A diferença fundamental entre uma solução e uma suspensão é o tamanho das partículas dispersas

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INTRODUÇÃO A SOLUÇÕES

PARTE I

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INTRODUÇÃO A SOLUÇÕES

PARTE I

A adição de solutos a solventes pode originar três tipos de

sistemas — soluções, suspensões e colóides

A diferença fundamental entre uma solução e uma

suspensão é o tamanho das partículas dispersas

misturas cujas partículas dispersas são muito menores do

que aquelas que podem ser vistas a olho nu, mas muito

maiores que moléculas individuais. Tais partículas são

denominadas partículas coloidais

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INTRODUÇÃO A SOLUÇÕES

PARTE I

CLASSIFICAÇÃO DOS COLÓIDES

Dependendo do tipo da partícula coloidal e do meio dispergente, os colóides podem ser classificados de várias maneiras, ou seja, recebem nomes particulares:

• Aerossol — consiste em um sólido ou umlíquido disperso em um gás.

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PARTE I

• Emulsão — são colóides formados porlíquido disperso em outro líquido ou sólido.Os exemplos mais conhecidos desse tipo decolóide são a maionese, o queijo e a manteiga.• Espuma— consiste em um gás disperso emsólido ou líquido.

Sol — são colóides formados pela dispersão de um sólido em líquido.O plasma sangüíneo é formado por grandes moléculas orgânicas dispersas em água.

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PARTE I

Gel — é um colóide formadopela dispersão de um líquidoem um sólido. Pode ser considerado um tipo de sol, noqual as partículas do dispersante sólido compõem umretículo contínuo, de estrutura aberta e semi-rígida. Nessetipo de colóide, tanto o disperso (líquido) como o dispersante (sólido) são contínuos

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PARTE I

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PARTE I

Estudar soluções para....??????

Compreender o significado da concentração de soluções;

Saber expressar quantitativamente essa concentração;

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PARTE I

1 – CONCEITO: São

misturas de duas ou mais

substâncias que formam

um única fase

(homogênea).

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PARTE I

2-COMPONENTES DA SOLUÇÃO

As soluções apresentam composição variável, são sistemas

homogêneos, formados por uma ou mais substâncias

dissolvidas (soluto) num líquido (solvente), que não forma

depósitos no fundo do recipiente (corpo de chão). Seus

componentes não podem ser separados por filtração. Sua

separação é possível usando outros processos físicos como

por exemplo a destilação.

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PARTE I

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PARTE I

3 – TIPOS DE SOLUÇÕES

3.1- Quanto ao estado físico

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PARTE ISolução Soluto Solvente Exemplo

SólidaSólido Sólido Liga metálica Cu – Ni

Líquido Sólido Hg em Cu (amálgama de cobre)

Gasoso Sólido H2 dissolvido em Ni

Líquida

Sólido Líquido NaCl em H2O

Líquido líquidoÁlcool em H2O

Gasoso Líquido CO2 dissolvido em H2O

Gasosa

Sólido Gasoso Poeira no ar atmosférico

Líquido Gasoso Água no ar atmosférico

Gasoso Gasoso Ar atmosférico

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PARTE I

São aquelas em que o soluto é um composto iônico.

Exemplo: água + sal de cozinha.

São aquelas em que o soluto é um composto molecular.

Exemplo: água + açúcar.

Obs.:os ácidos são compostos moleculares, que em água, originam uma solução eletrolítica.

3.2- Quanto a natureza do soluto:

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PARTE I

3.3 – Quanto a solubilidade

A substância que se dissolve é o soluto, a substância na qual o soluto se dissolve é o solvente. A mistura homogênea resultante é a solução.

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PARTE I

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PARTE I

"Solutos diferentes apresentam solubilidades diferentes“

- Solução diluída - quantidade grande de solvente em relação

ao soluto

Ex: 2 g de NaCl em 100ml de H2O a 18ºC

- Solução concentrada - quantidade grande de soluto em

relação ao solvente

Ex: 30g de NaCl em 100ml de H2O a 18ºC

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PARTE I

- Solução saturada - contém a máxima quantidade de sal que

se dissolve em 100ml de H2O a uma determinada temperatura.

Ex: 36g de NaCl em 100ml de H2O a 18 ºC

-Solução supersaturada - apresenta uma maior quantidade de

soluto do que o solvente consegue dissolver. Essa solução

apresenta corpo de chão, corpo de fundo ou precipitado.

Ex: 40 g de NaCl em 100 mL de H2O a 18ºC

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PARTE I

OBS: a solução supersaturada é instável, agitando-a ou adicionando-lhe um pequeno cristal do soluto ( gérmen de cristalização), ocorrerá imediata precipitação do soluto dissolvido em excesso, voltando a ser saturada.

