As Soluções e Suas Propriedades

Diariamente entramos em contato com soluções. Soluções aquosas de sais iônicos; A gasolina com seus aditivos; As Soluções e Suas Propriedades Prof. M. Sc. Nelson Antônio Sá Santos Os líquidos de limpeza; Bebidas e refrigerantes; Soro fisiológico; Etc. 1 2 Uma solução é uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias em uma única fase. É comum pensar no componente presente em maior quantia como solvente e o outro como o soluto. Não há, pelo menos em nível elementar, distinção teórica entre solvente e soluto, pois as moléculas de ambos estão uniformemente distribuídas através da solução. 3 4 Classificação das Soluções em Razão da quantidade entre Soluto e Solvente Esta classificação relaciona a quantidade de soluto em relação à quantidade de solvente, e classifica as soluções em: Soluções Diluídas A quantidade de soluto é muito pequena em relação à de solvente, sendo assim, a solução se encontra completamente diluída. Diluídas, Concentradas, Saturadas e Supersaturadas. 5 6 1

Soluções Concentradas Quando a quantidade de soluto é grande em relação à de solvente, ou seja, a solução não se encontra dissolvida. Soluções Saturadas Uma solução saturada é aquela que contém a maior quantidade de soluto que o solvente pode admitir, quando está em contato com o soluto não dissolvido. Portanto, a solução saturada é aquela em que o soluto em solução e o soluto não dissolvido estão em equilíbrio. 7 8 9 10 Soluções Supersaturadas Este é um sistema instável, pois a quantidade de soluto é maior que a máxima permitida. Curvas de Solubilidade 11 12 2

13 14 Quando se pensa em soluções, aquelas que primeiro vem à mente provavelmente envolvem um líquido como solvente. Algumas soluções não envolvem um solvente líquido: Oarquerespiramos(N 2,O 2,CO 2,H 2 O(v),etc); Soluções sólidas (ouro 18 quilates, latão, bronze, etc). Nosso estudo tem o objetivo de compreender os gases, líquidos e sólidos dissolvidos em solventes líquidos. 15 16 Quando um soluto dissolve-se em um solvente, as propriedades do solvente são alteradas. Essas mudanças chamadas de propriedades coligativas dependem do número de moléculas ou íons de soluto em relação ao número de moléculas do solvente. 17 18 3

Medida de Eficiência Solução padrão: Oqueé? Para que serve? Tipos? Preparação? 19 20 Unidades de Concentração Para analisar as propriedades coligativas de uma solução, necessitamos de maneiras para medir as concentrações do soluto que reflitam o número de moléculas ou íons do soluto por molécula do solvente. 21 22 A concentração comum (C), neste método a concentração é usualmente dada pelo número de gramas do soluto por litro da solução. Quantidade de Soluto por Unidade de Volume da Solução 23 Em alguns casos, quando a concentração do soluto é pequena, como por exemplo, a concentração da glicose no sangue, é conveniente utilizar miligramas por 100 ml, ouatéoutrasunidadesdemassaevolume. 24 4

Exercício: Concentração Comum 1º) Qual a concentração de uma solução contendo 40g de cloreto de sódio dissolvidos em250mldesolução?. Resolução: m=40g V=250mL=0,25L C=? 25 26 2º) Determine a massa de ácido nítrico, em gramas, necessária para a preparação de 150 ml de uma solução de concentração 50g/L. Resolução: m=?(g) V=150mL=0,15L C=50g/L 27 28 Medida de Eficiência: Concentração Comum 1ª) Uma solução foi preparada adicionando-se 40g de hidróxido de sódio em água suficiente para produzir 200 ml de solução. Calcule a concentração comum dessa solução. Resolução: 200 g/l Quantidade de Soluto por Unidade de Quantidade do Solvente 29 30 5

A molaridade (M) é útil em cálculos estequiométricos, geralmente não o é ao tratar das propriedades coligativas. A molaridade não permite identificar a quantia exata de solvente usada para preparar asolução. Amolaridadeédefinidacomoaquantiade soluto por litro de solução: 31 32 Exercícios: Molaridade 1º) Qual a concentração molar da glicose (C 6 H 12 O 6 ) numa solução aquosa que contém 9 gdesolutoem500mldesolução?. Resolução: 33 34 2º) Quantos litros de solução de cloreto de sódio a 0,2 M podem ser preparadosapartir de 468 g de cloreto de sódio?. Resolução: V=?(L)NaCl M=0,2M m 1 =468g MM 1 =23x1+35,5x1=23+35,5=58,5u.m.a. 35 36 6

