Utilizando os conceitos de Van der Waals estudados explique:
a) Por que no experimento da determinação do teor de etanol na gasolina (octano e isoctano) houve a separação de fases quando foi adicionado água?
b) Em qual fase o etanol interagiu e por quê?
c) O sal NaCl adicionado interagiu em qual fase? Explique as interações.

Passo 1

O enunciado pede três explicações a partir do experimento de determinação do teor de etanol na gasolina (onde a gasolina é basicamente uma mistura de \mathrm{C_8H_{18}} — octano/isooctano — e etanol \mathrm{C_2H_5OH}):
a) Por que, ao adicionar água ( \mathrm{H_2O}), houve separação de fases?
b) Em qual fase o etanol interagiu e por quê?
c) O sal \mathrm{NaCl} adicionado interagiu em qual fase e quais são as interações envolvidas?
Informações dadas / relevantes do enunciado que vamos usar: há uma mistura gasolina + etanol; adicionou-se água e observou-se separação de fases; depois foi adicionado \mathrm{NaCl}. Não há outros dados numéricos — vamos explicar com base nas propriedades das substâncias e nas forças intermoleculares.

Passo 2

O que são as forças de Van der Waals (explicação didática, curta e prática)
  • Existe um conjunto de interações entre moléculas que determina se duas substâncias se misturam bem ou não. Chamamos essas interações, de forma geral, de forças intermoleculares ou forças de Van der Waals (nome amplo). As principais são:
    • Forças de dispersão (London): estão sempre presentes; vêm de flutuações momentâneas de carga que induzem dipolos nas moléculas. São fortes em moléculas grandes e apolares (ex.: hidrocarbonetos).
    • Dipolo–dipolo (Keesom): entre moléculas permanentemente polares (ex.: entre moléculas polares).
    • Dipolo–induzido (Debye): quando uma molécula polar induz dipolo numa apolar.
    • Ligações de hidrogénio: um caso forte de dipolo–dipolo quando há -\mathrm{OH}, -\mathrm{NH} etc.; é particularmente importante para \mathrm{H_2O} e \mathrm{C_2H_5OH}.
Regra prática e útil para provas: “likes dissolve like” — substâncias com tipos parecidos de interações tendem a se misturar porque as interações entre diferentes espécies ficam energeticamente comparáveis às interações entre iguais. Se as interações entre diferentes espécies forem muito fracas comparadas com as interações dentro de cada grupo, a mistura separa em fases.

Passo 3

Propriedades das moléculas envolvidas (isso vai ajudar a aplicar as forças acima)
  • Etanol \mathrm{C_2H_5OH}: é uma molécula anfifílica — tem uma parte polar ( -\mathrm{OH}) capaz de formar ligações de hidrogénio e dipolo–dipolo, e uma cauda etila apolar ( \mathrm{C_2H_5}) que interage por dispersão com hidrocarbonetos.
  • Água \mathrm{H_2O}: altamente polar, forma extensa rede de ligações de hidrogénio entre si — coesão forte.
  • Octano / isooctano \mathrm{C_8H_{18}}: apolares, interações dominantes são forças de dispersão (fracas comparadas às ligações de hidrogénio da água).
  • Sal \mathrm{NaCl}: sólido iónico que, em contato com água, se dissocia em íons \mathrm{Na^+} e \mathrm{Cl^-}; esses íons interagem fortemente com moléculas de água via interações íon–dipolo (hidratação).

Passo 4

Por que a adição de água leva à separação de fases (explicação passo-a-passo com energia qualitativa)
  • Antes da água: temos uma mistura gasolina + etanol. O etanol parcial se mistura com a gasolina porque sua cauda apolar interage com os hidrocarbonetos por dispersão; contudo se a fração de etanol for alta, a fase não fica homogênea estável sem um agente que favoreça miscibilidade.
  • Ao adicionar água: as moléculas de água preferem ficar ligadas umas às outras por ligações de hidrogénio (fortes). O etanol pode formar ligações de hidrogénio com a água através do seu grupo -\mathrm{OH}, e essas interações etanol–água são energeticamente muito favoráveis comparadas às interações etanol–hidrocarboneto (estas últimas são só dispersão).
  • Consequência: é energeticamente mais favorável para o sistema que as moléculas de água se agrupem formando uma fase aquosa que incorpora o etanol (por causa das ligações de hidrogénio etanol–água) do que que a água se “dilua” na fase de hidrocarbonetos. Resultado macroscópico: surgem duas fases separadas — uma fase aquosa (rica em \mathrm{H_2O} e \mathrm{C_2H_5OH}) e uma fase orgânica (rica em \mathrm{C_8H_{18}}). Em linguagem de prova: as interações água–água e água–etanol são muito mais fortes que água–hidrocarboneto e etanol–hidrocarboneto, logo a separação minimiza a energia livre do sistema.

