O documento discute conceitos fundamentais sobre soluções, incluindo: 1) Definições de termos como soluto, solvente, solubilidade e saturação. 2) Diferentes tipos de soluções e concentrações como massa, volume, molaridade e porcentagem. 3) Processos como diluição, hidratação, dissolução e fatores que afetam a solubilidade.

1. PROVA
1) Defina o que é ELETRONEGATIVIDADE.
2) Faça a distribuição eletrônica do átomo de carbono
(6)
1

2. AULA TEÓRICA: SOLUÇÕES
Química Aplicada

3. SOLUÇÕES
Definições 1
 Solução: mistura homogênea de substâncias de estrutura
molecular diferente.
 Solvente: componente da solução do mesmo estado físico,
por exemplo água numa solução aquosa.
 Soluto: componente dissolvido no solvente, por exemplo sal
numa solução aquosa de NaCl. 3

4. 4

5. 5

6. SOLUÇÕES
Definições 2
 Solúvel: substância que pode ser dissolvida.
 Insolúvel: substância que não pode ser dissolvida.
 Solubilidade: capacidade do soluto de se dissolver no
solvente.
 Saturação: quantidade máxima de soluto dissolvido no
solvente (nas condições dadas). 6

7. 7

8. SOLUBILIDADE E SATURAÇÃO
 p.ex. solução de NaCl
 35 g/kg, m/m, %º
 Soluto: 35 g de NaCl
 Solvente: 965g de H2O
 condições: 1atm, 25ºC
 dissolve rapidamente
NaCl (s) Na+(aq)+Cl-(aq)
 Saturação, equilíbrio estabelecido
NaCl (s) Na+(aq)+Cl-(aq)
8

9. PRECIPITAÇÃO DE SAIS
 Precipitação controlada pelas solubilidades
 produto de solubilidade
 Ordem de precipitação de sais marinhos, importante na industria de
sal
 CaCO3 /CaS04 /NaCl/sais de K e Mg
9

10. SOLUÇÕES
Definições 3
 Solvatação: processo de formação de solução, agregação das
moléculas do solvente com o soluto.
 Hidratação: processo de formação de solução, no caso de soluções
aquosas.
 Entalpia de dissolução: calor libertado ou absorvido quando 1 mole
de substância é dissolvida.
10

11. SOLUÇÕES
Definições 4
 Precipitado: substância insolúvel formada numa
solução.
 Precipitação: formação de um precipitado, `sair de
solução.´
 Suspensão: sistema de 2 fases. Pequenas partículas
sólidas disseminadas num meio líquido.
11

12. TIPOS DE SOLUÇÃO
 Solução líquida:
 Gás/líquido: p.ex.: O2 em H2O
 Líquido/líquido: etanol em H2O
 Sólido/liquído: NaCl em H2O
 Solução gasosa:
 Gás/gás: O2 em N2
 Líquido/gás: Clorofórmio em N2 evaporado
 Sólido/gás: Gelo seco em N2 sublimado
 Solução sólida:
 Gás/sólido: H2 em Pd,
 Líquido/sólido: Hg em Au,
 Sólido/sólido: Cu em Ni 12

13. TIPOS DE MISTURAS
Tipos de misturas
homogêneas hetergêneas
Colóides
Soluções
13

14. TEMPERATURAS DE FUSÃO E
MISTURAS
14
Mistura hetergênea
TºC
Mistura homogênea
TºC

15. COLÓIDES
15
 são misturas homogêneas
 não sedimentam
 não são separáveis por filtração
 particulas coloidais < 10-5 cm
 não são soluções iónicas
 dispersam a luz (efeito Tyndall)
 p ex. proteínas ou glicose em água

16. TIPOS DE COLÓIDES
Fase dispersa Fase dispersante Designação Exemplos
Gás líquido Espuma Espuma de
barbear
Gás Sólido Espuma sólida Esferovite, pedra
pomes
Líquido Gás Aerossol líquido sprays
Líquido Líquido Emulsão Leite, maionese
Sólido Gás Aerossol sólido Fumo, poeiras
Sólido líquido Pasta Pasta de dentes
Sólido líquido Gel Gelatina
Sólido Sólido Sol sólido Porcelana 16

17. QUANTIFICAÇÃO
17
1 mol de feijão = 6,02.1023 grãos de feijão

18. 18
Sabe-se que um mol de cobre apresenta 6,02.1023 átomos de
cobre e que a massa do elemento é 63,5 u, assim sendo, em:
1 mol de cobre------ 6,02.1023 átomos de cobre---- pesa 63,5 g
2 mol de cobre — 2x63,5g---- pesa 127 g