3º) Qual a quantidade de soluto, em gramas, presente em 100 ml de uma solução 1 M de HCl?. 37 38 Resolução: Medida de Eficiência: Molaridade 1ª) Qual a concentração molar de uma solução aquosa de ácido sulfúrico, sabendo-se queforamdissolvidos49 gdoácido em 2Lde solução?. Resolução: 0,25 M 39 40 2ª) Para preparar uma solução de concentração 0,2 mol/l, usando 15 g de iodeto de sódio (NaI), qual deverá ser o volume dessa solução, em litros?. Resolução: 0,5 L Mistura de duas soluções de mesmos solutos: Em uma mistura de soluções de mesmo soluto, a quantidade de soluto na solução final é a soma das quantidades dos solutos nas soluções iniciais. Considerando uma mistura de duas soluções,aeb,temos: C R x V R = C A x V A + C B x V B 41 M R x V R = M 1 x V 1 + M 2 x V 2 42 7

Exercícios: Mistura de duas soluções de mesmos solutos 1º) Duas amostras de soluções aquosas de hidróxidodesódio umadevolume200mle 0,15 M e outra de volume 0,1 L e 0,030 M foram misturadas. Qual a molaridade da solução final?. Resolução: V 1 =200mL=0,2L M 1 =0,15M V 2 =0,1L M 2 =0,030M M R =? V R =V 1 +V 2 V R =0,2L+0,1L V R =0,3L 43 44 M R xv R =M 1 xv 1 +M 2 xv 2 M R =(M 1 xv 1 +M 2 xv 2 ) V R M R =(0,15Mx0,2L+0,030Mx0,1L) 0,3L M R =(0,03+0,0030) 0,3 2 o ) 500 ml de uma solução 1 M de ácido sulfúricoe1500mldeumaoutrasolução2m domesmoácidoforammisturadoseovolume final foi completado a 2,5 L pela adição de água. Qual a molaridade da solução resultante?. M R =0,033 0,3 M R =0,11M 45 46 Resolução: V 1 =500mL=0,5L M 1 =1M M 2 =2M V R =2,5L V R =V 1 +V 2 V 2 =V R V 1 V 2 =2,5L 0,5L V 2 =2,0L M R =? M R xv R =M 1 xv 1 +M 2 xv 2 M R =(M 1 xv 1 +M 2 xv 2 ) V R M R =(1Mx0,5L+2Mx2,0L) 2,5L M R =(0,5+4) 2,5 M R =4,5 2,5 M R =1,8M 47 48 8

Medida de Eficiência: Mistura de duas soluções de mesmos solutos 1ª)Qualovolume,emmL,deumasoluçãode hidróxido de sódio 1,5 M, que deve ser misturada a 300 ml de uma solução 2 M da mesmabase,afimdetorná-lasolução1,8m?. Resolução: 200 ml Diversas unidades de concentração refletemonúmerodemoléculasoudeíonsde soluto por molécula de solvente. Quatro dessas unidades são a: Molalidade(m); Fraçãomolar(X A ); Porcentagem em massa(% massa); Partes por milhão(ppm). 49 50 A molalidade (m) de uma solução é definida como a quantia de soluto por quilograma de solvente. A concentração da solução de K 2 CrO 4 no balão volumétrico da esquerda é 0,100 molal (0,100m). 51 52 Ela foi preparada com 0,100 mol (19,4 g) de K 2 CrO 4 e 1,00 kg (1,00 L x 1,00 kg/l) de água: A molaridade e a molalidade de determinada solução não podem ser iguais (embora a diferença possa ser insignificantemente pequena quando a solução é bastante diluída). 53 54 9

Preparação de 250 ml de Solução 1,00 Molar de CuSO 4 Preparação de 500 ml de Solução 1,00 Molar de Ácido Acético (CH 3 CO 2 H) 55 56 Exercícios: Molalidade 1º) Calcular a molalidade da solução formada utilizando-se 171 g de sacarose (C 12 H 22 O 11 ) dissolvidosem400gdeágua. Resolução: 57 58 2º) Determinar a massa de água, em gramas, que deve ser utilizada para dissolver 0,2 mols decloretodesódioeoriginarumasolução0,4 molal. Resolução: 59 60 10

Medida de Eficiência: Molalidade 1ª) Qual a molalidade de uma solução que contém100gdebrometodecálcio(cabr 2 )em 250gdeágua?. Resolução: 2 m 2ª) Uma solução 0,2 molal de glicose foi preparada utilizando-se 500 g de água. Qual a massa de glicose presente nessa solução?. Resolução: 18 g 61 62 A fração molar, X, de um componente da solução é definida como a quantia de um determinado componente de uma mistura dividida pela quantia total de todos os componentes da mistura. Considere uma solução que contenha 1,00 mol (46,1 g) de etanol, C 2 H 5 OH, em 9,00 mol (162g)deágua. Aqui a fração molar do álcool e da água é 0,900: 63 64 Observe que a soma das frações molares dos componentes na solução é igual a 1,000, fato que é verdadeiro para o soluto e o solvente em todas as soluções: Exercícios: Fração Molar 1º) Calcular as frações molares do soluto e do solvente em uma solução que contém 117 g de cloreto de sódio dissolvidos em 324 g de água. 65 66 11

