Este documento discute os conceitos fundamentais de soluções químicas. Ele define soluções como misturas homogêneas onde o soluto e o solvente estão misturados em uma única fase. O documento também discute os componentes de uma solução, tipos de soluções, concentrações de soluções e os fatores que afetam a solubilidade, incluindo as forças intermoleculares entre o soluto e o solvente.

1. Prof. Nunes
Universidade Federal do Ceará
Centro de Ciências
Departamento de Química Orgânica e Inorgânica
Química Geral e Orgânica
Soluções Químicas
Prof. Dr. José Nunes da Silva Jr.
1
nunes.ufc@gmail.com
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2. Solução
Prof. Nunes
O que é uma solução?
Líquido em que estão diluídas substâncias solúveis
Líquido no qual estão dissolvidos sais, extratos e outras substâncias solúveis
2
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3. Mistura x Solução
Prof. Nunes
Uma mistura tem duas características definidoras:
1) sua composição é variável, e
2) mantém algumas propriedades de seus componentes.
Nesta unidade, vamos nos concentrar nas soluções, o tipo mais comum de
mistura, a solução
solução.
A solução é uma mistura homogênea onde não há fronteiras separando seus
homogênea,
componentes. Em outras palavras, uma solução existe como uma única fase.
A mistura heterogênea tem duas ou mais fases.
3
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4. Mistura x Solução
Prof. Nunes
Quase todos os gases, líquidos e sólidos que formam nosso mundo são
misturas - duas ou mais substâncias fisicamente misturadas mas não
misturadas,
quimicamente combinadas.
Misturas sintéticas como o vidro e
sintéticas,
sabão,
sabão geralmente contêm relativamente
poucos componentes
componentes,
Enquanto que misturas naturais como
naturais,
água do mar e do solo são mais
solo,
complexas, muitas vezes com mais de
ais
50 substâncias diferentes
diferentes.
4
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5. Mistura x Solução
Prof. Nunes
Misturas vivas, tais como árvores e alunos são as mais complexas, até
alunos,
mesmo uma simples célula bacteriana contém bem mais de 5000 diferentes
compostos.
compostos
5
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6. Solução
Prof. Nunes
As soluções podem existir em qualquer dos 3 estados da matéria
matéria:
Gasoso: ar atmosférico
Líquido:
Líquido água com gás
Sólido: ouro 24 quilates
6
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7. Componentes da Solução
Prof. Nunes
As soluções são compostas de soluto e solvente
solvente.
Soluto
é o gás ou sólido, no caso de um gás ou sólido dissolvido em um
líquido;
é o componente em menor quantidade nos demais casos.
Solvente
é o líquido, no caso de um gás ou sólido dissolvido em um líquido;
é o componente em maior quantidade nos demais casos.
7
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8. Preparação de Soluções
Prof. Nunes
Quais são os motivos práticos para se preparar soluções???
maior mobilidade das espécies em reações químicas;
mensurar pequenas quantidades de massas;
entre outros tantos....
8
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9. Soluções Gasosas
Prof. Nunes
Em geral, gases e vapores que não reagem entre si misturam-se em todas
as proporções para formar soluções gasosas.
gasosas
O ar atmosférico é um exemplo:
9
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10. Soluções Líquidas
Prof. Nunes
Podem ser preparadas pela dissolução de
de:
um gás em um líquido CO2 + água = água com gás
líquido:
um líquido em outro líquido: água + álcool absoluto = álcool 70%
um sólido em um líquido: NaCl + água = salmora
É também possível se obter uma solução líquida pela mistura de 2 sólidos
sólidos:
liga K-Na: com % de sódio de 10-50%.
Na:
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11. Soluções Sólidas
Prof. Nunes
Podem ser preparadas pela dissolução de
de:
a) um gás em um sólido: H2 + níquel
b) um líquido em um sólido: amálgama de prata (Hg em Ag)
c) um sólido em um sólido: Cu + Zn (bronze)
a) b) c)
Níquel de Raney
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12. Solubilidade
Prof. Nunes
Solubilidade:
Solubilidade: é a quantidade de substância que se dissolve numa
determinada quantidade de solvente, a uma determinada temperatura, para
formar uma solução saturada.