19. 19
Exemplo 2: Substância H2O (massa molecular 18 u)
Sabe-se que um mol de água apresenta 6,02.1023 moléculas de
água e que a massa da molécula é de 18 u, assim sendo, em:
1 mol de H2O ------ 6,02.1023 moléculas de H2O ---- pesa 18 g

20. 20

21. 21

22. CONCENTRAÇÃO
 Quantidade de soluto presente numa dada quantidade
de solvente e é expressa em mol.dm-3.
22

23. CRISTALIZAÇÃO FRACCIONADA
 É a separação de uma mistura
de substâncias nos seus
componentes puros com base
nas suas diferentes solubilidades.
 Exemplo: amostra mista com
90 % de KNO3 e 10 de NaCl.
1- Dissolve-se em H2O a 60ºC
2- resfriasse até 0ºC.
3- parte do KNO3 cristaliza, o
NaCl fica em solução.
4- separação por filtração.
23
Temperatura (ºC)
Solubilidade
(g
soluto/100
g
H
2
O)

24. 24

25. 25

26. 26

27. 27

28. EFEITO DA TEMPERATURA NA
SOLUBILIDADE
28
Temperatura (ºC)
Solubilidade
(g
soluto/100
g
H
2
O)
A solubilidade de
alguns compostos (por
exemplo KNO3) aumenta
com a temperatura, em
outros (Na2SO4) e
Ce2(SO4)3 diminui.

29.  Concentração em massa em relação ao volume
a) Conceito:
É a razão entre a massa de soluto, em gramas, e o
volume de solução em litros ou ml.
b) Expressão matemática
Onde:
C = concentração (g/l);
m1 = massa do soluto (g);
V = Volume de solução (l ou ml).
29

30.  Significado:
A concentração nos indica a quantidade de soluto,
em gramas, que existe em um litro ou em um ml de
solução.
Exemplo:
- Uma solução 1 g/l possui um grama de soluto
dissolvido em um litro de solução; uma solução 20
g/l possui 20 gramas de soluto dissolvidos em um
litro de solução.
1 g/l........1 g de soluto..........1 l de solução;
20 g/l........20 g de soluto..........1 l de solução;
30 g/ml........30 g de soluto..........1 ml de solução. 30

31. PERCENTAGEM - TÍTULO
 Expressão matemática
Onde:
T = título
m1 = massa do soluto
m2 = massa do solvente
m1 + m2 = m (massa da solução).
 Unidade
O título de uma solução é um número sem unidades, maior
que zero e menor que um. Geralmente utiliza-se o título
expresso em porcentagem. Para isso, multiplica-se o título em
massa por 100. 31

32.  Significado
O título nos dá a porcentagem em peso de uma solução, ou
seja, a quantidade em gramas de soluto que existem em 100
gramas de solução. Exemplo:
- Uma solução de KCl 10 % possui 10 gramas de KCl em 100
g de solução ou em 90 g de água.
0,1 ......0,1 g de soluto......1 g de solução ou 0,9 g de solvente;
10 %......10 g de soluto......100 g de solução ou 90 g de
solvente;
30 %......30 g de soluto......100 g de solução ou 70 g de
solvente.
32

33. CONCENTRAÇÃO MOLAR, CONCENTRAÇÃO EM
MOL/L OU MOLARIDADE.
 Expressão matemática

Onde:
M = Concentração em mol/l;
n1 = número de mols de soluto;
V = volume de solução (litros);
m1 = massa de soluto (gramas);
Mol = massa molar do soluto.
 Unidade : mol por litro (mol/l), molar.
33

34.  Significado
A concentração molar ou molaridade, nos indica o
número de mols de soluto que existe em um litro de
solução. Exemplo:
- Uma solução 1M possui um mol de soluto
dissolvido em um litro de solução. Uma solução
0,5M possui 0,5 mols de soluto dissolvidos em um
litro de solução.
34

35.  3.5. Fração molar
a) Conceito
A fração molar de uma solução é a relação entre o número de mols
deste componente e o número total de mols da solução.
 b) Expressão matemática
Se a solução apresenta apenas um tipo de soluto, a expressão da
Fração Molar será:

Onde:
FM1 = fração molar do soluto;
FM2 = fração molar do solvente;
n1 = número de mol de soluto;
n2 = número de mol de solvente.
Se a solução apresentar mais de um soluto, calcula-se a relação
entre o número de mols do soluto ou solvente em questão, e o
somatório do número de mols dos demais componentes.
35