Resolução: 67 68 Medida de Eficiência: Fração Molar 1ª) Qual a fração molar do soluto e do solvente de uma solução preparada tomandose3molsdeglicosee97molsdeágua?. Resolução: 0,03 e 0,97 2ª) Uma solução aquosa de NaCl apresenta 11,7 % em peso de soluto. Determine as frações molares do soluto e do solvente nessa solução. Resolução: 0,0392 e 0,9608 69 70 A porcentagem em massa é a massa de um componente dividida pela massa total da mistura, multiplicada por 100%. A mistura álcool água tem 46,1 g de etanol e 162 g de água, potanto a massa total da solução é (46,1 + 162 = 208,1 g), e a porcentagem em massa do etanol é: 71 72 12

Sabendo-se a porcentagem em massa de um soluto, pode-se também determinar sua fração molar ou molalidade (ou vice versa) porque as massas de soluto e solvente são conhecidas. O vinagre, por exemplo, é uma solução aquosa que contém aproximadamente 5% de ácidoacéticoe95%deágua. A porcentagem em massa é uma unidade comum em produtos de consumo. 73 74 Exercícios: Porcentagem em Massa 1º) Calcular a porcentagem, em massa, de uma solução formada, quando foram utilizados 40 g de cloreto de sódio para serem dissolvidos em60gdeágua. Resolução: T=? m 1 =40gNaCl m 2 =60gH 2 O 75 76 2º) Quantos gramas de água são necessários, a fim de preparar uma solução a 20 % em peso, usando80gdesoluto?. Resolução: 77 78 13

3º) A análise revelou que um vinho contém 48 mldeálcoolemcadacanecade300ml. Qual o título em volume desse vinho?. E em porcentagem?. Resolução: 79 80 Medida de Eficiência: Porcentagem em Massa 1ª)Umasoluçãoaquosadehidróxidodesódioé preparada, misturando-se 20 g de soluto com 140 g de solvente. Qual a porcentagem, em massa, do soluto na solução?. 2ª) Tem-se um frasco de soro glicosado, a 5 % (solução aquosa de 5 % em massa de glicose). Para preparar 1 kg desse soro, quantos gramas de glicose devem ser dissolvidos em água?. Resolução: 50 g Resolução: 12,5% 81 82 As soluções de ocorrência natural são frequentemente muito diluídas. Muito frequentemente se utiliza a unidade partes por milhão(ppm). 83 Essa unidade refere-se a quantias relativas em massa. 1 ppm representa 1,0 g de uma substância em uma amostra com uma massa total de 1,0 milhão de gramas. Comoaáguaa25 o Ctemdensidadede1,0 g/ml, uma concentração de 1,0 mg/ml é equivalente a 1,0 mg de soluto em 1.000 g de água ou a 1,0 g do soluto em 1.000.000 g de água; isto é, as unidades ppm e mg/ml são aproximadamente equivalentes. 84 14

Exercícios: Partes por Milhão 1º) A água potável pode conter uma quantidademáximade10mgdeíonsba 2+ por litro. Sabendo que 1,0 L de água potável pesa 1,0 kg, essa concentração de bário corresponde a quantos ppm?. Resolução: ppm(emmassa)=m 1 (mg) m(kg) ppm=10mg 1,0Kg=10ppm 85 86 2º)Emumalatade500gdeatum,informa-se que há mercúrio na concentração de 0,5 ppm. Nessa lata, qual a massa de mercúrio presente?. Resolução: m=500g=0,5kg C=0,5ppm ppm(emmassa)=m 1 (mg) m(kg) m 1 (mg)=ppmxm(kg) m 1 (mg)=0,5x0,5=0,25mg=2,5x10-4 g 87 88 Medida de Eficiência: partes por milhão 1ª) Em um corante sintético podemos ter no máximo de impurezas permitidas em chumbo 20 ppm. Em 5 toneladas do corante, qual é o máximo de chumbo permitido, em gramas?. 2ª) Uma lata de 250 g de sardinha tem concentração de 0,52 ppm em mercúrio. QuantosgramasdeHghánessalata?. Resolução:1,3x10-4 g Resolução: 100 g 89 90 15

Exercício: molaridade, molalidade, fração molar, porcentagem molar 1º) Uma solução de ácido acético é preparada pelaadiçãode164,2gdeácidoaáguasuficiente parafazer800,0mldesolução,a20 o C. A densidade da solução, nesta temperatura, é 1,026 g/ml. Calcular: A) molaridade; B) molalidade; 91 C)Afraçãomolardosoluto; D)Afraçãomolardosolvente; E) A porcentagem molar do soluto e a do solvente; F) A porcentagem ponderal do ácido acético. Dado:amassamoleculardoácidoacéticoé60,0 g/mol. 92 Resolução: A) Molaridade(M): n=massa(g) massamolecular n=164,2 60,0=2,737 Portanto, M=númerodemolesdosoluto litrosdasolução M=n V(L)=2,737 0,8000=3,421M 93 B) Molalidade(m): gramasdasolução(m)=volumexdensidade gramasdasolução(m)=800,0x1,026=820,8g gramasdosolvente(m)=820,8 164,2 gramasdosolvente(m)=656,6g=0,6566kg m=númerodemolesdosoluto quilogramadosolvente m=n Kg m=2,737 0,6566 m=4,168m 94 C)Afraçãomolardosoluto(X soluto ): molesdeágua(n)=massa(g) massamolecular molesdeágua(n)=656,6 18,02=36,44 X soluto =molesdosoluto totaldemoles X soluto =2,737 (2,737+36,44) X soluto =0,0699 D)Afraçãomolardosolvente(X solvente ): X solvente =molesdosolvente(n) totaldemoles X solvente =36,44 (2,737+36,44) X solvente =0,9301 OBS:X soluto +X solvente =1,0000 X soluto +X solvente =0,0699+0,9301=1,0000 95 96 16

