de H⁺ e, pelo contrário, quando for excretado um excesso de bicarbonato, haverá retenção de H⁺ ,

Os iões H⁺ segregados provêm da dissociação do ácido carbónico formado nas células tubulares pela combinação do anidrido carbónico com a água . Para cada H⁺ segregado para o lume, será reabsorvido do filtrado um ião H⁺ para manter o equilíbrio electroquímico

Quanto maior for a abundância dos capilares renais em anidrido carbónico, mais rápida será a secreção de H⁺ e por conseguinte este sistema reage tanto ao aumento como à diminuição do pH.

Reabsorção de bicarbonato

Para manter este reservatório de bases representado pelo bicarbonato ou reserva alcalina a eliminação dos iões H⁺ pelo rim poderá não ser suficiente sendo necessário conservar as reservas de bicarbonato pela sua reabsorção.

As células tubulares são impermeáveis ao bicarbonato e portanto não o podem reabsorver mas podem enviar para os capilares bicarbonatos sintetizados no seu citoplasma . Quer dizer, o ácido carbónico sintetizado na célula dissocia-se em H⁺ que vai para o lume do tubulo e bicarbonato que vai para os capilares e assim para cada H⁺ que é filtrado entra um bicarbonato para os capilares.

Produção de bicarbonatos

Entram aqui em jogo dois mecanismos:

Ø Excreção de H⁺ tamponados

Ø Excreção de iões NH4⁺

Excreção de H+ tamponados

Os iões H⁺ introduzidos pela alimentação têm que ser compensados pela produção de novos iões bicarbonato.

Todavia os iões H⁺ formados pela dissociação do ácido carbónico e excretados para o filtrado têm que ser tamponados para manter a acidez da urina dentro dos limites fisiológicos

O principal tampão renal é, como vimos, o sistema fosfato monosódico - fosfato disódico.

O H+ é transportado para os tubulos renais pela bomba Na+/H+ combinando-se com o fosfato de sódio para O Na+ libertado é transportado para a célula pela bomba Na+/H+ por troca Na+ e é transportado para os capitais renais pela bomba de sódio

Excreção de NH4⁺

O outro mecanismo é a produção de amoníaco na célula renal pelo metabolismo da glutamina.

O amoníaco pode difundir-se através das células para servir de tampão a aval ou combinar-se com o H⁺ para formar NH⁺₄ que é excretada pela urina como cloreto de amónio.

ACIDOSE E ALCALOSE

A falha do sistemas tampões ou dos mecanismos fisiológicos em manter o pH a níveis normais leva à acidose ou à alcalose.

Acidose

Ocorre quando o pH cai abaixo de 7,35.

A acidose respiratória surge quando o sistema respiratório não elimina bastante anidrido carbónico.

A acidose metabólica surge quando há uma produção aumentada de ácidos como o acido láctico e corpos cetónicos ou quando os rins têm uma capacidade diminuída de eliminar iões H⁺

Alcalose

Ocorre quando o pH do sangue ultrapassa 7,45.

A alcalose respiratória deve-se a hiperventilação pulmonar.

A alcalose metabólica deve-se à eliminação rápida do H⁺ no organismo, por exemplo, após vómitos intensos.

CAPITULO 22

COLOIDES

Conceito

Além das membranas semipermeáveis que deixam passar o solvente e não o soluto, há as membranas dialiticas que deixam passar os solutos mas não as soluções com partículas mais grosseiras.

O termo coloide foi dado por GRAHAM para designar substâncias que não difundem não dialisam e deixam resíduos semelhantes à cola.

Diferença entre coloides e cristalóides

Cristalóide coloide

Difusão + -

Diálise + -

Evaporação cristal cola

O termo coloide na realidade refere-se mais a um estado de agregação da matéria do que a uma classe particular de substâncias pois que muitos cristaloides em determinadas condições se podem comportar como coloides e vice-versa.

