30/03/2017 Química Licenciatura Prof. Udo Eckard Sinks SOLUÇÕES E SOLUBILIDADE

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1 SOLUÇÕES E SOLUBILIDADE 1. Objetivos Aprender a preparar soluções usando balão volumétrico Reconhecer soluções diluídas, saturadas e supersaturadas Observar a termodinâmica do processo de dissolução 2. Introdução teórica 2.1. Soluções Em química, solução é o nome dado a dispersões cujo tamanho das moléculas dispersas é menor que 1 nanômetro (10 Å ou 10-7 centímetros). A solução ainda pode ser caracterizada por formar um sistema homogêneo (a olho nu e ao microscópio), por ser impossível separar o disperso do dispersante por processos físicos. Soluções podem ser sólidos, líquidos ou gasosos. Soluções, de maneira geral, possuem um componente principal, o solvente, no qual são dissolvidos os solutos. Por exemplo, ao dissolver uma colher e sopa de cloreto de sódio em água temos uma solução com água como solvente e cloreto de sódio como soluto. No entanto, há casos onde é impossível diferenciar entre solvente e soluto: Imaginem uma solução composta por 50 ml de álcool e 50 ml de água Concentração de uma solução A quantidade de soluto dissolvida em uma quantidade de solvente nos dá um valor que chamamos de concentração da solução. A concentração de uma solução é tanto maior quanto mais soluto estiver dissolvido em uma mesma quantidade de solvente. A concentração das soluções pode ser expressa de diversas formas (cf. Tabela 1). Tabela 1. Medidas de concentração (c) mais comuns em laboratório químico Concentração comum massa de soluto / volume de solução g / L = [] Título em massa massa de soluto / massa de solução g / g ou % = [] Concentração em quantidade de matéria Quantidade de matérie de soluto / volume de solução mol / L = [] As concentrações normalmente são dadas em quantidade de matéria de soluto por volume total de solução

2 2.3. Solubilidade A solubilidade de um composto químico, molecular o iônico, é definida como a quantidade de soluto que é possível dissolver de uma quantidade fixa de solvente, a determinadas temperatura e pressão. Normalmente, solubilidades são encontradas na literatura em g de soluto/ volume total de solução ou em moles de soluto / volume total de solução. Tabela 2. Algumas Solubilidades de compostos iônicos. Cloreto de Sódio 358 g / L (em água) 1,31 g / 100 g (em metanol) Nitrato de Potássio 316 g / L (em água) Carbonato de Sódio 217 g / L (em água) Carbonato de Cálcio 14 mg / L (em água) Cloreto de Cálcio 740 g / L (em água) A saturação é uma propriedade das soluções que indica a capacidade das mesmas em suportar quantidades crescentes de solutos, mantendo-se homogêneas. Uma solução é dita insaturada se ainda tem capacidade de diluir soluto, sem precipitar excessos. A solução saturada é aquela em que o soluto chegou à quantidade máxima: qualquer adição de soluto vai ser precipitada, não dissolvida. (cf. Tabela 3) Porém, em alguns casos especiais é possível manter uma solução com quantidade de soluto acima daquela que pode ser dissolvida em condições normais. Nesse caso fala-se em solução supersaturada, que é instável: com alterações físicas mínimas a quantidade extra de soluto pode ser precipitada. Tabela 3. Solução concentrada Quando o soluto se encontra na quantidade máxima que o solvente pode dissolver. Solução diluída ou insaturada (não saturada) Quando a quantidade de soluto usado não atinge o limite de solubilidade, ou seja, a quantidade adicionada é inferior ao coeficiente de solubilidade. Solução saturada Quando o solvente (ou dispersante) já dissolveu toda a quantidade possível de soluto (ou disperso), e toda a quantidade agora adicionada não será dissolvida e ficará no fundo do recipiente. Solução supersaturada Acontece quando o solvente e soluto estão em uma temperatura em que seu coeficiente de solubilidade (solvente) é maior, e depois a solução é resfriada ou aquecida, de modo a reduzir o coeficiente de solubilidade. Quando isso é feito de modo cuidadoso, o soluto permanece dissolvido, mas a solução se torna extremamente instável. Qualquer vibração faz precipitar a quantidade de soluto em excesso dissolvida