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PARTE I

Adicionando um pequeno cristal à solução supersaturada de acetato de sódio, a cristalização inicia-se com formação de cristais na forma de agulhas e continua até que todo o soluto em excesso se cristalize.

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PARTE I

4 – COEFICIENTE E CURVA

DE SOLUBILIDADE

Coeficiente de solubilidade : É

a quantidade máxima de uma

substância capaz de dissolver

uma quantidade fixa de solvente.

Em certas condições

experimentais. A quantidade

pode ser expressa em g ou mol

por 100g de solvente.

Geralmente o Cs é expresso em

m1/ 100 g de H2O.

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PARTE I

Curvas Ascendentes : São substâncias que se dissolvem com a absorção de calor, isto é, a dissolução é endotérmica.Curvas Descendentes : São substâncias que se dissolvem com a liberação de calor, isto é, a dissolução é exotérmica. Observe o gráfico a dissolução do KNO3, do K2CrO4 e do NaCl é endotérmica. Dentre essas, a dissolução do KNO3 é a que mais varia com a temperatura (observe a inflexão da curva). A dissolução do Ce2(SO4)3 é exotérmica.

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PARTE I

SUPERSATURADA

INSATURADA

SATURADA

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PARTE I

A

B

C

D

Diretamente proporcional

Inversamente proporcional

Não se altera

Sal hidratado

Ponto de inflexão

TºC

CS

TIPOS DE CURVAS DE SOLUBILIDADE

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PARTE I

1L de água a 0°C

1L de água a 0°C

1L de água a 0°C

357 g de NaCl

• CS do NaCl a 0°C = 35,7 g / 100g de H2O

• CS do NaCl a 25°C = 42,0 g / 100g de H2O

400 g de NaCl

Saturada

insaturada

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PARTE I

SOLUÇÃO SUPERSATURADA

1L de água a 0°C

1L de água a 25°C

1L de água a 0°C

400 g de NaCl

Supersaturada

• A concentração na solução final está acima do CS do NaCl a 0°C.

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PARTE I

Por ser polar, a água aproxima-se dos íons que formam um composto iônico (sólido) pelo pólo de sinal contrário à carga de cada íon, conseguindo assim anular suas cargas e desprendê-las do resto do sólido. Uma vez separado do sólido, os íons são rodeados por moléculas de água, evitando que eles regressem ao sólido (ex. NaCl).

Solubilidade de compostos iônicos em àgua

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PARTE I

O lado da molécula da água que contém os átomos de hidrogênio (+) atrairá os íons Cl-, e os íons Na+ serão atraídos pelo lado do átomo de oxigênio (-) da água. Esta é a maneira como as substâncias sólidas iônicas se dissolvem na água, e este processo é chamado de hidratação. Quando o solvente é outro que não a água, o processo é denominado de solvatação.

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PARTE I

5 - Preparo de soluções no laboratório

Massa do soluto = 80 gM(NaOH) = 40 g • mol–1

O soluto é transferido para o frasco e, em seguida, adiciona-se um pouco de água destilada e agita-se até que todo o sólido se dissolva.

Finalmente, acrescenta- -se água com auxílio de uma pisseta até atingir a marca de 1.000 mL.

TH

E

NE

XT

/CID

1 Introdução às expressões de concentração das soluções aquosas

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PARTE I

Unidades de massa

grama = 103 miligramas

quilograma (kg) = 103 gramas

miligrama = 10-3 gramas = 10-6 kg

Unidades de volume

Litro = 103 mililitros = dm3

m3 = 103 litros

mililitro = cm3 = 10-3 litro

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PARTE I

6 – Tipos de Concentrações

-Concentração Comum C (g/L) – Indica a massa do

soluto em 1 L da solução.

C = m1 Onde: m1 = massa do soluto

V V = volume da solução em litros

EXEMPLO

Uma solução de NaOH apresenta 200 mg dessa base num volume de 400 mL de solução. Qual a Concentração (g/L)?

Solução:

m1 = 200 mg = 0,2 g ; V = 400 mL = 0,4 L

C = 0,2 g / 0,4 L = 0,5 grama/Litro

A solução preparada contém 80 g de soluto dissolvidos em 1,0 L de solução.

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PARTE I

-Concentração Molar ou molaridade M ( mol/L ) –

Indica o nº de mols do soluto em 1 L da solução.

OBS: Um solução 2 molar significa que apresenta 2 mols

do soluto por litro da solução.

M = n1 onde: n1 = número de mols do soluto.

V V = Volume da solução em litros.

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PARTE I

Exemplo

Uma solução de H2SO4 contém 0,75 mols desse ácido num volume de 2500 cm3 de solução. Qual a Molaridade ?