Exemplo:
Exemplo: NaCl(s) + H2O Na+(aq) + Cl-(aq)
) S NaCl (20oC) = 36g/100mL
36g/100mL
menos que 36 g 40g
100 ml
20 oC
4g
insaturada saturada
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13. Solução Saturada
Prof. Nunes
Exemplo:
Exemplo: NaCl(s) + H2O Na+(aq) + Cl-(aq)
) S NaCl (20oC) = 36g/100mL
36g/100mL
13
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14. Soluções Super-saturadas
Super-
Prof. Nunes
Em condições especiais é possível solubilizar uma quantidade superior ao
determinado pela solubilidade do composto. Neste caso, obtemos uma
solução super-saturada
super-saturada.
) = 36g/100mL
45g
Trata-se de uma situação instável, onde uma pequena perturbação
provoca a imediata precipitação do soluto.
14
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15. Concentrações de Soluções
Prof. Nunes
A concentração de uma solução é a quantidade de soluto dissolvida numa
certa quantidade de solvente ou solução
solução.
As concentrações mais utilizadas são:
Molaridade: M = número de moles / litros de solução
% ponderal do soluto: (massa do soluto/massa da solução)*100
Molalidade:
Molalidade: W = moles do soluto / Kg do solvente
gramas/Litro
partes por milhão (ppm) e partes por bilhão (ppb)
(ppm) (ppb
15
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16. Molalidade
Prof. Nunes
Molalidade:
Molalidade: W = moles do soluto
Kg do solvente
Exercício: Qual é a molalidade de uma solução que contém 128 g de CH3OH
em 108 g de água?
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17. Molalidade
Prof. Nunes
Exercício: Quantos gramas de H2O devem ser utilizados para dissolver 50,0 g
de sacarose para preparar uma solução de sacarose, C12H22O11, 1,25 molal?
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18. Fração Molar
Prof. Nunes
Exercício: Quais são as frações molares de CH3OH e H2O na solução que
contém 128 gramas de CH3OH e 108 gramas de H2O.
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19. Fatores que Explicam a Solubilidade
Prof. Nunes
As solubilidades das substâncias
substâncias, umas nas outras, variam
amplamente Por exemplo, é possível que uma substância seja muito
amplamente.
solúvel num solvente e insóluvel em outro.
Questionamentos:
Questionamentos:
Por que substâncias semelhantes se dissolvem mutuamente em
maiores proporções do que substâncias diferentes???
Que fatores estão envolvidos na solubilidade???
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20. Fatores que Explicam a Solubilidade
Prof. Nunes
A solubilidade pode ser explicada com base em dois fatores:
fatores:
Tendência natural das substâncias se misturarem.
Forças intermoleculares entre:
soluto-soluto
solvente-solvente
soluto-solvente
Em resumo, a solubilidade de um soluto num solvente depende do
equilíbrio entre a tendência natural à misturação e a tendência de um
sistema ter a menor energia possível
possível.
20
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21. Forças Intermoleculares
Prof. Nunes
As forças de ligação (intramoleculares e intermoleculares surgem de
intramoleculares intermoleculares)
atrações eletrostáticas entre cargas opostas
opostas.
ligação iônica: atração entre cátions e ânions
iônica:
ligações covalentes: núcleos e pares de elétrons
covalentes:
ligação metálica: cátions metálicos e elétrons de valência deslocalizados
metálica:
As forças intermoleculares por outro lado, são devido à:
intermoleculares,
atração entre as moléculas com cargas parciais
atração entre íons e moléculas.
Os dois tipos de forças diferem em magnitude e a lei de Coulomb explica
magnitude,
por quê.
21
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22. Forças Intermoleculares
Prof. Nunes
As forças de ligação são relativamente fortes porque envolvem cargas
fortes,
maiores que estão mais próximas.
As forças intermoleculares são relativamente fracas, porque elas
normalmente envolvem cargas menores que são mais distantes
22
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23. Forças Intermoleculares
Prof. Nunes
A que distância estão as cargas em diferentes moléculas para aumentar as
forças intermoleculares entre elas?
Considere a molécula de Cl2 como um exemplo. Quando medimos as
distâncias entre dois núcleos de Cl em uma amostra de Cl2 sólido, obtêm-se
dois diferentes valores.
