Faculdade de Ciências Agrárias e Veterinárias de Jaboticabal FCAV - UNESP. CURSO: Ciências Biológicas. DISCIPLINA: Química.

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1 Faculdade de Ciências Agrárias e Veterinárias de Jaboticabal FCAV - UNESP CURSO: Ciências Biológicas DISCIPLINA: Química ASSUNTO: Soluções 1

2 1. TIPOS MAIS COMUNS DE SOLUÇÃO Solução é uma mistura uniforme ou homogênea de átomos, íons ou moléculas de duas ou mais substâncias. As soluções podem ser líquidas, sólidas ou gasosas. Soluto Solvente Aparência da Solução Exemplo Gás Líquido Líquido Água mineral gaseificada Líquido Líquido Líquido Etanol combustível hidratado Sólido Líquido Líquido Água salgada Gás Gás Gás Ar atmosférico Sólido Sólido Sólido Ouro 18-quilates 2

3 2. PROPRIEDADES DAS SOLUÇÕES A distribuição das partículas em uma solução é uniforme; Os componentes de uma solução não se separam em repouso; Uma solução não pode ser separada em seus componentes por filtração; Dados quaisquer soluto e solvente, é possível preparar soluções com muitas composições diferentes; As soluções podem ser separadas em componentes puros. 3

4 3. ÁGUA COMO SOLVENTE A maior parte das reações químicas importantes nos tecidos vivos ocorre em solução aquosa; Serve como solvente para transportar reagentes e produtos de um lugar para outro do corpo; É reagente ou produto em muitas reações bioquímicas; É um excelente solvente. 4

5 3. ÁGUA COMO SOLVENTE Fórmula molecular: H 2 O. Geometria: angular. (a) Fórmula estrutural (estrutura de Lewis). (b) Modelo de esferas e bastões. Fonte: BETTELHEIM et al., 2012 : p

6 3. ÁGUA COMO SOLVENTE Molécula de H 2 O: apresenta ligações H-O polares. A molécula de H 2 O é polar (µ = 1,85 D). Fonte: BROWN et al., 2005 : p

7 3. ÁGUA COMO SOLVENTE Entre as moléculas de H 2 O ocorre um tipo de interação denominada ligação de hidrogênio. Ligação de hidrogênio: força de atração, não covalente, entre a carga parcial positiva de um átomo de H ligado a um átomo de elevada eletronegatividade (geralmente O ou N) e carga parcial negativa de um oxigênio ou nitrogênio próximos. H Fonte: BETTELHEIM et al., 2012 : p

8 3. ÁGUA COMO SOLVENTE Ligações de hidrogênio não se restringem à água. Formam-se entre duas moléculas sempre que uma delas tem um átomo de hidrogênio ligado ao O ou N, e a outra, um átomo de O ou N com carga parcial negativa. Exemplo 1: Ligação de hidrogênio entre a molécula de um éter e da água. Fonte: BARBOSA, 2004 : p

9 3. ÁGUA COMO SOLVENTE Exemplo 2: Fonte: BARBOSA, 2004 : p

10 3. ÁGUA COMO SOLVENTE Excelente solvente (solvente universal). Capaz de dissolver compostos iônicos e moleculares. - Exemplo: dissolução do NaCl (sólido iônico) em H 2 O. Fonte: BETTELHEIM et al., 2012 : p

11 Interação Íon-Dipolo: Fonte: BARBOSA, 2004 : p

12 3. ÁGUA COMO SOLVENTE Etanol, glicose e ácido ascórbico ou vitamina C, são exemplos de compostos moleculares solúveis em água. Glicose Etanol Vitamina C Fonte: BROWN et al., 2005 : p

13 Exercício 1: determine se cada uma das seguintes substâncias apresenta maior probabilidade de se dissolver em tetracloreto de carbono (CCl 4 ) ou em água: (a) hexano, C 7 H 16 ; (b) sulfato de sódio, Na 2 SO 4 ; (c) cloreto de hidrogênio, HCl; (d) iodo, I 2. 13

