Autor dos slides: Profº Jefferson Queiroz Lima

1. Química Geral para Engenharia
Juazeiro do Norte - CE
2010

2. 1. Introdução
1.1. Substâncias puras
1.2. Misturas
1.3. Tipos de Misturas
• Heterogêneas
• Homogêneas
Soluto
1.4. Soluções
Solvente
2

3. 2. Classificação das soluções
• Estado físico
• Condutividade elétrica
• Relação soluto/solvente
2.1 Quanto ao estado físico: sólida, líquida, gasosa
Tabela 01: Exemplos de soluções
3

4. 2. Classificação das soluções
2.2 Quanto a condutividade elétrica:
2.2.1 Eletrolítica
2.2.2 Não – eletrolítica
4

5. 2. Classificação das soluções
2.3. Quanto a relação soluto/solvente
• Insaturada, saturada e supersaturada
Exemplo: Solubilidade do NaCl = 35,7 g/100 mL
5

6. 3. Solubilidade
3.2 Entalpia de solução ∆H1 > 0
3.3 Entropia
• Espontâneo: ∆S > 0 ∆H2 > 0
∆H3 < 0
endotérmico
ou exotérmico ∆Hsol = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3
6

7. 4. Fatores que afetam a solubilidade
• Interações soluto/solvente
• Pressão
• Temperatura
4.1 Interações soluto/solvente
-
• Forças Intermoleculares
- Íon - Dipolo
- Dipolo - Dipolo
7

8. 4. Fatores que afetam a solubilidade
- Forças de dispersão de London
- Ligação de Hidrogênio
8

9. 4. Fatores que afetam a solubilidade
Generalização: “Semelhante dissolve semelhante”
LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO> ÍON DIPOLO > DIPOLO-
DIPOLO> FORÇAS DE DISPERSÃO DE LONDON
Tabela 02: Solubilidade de alguns alcoóis em água e hexano
9

10. 4. Fatores que afetam a solubilidade
4.2 Efeito da pressão S g = kPg
• Lei de Henry
10

11. 4. Fatores que afetam a solubilidade
4.3 Efeito da temperatura
• Depende do ΔHsol
Solutos sólidos Gases
11

12. 5. Formas de expressar a concentração
massa do soluto
C=
volume da solução
5.1 Concentração comum
massa soluto x 100
5.2. Percentual em massa %=
massa solução
mols do soluto
5.3. Molaridade M=
volume da solução
mols componente
5.4 Fração em quantidade de matéria X=
mols da solução
mols soluto
5.5 Molalidade m = massa do solvente
Exercício: Expresse a concentração comum, molaridade, fração molar e
molalidade de uma solução preparada a partir de 50 g de NaCl dissolvido em 100
mL de água Dados: MMNaCl = 58,5 g/mol; MMágua= 18 g/mol
12

13. 6. Diluição de soluções
• Lei de diluição de Ostwald
m1 . V1 = m2 . V2
Exercício: Qual o volume de uma solução 3 mol/L de H2SO4 necessário para
preparar 450 mL de uma solução com concentração 0,1 mol/L?
13

14. 7. Propriedades Coligativas
Propriedades que dependem da razão soluto/solvente, e
não da identidade química do soluto.
Principais Propriedades Coligativas:
• Abaixamento da pressão de vapor;
• Diminuição do ponto de congelamento;
• Elevação do ponto de ebulição;
• Pressão osmótica.
14

15. 7. Propriedades Coligativas
7.1 Abaixamento da pressão de vapor
Solução ideal ΔHsol = 0
Lei de Raoult PA = Χ A P° A
Solução não-ideal
15

16. 7. Propriedades Coligativas
7.1 Abaixamento da pressão de vapor
16

17. 7. Propriedades Coligativas
7.2 Abaixamento do ponto de congelamento ∆T f = K f m
7.3 Elevação do ponto de ebulição ∆Tb = Kb m
17

18. 7. Propriedades Coligativas
7.4 Pressão Osmótica
πV = nRT
 n  RT
π= 
V 
= MRT
Exemplo: A pressão osmótica média do sangue é 7,7 atm a 25 oC. Qual a
concentração de glicose será isotônica com o sangue?
18

19. 7. Propriedades Coligativas
7.5 Fator de van’t Hoff (i)
∆Tf = iKfm ∆Tb = iKbm π = iCRT
Tabela 03: Fator de van’t Hoff de soluções 0,05 mol/L a 25 °C
Eletrólito Fator de van’t Hoff (i)
C12H22O11 1,0
HCl 2,0
NaCl 2,0
MgSO4 2,0
MgCl2 3,0
FeCl3 4,0
19

20. 8. Dispersão Coloidal
Tabela 04: Classificação das dispersões coloidais
Tipo de dispersão Tamanho das Exemplos
partículas (nm)
Solução Verdadeira < 1 nm Ácidos, bases e sais dissolvidos
em água
Dispersão coloidal 1 nm a 1000 nm Tintas, geléias, gelatinas e
maioneses
Suspensão > 1000 nm Água barrenta, pó de café em
água
20

21. 8. Dispersão Coloidal
• Efeito Tyndall (Desfio da luz por partículas coloidais)
21