Soluções
• misturas homogêneas; só tem uma fase (sólida ou líquida); soluto + solvente.
→exemplo: NaCl dissolvido em água
• Solvente: a que está em quantidade muito maior; soluções são, em maioria aquosas, na qual a água é seu solvente.
• Soluto: Dissolvidos no solvente.
• Dissolução iônica: só em compostos iônicos (ligação iônicas - metal com H ou com ametal ou com semimetal).
→Composto sólido iônico é adicionado à água, as moléculas de água circundam os íons na superfície do cristal.
→Íons negativos interagem com os pólos positivos das moléculas de água e os positivos atraem polos negativos
→Composto será solúvel quando a força íon-dipolo (interação de um íon na água) for comparável às forças de ligação iônica que mantém os íons no retículo cristalino, ou seja, quando a água e os íons interagirem bem
→Na solução solúvel, os íons possuem mobilidade, então a solução conduz eletricidade (eletrolítica).
• Ionização: só em composto com ligações covalentes (ametal com ametal ou com H ou com semimetal).
→Aqui há a criação de íons; Pode formar soluções eletrolíticas
• Solução eletrolítica: conduzem corrente elétrica; quando tem íons na água, a solução passa a ser um condutor de energia e, consequentemente, é eletrolítica.
• Água também é capaz de dissolver algumas substâncias não iônicas, mas elas não sofrem dissociação nem ionização, então não liberam íons em solução. Por isso, ela não conduz eletricidade e é denominada solução não eletrolítica.
Solubilidade
• Propriedade que uma substância tem de se dissolver espontaneamente em outra substância, denominada solvente.
• Medida pelo coeficiente de solubilidade (Cs), que geralmente representa a quantidade máxima dessa substância que pode ser dissolvida em certa quantidade de solvente, em determinadas condições de temperatura e pressão.
• Exemplo: NaCl apresenta Cs de 36g/100g de H2O a 20ºC e 1 atm.
→Para cada 100g de água, é possível dissolver até 36g de NaCl a 20ºC, sem que ocorra precipitação.
→Caso 2 substâncias diferentes sejam colocadas em solução aquosa, elas se misturam. ex: NaCl e NaNO3, que são ionizados, ambos formam Na+ que se misturam.
→Insaturada: Apresenta quantidade de soluto inferior ao limite. Observa-se a completa dissolução do sal, visto que não foi atingido o limite máximo, indicado pelo Cs, suportado pelo solvente; ex: 20g de NaCl
→Saturada: A quantidade de soluto dissolvido é exatamente igual ao limite estabelecido pelo Cs; Completa dissolução do sal; ex: 36g de NaCl
→Saturada com corpo de fundo: Uma parte do soluto se dissolve enquanto outra parte fica remanescente no fundo do recipiente; ex: 40g de NaCl
→Supersaturada: Dissolução do soluto acima do limite do Cs (ex: 40g de NaCl), sem haver formação de precipitação. Soluções são preparadas por aquecimento até a dissolução completa e, em seguida, há um resfriamento lento; São muito instáveis e qualquer perturbação faz o excedente de soluto precipitar.
Concentração de Soluções
• Relação entre a massa de soluto (m) e o volume da solução (V)
→Se a concentração é 50g/L, quanto soluto temos em 200ml?
→ 50g de soluto - 1L = 1000ml de solução
→ x g de soluto - 200ml de solução
→50.200/1000 = xx = 10g de soluto
• Concentração em quantidade de matéria(mol/L): razão entre o nº de mols do soluto (n), e o volume da solução (V)
→Se a concentração de Ca(NO3)2 é 0,1 mol/L, na ionização, a concentração dos elementos vai ser proporcional ao seu número de mols.
→Se a massa molar é 58,5g/mol, qual a concentração de matéria, sabendo que a concentração é igual a 3g/L?
- 58,5 g - 1 mol (baseado na massa de soluto)
- 3g (1L) - x mol (baseado na concentração) x = 358 x = 0,05 mol/L
• C = m・M (Macete: Comi Mandioca com Molho)
- C = Concentração
- m = concentração em quantidade de matéria.