14 Exercício 2: coloque as substâncias a seguir, em ordem crescente de solubilidade em água: (a) pentano, C 5 H 12 ; (b) pentan-1-ol, C 5 H 10 OH; (c) pentano-1,5-diol, C 5 H 10 (OH) 2 ; 14

15 4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO Ao se preparar uma solução, o mais usual é o preparo de um volume determinado com certa concentração do soluto. Denomina-se concentração à quantia de soluto dissolvida em uma determinada quantia de solvente ou de solução. As relações entre as porções de soluto e de solvente em uma solução líquida, ou entre porções de soluto e solução, podem ser expressas de diferentes maneiras, denominadas unidades de concentração. 15

16 4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO Relação massa do soluto/massa total da solução: é usualmente transformada numa porcentagem conhecida como título e pode ser simbolizada por %(m/m). EXEMPLO: uma solução aquosa de H 2 SO 4 com título 70% contém 70 g de H 2 SO 4 para cada 100 g da solução. %(m / m) msoluto = x100 m solução EQ. 1 16

17 4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO Relação massa do soluto/volume da solução: é bastante utilizada em indústrias, com unidade g/l ou kg/l e é denominada concentração de soluto em massa (C). m soluto C EQ. 2 V solução 17

18 4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO Relação quantidade de matéria do soluto/volume da solução: é mais utilizada em laboratórios de química em geral, sendo expressa em mol/l. Essa relação, cujo uso é recomendado pela IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada) é denominada concentração de soluto em quantidade de matéria (concentração molar ou molaridade), M. n soluto Molaridade = EQ. 3 V solução 18

19 4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO Relação quantidade de matéria do soluto/massa do solvente: é denominada molalidade e é expressa em mol/kg. É utilizada sempre que se quer ter uma relação que não dependa da temperatura. nsoluto molalidade = EQ. 4 m solvente 19

20 4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO Normalidade: a normalidade de uma solução indica o número de equivalentes-grama do soluto dissolvido em 1 L de solução. É expressa em eq/l ou normal (N). e soluto N = EQ. 5 Vsolução m soluto esoluto = EQ. 6 Esoluto 20

21 4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO Regras para cálculo do equivalente-grama (E): a) Equivalente-grama de um ácido: corresponde à massa em gramas de um ácido capaz de fornecer ou doar 1 mol de íons H +. b) Equivalente-grama de uma base: corresponde à massa em gramas de uma base capaz de fornecer 1 mol de íons OH -. 21

22 4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO Regras para cálculo do equivalente-grama (E): c) Equivalente-grama de um sal: corresponde à massa desse sal, em gramas, capaz de fornecer 1 mol de cargas positivas ou negativas. d) Equivalente-grama de agentes redutores ou de agentes oxidantes: corresponde a massa em gramas do redutor ou oxidante, capaz de fornecer ou receber, respectivamente, 1 mol de elétrons. 22

23 4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO Relação entre Concentração em mol/l, M e Normalidade, N: N = k. M EQ. 7 O valor de k é estabelecido de acordo com as regras utilizadas no cálculo do equivalente-grama. 23

24 4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO Exercício 3: calcule a concentração de soluto em massa (C), a concentração em quantidade de matéria (M) e a normalidade (N) de cada uma das seguintes soluções: a) 1,45 mol de HCl em 250,0 ml de solução; b) 14,3 mol de NaOH em 3,4 L de solução; c) 0,341 mol de KCl em 100,0 ml de solução; d) 2,5x10-4 mol de NaNO 3 em 350 ml de solução. Resp.: a) C = 212 g L -1 ; M = 5,80 mol L -1 ; N = 5,80 eq L -1 b) C = 168 g L -1 ; M = 4,21 mol L -1 ; N = 4,21 eq L -1 c) C = 254 g L -1 ; M = 3,41 mol L -1 ; N = 3,41 eq L -1 d) C = 6,07x10-2 g L -1 ; M = 7,14x10-4 mol L -1 ; N = 7,14x10-4 eq L -1 24

25 4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO Exercício 4: quantos gramas de soluto estão presentes em cada uma das soluções a seguir? a) 21,2 ml de CH 3 COOH(aq) 6,8 mol L -1 ; b) 1,3x10-4 L de H 2 SO 3 (aq) 0,501 eq L -1. Resp.: a) m = 8,65 g; b) m = 2,67x10-3 g 25