3 2.4. Termoquímica no preparo de soluções Ao dissolver um composto em um solvente podem ocorrer mudanças da temperatura do sistema. Isso acontece porque a dissolução de um sólido num líquido ocorre em duas etapas: 1ª etapa: quebra da retícula cristalina do soluto: As moléculas do sólido se atraem eletrostaticamente formando aglomerados iônicos bem organizados, com formas geométricas definidas, denominados retículos cristalinos. Assim, ao ser adicionado num líquido para formar a solução, esse retículo é rompido. Para que isso ocorra é necessário receber certa quantidade de energia, que é chamada de Energia ou Entalpia Reticular. 2ª etapa: Interação das partículas do soluto com o solvente Se fosse apenas pela etapa anterior, a temperatura das dissoluções sempre deveria diminuir. Entretanto, depois que as partículas do sólido são separadas, ocorre a sua interação com as moléculas do solvente. Quando o solvente é a água, dizemos que ocorre uma hidratação em que o polo positivo da água interage com os íons de carga negativa do soluto, enquanto que o polo negativo da água interage com os íons positivos do soluto. Para que essa interação ocorra é necessário liberar certa quantidade de energia, que é chamada de Energia ou Entalpia de Solvatação. No caso de soluções de gases ou líquidos em solventes líquidos, a primeira etapa pode ser desconsiderada. O que vai determinar, então, se a temperatura do sistema irá diminuir ou aumentar será a soma das entalpias reticular e de solvatação: çã = + çã Portanto, ocorre uma dissolução endotérmica (com absorção de calor e com diminuição da temperatura) se a quantidade de energia absorvida (entalpia reticular) for maior que a energia liberada (entalpia de hidratação). No caso de ocorrer o contrário, a energia absorvida for menor que a energia liberada, o resultado é uma dissolução exotérmica, com o aumento da temperatura. As dissoluções endotérmicas precisam absorver mais energia, por isso, o aumento da temperatura facilita a dissolução do soluto. Já nas dissoluções exotérmicas, a diminuição da temperatura facilita a dissolução. 3. Parte Experimental 3.1. Preparação de uma solução de cloreto de sódio 1. Em um balão volumétrico de 100 ml, prepare uma solução de 1 mol / L de cloreto de sódio

4 Quantos gramas de cloreto de sódio você precisa dissolver em 100 ml de água para ter uma concentração de 1 mol / L? Anote todos os cálculos necessários no seu caderno de laboratório Preparação de uma solução de Tiossulfato de sódio 1. Coloque 5g de tiossulfato de sódio em um tubo de ensaio e acrescente 1mL de água. Agite o tubo de ensaio. Observe se há mudança de temperatura, segurando o tubo com a mão. É uma dissolução exotérmica ou endotérmica? 2. Aquecer o tubo de ensaio num banho-maria até a dissolução do sal, manter o tubo inclinado durante o aquecimento. 3. Retirar o tubo do aquecimento, tampar com algodão e deixar no suporte para tubos de ensaio até a temperatura voltar à temperatura ambiente. Não mexer no tubo de ensaio durante o resfriamento! 4. Retirar o algodão sem agitar o sistema e introduzir um pequeno cristal de tiossulfato de sódio no tubo. Observe o tubo de ensaio. Com a mão verificar se há mudança de temperatura. 5. Complete os desenhos e a tabela abaixo, indicando o tipo de solução (saturada, insaturada ou supersaturada) obtida em cada etapa do procedimento e as respectivas temperaturas (ambiente ou maior/menor que a ambiente). lento + cristal Temperatura Classificação da solução - 4 -

5 3.3. Termoquímica do preparo de soluções 1. Coloque em quatro tubos de ensaio, 10 ml de água. 2. No primeiro tubo adicione 1 g de hidróxido de sódio. 3. No segundo tudo adicione 1 g de cloreto de sódio. 4. No terceiro tubo adicione 1 g de nitrato de potássio. 5. Agite com cuidado os tubos de ensaio para dissolver os compostos sobre citados. Após cerca de um minuto, meça a temperatura em cada tubo de ensaio e decida se a dissolução é endotérmica ou exotérmica. Tubo Conteudo 1 Água (tubo de referência) 2 Água + hidróxido de sódio 3 Água + cloreto de sódio 4 Água + nitrato de potássio Temperatura após 1 min. 4. Questionário 1. Dê um exemplo para uma solução sólida, uma solução líquida e uma solução gasosa! 2. Escreve as fórmulas moleculares de todos os compostos usados nos experimentos

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