23
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24. Forças Intermoleculares
Prof. Nunes
van der Waals
Dois diferentes valores de distância entre 2 átomos de cloro
cloro:
entre dois núcleos de duas moléculas distintas (maior)
entre dois núcleos da mesma molécula (raio covalente)
Chamada de distância de van der Waals (Essa distância é a
mais próxima que uma molécula de Cl2 pode se aproximar de outra, o
ponto em que as atrações intermoleculares estão em equilíbrio com as
repulsões da nuvem de elétrons)
24 Raio de van der Waals ~ distância de van der Waals/2
Waals/ DQOI - UFC

25. Forças Intermoleculares
Prof. Nunes
van der Waals
Raios covalentes
Raios de van der Waals
Chamada de distância de van der Waals
Raio de van der Waals
25
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26. Forças Intermoleculares
Prof. Nunes
Existem vários tipos de forças intermoleculares:
ion-dipolo
dipolo-dipolo
ligação de hidrogênio
dipolo-dipolo induzido
forças de dispersão
com forças bem distintas.
distintas.
26
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27. Forças de Ligação
Prof. Nunes
27
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28. Forças Intermoleculares
Prof. Nunes
28
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29. Forças Intermoleculares – Íon-Dipolo
Íon-
Prof. Nunes
Força atrativa entre um íon e uma molécula polar vizinha.
O exemplo mais importante ocorre quando um composto iônico
se dissolve na água.
Os íons se separam porque as atrações entre os íons e os pólos de carga
oposta das moléculas de H2O superaram as atrações entre os íons.
29
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30. Forças Intermoleculares – Dipolo-Dipolo
Dipolo-
Prof. Nunes
Quando moléculas polares estão próximos
umas das outras, como em líquidos e
sólidos,
sólidos suas cargas parciais agem como
minúsculos campos elétricos que as
orientam e dão origem a forças dipolo-
dipolo-
dipolo onde o pólo positivo de uma
dipolo,
molécula atrai o pólo negativo da outra.
outra
30
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31. Forças Intermoleculares – Dipolo-Dipolo
Dipolo-
Prof. Nunes
Essas forças são responsáveis pelo fato de compostos polares terem maiores pontos
de ebulição que compostos apolares com massas molares semelhantes.
semelhantes
31
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32. Forças Intermoleculares – Ligação de Hidrogênio
Prof. Nunes
Um tipo especial de força dipolo-dipolo surge entre as moléculas que têm
dipolo-
um átomo de hidrogênio (δ+) ligado a um pequeno átomo altamente
eletronegativo (A) com pares de elétrons isolados (:B).
B)
Os átomos (A) mais importantes que se encaixam nessa descrição são N, O
e F.
As ligações H-N, H-O e H-F são muito polares, e a densidade de elétrons é
retirada das proximidades do átomo de H. Como resultado, o H parcialmente
positivo (δ+) de uma molécula é atraído pela parte negativa de outra molécula
(:B) e uma ligação de hidrogênio se forma.
32
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33. Polarizabilidade – Ion-Dipolo Induzido
Ion-
Prof. Nunes
A distorção da nuvem eletrônica em:
molécula apolar - cria um momento de dipolo induzido temporário
temporário.
molécula polar - aumenta o momento de dipolo já está presente
presente.
A fonte do campo elétrico pode ser o eletrodos de uma bateria, a carga de
um íon ou a cargas parciais de uma molécula polar.
íon,
33
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34. Polarizabilidade – Ion-Dipolo Induzido
Ion-
Prof. Nunes
A facilidade com que a nuvem eletrônica de uma partícula pode ser
distorcida é chamado de sua polarizabilidade
polarizabilidade.
Átomos menores (ou íons) são menos polarizados do que os maiores
porque os seus elétrons estão mais próximos ao núcleo e, portanto, são
mantidos mais firmemente presos.
Assim, observam-se as tendências
tendências:
+
polarizabilidade
+
34
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35. Forças de Dispersão de London
Prof. Nunes
Fritz London
A polarizabilidade desempenha um papel central na mais universal força
intermolecular.
Até este ponto, nós discutimos as forças que dependem da existênica de
uma carga seja em um íon ou em uma molécula polar
carga, polar.
Mas por que as substâncias apolares como o cloro, octano, e argônio
podem condensar e solidificar?
A principal força intermolecular responsável para os estados
condensados de substâncias apolares é a força de dispersão (ou força de
dispersão de London) nomeado por Fritz London.
London), London
35
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36. Forças de Dispersão de London
Prof. Nunes
Fritz London
As forças de dispersão são causadas por oscilações momentâneas de
carga do elétron em átomos e, portanto, estão presentes entre todas as
partículas (átomos, íons e moléculas).