26 4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO Exercício 5: determine a concentração em quantidade de matéria (M) das soluções a seguir. a) 15,3 ml de solução 4,22 mol L -1 diluída para 100 ml; b) 1,45 ml de solução 0,034 mol L -1 diluída para 10,0 ml. Resp.: a) M = 0,645 mol L -1 ; b) M = 4,93x10-3 mol L -1 26

27 4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO Exercício 6: determine o volume inicial necessário (em ml) para gerar, por diluição, as soluções desejadas. a) 10,0 L de solução 0,45 mol L -1 a partir de uma solução 3,0 mol L -1 ; b) 250 ml de solução 0,175 mol L -1 a partir de uma solução 1,5 mol L -1. Resp.: a) V = ml; b) V = 29,2 ml 27

28 4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO Exercício 7: um cientista leu um artigo científico descrevendo um experimento que requer a preparação de uma solução de cloreto de sódio 0,035 mol L -1. Caso sejam necessários 500 ml dessa solução, descreva como a solução poderia ser preparada a partir de um frasco de NaCl sólido e água. Resp.: massa de NaCl necessária para preparar a solução desejada = 1,024 g; descrever como preparar a solução. 28

29 5. PROPRIEDADES COLIGATIVAS Entre as propriedades das soluções líquidas, em particular das soluções aquosas de solutos não-voláteis (que não tendem a vaporizar), destacam-se quatro que são denominadas propriedades coligativas. São propriedades que dependem da concentração de partículas dissolvidas (moléculas e/ou íons), mas não da natureza dessas partículas, ou seja, não dependem de que partículas são essas. 29

30 5. PROPRIEDADES COLIGATIVAS Abaixamento da pressão de vapor; Aumento da temperatura de ebulição (ebulioscopia); Diminuição da temperatura de solidificação (crioscopia); Tendência do solvente atravessar membranas que permitem a passagem do solvente, mas não do soluto. 30

31 5.1. ABAIXAMENTO DA PRESSÃO DE VAPOR Exemplos: Fonte: PERUZZO & CANTO, 2006 : p

32 5.1. ABAIXAMENTO DA PRESSÃO DE VAPOR Os solutos não voláteis reduzem a habilidade das moléculas da superfície do solvente de escaparem do líquido. Conseqüentemente, a pressão de vapor é reduzida. A quantidade da redução da pressão de vapor depende da quantidade de soluto. Lei de Raoult: P solução = x solvente. P solvente puro EQ.8 x = fração molar do solvente 32

33 5.2. AUMENTO DA TEMPERATURA DE EBULIÇÃO Exemplos: Fonte: PERUZZO & CANTO, 2006 : p

34 5.2. AUMENTO DA TEMPERATURA DE EBULIÇÃO A adição de um soluto não-volátil à água pura (solvente puro), aumenta a temperatura em que se inicia a ebulição do solvente na solução, ou seja, a temperatura em que inicia-se a ebulição da solução aumenta. Fonte: PERUZZO & CANTO, 2006 : p

35 5.3. ABAIXAMENTO DA TEMPERTAURA SOLIDIFICAÇÃO A adição de um soluto não-volátil à água pura (solvente puro), diminui a temperatura de solidificação do solvente na solução, ou seja, a temperatura de solidificação da solução diminui. Fonte: PERUZZO & CANTO, 2006 : p

36 A elevação da temperatura de eblição e o abaixamento da temperatura de congelamento são diretamente proporcio- nais à concentração do soluto expressa em molalidade (w). Equações matemáticas que relacionam à elevação do ponto de ebulição ( t e ) e o abaixamento da temperatura de congelamento ( t C ) com a molalidade: t e = K e. w EQ. 9 t C = K C. w EQ. 10 K e : constante ebulioscópica; K C : constante crioscópica; w: molalidade total de partículas de soluto. 36