- M: Massa do soluto
• Título: Reflete a porcentagem em massa/volume do soluto na solução .
• C = T・d・1000 (Macete: Comi Torta de MILho).
- C = concentração
- T = título
- d = densidade, que é massa/volume.
• Concentrações baixas:
→1 mg de soluto em 1 kg de solução = 1 ppm (parte por milhão - 10^6)
→1g de soluto em 1 kg de solução = 1 ppb (parte por bilhão - 10^9)
Diluição de Soluções
• Objetivo é reduzir a concentração inicial.
• Se acrescenta solvente a uma solução, aumentando o volume e diminuindo a concentração, sem alterar a quantidade de soluto.
• Ci.Vi = Cf.Vf ; Concentração e Volume iniciais são igual a C e V finais.
• Mi.Vi = Mf.Vf ; Molaridade e Volume iniciais são igual a M e V finais.
Mistura de Soluções
• Quando se mistura 2 soluções de mesmo soluto e mesmo solvente porém concentrações diferentes, obtém-se uma nova solução intermediária entre as soluções misturadas.
→C3.V3= C2.V2 + C1.V1
• Mistura de soluções com mesmo solvente, mas diferentes solutos:
→Não há alteração de quantidade de solutos, pois não reagem entre si.
→Os solutos estarão dissolvidos em maior quantidade de solvente (pois os solventes são iguais, logo reagem entre si)
→A concentração de cada soluto na solução final deverá ser calculado como se cada solução tivesse sofrido uma diluição separadamente.
Misturas de soluções com diferentes solutos que reagem entre si:
→Titulometria: objetiva determinar a concentração desconhecida de uma solução do qual sabe-se apenas o volume. Para isso, usa-se uma 2ª solução, a qual se sabe a concentração e o volume. Para isso, as reações têm que reagir entre si.
→b・Ma・Va = a・Mb・Vb
- a e b = soluções que reagem
- a/b = proporção da reação.
→Curvas de Titulação: normalmente entre ácido e base; mede pH da substância; presença do ponto de equivalência (quando ocorre neutralização).
Soluções Condutoras de Corrente
• Soluções Eletrolíticas: apresentam íons livres na solução.
→Sais e bases geram soluções eletrolíticas por dissociação iônica.
→Ácidos e aminas geram soluções eletrolíticas por ionização.
• Soluções Não Eletrolíticas: não apresentam íons livres na solução, sendo constituídas exclusivamente por moléculas.
→Carboidratos/Glicídios foram solução não eletrolítica.
Soluções Coloidais
• Dispersões: mistura de 2 ou mais substâncias uniformemente distribuídas, considerando a análise macroscópica.
→Disperso:componente que se distribuem uniformemente, em menor quantidade
→Dispersante: contém o disperso; em maior quantidade.
• Solução Verdadeira: partículas dispersas inferiores a 1 nanômetro; partículas estão perfeitamente dissolvidas; aspecto visual uniforme.
• Colóide: partículas dispersas têm diâmetro que varia de 1 a 1000 nanômetros.
→misturas heterogêneas, com fases que só podem ser observadas com auxílio de um microscópio. ex: gelatina, sangue, leite, fumaça, pedras preciosas…
→Efeito Tyndall: quando um feixe de luz atravessa um meio coloidal, as partículas dispersas causam seus espalhamento.
• Classificação de colóides:
→Aerossol Líquido: névoa coloidal formada por gotas minúsculas de um líquido dispersas em um gás; ex: neblina, spray, nuvem...
→Aerossol Sólido: fumaça de cigarro, fumaça de chaminés, poeira no ar...
→Espuma Líquida: chantilly, creme de barbear, espuma de sabão, espuma de combate a incêndio...
→Espuma Sólida: suspiro, isopor...
→Emulsão: maionese, hidratante, leite, detergente...
→Gel: gelatina, geleia, queijos...
→Sol: tinta, sangue...
→Sol Sólido: rubi, safira, vidro colorido...