Observando-se um átomo em uma amostra de gás argônio vemos que na
argônio,
média ao longo do tempo, os 18 elétrons estão distribuídos uniformemente
ao redor do núcleo, de modo que o átomo é apolar
apolar.
36
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37. Forças de Dispersão de London
Prof. Nunes
Mas em qualquer instante pode haver
instante,
mais elétrons de um lado do núcleo
que por outro de modo que o átomo
outro,
tem um dipolo instantâneo.
instantâneo
Longe (situação A), dois átomos de
situação
argônio não se influenciam, mas se
eles se aproximarem (situação B), se
situação
influenciarão mutuamente.
um dipolo instantâneo induz
um dipolo em seu vizinho
vizinho.
O resultado é um movimento
sincronizado dos elétrons nos dois
átomos (situação C), que provoca
C)
uma atração entre eles
eles.
37
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38. Forças Intermoleculares – Sistemas Biológicos
Prof. Nunes
38
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39. Forças Intermoleculares - Sumário
Prof. Nunes
39
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40. Soluções Moleculares
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Em soluções gasosas:
Forças intermoleculares são desprezíveis
Predomina a tendência natural à misturação
O2 O2 O2 N2 N2
O2 N2
O2 O2 O N2
2 N2
O2 O2 N2 N2
O2 O O N2 N N
2 2 2 2
40
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41. Soluções Moleculares
Prof. Nunes
Em soluções gasosas:
Forças intermoleculares são desprezíveis
Predomina a tendência natural à misturação
N2 O2 N2 O2 N2
O2 N2
N2 N2 O O2
2 O2
O2 O2 N2 N2
N2 O N O2 O N
2 2 2 2
41
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42. Soluções Moleculares
Prof. Nunes
Um soluto molecular irá se solubilizar em um solvente somente se as novas
interações soluto-solvente forem tão estáveis (ou mais) que as interações
soluto-
antes existentes entre soluto-soluto e solvente-solvente
soluto- solvente-solvente.
soluto
solvente
42
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43. Soluções Moleculares
Prof. Nunes
Mistura de hexano-octano: Solúveis entre si,
hexano-octano: pois as forças
intermoleculares nos três sistemas são equivalentes.
equivalentes.
43
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44. Soluções Moleculares
Prof. Nunes
Mistura de octano-água: Insolúveis entre si, pois as
octano-água si,
forças intermoleculares são muito distintas no três
sistemas.
sistemas.
44 O sistema optará pelas interações mais fortes que estabilizarão o sistema.
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45. Soluções Moleculares
Prof. Nunes
Mistura de água-metanol
água-
Forças intermoleculares semelhantes – são solúveis um no outro
45
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46. Processo de Solubilização Molecular
Prof. Nunes
Dissolução do metanol em água
46
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47. Soluções Iônicas
Prof. Nunes
As substâncias iônicas apresentam solubilidades muito diferentes em água:
S NaCl (20oC) = 36g
36g/100 mL
SCa3(PO4)2 (20oC) = 0,002g
0,002g/100 mL
Diferenças de solubilidades podem ser explicadas em termos da:
atração entre íons no cristal (energia da rede)
atração entre os íons e a água (energia de hidratação)
47
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48. Processo de Solubilização do NaCl
Prof. Nunes
48
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49. Processo de Solubilização Iônica
Prof. Nunes
Dissolução do NaCl em água
49
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50. Processo de Solubilização
Prof. Nunes
O NaCl é um composto cristalino que, quando colocado em água, libera
íons Na+ e Cl- para a solução, vindos da superfície do cristal.
H2O + -
NaCl(s) Na (aq) + Cl (aq)
50
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51. Processo de Solubilização
Prof. Nunes
Estes íons podem movimentar-se livremente na água...
... ou podem colidir com a superfície do cristal...
... incorporando-se a ele.
H2O
Na+(aq) + Cl-(aq) NaCl(s)
Depois de algum tempo...
... um equilíbrio é atingido.
no equilíbrio NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq)
51
velocidades iguais
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52. Produto de Solubilidade - KPs
Prof. Nunes
A solubilidade de um composto pode ser quantificada através de sua
constante de solubilidade – KPs.
