Aulas 13 e 14. Soluções

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1 Aulas 13 e 14 Soluções

2 Definição Solução é a denominação ao sistema em que uma substância está distribuída, ou disseminada, numa segunda substância sob forma de pequenas partículas.

3 Exemplos Dissolvendo-se sal de cozinha na água, forma-se uma solução de íons sódio (Na + ) e íons cloreto (Cl - ). Misturando-se cal na água, obtém- se uma solução onde predominam as partículas de cal não dissolvidas e, também, a presença de alguns íons cálcio (Ca 2+ ) e íons hidroxila (OH - ).

4 Tipos das Soluções A classificaçã ção o das soluçõ ções pode ser feita sob diferentes critérios. rios. Dentre eles, está o tamanho das partículas dispersas.

5 Tipos das Soluções Classificação Solução verdadeira Solução coloidal Solução grosseira Tamanho das partículas dispersas até 1nm (nanômetro) de 1nm a 100nm maior que 100nm

6 Tipos das Soluções As soluções verdadeiras,, ou simplesmente soluções, são formadas por moléculas ou íons isolados, dispersos num solvente. Exemplos: solução de sal em água; solução de açúcar em água; e solução de enxofre em sulfeto de carbono.

7 Tipos das Soluções As soluções coloidais apresentam como partículas dispersas agregados de moléculas ou íons, macroíons ou macromoléculas. Exemplos: solução de moléculas de proteínas na água; solução de amido em água.

8 Tipos das Soluções As partículas dispersas de soluções grosseiras são agregados de moléculas ou íons. Exemplos: solução de cloreto de prata (AgCl( AgCl) em água; solução de enxofre (S 8 ) em água.

9 Características dos Tipos das Soluções Solução verdadeira Solução coloidal Solução grosseira Homogênea Heterogênea Heterogênea Não visível em nenhum aparelho Não sedimenta Não é retido nenhum filtro Visível em ultramicroscópio Sedimenta ultracentrífuga Retido somente por ultrafiltros Visível em microscópio comum Sedimenta/centrí fuga comum Retido por filtros comuns

10 As Soluções Verdadeiras A solução verdadeira, que passará a se denominar simplesmente de solução,, é uma dispersão homogênea de duas ou mais espécies de substâncias.

11 As Soluções Verdadeiras Nas soluções, fase dispersa e fase dispersante recebem os nomes de soluto e solvente, respectivamente. Soluto componente que se apresenta em menor quantidade na solução. Solvente o solvente se apresenta em maior quantidade.

12 Exemplos o vinagre é uma solução com aproximadamente 4% de ácido acético. Nesta solução, o ácido acético é o soluto e a água é solvente; o álcool a 70% é uma solução na qual o soluto é o álcool e a água é o solvente.

13 As Soluções Verdadeiras Nas soluções que são aquosas, não é necessário citar o solvente. Nas soluções em que o solvente é uma substância diferente da água, este deve ser citado.

14 Exemplos A solução de ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ) a 10%; nesta solução, o soluto é o ácido e o solvente é a água; Solução alcoólica de fenolftaleína; o soluto é a fenolfnetaleína e o solvente é o álcool.

15 Solubilidade A solubilidade é a propriedade que as substâncias têm de se dissolverem espontaneamente numa outra substância denominada de solvente.

16 Coeficiente de Solubilidade O coeficiente de solubilidade é a quantidade de soluto necessária para saturar uma quantidade padrão de solvente a uma determinada temperatura.

17 Coeficiente de Solubilidade O coeficiente de solubilidade é expresso em gramas por 100 gramas ou 1000 gramas de solvente; Se o coeficiente de solubilidade for muito pequeno, diz-se que a substância é insolúvel;

18 Coeficiente de Solubilidade Quando o soluto e o solvente são líquidos e não se dissolvem entre si, diz-se que os mesmos são imiscíveis.

19 Regra de Solubilidade As substâncias inorgânicas (sais, ácidos e bases) se dissolvem em água; As substâncias orgânicas não se dissolvem em água, com exceção dos sais, ácidos e álcoois;

20 Regra de Solubilidade As substâncias orgânicas, porém, se dissolvem em solventes orgânicos, tais como gasolina, tetracloreto de carbono, benzeno, etc; Sempre são solúveis os compostos de metais alcalinos, amônio, nitratos e acetatos.

21 Regra de Solubilidade Polaridade Considerando a polaridade das substâncias, pode-se notar que as substâncias com polaridades semelhantes se dissolvem entre si e as substâncias com polaridades diferentes não se dissolvem entre si.

22 Conclusões Uma substância tende a se dissolver em solventes quimicamente semelhantes a ela. Uma substância polar se dissolve num solvente polar; uma substância apolar se dissolve num solvente apolar.