• Suspensões: partículas dispersas têm diâmetro maior que 1000 nanômetros.
Propriedades Coligativas
• Dependem apenas da quantidade de soluto dissolvido.
• Quanto maior a concentração de partículas solvatadas, maior o efeito coligativo
• Propriedades coligativas: Abaixamento da pressão de vapor, aumento do PE, diminuição do PF e variação na tendência do solvente de atravessar membranas semipermeáveis (aumento da pressão osmótica).
• A intensidade das propriedades coligativas depende da concentração do soluto.
• O efeito coligativo é proporcional ao número de partículas dissolvidas.
• Efeito de Van’t Hoff: i = 1 + x.(q – 1)
→x = grau de ionização (ou de dissociação iônica);
→q = número de íons originados por uma fórmula do soluto.
• Molalidade (W): Relação entre a quantidade (em mols) do soluto e a massa (em quilogramas) do solvente.
• Tonoscopia: A mudança de um estado para o outro acontece pela mudança na temperatura ou na pressão
→Mudança de estado físico ocorre pelo enfraquecimento de forças intermoleculares entre partículas, ou seja, quanto mais intensas forem as forças entre partículas, mais energia é requerida para separá-las e realizar a mudança de estado.
→Todas as substâncias líquidas possuem certa volatilidade (tendência das partículas do líquido em passar para fase gasosa abaixo da PE).
- A volatilidade de um líquido depende da facilidade que as moléculas têm de escapar para a fase gasosa. É medida pela pressão do vapor do líquido.
- Um líquido em um recipiente fechado a uma temperatura fixa evapora até atingir o equilíbrio.
• Efeito tonoscópico: Efeito de abaixamento de pressão de vapor de um líquido quando se adiciona a ele um soluto não volátil; dificulta a vaporização do solvente.
- ΔP = variação da pressão de vapor
- W = molalidade
- Kt = constante tonoscópica
- i = fator de Van’t Hoff
- P0 = pressão de vapor do solvente puro
Efeito Ebulioscópico e Crioscópico
• Efeito Ebulioscópico:
→Quando um líquido é aquecido num recipiente aberto, a qtt de vapor formada na superfície do líquido aumenta até o momento em que ele entra em ebulição.
→O líquido entra em ebulição quando a pressão do seu vapor se iguala à pressão atmosférica.
→Em locais de maior altitude, onde as pressões atmosféricas são menores, os líquidos entram em ebulição em temperaturas menores.
→Quanto mais intensas as forças intermoleculares, mais energia é requerida para separar as moléculas, e maior é a temperatura de ebulição de um líquido.
→Quando se adiciona sal à água fervendo é possível perceber que a ebulição é interrompida por que a pressão do vapor diminui, e a temperatura aumenta.
→O aumento na temperatura de ebulição causado pela adição de soluto é denominado efeito ebulioscópico.
→Ebulioscopia: Estudo do aumento da temperatura de ebulição do solvente provocado pela adição de um soluto não volátil.
• Efeito Crioscópico: Redução da temperatura de congelamento pela adição de soluto não volátil.
• ∆T = K・W・i
→K = constante ebulioscópica ou crioscópica.
→W= molalidade.
→i = fator de Van’t Hoff.
→∆T = Variação de temperatura.
• Osmometria: Difusão de um solvente através de uma membrana que seja permeável a ele.
→Quando a osmose ocorre em um sistema fechado, é possível “bloquear” o fluxo do solvente. Para tanto, é preciso exercer sob o sistema uma pressão superior à pressão exercida pelo sorvente. Essa pressão, capaz de impedir a osmose, é denominada pressão osmótica (π)
→π = k・M・T・i
- i = fator de Van’t Hoff
- k = constante de proporcionalidade.
- T = temperatura absoluta.
- M = concentração de quantidade de matéria.
Fonte: CERICATO, Lauri. et al. Revisão Anual de Química - Módulo 1. São Paulo, SP: Editora FTD, 2018.
CERICATO, Lauri. et al. Revisão Anual de Química - Módulo 2. São Paulo, SP: Editora FTD, 2018.
Comments