A 2 B (s ) 2 A + (a q ) + B - - (a q )
H 2O
KPs = [A+]2 x [B-2]
Composto KPs (em água a 25oC)
Cloreto de chumbo(II) (PbCl2) 1,17 ×10–5
Cloreto de prata (AgCl) 1,77 ×10–10
Hidróxido de ferro(II),Fe(OH)2 4,87 ×10–18
Sulfureto de prata (I) (Ag2S) 6,0 ×10–30
Fonte: CRC Handbook of Chemistry and Physics, 76th edition, CRC Press, INC, 1996
52
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53. Produto de Solubilidade - KPs
Prof. Nunes
Composto KPs (em água a 25oC)
Mg(OH)2 1,8 x 10-11 (0,009 g/L)
Ca(OH)2 7,9 x 10-6 (1,85 g/L)
Sr(OH)2 1,5 x 10-4 (4,1 g/L)
Ba(OH)2 5,0 x 10-3 (56 g/L)
Composto KPs (em água a 25oC)
MgSO4 4,67 (260 g/L)
CaSO4 2,4 x 10-5 (3 g/L)
SrSO4 3,2 x 10-7 (0,1 g/L)
BaSO4 1,1 x 10-10 (0,0022 g/L)
53
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54. Entalpia de Solução
Prof. Nunes
É o calor liberado ou absorvido por mol, quando uma sustância dissolve
absorvido, mol
a pressão constante para formar uma solução muito diluída.
54
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55. Entalpia de Solução
Prof. Nunes
Entalpias de Solução a 25 oC (KJ/mol)
F- OH- SO4-2
Li+ + 4,9 - 23,6 - 29,8
Na+ + 1,9 - 44,5 - 2,4
K+ - 17,7 - 57,1 + 23,8
Ag+ - 22,5 + 17,8
Ca+2 + 11,5 - 16,7 - 18,0
55
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56. Entalpia de Solução
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http://www.chem.iastate.edu/group/Greenbowe/sections/projectfolder/simDownload/index4.html#thermoChem
56
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57. Energia da Rede
Prof. Nunes
A energia da rede age contra a dissolução
dissolução.
inversamente proporcional a solubilidade de um sólido iônico;
depende da carga dos íons e da distância que os separa.
separa
Mg(OH)2
Ca(OH)2 Raio Iônico En. da Rede Solubilidade
Sr(OH)2
Ba(OH)2
57
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58. Energia da Hidratação
Prof. Nunes
A energia de hidratação também depende dos raios iônicos.
inversamente proporcional a raio iônico.
Mg(OH)2
Ca(OH)2 Raio Iônico En. Hidratação Solubilidade
Sr(OH)2
Ba(OH)2
58
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59. Energia da Hidratação
Prof. Nunes
A energia de hidratação também depende dos raios iônicos.
inversamente proporcional ao raio iônico.
59
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60. Energia da Rede x Energia de Hidratação
Prof. Nunes
Composto KPs (em água a 25oC)
Mg(OH)2 1,8 x 10-11 (0,009 g/L)
Ca(OH)2 7,9 x 10-6 (1,85 g/L)
Sr(OH)2 1,5 x 10-4 (4,1 g/L)
Ba(OH)2 5,0 x 10-3 (56 g/L)
En. da Rede
Mg(OH)2
Ca(OH)2 Raio Iônico Solubilidade
Sr(OH)2
En. Hidratação
Ba(OH)2
60 DQOI - UFC

61. Energia da Rede x Energia de Hidratação
Prof. Nunes
Composto KPs (em água a 25oC)
A tendência das solubilidades se inverte quando
MgSO4 4,67 (260 g/L)
a energia de hidratação diminui muito
CaSO4 2,4 x 10-5 (3 g/L)
rapidamente mais que a energia da rede de
rapidamente, rede,
SrSO4 3,2 x 10-7 (0,1 g/L)
modo a se tornar o fator determinante
determinante.
BaSO4 1,1 x 10-10 (0,0022 g/L)
En. da Rede
MgSO4
CaSO4
Raio Iônico Solubilidade
SrSO4
BaSO4 En. Hidratação
61
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62. Temperatura x Solubilidade
Prof. Nunes
Sólidos Iônicos: Solubilidade α 1/T
Iônicos: ou
Solubilidade α T
ficam mais ou menos solúveis em água em temperaturas mais
elevadas.
elevadas.
62
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63. Entalpia de Solução
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Como explicar o aumento da solubilidade com o
aquecimento ou resfriamento das soluções?
