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André Silva Franco – ASF
EOQ – Escola Olímpica de Química
Julho de 2011
Solução
Uma solução é uma mistura homogênea de soluto (presente em menor quantidade) e solvente (presente em maior quantidade).
Os solutos e solvente são componentes da solução.
No processo da preparação de soluções com fases condensadas, as forças intermoleculares se tornam reordenadas.
Exemplos de soluções
Estado da Solução
Estado do Solvente
Estado do Soluto
Exemplo
Gás Gás Gás Ar
Líquido Líquido Gás Oxigênio na água
Líquido Líquido Líquido Álcool na água
Líquido Líquido Sólido Sal na água
Sólido Sólido Gás Hidrogênio no Pd
Sólido Sólido Líquido Mercúrio na Ag
Sólido Sólido Sólido Prata no Au
Processo de Dissolução
Considere um sal – NaCl – dissolvendo-se em água:
As ligações de hidrogênio da água têm de ser quebradas;
O NaCl dissocia-se em Na+ e Cl-;
Formam-se forças íon-dipolo;
Dizemos que os íons são solvatados pela água;
Se o solvente é a água, dizemos que os íons são hidratados.
Processo de Dissolução
Processo de Dissolução
Há energia envolvida nos processos de dissolução:
Soluções
Dissolução: soluto + solvente solução
Cristalização: solução solvente + soluto
Saturação: a cristalização e a dissolução estão em equilíbrio.
Solubilidade: é a quantidade de soluto necessária para formar uma solução saturada.
Solução Supersaturada: é uma solução formada quando dissolve-se mais soluto do que uma solução saturada.
Soluções
Concentração
Fração Molar (XA):
Define-se fração molar como a razão da quantidade de matéria, em mol, de um composto A pela quantidade de matéria total, também em mol, ou seja:
Caso seja um gás,
AA
total
nX
n
A A AA
total total total
n P VX
n P V
Concentração
Molalidade (W):
Define-se molalidade como a razão entre a quantidade de matéria de soluto, em mol, pela massa do solvente, em quilograma, ou seja:
A unidade de molalidade é mol/kg.
Antigamente utilizava-se o molal (m), que seria mol/kg
soluto
solvente
nW
m
Concentração
Molaridade (M):
Define-se molaridade como a razão entre a quantidade de matéria de soluto, em mol, pelo volume de solução, em litros, ou seja:
A unidade de molaridade é mol/L.
Antigamente, utiliza-se o molar (M), que seria mol/L.
soluto
solução
nM
V
Concentração Normalidade (N):
Define-se normalidade como a razão de equivalentes pelo volume de solução, ou seja:
Unidade de normalidade é eq/L = N (normal)
Observação: um equivalente é a razão da massa de soluto pelo equivalente-grama, que seria a massa molar dividida pela valência k (número de hidrogênios ionizáveis, para ácidos; número de hidroxilas ionizáveis, para bases; módulo da carga do cátion ou ânion, para um sal)
Exemplo: Calcule o equivalente-grama para Ácido pirofosfórico H4P2O7
Hidróxidoáurico Au(OH)3
Azoteto de sódio NaN3
soluto soluto
solução solução
eq nN k Mk
V V
Relações envolvendo Concentração
Caso a solução seja aquosa e ultra-diluída, teremos que W ≈ M.