Passo 5

Detalhando: em qual fase o etanol ficou e por quê (mecanismo molecular)
  • O etanol vai majoritariamente para a fase aquosa. Por quê, passo a passo:
    1. O grupo -\mathrm{OH} do etanol tem um átomo de hidrogénio parcialmente positivo e um oxigénio com pares eletrónicos (par de não-ligação) — isso permite que o etanol doe e aceite ligações de hidrogénio.
    2. A água oferece parceiros excelentes para essas ligações (oxigénio com pares e hidrogénios parciais positivos). Assim, etanol–água formam rede de ligações de hidrogénio e interações dipolo–dipolo estável.
    3. A cauda apolar do etanol pode tolerar alguma interação com a fase orgânica, mas a estabilidade total (energia) fica melhor quando o -\mathrm{OH} está bem solvado por água.
  • Conclusão direta e de prova: o etanol interage preferencialmente com a fase aquosa por formação de ligações de hidrogénio e interações dipolo–dipolo, portanto a maior parte do etanol migra para e fica na fase aquosa.

Passo 6

O que faz o \mathrm{NaCl} quando adicionado — em qual fase ele está e quais interações ocorrem
  • Dissolução e dissociação: o \mathrm{NaCl} sólido não se mistura com hidrocarbonetos; em água ele se dissocia em íons: \mathrm{NaCl} \longrightarrow \mathrm{Na^+} + \mathrm{Cl^-}. Esse processo ocorre quase que exclusivamente na fase aquosa.
  • Interações principais: os íons são rodeados por moléculas de água formando camadas de solvatação (hidratação). Isso são interações íon–dipolo: \mathrm{Na^+} é atraído pelo extremo parcialmente negativo (oxigénio) da água, e \mathrm{Cl^-} é atraído pelo extremo parcialmente positivo (hidrogénios) da água. Essas interações são muito mais fortes que as ligações de dispersão e que muitas interações dipolo–dipolo.
  • Efeito prático na separação: como os íons ficam fortemente hidratados, o \mathrm{NaCl} permanece na fase aquosa e aumenta a “força” do solvente aquoso. Isso tem dois efeitos úteis na prática:
    1. Torna a fase aquosa mais distinta (ajuda na coalescência das gotículas e na separação visual das fases), porque a água carregada de íons tem propriedades diferentes da mistura água–hidrocarboneto.
    2. Pode alterar a solubilidade relativa do etanol (fenómeno chamado salting‑out): os íons fortemente hidratados competem com o etanol por “espaço” de solvatação e estruturam a água, o que tende a diminuir ligeiramente a solubilidade de alguns solutos orgânicos na água. No caso do etanol, por ser pequeno e muito hidrofílico, o efeito de salting‑out existe mas não é tão dramático quanto para solutos maiores — o ponto essencial é que o \mathrm{NaCl} atua na fase aquosa por íon–dipolo/hidratação e não na fase orgânica.

Passo 7

Resumo intuitivo para levar pra prova (versão mnemônica)
  • Pense: água = redes de H‑bond, gasolina = apolar com dispersão. Etanol tem um pé em cada mundo; ao adicionar água, o pé polar do etanol “puxa” o resto pra rede de água — por isso forma-se fase aquosa+etanol e fase orgânica separada. O sal vai para a água, vira íons hidratados ( \mathrm{Na^+}, \mathrm{Cl^-}) e interage fortemente por íon–dipolo; isso ajuda a separar melhor as fases (e pode causar algum efeito de salting‑out).

Resposta

(a) Porque as interações água–água (ligações de hidrogénio) e água–etanol são muito mais fortes que as interações entre água e hidrocarbonetos; portanto, quando se adicionou \mathrm{H_2O}, o sistema minimizou energia formando duas fases: uma aquosa (rica em \mathrm{H_2O} e \mathrm{C_2H_5OH}) e outra orgânica (rica em \mathrm{C_8H_{18}}).
(b) O etanol interagiu principalmente com a fase aquosa, porque seu grupo -\mathrm{OH} forma ligações de hidrogénio e interações dipolo–dipolo com \mathrm{H_2O}, tornando a solubilidade de etanol na água muito favorável.
(c) O \mathrm{NaCl} dissolveu-se e dissociou-se na fase aquosa em \mathrm{Na^+} e \mathrm{Cl^-}, que se hidratam via interações íon–dipolo (óxigeno da água atraindo \mathrm{Na^+}, hidrogénios atraindo \mathrm{Cl^-}); esses íons permanecem na fase aquosa e ajudam a promover a separação de fases (além de poderem causar um efeito de “salting‑out” sobre solutos orgânicos).

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