Pode-se considerar uma solução coloidal como intermédia entre uma solução verdadeira e uma suspensão, admitindo-se que o seu diâmetro está compreendido entre 0,1 e 0,001 m . f

Soluções coloides suspensões

· ·

0,001 0,1 m

Fases de um coloide

Num coloide distinguem-se duas fases, uma fase que existe em maior quantidade a fase dispersante onde se vai dispersar a fase dispersa

Num coloide podem-se encontrar todas as combinações possíveis entre os estados de matéria, excepto a combinação gás-gás

Combinações entre os vários estados da matéria

Fase dispersa	Fase dispersante	Exemplo
Sólido Sólido Sólido Líquido Líquido Líquido Gás Gás	Sólido Líquido Gás Sólido Líquido Gás Sólido Líquido	Rubi (ouro-sílica) Ouro coloidal (ouro-água) Fumo (cinza-ar) Opala (água-sílica) Leite (gordura-água) Nevoeiro (água-ar) Pedra-pomos (ar-silicato) Espuma (água-ar)

Sols e gels

Quando um coloide tem um aspecto fluido, denomina-se sol. Os sols denominam-se frequentemente conforme a natureza da fase dispersante: hidrosol, aerosol, etc.

Os coloides com estruturas mais rígidas denominam-se gels.

Gelificação

Certos coloides como a gelatina podem existir como gels ou como sols. A altas temperaturas e com concentrações baixas de gelatina, a mistura comporta-se como um hidrosol.

Se a concentração de gelatina aumentar e a temperatura diminuir, a gelatina transforma-se em gel (gelificação) dando-se uma inversão das fases do coloide – no primeiro caso era a água e neste a gelatina

Sinerese

Nos gels pode-se observar um fenómeno de retracção ( sinerese) por perda da parte dispersante. Neste caso o gel torna-se muito mais viscoso.

Na coagulação do sangue, o gel de fibrina expulsa o soro por um mecanismo de sinerese

Tixotropia

Um hidrogel pode-se transformar em hidrosol apenas por agitação – tixotropia ou peptização

Emulsoides e suspensoides

Os coloides podem-se classificar em suspensoides e emulsoides

Suspensoides

Os suspensoides são liófobos, isto é, as fases dispersa e dispersante repelem-se. Mantêm-se em suspensão pela acção de cargas eléctricas.

As partículas não se agregam porque, tendo todas a mesma carga eléctrica, repelem-se umas às outras. Por esta razão floculam rapidamente quando a carga eléctrica é neutralizada.

Emulsoides

Os emulsoides são liófilos – as duas fases não se repelem. O seu factor de estabilidade é a orientação da fase dispersante à volta das partículas coloidais

Quando desaparece a camada de moléculas da fase dispersante, quase sempre água, o emulsoide perde o seu mecanismo fundamental de estabilidade, comportando-se como um suspensoide quando se anulam as cargas eléctricas

Floculação

A remoção da água faz-se acrescentando substâncias com afinidade para a água como o álcool ou pela acção do calor que desorganiza a camada de hidratação do coloide(fig. 22.6

Coloides protectores

Os suspensoides floculam pela acção dos sais.

Todavia se acrescentarmos um emulsoide, a quantidade de sais necessários para fazer a floculação aumenta porque formam um invólucro protector do suspensoide

Um coloide que tenha uma acção deste tipo denomina-se coloide protector.

Propriedades dos coloides

Fenómeno de Tyndal

Se um feixe de luz intensa atravessar um sol, um observador colocado lateralmente observará que no trajecto do feixe o líquido se mostra opalescente devido à “iluminação” das partículas coloidais .

http://ull.chemistry.uakron.edu/genobc/Chapter_07/

cortesia de James Hardy

Fenómeno de Tyndall

Este efeito, conhecido pelo nome de fenómeno Tyndall, não se observa apenas quando a fase dispersante é líquida

É o caso da “iluminação” das partículas de poeira dum quarto quando observadas através da frincha de uma porta.

Ultramicroscópio

As partículas coloidais pelo seu tamanho não podem ser vistas pelo microscópio ordinário mas podem ser vistas utilizando o fenómeno Tyndall através do ultramicroscópio em que o microscópio não é iluminado pela luz directa mas apenas pela luz dispersa, que incide lateralmente.

Movimentos brownianos

As partículas coloidais estão animadas de um movimento muito rápido em zig-zag, o movimento browniano

http://en.wikipedia.org/wiki/File:Brownian_hierarchical.svg

Diálise

Por definição, os coloides não dialisam.

Esta propriedade pode ser aproveitada para a separação dos coloides dos cristaloides. Se pusermos uma solução contendo um coloide e um cristaloide (p.ex albumina e cloreto de sódio) haverá a difusão do cristaloide para fora da membrana, mas não do coloide.

Se a água for renovada algumas vezes, após algum tempo o saco conterá praticamente só albumina pois a grande parte dos cristaloides já terá difundido para o exterior

Difusão

Devido às suas dimensões, os coloides difundem muito menos que os cristaloides.