A soma das frações molares de todos os compostos deve ser igual a um, ou seja:
Caso tenhamos dois compostos (soluto e solvente), é útil escrever que
1
1n
i
i
X
1soluto solventeX X
Cálculos com soluções
Alteração do volume da solução por adição ou remoção de solvente:
Mistura de soluções de mesmo soluto:
inicial inicial finainicial f l iniciin al solvenal teM V Vn Mn V
1 1 2 2 1 2
1 2 n final
n n final n solvente
n n
M V M V M V M V
n
V V V
n
Supõe-se soluções ideais com volumes aditivos (V = V1 + V2)
Balanço de Carga
Toda solução é, a princípio, neutra, portanto, as cargas negativas devem ser iguais às positivas:
Exemplo: solução com cátion cálcio e ânion cloreto:
x yx C y A
22 Ca Cl
Organograma
Fatores que afetam a solubilidade
Interações soluto-solvente
Os líquidos polares tendem a se dissolver em solventes polares. (“Semelhante dissolve semelhante”);
Líquidos miscíveis: misturam-se em qualquer proporção;
Líquidos imiscíveis: não se misturam;
As forças intermoleculares são importantes: água e etanol são miscíveis porque as ligações de hidrogênio quebradas em ambos os líquidos puros são restabelecidas na mistura.
O número de átomos de carbono em uma cadeia afeta a solubilidade: quanto mais átomos de C, menos solúvel em água.
Exemplo
Qual seria o melhor solvente, água ou benzeno, para cada uma das seguintes substâncias:
Cloreto de potássio;
Tetracloreto de carbono;
Ácido etanóico.
Os grupos e substituintes seguintes são encontrados em algumas moléculas orgânicas. Quais são hidrofílicos e quais são hidrofóbicos?
Amino, metila, haleto, carboxila, hidroxila, carbonila, nitrila.
Fatores que afetam a solubilidade
Efeitos da pressão:
A solubilidade de um gás em um líquido é uma função da pressão do gás.
Quanto maior a pressão, mais próximas as moléculas de gás estarão do solvente e maior a chance da molécula de gás atingir a superfície e entrar na solução.
Consequentemente, quanto maior a pressão, maior a solubilidade.
Quanto menor a pressão, menor a quantidade de moléculas de gás próximas do solvente e menor a solubilidade.
Lei de Henry:
A H As k P
Lei de Henry
Determina relação linear entre a solubilidade molar de um gás com sua pressão parcial
kH é a constante de Henry, dependente da temperatura.
A H As k P
Exemplo A concentração mínima em massa de oxigênio necessária
para a vida dos peixes é 4 mg/L. Dado: constante de Henry é 0,0013 mol/(L.atm)
Imagine que a densidade da água de um lago seja 1,00 g/mL, e expresse essa concentração em PPM em massa.
Qual é a pressão parcial mínima de gás oxigênio que forneceria a concentração mínima em massa de oxigênio na água para permitir a vida dos peixes em 20 °C?
Que pressão atmosférica mínima corresponde a esta pressão parcial, imaginando que o oxigênio é responsável por aproximadamente 21% desta?
24 mg O 1 L água. 4 ppm
L água 1 kg água
29,6.10 atmHs k
20,45 atmOX P P
Fatores que afetam a solubilidade
Efeitos da temperatura:
Geralmente, à medida que a temperatura aumenta, a solubilidade dos sólidos aumenta.
Para gases, o oposto ocorre.
Solubilidade de anidrido carbônico em refrigerantes?
Propriedades Coligativas
As propriedades coligativas são decorrentes das interações entre as partículas do soluto e do solvente. Porém elas independem da natureza do soluto.
Dependem apenas da concentração do soluto, desde que a solução seja suficientemente diluída.
São elas:
abaixamento da pressão de vapor
aumento da temperatura de ebulição
diminuição da temperatura de congelamento
pressão osmótica.
Pressão de Vapor
A pressão de vapor de uma substância é a pressão exercida pelo vapor que está em equilíbrio dinâmico com a fase condensada.
Como se trata de um equilíbrio, temos que a energia livre na formação do vapor é nula, ou seja:
Ou seja,
Observe que o equilíbrio só será alcançado caso o sistema esteja fechado. Em caso contrário, o líquido estará em continua evaporação, ou seja, moléculas escaparão na forma de gás.