E)Aporcentagemmolardosolutoeadosolvente: %molardosoluto=100 xx soluto %molardosoluto=100 x0,0699=6,99% %molardosolvente=100 xx solvente %molardosolvente=100 x0,9301=93,01% F) A porcentagem ponderal do ácido acético: %ponderaldoácidoacético= =(gramasdoácidoacético gramasdasolução)x100 %ponderaldoácidoacético=(164,2 820,8)x100 %ponderaldoácidoacético=20,00% OBS:%X soluto +%X solvente =100 X soluto +X solvente =6,99+93,01=100% 97 98 Medida de Eficiência: Cálculo de Frações Molares, Molalidade e Porcentagem em Massa 1º) Suponha que se adicionem 1,2 kg de etilenoglicol, HOCH 2 CH 2 OH, como anticongelante a 4,0 kg de água no radiador de seu carro. Quais são a fração molar, a molalidade e a porcentagem em massa do etilenoglicol?. Respostas: X glicol =0,080 Molalidade=4,8m %emmassa=23% 99 100 Diluição: As soluções usadas rotineiramente em laboratório são em geral compradas ou preparadas na forma concentrada: HCl comercial: 12 mol/l As soluções de concentração mais baixas podem, então ser obtidas pela adição de água, processo chamado diluição. Ao diluir-se um acido ou uma base concentrada, o ácido ou a base devem ser adicionados à água e diluídos adicionando-se mais água. Essa adição, feita diretamente a ácidos ou bases concentradas, podem causar respigamento por causa do intenso calor gerado. 101 102 17

Para ilustrar a preparação de uma solução diluída a partir de uma solução concentrada, vamos supor preparar 250 ml (0,250 L) de uma solução de CuSO 4 por diluição de uma solução de uma solução estoque de 1,00 mol/ldecuso 4. Quando solvente é adicionado à solução, a quantidade de matéria do soluto permanece inalterada. Observação: Nesta equação qualquer unidade de volume pode ser usada, desde que a mesma unidade seja usada em ambos os lados da equação. 103 104 Exemplo: A concentração em quantidade de matéria de uma solução estoque mais concentrada (C solução concentrada ) é sempre maior do que a concentração em quantidade de matéria da soluçãodiluída(c soluçãodiluída ). Uma vez que o volume da solução aumenta com a diluição, V soluçãodiluída é sempre maiordoquev soluçãoconcentrada. 105 Preparar 250 ml de uma solução 0,100 mol/l decuso 4 pordiluiçãodeumasoluçãoestoque de1,00mol/ldecuso 4. 106 C concentrada xv concentrada =C diluída xv diluída (1,00mol/L)x(V concentrada )=(0,100mol/L)x(0,250L) Exercício: Diluições 1º) Quantos mililitros de 3,00 mol/l de H 2 SO 4 são necessários para preparar 450 ml de H 2 SO 4 0,10mol/LdeH 2 SO 4?. (1,00mol/L)x(V concentrada )=0,025mol (V concentrada )=0,025mol (1,00mol/L) V concentrada =0,025L=25mL 107 108 18

C concentrada xv concentrada =C diluída xv diluída (3,00mol/L)x(V concentrada )=(0,10mol/L)x(450mL) (V concentrada )=(0,10mol/L)x(450mL) (3,00mol/L) V concentrada =15mL Medida de Eficiência: Diluições 1ª) (a) Qual é o volume de uma solução de nitrato de chumbo de 2,50 mol/l que contém 0,0500moldePb 2+?. (b) Quantos mililitros de uma solução de 5,00 mol/l de K 2 Cr 2 O 7 devem ser diluídos para preparar 250 ml de uma solução 0,10 de mol/l?. (c) Se 10,0 ml de uma solução estoque de 10,0mol/LdeNaOHsãodiluídospara250mL, qual é a concentração da solução resultante?. 109 110 Respostas: (a)0,0200l=20,0ml (b)5,0ml (c) 0,40 mol/l Titulação Para determinar a concentração de determinado soluto em uma solução, os químicos geralmente realizam uma titulação, que envolve combinar uma amostra de solução reagente de concentração conhecida, chamada solução padrão. As titulações podem ser conduzidas usando reações ácido base, precipitação ou oxirredução 111 112 Suponha que tenhamos uma solução de HCl de concentração desconhecida e uma solução de NaOH cuja concentração é 0,100 mol/l. Para determinar a concentração da solução de HCl, tomamos determinado volume dessa solução, digamos 20 ml. Adicionamos lentamente a solução padrão de NaOH até que a reação de neutralização entre HCl e NaOH seja completa. O ponto no qual as quantidades estequiométricas se equivalem é conhecido como ponto de equivalência ou ponto de viragem da titulação. 113 114 19