A resposta foi dada por Le Chatelier
Chatelier,
Le Chatelier
63
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64. Entalpia de Solução
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O Princípio Le Chatelier afirma que, quando uma perturbação é
aplicada a um sistema em equilíbrio, o sistema responde de uma
maneira a aliviar a perturbação deslocando o equilíbrio do sistema.
perturbação,
Processo exotérmico: reagentes produtos + calor
Processo endotérmico: calor + reagentes produtos
64
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65. Entalpia de Solução
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65
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66. Temperatura x Solubilidade
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Acetato de cálcio, Ca(CH3COO)2, é mais solúvel em água fria do que em
água quente.
quente
Ca(CH3COO)2(s) Ca2+(aq) + 2 CH3COO-(aq) + calor
aq) aq)
calor
66
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67. Pressão x Solubilidade
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Líquidos
Solubilidade sofre pouca influência da Pressão
Sólidos
Gases Solubilidade muito influenciada pela Pressão
67
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68. Temperatura x Solubilidade
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Gases: Solubilidade α 1/T
ficam menos solúveis em água em temperaturas mais
elevadas
68
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69. Pressão x Solubilidade
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Equilíbrio: CO2(g) CO2(aq)
Aumento da Pressão: CO2(g) ⇒ CO2(aq)
69
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70. Pressão x Solubilidade
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Equilíbrio: CO2(g) CO2(aq)
Lei de Henry
S = KH . P
Aumento da Pressão: CO2(g) ⇒ CO2(aq)
70
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71. Efeitos Coligativos
Prof. Nunes
H2O
Congelamento = 0oC Ebulição = 100oC
Quando adicionamos um sólido não-volátil à água, o soluto altera as
não- água
propriedades físicas da água.
Estas alterações das propriedades físicas da água devido à adição do
soluto são denominadas como efeitos coligativos
coligativos.
71
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72. Propriedades Coligativas das Soluções
Prof. Nunes
Para cada propriedade física que é modificada, temos uma propriedade
coligativa que estuda o efeito coligativo.
coligativo
Efeito Coligativo Propriedade Coligativa
Pressão de vapor Tonoscopia
Ponto de ebulição Ebuloscopia
Ponto de congelamento Crioscopia
Pressão osmótica Osmoscopia
72
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73. Propriedades Coligativas das Soluções
Prof. Nunes
Os efeitos coligativos são diretamente proporcionais ao número de
partículas do soluto dissolvidas.
Em 1878, o químico francês François Raoult afirmou
que o efeito coligativo era diretamente proporcional à
molalidade da solução (W) – Lei de Raoult.
Raoult
Efeito Coligativo = K . W
KT = constante tonoscópica molal
KC = constante crioscópica molal
1830 - 1901
KE = constante ebuloscópica molal
KO = constante osmoscópica molal
73
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74. Pressão de Vapor
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Pressão de vapor é aquela exercida pelas moléculas (de maior energia)
do solvente contra a interface para passar ao estado de vapor
vapor.
74
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75. Pressão de Vapor
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75
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76. Pressão de Vapor
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Pressão de vapor é aquela exercida pelas moléculas (de maior energia)
do solvente contra a interface para passar ao estado de vapor
vapor.
interface líquido/vapor
Pvapor
76
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77. Pressão de Vapor
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Pressão de vapor é aquela exercida pelas moléculas (de maior energia)
do solvente contra a interface para passar ao estado de vapor
vapor.
interface
líquido/vapor
Pvapor
Com a adição de partículas de soluto (íons ou moléculas) intensificam-se
as forças atrativas moleculares e diminui a pressão de vapor do solvente.
solvente
Pvapor
soluto
77
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78. Pressão de Vapor
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78
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79. Tonoscopia e Ebuloscopia
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79
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80. Tonoscopia
Prof. Nunes
Efeito Coligativo Propriedade Coligativa
Pressão de vapor Tonoscopia
A fórmula para o cálculo da Tonoscopia segue abaixo:
∆p = P2 – P, onde:
P = pressão de vapor da solução
P2 = pressão de vapor do solvente
80
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81. Tonoscopia
Prof. Nunes
Efeito Coligativo Propriedade Coligativa
Pressão de vapor Tonoscopia
Lei de Raoult
81
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82. Usando a Lei de Raoult
Prof. Nunes
Calcule o abaixamento da pressão de vapor P, quando 10.0 mL of glicerol
vapor,
(C3H8O3) são adicionados 500 mL de água a 50°C. Nesta temperatura, a pressão
de vapor da água pura é 92.5 torr sua densidade é 0.988 g/mL. A densidade do
glicerol é 1.26 g/mL.