0 ln 0vap m m vap vapG G g G l G G RT P
lnvap vap vapG H S
PRT RT R
Pressão de Vapor
Dependência da temperatura:
Quanto maior a temperatura, maior a energia cinética, e desta forma, há um maior número de partículas com tendência a passar para o estado gasoso. Ou seja, há um aumento da pressão de vapor
Dependência das interações intermoleculares:
Quanto mais intensas forem as interações intermoleculares, mais fortemente unidas estarão as moléculas. Desta forma, substâncias que possuem intensas forças moleculares possuem baixas pressões de vapores.
Equação de Clausius-Clapeyron
Mostra a relação entre a pressão de vapor e a temperatura.
É útil saber o valor da pressão de vapor em diferentes temperaturas.
Por exemplo, quando a pressão de vapor torna-se igual à pressão atmosférica, temos a ebulição.
Assim, podemos descobrir a temperatura de ebulição da substância em diversas pressões.
2
1 1 2
1 1ln
vapHP
P R T T
Exemplo
A pressão de vapor da azida de hidrogênio, HN3, é 58 Torr a -22,75 °C e 512 Torr em 25,0 °C. Calcule:
A entalpia padrão de vaporização;
O ponto de ebulição da azida de hidrogênio.
A entropia padrão de vaporização;
A energia livre padrão de vaporização;
Da Equação de Clausius-Clapeyron, obtemos que H 28,3 /vap kJ mol
328,3.10No equilíbrio líquido-vapor, 0 91,3 /
308,67
vapHG S J mol
T
11,1 /G H T S kJ mol
Da Equação de Clausius-Clapeyron, obtemos: T=308,67 K ou =36 °C
Abaixamento da Pressão de Vapor
Os solutos não-voláteis reduzem a habilidade das moléculas da superfície do solvente de escaparem do líquido.
Consequentemente, a pressão de vapor de uma solução é menor do que a daquela do solvente puro.
Abaixamento da Pressão de Vapor
Lei de Raoult:
Por análise direta da Lei de Raoult, fazendo gráfico P vs X, obteríamos reta crescente, cujo coeficiente angular é P0.
Só é válida para soluções ideais, ou seja, uma solução em que as interações das moléculas do solvente com a do soluto são idênticas às interações soluto-soluto.
Exemplo: solução de benzeno em tolueno.
0
0
. solvente soluto
PP X P ou X
P
Exemplo
Quando 8,05 g de um composto X desconhecido foram dissolvidos em 100 g de benzeno, a pressão de vapor do benzeno diminui de 100 para 94,8 Torr, em 26 °C. Determine a fração molar de tal composto e a massa molar deste.
0
0,052
0,948 0,052 0,948 0,0703
114,5 /
solvente solutosolvente solvente soluto
soluto solvente soluto
soluto
PX
P
n mX n n
n n M
M g mol
Fator de Correção de Van’t Hoff
Fator de correção necessário devido à ionização ou dissociação do soluto.
Na equação, α é o grau de dissociação, e q é o número de partículas que o composto pode originar.
Exemplo:
No caso, um mol de H2CO3 pode originar 2 mol de H+ e 1 mol de carbonato, ou seja, q = 3.
Então, i = 1 + 0,05.(3-1) = 1,10
A concentração efetiva de partículas é M.i = n.i/V.
1 ( 1)i q
2
2 3 32 5% ( )H CO H CO experimentalmente
Elevação do Ponto de Ebulição
Ao adicionar um soluto não-volátil a um solvente, fica mais difícil para as moléculas do solvente passarem ao estado gasoso.
Desta forma, a pressão de vapor diminui conforme a lei de Raoult.
Assim sendo, é necessário um maior aquecimento para que a então formada solução entre em ebulição (temperatura na qual a pressão de vapor se iguala à atmosférica).
Há, portanto, o aumento da temperatura de ebulição.
. .e eT k W i
Abaixamento do Ponto de Fusão
Ao adicionar um soluto não-volátil a um solvente, fica mais difícil a organização dos cristais do estado sólido.