Para que se faça a titulação de uma solução desconhecida com uma solução padrão, é necessário encontrar alguma maneira de se determinar quando o ponto de equivalência da titulação foi atingido. Em uma titulação ácido base, a tintura (indicador) conhecida como fenolftaleína é incolor em soluções ácidas, mas rosa em soluções básicas. 115 116 A mudança de corsinaliza opontofinalda titulação, que geralmente é muito próximo do ponto de equivalência. Deve-se ser cuidadoso ao escolher os indicadores cujos pontos finais correspondam ao ponto de equivalência da titulação. 117 118 Fatores que Afetam a Solubilidade: Pressão e Temperatura A pressão e a temperatura são dois fatores externos que influenciam a solubilidade. Ambos afetam a solubilidade de gases em líquidos, enquanto somente a temperatura é um fator importante na solubilidade de sólidos em líquidos. 119 120 20

Dissolvendo Gases em Líquidos: A Lei de Henry A solubilidade de um gás em um líquido é diretamente proporcional à pressão do gás. À medida que a pressão do gás aumenta, o mesmo ocorre com sua solubilidade: Lei de Henry. S g = K H xp g Onde: S g = K H xp g S g =solubilidade(concentração)dogás P g =pressãoparcialdogás K H = constante da Lei de Henry (constante característica do soluto e do solvente). OBS.: A constante de Henry, K H, depende do gás, do solvente e da temperatura. 121 122 123 124 Os gases que são moderadamente solúveis mostram desvios, e a Lei de Henry é utilizada com sucesso apenas moderado: a faixa de temperatura e de pressão em que ela é aplicável é limitada. A Lei de Henry falha completamente quando é aplicada a gases muito solúveis, comoohclemágua.nestecaso,grandeparte do gás dissolvido é convertido pela reação comaágua,emíons. Não se pode esperar que a Lei tenha validade para esta porção de gás dissociada, pois as propriedades dos íons são completamente diferentes das propriedades das moléculas neutras de HCl. Por isso, a relação entre a concentração e a pressão não pode ser prevista pela Lei de Henry. 125 126 21

Caso uma mistura de gases, cada qual obedecendo à Lei de Henry, for colocada em contato com um líquido, os gases se dissolvem como se estivessem sozinhos, sob pressão igual à correspondente pressão parcial. A presença de substâncias dissolvidas, particularmente eletrólitos, abaixa, usualmente, a solubilidade do gás. Possivelmente o efeito se deve a que as substâncias dissolvidas orientam as moléculas do solvente em torno de si, e deixam menos moléculas de solvente completamente livres para o gás se dissolver. Existem, no entanto, exceções à regra. 127 128 As bebidas carbonadas são engarrafadas comumapressãoparcialdeco 2 >1atm. Ao abrirmos a garrafa, a pressão parcial de CO 2 diminui e a solubilidade do CO 2 também diminui. Consequentemente, bolhas de CO 2 escapam da solução. 129 130 Podemos compreender o efeito da pressão sobre a solubilidade de um sistema no nível particulado: 1º) A solubilidade de um gás é definida como a concentração de gás dissolvido em equilíbrio com a substância no estado gasoso; 2º) No equilíbrio, a taxa com que as moléculas do soluto gasoso escapam da solução é igual à taxa com que as moléculas de gás readentram a solução; 3º) Um aumento de pressão resulta em mais moléculas de gás atingindo a superfície do líquido e entrando em solução em determinado intervalo de tempo. 131 132 22

4º) A solução por fim atinge o equilíbrio quando a concentração de gás dissolvido no solvente á alta o suficiente para que as taxas de entrada e saída de moléculas de gás da solução sejam as mesmas. Observação: Umavezqueasolubilidadedamaioriados gases é muito pequena, admiti-se nos problemas, que o volume da solução contendo uma dada quantidade de solvente é idêntico ao volume do solvente puro. 133 134 Exercício: A Lei de Henry 1º) Mostre que a concentração de oxigênio na água de um lago é normalmente adequada para sustentar a vida aquática, que requer concentrações da ordem de 1,3 x 10-4 mol.l - 1.atm -1. A pressão parcial de oxigênio é 0,21 atm ao nível do mar. Resposta: A solubilidade c molar do oxigênio é dada por: Onde: c = k H x p 135 136 Assim: c = k H x p c = (1,3 x 10-3 mol.l -1.atm -1 ) x (0,21 atm) c = 2,73 x 10-4 mol.l -1 2º) Calcule a concentração de CO 2 em um refrigerante engarrafado com pressão parcial deco 2 de4,0atmsobreolíquidoa25 o C. A constante da lei de Henry para CO 2 em águanessatemperaturaé3,1x10-2 mol/l.atm Essa concentração molar corresponde a aproximadamente 8,6 mg de oxigênio por litro de água (8,6 mg.l -1 ), concentração mais do que adequada para sustentar a vida. 137 138 23