82
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83. Exercitando
Prof. Nunes
A sacarose é um soluto não volátil e não ionizável. Determine a diminuição da
pressão de 25°C, de uma solução de sacarose 1.25 m. Assuma que a solução
25°
comporta-se como uma solução ideal. A pressão de vapor da água pura a 25°C é
23.8 torr.
83
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84. Exercitando
Prof. Nunes
A 40°C, a pressão de vapor do heptano puro é 92,0 torr e a pressão de vapor do
octano puro é 31,0 torr. Considere uma solução que contenha 1 mol de heptano e
4 moles de octano. Calcule a pressão de vapor de cada componente e a pressão
de vapor da solução resultante
resultante.
84
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85. Ebuloscopia
Prof. Nunes
Efeito Coligativo Propriedade Coligativa
Ponto de ebulição Ebuloscopia
Ocorre o aumento da intensidade das forças interativas, pela presença
interativas
das partículas do soluto.
85
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86. Ebuloscopia
Prof. Nunes
Efeito Coligativo Propriedade Coligativa
Ponto de ebulição Ebuloscopia
86
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87. Ebuloscopia
Prof. Nunes
Como o abaixamento da pressão de vapor, a magnitude da elevação do
ponto de ebulição é proporcional a concentração das partículas do
soluto.
soluto
A Molalidade é a unidade de concentração usada porque ela é relacionada à
fração molar e assim às particulas do soluto
molar, soluto.
Ela também envolve massa ao invés de volume do solvente, então ela não é
afetada por variações de temperatura.
A constante Kb tem unidade oC/molal e é específica para um cada solvente.
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88. Constantes Ebuloscópicas
Prof. Nunes
A constante Kb tem unidade oC/molal e é específica para um cada solvente.
88
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89. Crioscopia
Prof. Nunes
Efeito Coligativo Propriedade Coligativa
Ponto de Congelamento Crioscopia
Iguais quantidades de diferentes solutos moleculares não-voláteis,
dissolvidos numa mesma quantidade de solvente, à mesma temperatura,
causa o mesmo abaixamento na temperatura de congelamento desse
solvente na solução.
89
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90. Crioscopia
Prof. Nunes
90
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91. Crioscopia
Prof. Nunes
Efeito Coligativo Propriedade Coligativa
Ponto de Congelamento Crioscopia
91
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92. Crioscopia
Prof. Nunes
A magnitude do abaixamento do ponto de congelamento é proporcional a
concentração das partículas do soluto.
soluto
A constante Kf tem unidade oC/molal.
molal.
Kf água = 1,86 oC/molal
1M glicose
0,5 M de NaCl 1 mol de partículas ∆Tf = -1,86 oC
0,33 M K2SO4
92
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93. Propriedades Coligativas e Dissociação Iônica
Prof. Nunes
Como enfatizado, as propriedades coligativas dependem do número de
partículas de soluto em uma determinada massa de solvente.
Uma solução aquosa 0,10 molal de um composto covalente que não se
ioniza promove uma diminuição do ponto de congelamento de 0,186 ° C
(Kf = 1,86 oC/M).
Se a dissociação for completa, uma solução de KBr 0,100M teria um
100M
molalidade eficaz de 0,200M (ou seja, 0,100 M K+ + 0,100M de Br-?)
200M
Assim, deveríamos prever que uma solução 0,100M deste eletrólito forte
teria uma diminuição do ponto de congelamento de 2 x 0,186°C (0,372
186°
°C)
Na verdade, a diminuição observada é apenas 0,349 °C. Este valor para
∆Tf é cerca de 6% menor do que esperaríamos para uma molaridade
efetiva de 0,200M.
93
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94. Propriedades Coligativas e Dissociação Iônica
Prof. Nunes
Concentração DTf esperada (oC) DTf observada(oC) Variação %
0,1 molal 2 x 0,186 = 0,372 0,349 6
1,0 molal 2 x 1,86 = 3,72 3,29 11
Kf água = 1,86 oC/molal
94
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95. Fator van’t Hoff
Prof. Nunes
Uma medida do grau de dissociação (ou ionização) de um eletrólito em água é
o fator de van't Hoff, i, para a solução.