Assim, é necessário resfriar mais para que ocorra a solidificação.
Há, então, o abaixamento da temperatura de solidificação.
. .c cT k W i
Criometria e Ebuliometria São equações empíricas. As constantes ke e kc são
denominadas respectivamente, constante ebuliométrica e constante criométrica;
O fator de Van’t Hoff deve ser utilizado para a eficiência do estudo;
Por análise direta, observamos que quanto maior a concentração do soluto, maior será a variação da temperatura;
Podem ser utilizadas para determinação de massa molar dos solutos;
Caso prático – etilenoglicol na água do radiador.
Exemplo
Uma solução 1,00% de cloreto de sódio aquosa, em massa, tem ponto de congelamento – 0,593 °C. dado: constante criométrica = 1,86 (SI)
Estime o fator i a partir dos dados.
Determine a molalidade total de todas as espécies do soluto.
Calcule a percentagem de dissociação do cloreto de sódio nessa solução.
1 1 . 0,17
0,1 58,5
1,86c c
g NaCl mol NaClW m
kg água g NaCl
T k Wi i
1,86 0,316 TW W m
1 ( 1) 86%i q
Diagrama de fase
Exemplo
Quando jogamos um sólido iônico AB em 2 litros de água, a temperatura de congelamento variou de 4,7 °F.
Determine a molalidade deste sólido sabendo que kc = 1,86 (SI).
Sabendo que ocorre a seguinte transformação: e que imediatamente após jogarmos o sólido na água sua velocidade de dissolução era de 0,09 mol/(L.s), determine essa velocidade a 35 °C, sabendo que a energia de ativação é de 3 kJ/mol
5 5 5 4,70,7 /
9 9 9 1,86.2
FF c
c
T k Wi W mol kgk i
22
1 1 2
1 1ln 5,5 /Av E
v mol Lsv R T T
Osmose
É o movimento de um solvente a partir de uma concentração baixa de soluto para uma concentração alta de soluto.
À medida que o solvente move-se através da membrana, os níveis de fluidos nos braços se tornam irregulares.
Membrana semipermeável: permite a passagem de alguns componentes de uma solução.
Pressão Osmótica
A pressão osmótica, π, é a pressão necessária para prevenir a osmose.
Soluções isotônicas: duas soluções com o mesmo πseparadas por uma membrana semipermeável.
Soluções hipotônicas: uma solução de π mais baixo do que uma solução hipertônica.
Osmose reversa: quando se aplica uma pressão superior à π, ocorrendo o fluxo de solvente no sentido oposto ao natural.
É utilizado para purificar água, por exemplo.
V nRTi MRTi
Exemplo A adição de 3g de determinada substância a 100 g de
tetracloreto de carbono eleva o ponto de ebulição deste último de 0,60 °C. Dados: ke e kc do CCl4, respectivamente: 5,03 e 1,59 (SI).
Calcule o abaixamento de sua temperatura de congelamento.
Calcule a pressão osmótica da solução a 25 °C.
Determine a massa molar da substância.
3,79cc b
b
kT T C
k
6 2
5
0,119 mol/ikg 0,119.1590.10 1,89.10 / ³
4,68.10
b
b
TW M mol im
k i
MRTi Pa
2
3252,1 /
. 1,89.10 .0,1solvente
m mMM g mol
n W m
Misturas Binárias Líquidas
Ao invés de adicionar um soluto não-volátil, adiciona-se outra substância líquida.
Considerando soluções praticamente ideais, a Lei de Raoult é válida:
A pressão total é dada pela Lei de Dalton:
Podemos ainda calcular a fração molar de um composto na fase gasosa:
0 0 e . .A A A B B BP X P P X P
0 0. .A B A A B BP P P X P X P
0, , ,
0 0
. e 1
. .