23 Curvas de Solubilidade A solubilidade de uma substância varia com a temperatura; O gráfico que representa a solubilidade de uma substância em função da temperatura é denominado de curva de solubilidade;

24 Curvas de Solubilidade Existem três tipos de curvas: ¾ Ascendentes ( H( H > 0); ¾ Descendentes ( H( H < 0); ; e ¾ Com inflexões - água de cristalização.

25 Classificação das Soluções Quanto ao estado físico da solução: Soluções sólidas: ligas metálicas; Soluções líquidas: soluções de álcool; Soluções gasosas: ar atmosférico.

26 Classificação das Soluções Quanto ao estado físico do soluto e do solvente: Soluções sólido-sólido: liga metálica ouro-prata; Soluções líquido-líquido: álcool e água; Soluções gás-líquido: gás carbônico nos refrigerantes. Soluções gás-gás: ar atmosférico

27 Classificação das Soluções Quanto à natureza do soluto: Soluções iônicas ou eletrolíticas; Soluções moleculares ou não eletrolíticas;

28 Soluções Iônicas ou Eletrolíticas Soluções nas quais o soluto forma íons quando se encontra em solução. As substâncias que sempre formam soluções iônicas são as bases e os sais, quando forem solúveis. Devido à formação de íons, são capazes de conduzir a corrente elétrica, sendo, por isso, denominadas de soluções eletrolíticas.

29 Soluções Moleculares ou Não Eletrolíticas São soluções nas quais as partículas do soluto são moléculas, ou seja, o soluto é uma substância molecular não ionizável. São moléculas que não conduzem a corrente elétrica.

30 Soluções Eletrolíticas São soluções que conduzem a corrente elétrica: As substâncias iônicas (bases e sais) que, em solução aquosa, sofrem dissociação iônica,, gerando íons; As substâncias moleculares (ácidos) que, solúveis em água, sofrem ionização, gerando íons.

31 Classificação das Soluções Quanto à proporção entre soluto e solvente: Soluções diluídas; Soluções concentradas; Soluções saturadas; e Soluções super-saturadas.

32 Soluções Diluídas São soluções que apresentam pequena quantidade de soluto em relação à quantidade de solvente. São, geralmente, consideradas como soluções diluídas aquelas que apresentam menos de 0,1 mol de soluto por litro (L) de solução.

33 Soluções Diluídas Exemplos: Solução 0,1mol/L de NaCl; Solução a 2% de HCl; Solução 10g/L de H 2 SO 4.

34 Soluções Concentradas São soluções que apresentam grande quantidade de soluto em relação à quantidade de solvente. As soluções concentradas apresentam, porém, menor quantidade de soluto que a solução saturada.

35 Soluções Concentradas Exemplos: Solução de HCl a 25%; Solução 1000g/L de H 2 SO 4.

36 Soluções Saturadas São soluções estáveis que apresentam quantidade máxima de soluto possível de dissolver numa determinada quantidade de solvente, a uma dada temperatura.

37 Soluções Saturadas Exemplos: Solução saturada de NaCl: 360g/L a 20ºC; Solução saturada de KNO 3 : 316g/L a 20ºC.

38 Soluções Super-saturadas São soluções que apresentam uma quantidade maior de soluto que soluções saturadas, nas mesmas condições de temperatura e pressão.

39 Soluções Super-saturadas As soluções super-saturadas são muito instáveis e, com uma pequena agitação, ou adicionando-se um pequeno cristal do soluto, ocorre precipitação imediata do soluto em excesso, voltando à solução saturada.

40 Soluções Super-saturadas Exemplo: Juntando-se 36g de NaCl a 100g de água, a 20ºC, verifica-se que esta quantidade de sal se dissolve, ou seja, forma-se uma solução saturada de NaCl. Aquecendo-se a solução até 80ºC, é possível dissolver mais 2g (dois gramas), obtendo-se assim, uma solução saturada de NaCl a 80ºC.

41 Exemplo (cont( cont.) Resfriando-se cuidadosamente esta solução à temperatura inicial de 20ºC, observa-se que os 2g de NaCl que a solução contém em excesso permanecem dissolvidos, obtendo-se desta maneira uma solução super- saturada.

42 Concentração das Soluções Concentração é a denominação dada a qualquer relação entre a quantidade de soluto e solvente, ou entre a quantidade de soluto e solução.

43 Definição Notação Unidade Aplicação Concentração C g/l, g/ml Geral Título T - Geral Porcentagem P % Geral Molaridade M mol/l Química Densidade D g/l, g/ml Química Molalidade Fração Molar W molal, eq/l FM - Química e Física Química e Física

44 Concentração Comum Razão entre a massa de soluto, em gramas (g), e o volume de solução em litros (L) ou, em alguns casos, em mililitros (ml( ml).