Resposta: Dadas a pressão parcial de CO 2 e a constantedaleidehenry k,podemosusara lei de Henry, para calcular a solubilidade, (concentração)doco 2 : c CO2 = k H x p CO2 3º)A0 o C,afraçãomolardeetilenogasoso solúvel em água é de 2,05 x 10-4, a uma pressãodegásiguala1,00atm. Qualseráasuasolubilidadea5,00atm,na mesma temperatura? c CO2 = (3,1 x 10-2 mol/l.atm) x (4,0 atm) c CO2 = 0,12 mol/l 139 140 Resposta: c / p = c / p eentão: c = c x p / p c = 2,05 x10-4 x 1,00 / 5,00 c = 2,05 x 10-4 / 5,00 c = 4,1 x 10-5 Medida de Eficiência: A Lei de Henry 1ª) Na altitude em que se encontra o Bear Lake, no Rocky Mountain National Park, nos Estados Unidos, 2.900 m, a pressão parcial do oxigênio é 0,14 atm. Qual é a solubilidade molardooxigênionobearlakeem20 o C?. Dado:k H =1,3x10-3 mol.l -1.atm -1 a20 o C. Resolução:1,8x10-4 mol.l -1 141 142 2ª) Calcule a concentração de CO 2 em um refrigerante após a garrafa ser aberta e se equilibrar a 25 o C sob uma pressão parcial de CO 2 de3,0x10-4atm. Resolução:9,3x10-6 mol.l -1 3ª) A gaseificação da Coca Cola é feita da seguinte maneira: o gás CO 2 é mantido sob o líquido a uma pressão de 3 atm, e então o líquido é engarrafado, a 25 o C. Calcule a concentração molar em 1,0 litro de Coca-Cola do CO 2 dissolvido, sabendo que K H para este gáséde1,24x10 6 mmhg,a25 o C. Propriedades Coligativas As propriedades coligativas, pressão de vapor da água, ponto de congelamento, ponto de ebulição e pressão osmótica dependem do número relativo de partículas de solvente e de soluto. 143 144 24

Propriedades Coligativas: Mudanças na Pressão de Vapor: A lei de Raoult A pressão de vapor de equilíbrio a determinada temperatura é a pressão de vapor quando a taxa com que as moléculas escapam do líquido e entram no estado gasoso é igual à taxa com que moléculas gasosas condensam-se para formar o líquido novamente. Quando a pressão de vapor do solvente sobre uma solução é medida a determinada temperatura, observa-se experimentalmente: A pressão de vapor sobre a solução é mais baixa do que a pressão de vapor do solvente puro; A pressão de vapor do solvente, P solv, é proporcional ao número relativo de moléculas em solução; isto é, a pressão do vapor do solvente é proporcional à fração molardosolvente,p solv X solv. 145 146 Como a pressão de vapor do solvente e o número relativo de moléculas do solvente são proporcionais, podemos escrever: P solv = X solv xp o solv (Lei de Raoult) Onde: P solv = pressão de vapor do solvente sobre uma solução. X solv =Fraçãomolardosolvente. P o solv= Fração da pressão de vapor no equilíbrio. 147 Por exemplo, se 95% das moléculas de umasoluçãosãomoléculasdesolvente(x solv = 0,95), então a pressão de vapor do solvente (P solv )é95%dep o solv. A lei de Raoult descreve um modelo simplificado da solução. Solução ideal é aquela que obedece à lei de Raoult. 148 Nenhuma solução é ideal, da mesma forma que nenhum gás é verdadeiramente ideal. A lei de Raoult é uma boa aproximaçãodo comportamento das soluções em muitos casos, especialmente em baixas concentações de solutos. Para que a lei seja válida, as forças de atração entre as moléculas de soluto e solvente devem ser as mesmas que aquelas entre as moléculas de solvente no solvente puro. 149 Se as interações solvente soluto forem mais fortes do que as interações solvente solvente, a pressão de vapor real será menor doqueacalculadapaleleideraoult. Se as interações solvente-solvente forem mais fracas do que as interações solventesoluto,apressãodevaporserámaisalta. 150 25

151 152 Exercício: Usando a lei de Raoult 1º) Suponha que 651 g de etilenoglicol, HOCH 2 CH 2 OH, sejam dissolvidos em 1,50 kg de água (uma solução a 30,3%, uma solução anticoagulante comum para automóveis). Qual será a pressão de vapor da água sobre uma solução a 90 o C?. Considere um comportamento ideal da solução. Resposta: Para usar a lei de Raoult é preciso calcular a fração molar de solvente(água). Também é preciso saber a pressão de vapor da água a 90 o C (= 525,8 mmhg, valor tabelado, slides 151 e 152). 153 154 Primeiro calcula-se a quantia de água é de etilenoglicol e, a partir daí, a fração molar da água: A seguir, aplica-se a lei de Raoult, calculando a pressão de vapor a partir da fração molar e da pressão de vapor da água pura: O soluto diminui a pressão parcial em 59 mmhg, ou aproximadamente 11%. 155 156 26