37 Fonte: BROWN et al., 2005 : p

38 5.4. OSMOSE O fluxo efetivo de solvente através de uma membrana permeável apenas ao solvente é denominado osmose. Verifica-se que esse fluxo ocorre espontaneamente do meio menos concentrado para o meio mais concentrado. Fonte: PERUZZO & CANTO, 2006 : p

39 5.4. OSMOSE Existe movimento em ambos os sentidos através de uma membrana semipermeável. À medida que o solvente move-se através da membrana, os níveis de fluidos nos braços se tornam irregulares. Conseqüentemente, a diferença de pressão entre os braços interrompe a osmose. Fonte: BROWN et al., 2005 : p

40 5.4. OSMOSE Soluções isotônicas: duas soluções com o mesmo separadas por uma membrana semipermeável. Soluções hipotônicas: uma solução de mais baixo do que uma solução hipertônica. Os glóbulos vermelhos são envolvidos por membranas semipermeáveis. 40

41 5.4. OSMOSE Crenadura: - glóbulos vermelhos colocados em solução hipertônica (em relação à solução intracelular); - existe uma concentração de soluto mais baixa na célula do que no tecido circundante; - a osmose ocorre e a água passa através da membrana para fora da célula. - a célula murcha. Fonte: BROWN et al., 2005 : p

42 5.4. OSMOSE Hemólise: - glóbulos vermelhos colocados em uma solução hipotônica; - existe uma concentração maior de soluto na célula; - a osmose ocorre e a água entra na célula; - a célula se rompe. Para evitar a crenação ou a hemólise, as soluções I.V. (intravenosas) devem ser isotônicas. Fonte: BROWN et al., 2005 : p

43 OSMOSE E CÉLULAS VIVAS Fonte: PERUZZO & CANTO, 2006 : p

44 5.4. OSMOSE O pepino em solução de NaCl perde água murchando e se transformando em picles. A cenoura mole colocada em água se torna firme porque a água entra via osmose. A comida salgada provoca a retenção de água e o inchamento de tecidos (edema). O sal adicionado à carne ou o açúcar à fruta evita infecção bacteriana (uma bactéria colocada no sal perderá água através de osmose e morrerá). 44

45 PRESSÃO OSMÓTICA Quando uma solução aquosa está separada da água pura por uma membrana permeável apenas à água, o valor exato de pressão que se deve aplicar sobre a solução para impedir a osmose é denominado PRESSÃO OSMÓTICA da solução. Essa grandeza é representada pela letra pi ( ). = M. R. T EQ. 11 M: concentração (em mol/l) de partículas dissolvidas em solução; R: constante universal dos gases; T: temperatura da solução na escala Kelvin. Fonte: PERUZZO & CANTO, 2006 : p

46 OSMOSE REVERSA Fonte: PERUZZO & CANTO, 2006 : p

47 6. COLÓIDES São suspensões nas quais as partículas suspensas são maiores do que as moléculas, mas pequenas demais para saírem da suspensão devido à gravidade. Em um colóide (também chamado de dispersão ou sistema coloidal) o diâmetro das partículas de soluto varia de 1 a nm. Podem existir em várias fases: gasosa, líquida ou sólida. 47

48 6. COLÓIDES Fonte: BROWN et al., 2005 : p

49 6. COLÓIDES Propriedades de três tipos de misturas: Propriedade Soluções Colóides Suspensões Tamanho da partícula (nm) Filtrável com papel comum 0,1 1, >1.000 Não Não Sim Homogênea Sim Limítrofe Não Precipita em repouso Não Não Sim Comportamento perante a luz Transparente Efeito Tyndall Opaco 49

50 6. BIBLIOGRAFIA CONSULTADA BARBOSA, L. C. de A. Introdução à química orgânica. 1. ed. São Paulo: Prentice Hall, BETELLHEIM, F. A.; BROWN, W. H.; CAMPEBELL, M. K.; FARRELL, S. O. Introdução à química geral. 9. ed. São Paulo:Cengage Learning, BROWN, T. L.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J. R. Química a ciência central. 9. ed. São Paulo:Pearson Prentice Hall, PERUZZO, F. M.; CANTO, E. L. do. Química na abordagem do cotidiano. 4. ed. São Paulo:Moderna, v