Solução:

n1 = 0,75 mol ; V = 2500 mL = 2,5 L

M = n1 / V = 0,75 / 2,5 = 0,3 mol/L ou 0,3 M

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PARTE I

Contando íons em solução

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PARTE I

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PARTE I

-Título em massa tm– É a razão entre a massa do soluto e a

massa da solução.

mmm

mm T

21

11

sem unidades

Ainda: T% = T . 100

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PARTE I

Exemplo

Foram dissolvidas 80 gramas de NaCl em 320 gramas de água. Qual o título da solução ?

Solução:

m1 = 80 g ; m2 = 320 g ; m = 400 g

T = 80 / 80 + 320 = 80 / 400 = 0,2

Resposta: T = 0,2 ou T% = 20 %

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PARTE I

-Título em volume tv– É a razão entre o volume do

soluto e o volume da solução.

sem unidades

VVV

VV

T21

11

v

Ainda: Tv% = Tv . 100

O Título em volume é usado para expressar a graduação alcoólica das bebidas. Ex.: 38o GL = 38 %

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PARTE I

Exemplo

Uma bebida alcoólica apresenta 25% de etanol (álcool). Qual o volume, em mL, do etanol encontrado em 2 litros dessa bebida ?

Solução:

Tv% = 25% Tv = 0,25 ; V = 2 L

V1 = Tv. V = 0,25.2 = 0,5 L = 500 mL

Resposta: V1 = 500 mL = 0,5 L

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PARTE I

-Densidade da Solução – É a relação entre a massa do soluto e

o seu volume.

d = m

V

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PARTE I

Ampliando: DensímetroDensímetros

1,06 g/cm3

1,03 g/cm3

Urina com densidade fora

do normal

Urina normal

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PARTE I

Relações entre C e T

mmm

mm T

21

11

dividindo C por T, resulta

ou d densidadeVm

mmVm

TC

1

1

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PARTE I

Observações:

1. A Concentração (C) sempre deve ser expressa em g/L;

2. Se a densidade também está expressa em g/L a relação resultará

C = T . d

3. Se a densidade está expressa em g/mL (ou g/cm3) a relação resultará

C = T . 1000 . d

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PARTE I

Relações entre C, T e M

Vm C 1

mmm

mm T

21

11

Vn1M

como n1 = m1 / M1

m1 = massa do soluto M1 = massa molar do soluto

M =

Md1000T

MC

MVm

Vn

111

11..

.

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PARTE I

Exemplo

Uma solução de HCl contém 36,5 %, em massa do ácido e densidade 1,2 g/mL.Qual a Molaridade ?

Solução:

T% = 36,5 % T = 0,365; d = 1,2 g / mL

M = T . 1000 . d / M1 = 0,365 . 1000 . 1,2 / 36,5

M = 12,0 mol ou 12,0 M ou 12,0 Molar

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PARTE IPartes por milhão (ppm)em massa e em volume

Para valores de título e porcentagem muito pequenos

Pode se referir ao título em massa ou ao título em volume.

0,05 ppm em massamassa de soluto

massa de solução

30 ppm em volume

volume de solutovolume de solução =

0,0030 L100 L=

0,0030100

= = 0,003% 30 L

1.000.000 L

104:–

104:–104:–

104:–

0,05 g1.000.000 g

0,000005 g100 g 0,000005% = ==

0,000005100=

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PARTE I

A concentração da água oxigenada H2O2 (aq)

Solução de H2O2: 11,2 volumes ─ solução aquosa contendo

1,0 mol de peróxido de hidrogênio dissolvido em 1,0 L de

solução.

..

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PARTE I

Fração em quantidade de matéria ou Fração Molar

Razão entre a quantidade de matéria de um dos

componentes da solução e a de matéria total na solução:

sendo xsoluto a fração em quantidade de matéria do soluto

e xsolvente a fração em quantidade de matéria do solvente.

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PARTE I

Molalidade – W

É calculada pela da razão entre a quantidade

de matéria de soluto e a massa (em kg) de solvente.

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PARTE I

Concentração normal ou normalidade - N - é a relação entre o no de equivalentes do soluto e o volume da solução expresso em litros.Regras práticas para o cálculo do equivalente-grama (E): 1- Dos elementos químicos: é o quociente do átomo-grama pela valência do elemento.Ex: Sódio: E = A/1 = 23/1 = 23g E = átomo-grama

Cálcio: E = A/2 = 40/2 = 20g valência (no oxidação do elemento) 2- Dos ácidos: é o quociente da molécula-grama do ácido pela valência total dos H ionizáveis (V) ou é a massa desse ácido que libera um mol de íon H+.Ex: Ácido Clorídrico: E = M/1 = 36,5/1 = 36,5g E = PM

Nº H+Ácido fosfórico: E = M/3 = 98/3 = 32,6 g

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PARTE I

 3- Das bases: é o quociente da molécula grama (M) da base pela valência total das hidroxilas (OH-)Ex: Hidróxido de sódio: NaOH : E = M/1 = 40/1 = 40g E = P.M