2º) Considere que você dissolve 10,0 g de sacarose (C 12 H 22 O 11 ) em 225 ml de água e aqueceaáguaa60 o C. Qual é a pressão de vapor da água sobre essa solução?. Resposta: A adição de um soluto não volátil a um solvente diminui a pressão de vapor do solvente,ealeideraoultpodesermodificada para calcular diretamente o abaixamento da pressão de vapor, P solv, em função da fração molar de soluto: P solv = P solv -P o solv 157 158 P solv = P solv P o solv Substituindo a lei de Raoult para P solv, temos: P solv = (X solv xp o solv) P o solv Em uma solução que apresenta apenas o solvente volátil e um soluto não volátil, a soma das frações molares de solvente e soluto deveser1: X solv + X soluto = 1 P solv = (1 X solv ) xp o solv 159 160 X solv + X soluto = 1 Portanto, 1 X solv = X soluto, e a equação para P solv pode ser reescrita na seguinte forma: P solv = X soluto xp o solv Portanto, a variação da pressão de vapor do solvente é proporcional à fração molar (o número relativo de partículas de soluto. Medida de Eficiência: Lei de Raoult 1ª)Uma amostrade 35,0 g deetilenoglicol é dissolvida em 500,0 g de água. A pressão de vapordaáguaa32 o Cé35,7mmHg. Qual é a pressão de vapor da solução de água-etilenoglicol a 32 o C?. (o etilenoglicol nãoévolátil). 161 162 27

Propriedades Coligativas: Elevação do Ponto de Ebulição Existe uma relação simples entre a elevação do ponto de ebulição e a concentração molal: a elevação do ponto de ebulição, T pe, é diretamente proporcional à molalidade do soluto: T pe = K pe xm soluto T pe = K pe xm soluto Nesta equação, K pe é uma constante de proporcionalidade chamada de constante molal de elevação do ponto de ebulição. Em soluto éamolalidadedosoluto. Formalmente, o valor corresponde à elevação do ponto de ebulição para uma solução1molal(1m). 163 164 K pe temunidadesdegraus/molal( o C/m). Os valores de K pe são determinados experimentalmente, e solventes diferentes apresentam valores diferentes: 165 166 Exercício: Elevação do Ponto de Ebulição 1º) O eugenol, ingrediente ativo do cravoda-índia, tem a fórmula C 10 H 12 O 2. Qual é o ponto de ebulição de uma solução que contém 0,144 g desse composto dissolvido em 10,0 g de benzeno?. Resposta: A equação T pe = K pe x m soluto pode ser usada para calcular a variação do ponto de ebulição. Esse valor deve ser então adicionado ao ponto de ebulição do benzeno puro para fornecer a resposta. Paraseusaraequação T pe,énecessárioo valordek pe (tabelado)ecalcularamolalidade. 167 168 28

Usar o valor da molalidade para calcular a elevação do ponto de ebulição e, a seguir, o ponto de ebulição: Como o ponto de ebulição aumenta em relação ao do solvente puro, o ponto de ebulição da solução é: 169 170 Medida de Eficiência: Elevação do Ponto de Ebulição 1ª) Verifique que 0,200 mol de um soluto nãovolátilem125gdebenzeno(c 6 H 6 )produz uma solução cujo ponto de ebulição é de 84,2 o C. Propriedades Coligativas: Depressão do Ponto de Congelamento Adissoluçãodeumsolutoemumsolvente traz ainda como consequência que o ponto de congelamento da solução é mais baixo do queodosolventepuro. 171 172 Para uma solução ideal, a depressão do pontodecongelamento( T pc )édadapor: T pc = K pc xm soluto Onde: K pc é a constante molal de depressão do ponto de congelamento em graus por molal ( o C/m); Em soluto éamolalidadedosoluto. 173 174 29

Os valores de K pc são quantidades negativas, de modo que o resultado do cálculo é um valor negativo para T pc, o que significa redução de temperatura: Exercício: Depressão do Ponto de Congelamento 1ª) Que massa de etilenoglicol, HOCH 2 CH 2 OH, deve ser adicionada a 5,50 kg de água para abaixar o ponto de congelamentodaáguade0,0a 10,0 o C?. 175 176 Resposta: Para utilizar a equação A concentração de soluto (molalidade) em uma solução com um ponto de congelamento de 10,0 o Cé: T pc = K pc xm soluto precisa-se do valor tabelado de K pc, e então calcular a molalidade do soluto e, a partir daí, a quantia de etilenoglicol necessária. Partindo de 5,50 kg de água, necessitamos de 29,6 mol de etilenoglicol: 177 178 A massa molar do etilenoglicol é 62,07 g/mol, portanto a massa necessária é: A densidade do etilenoglicol é 1,11 kg/l, portanto o volume de anticoagulante a ser adicionado é 179 Medida de Eficiência: Depressão do Ponto de Congelamento 1ª) No norte dos Estados Unidos, as casas de verão geralmente ficam fechadas durante o inverno. Ao fazer isso, os proprietários preparam o encanamento de suas casas para essa estação fria adicionando anticoagulante às caixas-d água dos vasos sanitários, por exemplo.aadiçãode525gdehoch 2 CH 2 OHa 3,00 kg de água assegurará que a água não vá congelara 25 o C?. 180 30