45 Concentração Comum Razão entre a massa de soluto, em gramas (g), e o volume de solução em litros (L) ou, em alguns casos, em mililitros (ml( ml), expressa em g/l (g/ml ml). C = m/v

46 Exemplos: Concentração Comum Uma solução 1g/L possui um grama de soluto dissolvido em um litro de solução; Uma solução 20g/L possui 20 gramas de soluto dissolvidos em um litro de solução.

47 Concentração em Massa ou Título Razão entre a massa de soluto e a massa de solução. T = m1/(m1+m2) ou T = m1/m T = título; m1 = massa do soluto m2 = massa do solvente m = m1 + m2 = m da solução (g); V = Volume de solução (L ou ml).

48 Concentração em Massa ou Título O título de uma solução é um número sem unidades, maior que zero e menor que um. Geralmente, utiliza-se o título expresso em porcentagem.. Para isso, multiplica-se o título em massa por 100.

49 Concentração em Massa ou Título Exemplos: Uma solução de KCl a 10% possui 10 gramas de KCl em 100g de solução ou em 90g de água; Solução a 30% - 30g de soluto em 100g de solução ou 70g de solvente.

50 Concentração em mol/l ou Molar ou Molaridade Razão entre o número de mols de soluto e o volume de solução dado em litros (L). M = n/v e n = m/mol n = nº de moles do soluto Mol = massa atômica ou massa molecular do soluto, expressa em g

51 Concentração em mol/l ou Molar ou Molaridade A concentração molar ou molaridade nos indica o número de mols de soluto que existe em um litro de solução.

52 Concentração em mol/l ou Exemplos: Molar ou Molaridade Uma solução 1mol/L possui um mol de soluto dissolvido em um litro de solução. Uma solução 0,5mol/L possui 0,5 mol de soluto dissolvido em um litro de solução.

53 Diluição de Soluções Diluir uma solução, significa diminuir a sua concentração. O procedimento mais simples, geralmente aplicado, para diluir uma solução, é a adição de solvente à solução.

54 Diluição de Soluções Na diluição de soluções, a massa de soluto, inicial e final, é a mesma, somente o volume é maior. Logo, a concentração da solução será menor.

55 Diluição de Soluções Como a massa de soluto permanece inalterada durante a diluição, pode-se escrever: C1.V1 = C2.V2

56 Diluição de Soluções Aplicando um raciocínio semelhante para a Concentração Molar ou Molaridade obtém-se a expressão: M1.V1 = M2.V2

57 Diluição de Soluções Por meio das expressões obtidas para a diluição de soluções, pode-se observar que a concentração de uma solução é inversamente proporcional ao volume.

58 Mistura de Soluções Na mistura de soluções, a massa total do soluto e o volume da solução final é igual à soma das massas dos solutos e dos volumes das soluções que foram misturadas.

59 Mistura de Soluções Solução 1 Solução 2 Solução Final m1 = massa de soluto V1 = volume C1 = concentr m2= massa de soluto V2 = volume C2 = concentr mf = m1 + m2 Vf Cf

60 Mistura de Soluções Para a mistura da solução 1 com a solução 2, tem-se: Cf.(V1+V2) = C1.V1+C2.V2

61 Mistura de Soluções de Solutos Diferentes, que Não Reagem entre Si Quando são misturadas duas ou mais soluções sem que haja reação entre elas, os solutos das mesmas sofrem apenas diluição.

62 Mistura de Soluções de Solutos Diferentes, com Reação entre Eles O cálculo das concentrações das substâncias que reagiram e as substâncias que se formaram é feito de forma semelhante aos cálculos estequiométricos.

63 Titulação É uma prática realizada em química analítica para determinar a concentração de uma outra a partir da reação química com uma outra solução de concentração exatamente conhecida.

64 Soluções do Cotidiano Solução de ácido sulfúrico. Fórmula: H 2 SO 4 (aq) Utilidade: bateria de automóveis; Álcool hidratado. Fórmula: C 2 H 5 OH.H 2 O; Utilidade: bebidas, combustível, limpeza do lar.

65 Soluções do Cotidiano Formol. Fórmula: HCHO - 40%; Utilidade: conservação de cadáveres; Vinagre (ácido acético ou etanóico) Fórmula: CH 3 COOH - 4%; Utilidade: tempero de alimentos, conservante.

66 Soluções do Cotidiano Salmoura. Fórmula: NaCl(aq aq); Utilidade: conservação, tempero de alimentos;

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