Hidróxido de cálcio: Ca(OH)2: E = M/2 = 74/2 = 37g Nº OH-

 4 - Dos sais normais: é o quociente da molécula grama (M) do sal pela valência do cátion ou do ânion (V) ou carga total do cátion (ou do ânion) do sal.Ex: valência total do cátion é o produto da valência do cátion pelo no de cátions presentes na fórmula do sal. E = MM

CEx: sulfato de alumínio: Al2(SO4)3 cátion Al3+ valência do cátion +3 +6

número de cátions 2 ânion SO4

2- valência do ânion -2 -6 número ânions 3Valência total em valor absoluto é 6 => E = M/6 = 342/6 = 57g

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PARTE I

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PARTE I

7 – Diluição de soluções

Uma solução pode ser preparada adicionando – se solvente a uma solução inicialmente mais concentrada e esse processo chamamos de diluição. A adição de mais solvente provoca um aumento do volume da solução; a quantidade do soluto permanece constante.

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PARTE I

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PARTE I

Como: Quantidade inicial do soluto = Quantidade final do soluto,

Podemos apresentar as seguintes relações:

C.V = C´. V´ ou M.V = M´.V´

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PARTE I

8 – Mistura de soluções

8.1 SEM REAÇÃO QUÍMICA

- Mesmo soluto e solvente

Imaginemos a seguinte situação:

Podemos observar que na solução final a quantidade de soluto

é a mesma e o volume corresponde a soma de seus valores nas

soluções iniciais.

20 g de NaOH

Solução A

50 g de NaOH

Solução B

70 g de NaOH

Solução Final

1L 1L 2L

+

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PARTE I

Logo na solução final temos:

m1 = 70 g e V = 2 L

Sendo: C = m1 = 70 g = 35 g/L

V 2 L

A partir desses fatos , vamos estabelecer algumas relações:

C = m1

V

m´1 = C’V’ m”1= C”V” m´1 + m”1 = CV CV = C’V’ + C”V”

M = n1

V

n´1 = M’V’ n”1= M”V” n´1 + n”1 = MV MV = M’V’ + M”V”

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PARTE I

Exemplificando o uso da fórmula, temos:

CV = C’V’ + C”V”

C . 2 L = 20g/L.1 L + 50 g/L . 1 L

C = 35 g/L

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PARTE I

- Mesmo solvente com solutos diferentes

Imaginemos a seguinte situação:

0,1 mol de NaCl

1L 1L 2L

0,2 mol de C12H22O11

0,1 mol de NaCl

0,2 mol de C12H22O11

+

Na solução final:

Para o NaCl: M = 0,1 mol/2 L = 0,05 mol/L

Para o C12H22O11: M = 0,2 mol/2 L = 0,1 mol/L

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PARTE I

8.2 - COM REAÇÃO QUÍMICA

Na mistura de soluções formadas por um mesmo solvente,

porém com solutos diferentes , pode ocorrer uma reação

química. Essa possível reação ocorre de acordo com uma

proporção estequiométrica. Isso nos permite determinar a

concentração desconhecida de uma solução utilizando o

método da titulação.

Titulação : Muito usada no estudo da s reações ácido – base,

com ajuda de indicadores.

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PARTE I

Por exemplo: Vejamos como se determina a concentração

desconhecida de uma solução aquosa de HCl, com o auxílio de

uma solução aquosa de NaOH de concentração conhecida

utilizando o indicador fenolftaleína.

De acordo com o esquema:

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PARTE I

10mL de NaOH 0,1 M foram gastos

HCL x M + fenolftaleína25mL

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PARTE I

Para o NaOH Vgasto = 10 mL

M = 0,1 mol/L

Sendo que: M = n/V

Temos que: nNaOH = MV = 0,1 . 0,01 = 0,001 ou

10 -3

mol de NaOH reagem

A reação que ocorre pode ser representada por:

NaOH + HCl NaCl + H2O

10 -3 mol 10 -3 mol 10 -3 mol 10 -3 mol

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PARTE I

Para neutralizar 10 -3 mol de NaOH devemos ter 10 -3 mol de

HCl na solução do ácido.

Para o HCl Vgasto = 25mL

M = ? mol/L

Sendo que: M = n/V

Temos que: M = 10 -3 mol = 0,04 mol/L

25 . 10 -3 L

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PARTE I

Caso nos interesse, podemos determinar a concentração molar

do sal formado.

Para o NaCl

Vfinal = 10 mL (NaOH)+ 25mL (HCl) = 35 mL

n NaCl = 10 -3 mol

M = ? mol/L

M = 10 -3 mol = 0,028 mol/L

0,035 L

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PARTE I