Propriedades Coligativase Determinação da Massa Molar Se um composto é solúvel emumsolvente com pressão de vapor apreciável e K pe e K pc são conhecidos, pode-se então determinar a sua massa molar: Exercício: Determinando a Massa Molar a Partir da Elevação do Ponto de Ebulição 1º) Uma solução preparada com 1,25 g de óleo de gualtéria(salicilato de metila) em 99,0 g de benzeno tem ponto de ebulição de 80,31 o C. Determine a massa molar desse composto. 181 182 Resposta: Usando a equação T pe = K pe xm soluto para encontrar a molalidade da solução da solução a partir dessa quantia de soluto. A razão entre a massa e a quantia de soluto fornece a massa molar. T pe = K pe xm soluto Usamos primeiro a elevação do ponto de ebulição para calcular a concentração da solução: e então calculamos a molalidade: 183 184 A quantia de soluto na solução é calculada a partir da concentração da solução: Agora combinamos a quantia de soluto comasuamassa: Medida de Eficiência: Determinando a Massa Molar a Partir da Elevação do Ponto de Ebulição 1ª) Cristais do hidrocarboneto azul, azuleno(0,640 g), que tem a fórmula empírica C 5 H 4, são dissolvidos em 99,0gde benzeno.o pontodeebuliçãodasoluçãoé80,23 o C. Qual é a fórmula molecular do azuleno?. OBS.: O salicilato de metila tem a fórmula C 8 H 8 O 3 emassamolarde152,14g/mol. 185 186 31

Propriedades Coligativasde Soluções que Contêm Íons As propriedades coligativas não dependem do que está dissolvido, e sim do número de partículas do soluto por partícula de solvente. A razão entre o valor de T pe determinado experimentalmente e o valor calculado, considerando-se que não há ionização, é chamadadefatordevan thoff(i), Uma solução 0,100 m de NaCl na verdade contém dois solutos, Na + 0,100 m e Cl - 0,100 m. m total = m (Na + ) + m (Cl - ) = 0,200 mol/kg 187 188 Alguns dados experimentais para efeito da dissociação de dois compostos iônicos: 189 190 Os fatores de Van t Hoff na última coluna da tabela (Slide 189) podem ser usados em cálculos de qualquer propriedade coligativa. O abaixamento da pressão de vapor, a elevação do ponto de ebulição, a depressão do ponto de congelamento e a pressão osmótica são todos maiores para eletrólitos do que para não-eletrólitos com a mesma molalidade. O fator de Van t Hoff aproxima-se de um número inteiro somente em soluções muito diluídas. Em soluções mais concentradas, as depressões do ponto de congelamento experimentais revelam que há menos íons em solução do que o esperado. Esse comportamento, que é típico de todos os compostos iônicos, é consequência das fortes atrações entre os íons. 191 192 32

Exercício: Propriedades Coligativas de Soluções que Contêm Íons 1º) Uma solução aquosa 0,00200 m de um composto iônico Co(NH 3 ) 5 (NO 2 )Cl congela a 0,00723 o C. Quantos mols de íons serão produzidos na dissolução de 1 mol do sal em água?. Resposta: Calcule T pc da solução considerando que nãoháproduçãodeíons. Compare esse valor com o valor verdadeiro de T pc. A razão irá refletir o número de íons produzidos. 193 194 A depressão esperada do ponto de congelamento para uma solução 0,00200 m, considerando-se que o sal não se dissocia em íons, é: Agora compare a depressão calculada do ponto de congelamento com a depressão medida. Isso fornece o fator de Van t Hoff: Aparentemente, 1 mol desse composto fornece 2 mols de íons. Nesse caso, os íons são[co(nh 3 ) 5 (NO 2 ) + ]ecl -. 195 196 Medida de Eficiência : Ponto de Congelamento e Soluções Iônicas 1ª) Calcule o ponto de congelamento de 525 g de água que contém 25,0 g de NaCl. Considere que i, o fator de Van t Hoff, é 1,85 para NaCl. Medida de Eficiência Faça uma síntese sobre osmose: Definição; Pressão osmótica; Aplicações da osmose reversa. 197 198 33

Medida de Eficiência Faça uma síntese sobre Colóides: Definição; Tipos; Aplicações; Emulsões. Medida de Eficiência Faça uma síntese sobre Surfactantes: Definição; Tipos; Usos. 199 200 34