36.  Para obter a percentagem molar de uma solução, multiplica-se a fração molar por 100.
%M = FM x 100
Onde: %M = porcentagem molar.
c) Unidade
A fração molar não tem unidade, é um número maior que zero e menor que um, quando
multiplicado por 100 (porcentagem molar) expressa-se o resultado em mols %.
d) Significado
A porcentagem molar nos indica o número de mols de um componente de uma solução,
que existem em 100 mols de solução. A fração molar nos indica a fração de mols de um
componente por mol de solução.
Uma solução de NaCl que tem uma porcentagem molar de 5%, possui 5 mols de NaCl
dissolvidos em 95 mols de água, ou 100 mols de solução. Esta mesma solução teria
fração molar igual a 0,05 ou 0,05 mols em 0,95 mols de água.
FM1 = 0,1.....0,1 mol de soluto.....1 mol de solução;
% M = 10%.....10 mols de soluto.....100 mols de solução.
A soma das frações molares de todos os componentes de uma solução é igual a uma
unidade, e a soma das porcentagens molares é igual a 100.
SFM = 1
S%M = 100
36

37. 3.6. Densidade
a) Conceito
É a razão da massa da solução pelo volume da
solução, dada em l ou ml.
b) Expressão matemática
Onde:
d = densidade;
m = massa da solução;
V = volume da solução, dada em l ou ml.
c) Unidade: g/l ou g/ml.
37

38.  Significado
A densidade indica a massa, em gramas,
encontrada num litro ou mililitro de solução.
Exemplos:
- Uma solução de densidade 1 g/ml possui massa
de 1 g por ml de solução, ou seja 1 ml de solução
apresenta massa igual a 1 g.
- Uma solução de densidade 980 g/l possui massa
980 g por 1 l de solução, ou seja, 1 l de solução
apresenta massa igual a 980 g.
38

39. DILUIÇÃO
 Diluição: diminuição da concentração,
normalmente aumentando o volume do
solvente.
 Quando se efectua uma diluição o
número de moles do soluto
permanece constante.
 Como todo o soluto provém da solução
original podemos concluir que:
Cinicial Vinicial = Cfinal Vfinal 39

40. TITULAÇÃO
40

41. DILUIÇÃO
 O procedimento para preparar uma solução menos
concentrada a partir de uma solução mais concentrada é
denominado diluição.
Solução concentrada Solução diluída
O número total de moles do soluto é constante 41
Diluição
Adição de
Solvente

42. 42
DILUIÇÃO
Solução concentrada: Mais partículas
de soluto por unidade de volume
Solução diluída: Menos partículas de
soluto por unidade de volume

43. SOLUÇÕES AQUOSAS
 A água é o solvente
 A água é um excelente solvente
 molécula polar
 constante dieléctrica elevada
 íons e moléculas de água
43

44. HIDRATAÇÃO DOS íons Na+ e Cl-
Hidratação - processo no qual um íon é rodeado por moléculas de água dispostas
de uma determinada maneira.
A hidratação ajuda a estabilizar os íons em solução e evita a combinação entre
catíons e aníons.
Os íons do soluto (NaCl) estão totalmente separados pelas moléculas de água. As
moléculas de água estão orientadas de acordo com a carga do íon. 44

45. PERSPECTIVA MOLECULAR DO PROCESSO
MOLECULAR DO PROCESSO DE DISSOLUÇÃO
45
1- separação das
moléculas do
solvente
2- Separação
das moléculas
do soluto
3- Mistura das
moléculas do
solvente com o
soluto

46. ENTALPIA DE SOLUÇÃO
∆HSOL
 Se o processo de dissolução for endotérmico, um equilíbrio de
solubilidade pode ser escrito do seguinte modo:
Soluto + solvente+ calor Solução (∆Hsol> 0)
Neste caso a solubilidade aumenta com a temperatura…normalmente
 Se o processo de dissolução for exotérmico, um equilíbrio de
solubilidade pode ser escrito do seguinte modo:
Soluto +solvente Solução + calor (∆Hsol< 0)
Neste caso a solubilidade diminui com a temperatura …normalmente 46

47. ENTALPIA DE SOLUÇÃO MOLAR
 Calor libertado ou absorvido quando se dissolve 1 mole
de soluto num determinado solvente.
MX (s) + H2O → M+ (aq) + X- (aq)
NaCl (s) + H2O → Na+ (aq) + Cl- (aq)
47

48. SOLUÇÃO IDEAL
 Soluto não volátil
 Solução muito diluída
 n«N
 N = moles de solvente
 n = moles de soluto
 Soluto não reage com solvente
 Soluções reais apresentam desvios no comportamento
 Água do mar não é uma solução ideal
48