A AAA vapor B vapor A vapor
A A B B
X PPX X X
P X P X P
Exemplo Prepara-se uma solução, a 25 °C, por meio da mistura de
25 mL de pentano e 45 mL de hexano, sendo dados a massa especifica relativa, respectivamente, iguais a 0,63 e 0,66; e presões de vapor, respectivamente, iguais a 511 Torr e 150 Torr. Determine:
A fração molar do pentano na solução;
A pressão de vapor da solução;
A fração molar do pentano no vapor em equilíbrio com a solução;
As leis utilizados para a resolução da questão.
tan0,22 pentano e 0,34 ; 0,39pen on dVM mol mol hexano X
tan 0 0199,3 ; 91,50 ; 91,50 199,3 290,8 pen o hexanoP P X Torr P P X Torr P Torr
tan 199,30,68
290,8
pen oPX
P
Lei de Dalton e Lei de Raoult
Misturas Azeotrópicas
Misturas que não seguem a pressão de vapor calculada pela Lei de Raoult. Há dois tipos:
Azeótropo de ponto de ebulição mínimo – é aquela mistura que a solução resultante possui temperatura de ebulição menor ao dos compostos originais e, portanto, não pode ser separada por destilação, já que a primeira parcela obtida será a mistura, e não o composto mais volátil.
Azeótropo de ponto de ebulição máximo – é aquela mistura que a solução resultante possui temperatura de ebulição superior ao dos compostos originais e, portanto, ao ser destilada, a última parcela obtida será a da mistura, e não a do composto menos volátil.
Misturas Eutéticas
É aquela mistura que apresenta ponto de fusão constante, e ponto de ebulição variável. Tais misturas são sólidas e apresentam proporção entre seus dois componentes. O ponto de fusão de uma mistura eutética é inferior ao ponto de fusão de cada componente isolado.
Desafio!
Em países onde neva muito, é comum jogar sal (cloreto de sódio) à neve, para que ela derreta. No entanto, pode-se substituir o sal de cozinha, com vantagens, pelo cloreto de cálcio. Considere as duas equações químicas abaixo. Dê 2 razões químicas para isso e determine a solubilidade em g/mL de cada sal.
Explique por que os seres vivos tendem a formar glicogênio e amido para armazenar a glicose ao invés de manterem a glicose.
2
2
( ) ( ) ( )
2
2( ) ( ) ( )
0; 37,1
2 0; 616
H O
s aq aq PS
H O
s aq aq PS
NaCl Na Cl H K
CaCl Ca Cl H K
Desafio?
Utilizando as equações dadas, o cloreto de cálcio se dissocia em 3 partículas (i=3), portanto, o abaixamento da temperatura de fusão será mais eficiente. Além disso, a variação de entalpia é negativa, o que significa que a reação libera calor, o que ajuda a derreter o gelo.Na primeira reação temos s=35,6 g/100 mL e na segunda s=59,5 g/mL
Uma molécula de glicogênio ou amido apresenta em sua composição n moléculas de glicose, assim, a pressão osmótica é n vezes menor. Se não fosse essa condensação, precisaríamos de um volume n vezes maior para a homeostase.
Para o lar...
Baseado na Equação de Clausius-Clapeyron e a Lei de Raoult, prove a seguinte equação, determinando a constante!
0
0
. solvente soluto
PP X P ou X
P
2
1 1 2
1 1ln
vapHP
P R T T
K T
solventeX e
Sugestão
Leitura Complementar:
Atkins, Jones: Princípios de Química
Castellan, Gilbert W.: Physical Chemistry
Fontes:
André Silva Franco: Propriedades Coligativas
Chemistry, the central science
Resumo didático completo (Propriedades Coligativas.pdf) e lista de exercícios completa
Agradecimentos
Obrigado por fazer parte desse projeto!
Boa sorte nos exames! Estude bastante!
“Quanto mais nos elevamos, menores parecemos aos olhos
daqueles que não sabem voar.”
Friedrich Nietzsche