Filtração

As partículas coloidais são suficientemente pequenas para atravessarem o papel de filtro vulgar, ao contrário das suspensões que ficam retidas.

Há certas membranas, como as de colódio, cujos poros deixam passar as partículas da fase dispersante mas não as constituindo a fase dispersa.

Este é o fundamento de um método de separação que utiliza estas membranas associadas à aplicação de pressão, a ultrafiltração.

Sedimentação

As partículas coloidais não sedimentam pela acção da gravidade nem quando centrifugadas em centrifugas simples.

Todavia se forem submetidas à acção de centrífugas extremamente potentes (ultracentrifugas) sedimentarão

Electroforese

Um coloide submetido a um campo eléctrico, manifesta as características eléctricas das partículas.

Como têm todas a mesma carga eléctrica, migram todas para o mesmo polo

Adsorção

As partículas coloidais oferecem uma grande superfície e por isso a adsorção é intensa.

Em 1c.c. de albumina a 15% a superfície total das micelas é de 1,4m².

A totalidade das partículas coloidais do organismo humano corresponde a 2 milhões de metros quadrados.

Viscosidade

A existência de partículas provoca um grande atrito interno e portanto viscosidade.

Imbibição

É a absorção de água feita pelos coloides hidrófilos, com libertação de calor.

Pressão osmótica

As partículas coloidais influenciam a pressão osmótica. Por exemplo, a gelatina a 15% exerce a pressão osmótica de 8 mm.Hg.

A pressão osmótica exercida pelas proteínas do plasma denomina-se pressão oncótica

quarta-feira, 15 de maio de 2013

QUIMICA FISICA

ESTADOS DA MATERIA

Sólidos, liquidos e gases

Teoria cinética

Solidos

Gases

http://library.thinkquest.org/C0110228/molecules/kinetic.htm

Mudanças de estado

Passagem gás –liquido

Passagem para energia cinetica maior

Passagem para energia cinetica menor

Caracteristicas

Sólidos cristalinos

Pressão dos gases

Lei de Boyle

Motores de combustão

Máquina a vapor

Lei de Dalton

Pp pressão parcial

A pressão parcial designa-se por um P seguido em índice do gás a que se refere.

Lei de Henry

Pressões parciais dos gases atmosféricos ao nível do mar

O ar atmosférico e uma mistura de azoto, oxigénio, anidrido carbónico e vapor de água

Gases do ar atmosférico

Azoto

Pressão parcial dos gases a 760mm

Gás

Pressão parcial

Pressões parciais nas grandes altitudes

Lei de Gay-Lussac ou de Charles

Lei de Avogadro

Temperature conversions between the three temperature scales:

kelvin / degree Celsius conversions (exact):

degree Fahrenheit / degree Celsius conversions (exact):

Common temperature comparisons:

VAPORZAÇÃO

Explicação

Factores influenciando a tensão superficial

Temperatura

Substancias dissolvidas

Teorema de Gibbs

Consequencias da tensão superficial

Capilaridade

Imbibição capilar

VISCOSIDADE

Factores afectando a viscosidade

Estrutura química

Temperatura

Substâncias em suspensão

Adsorção de gases em sólidos

Isoterma de Langmuir

Adsorção apolar

Adsorção polar

Temperatura

Natureza química do adsorvente

Superfície

SOLUBILIDADE

Relações com estrutura química

Soluções saturadas e não saturadas

Partilha

Se agitarmos uma substancia em dois solventes não miscíveis ela distribuir-se-á nos dois solventes, encontrando-se em mais quantidade no solvente em que for mais solúvel.

Extracção

Difusão

Compostos electrovalentes em solventes apolares

Compostos covalentes não polares

Compostos covalentes polares

Solventes apolares

Solventes polares

H2O + HCl ¾® H3O+ + Cl-

Expressão em percentagem

Peso de soluto por volume de solução ( p/v)

Concentração molar

Concentração molal

Comprimento

Massa

Metro

Unidades coerentes

Superfície

Metro quadrado

H₂O + HCl ¾® H₃O⁺ + Cl^-

HCl ¾® H⁺ + Cl^-

H₂SO₄ ¾® 2 H⁺ + SO₄

Como na neutralidade H⁺ = OH^-

H⁺

1 x 10^-7

2 x 10^-7

5 x 10^-7