49. PROPRIEDADES COLIGATIVAS
DE SOLUÇÕES DE NÃO-ELECTRÓLITOS
 São propriedades que dependem exclusivamente
da concentração das partículas presentes, por
exemplo:
 abaixamento da pressão de vapor
 aumento do ponto de ebulição
 abaixamento do ponto de fusão
 pressão osmótica
 Teoria Cinética Molecular 49

50. LEI DE RAOULT
 Lei de Raoult: a presença do soluto diminui a tendência de escape
(tendência apresentada pelas moléculas para escapar da fase na
qual se encontram) das moléculas do solvente P1 > P2
50
P1
Solvente
P2
Solução

51. ABAIXAMENTO DA PRESSÃO DE VAPOR
Lei de Raoult: A pressão parcial de um solvente sobre uma solução, P2, é
dada pela pressão vapor do solvente puro, P1 , vezes a fracção molar do
solvente na solução, x1:
P2 = x1 P1
É de notar que para um solvente não-volátil, P2 é a pressão de vapor total da
solução. x1 = 1 – x2 , onde o subíndice 2 representa o soluto.
P2 = (1 – x2 ) P1
Resolvendo em ordem a x2, obém-se P1 > P2
abaixamento da pressão de vapor relativo
n – moles de soluto, N – moles de solvente
1
2
1
2
P
P
P
x


N
n
P
P
P


1
2
1
51

52. SOLUÇÃO DE BENZENO-TOLUENO
52
xbenzeno
Pressão
(mmHg)
 A figura mostra a
dependência das pressões
parciais do benzeno e do
tolueno relativamente às suas
fracções molares numa
solução benzeno- tolueno.
 Diz-se que esta solução é
ideal porque as pressões de
vapor obedecem à lei de
Raoult.

53. SOLUÇÕES NÃO IDEAIS: DESVIOS DA LEI
DE RAOULT
53
PTotal > Pprevista
PTotal < Pprevista

54. MONTAGEM PARA REALIZAR DESTILAÇÕES
FRACCIONADAS EM PEQUENA ESCALA
54
Destilação fraccionada –
técnica para separar os
componentes líquidos de uma
solução que se baseia na
diferença entre os respectivos
pontos de ebulição.
 A coluna de fraccionamento
tem um enchimento compacto
de pequenas esferas de vidro.
Solvente
purificado

55. PVAPOR E TEMPERATURA
55

56. ELEVAÇÃO DO PONTO DE EBULIÇÃO
T1 : ponto de ebulição do solvente
T2 : ponto de ebulição da solução
∆Te= T2 - T1 : elevação do ponto de
ebulição
∆Te= T2 - T1 = Ke n / N = Ke m
Em que:
n = número de moles de soluto
N = número de moles de solvente
m = molalidade da solução
Ke = constante de ebulição do
solvente, aumento provocado pela adição
de 1 mole de soluto a 1 kg se solvente
56
T1 T2

57. ABAIXAMENTO DO PONTO DE FUSÃO
T1 : ponto de fusão do solvente
T2 : ponto de fusão da solução
∆Tc= T2 - T1 : abaixamento do ponto
de fusão
∆Tc= T2 - T1 = Kc n / N = Kc m
Em que:
n = número de moles de soluto
N = número de moles de solvente
m = molalidade da solução
Kc = constante de crioscopia do
solvente, abaixamento provocado
pela adição de 1 mole de soluto a
1 kg se solvente
57

58. DIAGRAMA DE FASES
58
Depressão
crioscópica
Elevação
ebulioscópica

59. PRESSÃO OSMÓTICA
 Osmose: passagem de solvente através de uma membrana
semipermeável
 Isotónica: soluções da mesma pressão osmótica
 Hipertónica: solução de pressão osmótica superior (concentração
também superior)
 Hipotónica: solução de pressão osmótica inferior (concentração
também inferior)
59

60. OSMOSE
Solvente Solução
60
membrana semi-
permeável
P1 < P2
Transferência efectiva de
solvente

61. PRESSÃO OSMÓTICA
Membrana semipermeável –
permite a passagem de
moléculas de solvente mas
impede que as moléculas de
soluto passem.
Pressão osmótica – é a
pressãp necessária para fazer
parar a osmose. Pode ser dada
por:
 = MRT
Em que:
M= molaridade da solução
R = constante dos gases
T = temperatura absoluta
61
Fluxo do
solvente
Solução
Solvente
puro
Início: níveis
iguais
Durante a
osmose: desnível

62. OSMOSE INVERSA
 Usa uma
pressão elevada
para forçar a água a
sair de uma solução
mais concentrada
para outra menos
concentrada através
da uma membrana
semipermiável.
62
Moléculas de água

63. CROMATOGRAFIA
63

64. 64

65. 65