Hoff,
É a razão da propriedade coligativa real com o valor que seria observado se
não ocorresse dissociação.
O valor ideal, ou limite, de i para uma solução de KBr seria 2, e o valor para
eletrólitos 2:1, como Na2SO4 seria 3. Esses valores se aplicam a soluções
infinitamente diluídas em que nenhuma associação de íons ocorre de modo
apreciável.
apreciável
Para soluções KBr 0,10M e 1,0 m, i é inferior a 2.
95
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96. Fator van’t Hoff
Prof. Nunes
96
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97. Exercitando
Prof. Nunes
Você adicionou 1,00 Kg do anticongelante etileno glicol (C2H6O2) ao
radiador de seu carro, que contém 4450 g de água. Quais os
pontos de ebulição e congelamento da solução resultante?
resultante
Dados:
Dados: Kb = 0,512 oC/M Kf = 1,86 oC/M
97
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98. Exercitando
Prof. Nunes
Você adicionou 1,00 Kg do anticongelante etileno glicol (C2H6O2) ao radiador de
seu carro, que contém 4450 g de água. Quais os pontos de ebulição e
congelamento da solução resultante?
resultante
Dados: Kf = 1,86 oC/M
Dados:
98
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99. Exercitando
Prof. Nunes
Quando 15g de álcool etílico, C2H5OH, é dissolvido em 750g de ácido fórmico, o
ponto de congelamento da solução é 7,2 oC. Sabendo-se que o ponto de
congelamento do ácido fórmico puro é 8,4 oC, determine o valor de Kf para o
ácido fórmico
fórmico.
99
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100. Osmoscopia
Prof. Nunes
Efeito Coligativo Propriedade Coligativa
Pressão Osmótica Osmoscopia
Osmoscopia é a medida do aumento da pressão osmótica decorrente do
acréscimo de soluto
soluto.
100
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101. Osmose
Prof. Nunes
Osmose é a passagem de um solvente para o interior de uma solução,
feita desse mesmo solvente, através de uma membrana semipermeável
(MSP) que permite a passagem do solvente e impede a passagem do
(MSP),
soluto.
soluto
soluto solvente
mesma
concentração
diluída concentrada
APÓS CERTO
TEMPO
OSMOSE
m.s.p m.s.p
101
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102. Osmose
Prof. Nunes
102
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103. Osmose
Prof. Nunes
103
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104. Osmose
Prof. Nunes
Quando uma cenoura é embebida em
uma solução salina concentrada, a água
flui para fora das células da planta por
osmose.
osmose
Uma cenoura após uma noite, embebida
cenoura,
em solução salina (à esquerda) perdeu
muita água e tornou-se mole.
A cenoura embebida, após uma noite, em
água pura (à direita) é pouco afetada.
NaCl(aq) H2O
104
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105. Pressão Osmótica
Prof. Nunes
A pressão osmótica (π) é a pressão que deveria aplicar sobre a solução
para impedir a passagem do solvente através da membrana
semipermeável. π = MRT
soluto solvente
diluída concentrada
π
OSMOSE
m.s.p
105
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106. Determinando a Massar Molar de um Soluto
Prof. Nunes
Os bioquímicos descobriram mais de 400 variedades mutantes de hemoglobina,
a proteína do sangue que carrega o oxigênio através do corpo. Alguns físicos,
estudando uma variedade associada com uma doença fatal, foram os primeiros a
encontrar sua massa molar.
Eles dissolveram 21,5 mg da proteína em água a 5,0 oC e prepararm 1,5mL de
uma solução e, a seguir, mediram a pressão osmótica da mesma (3,61 torr). Qual
a massa molar desta variedade de hemoglobina? Dado: R = 0,082 atm.L.mol-1.K-1
Dado: atm.
106
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107. Osmose e Células Sanguíneas
Prof. Nunes
(a) Célula em solução hipotônica Há um fluxo de água para dentro da célula,
hipotônica.
causando o inchamento da célula.
(b) Célula em solução isotônica Nada ocorre
isotônica. ocorre.
(c) Célula em solução hipertônica Há um fluxo de água para fora da célula, causando
hipertônica.
sua desidratação e morte.
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108. Sugestão de Leitura
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108
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109. Sugestão de Leitura
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109
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110. Sugestão de Leitura
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110
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