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Faculdade de Ciências Agrárias e Veterinárias de Jaboticabal – FCAV - UNESP
CURSO: Ciências Biológicas
DISCIPLINA: Química
ASSUNTO: Soluções
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1. TIPOS MAIS COMUNS DE SOLUÇÃO
Solução é uma mistura uniforme ou homogênea de átomos, íons ou moléculas de duas ou mais substâncias.
As soluções podem ser líquidas, sólidas ou gasosas.
Soluto Solvente Aparência da Solução
Exemplo
Gás Líquido Líquido Água mineral gaseificada
Líquido Líquido Líquido Etanol combustível hidratado
Sólido Líquido Líquido Água salgada
Gás Gás Gás Ar atmosférico
Sólido Sólido Sólido Ouro 18-quilates
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2. PROPRIEDADES DAS SOLUÇÕES
A distribuição das partículas em uma solução é uniforme;
Os componentes de uma solução não se separam em repouso; Uma solução não pode ser separada em seus componen- tes por filtração; Dados quaisquer soluto e solvente, é possível preparar soluções com muitas composições diferentes; As soluções podem ser separadas em componentes puros.
3
3. ÁGUA COMO SOLVENTE
A maior parte das reações químicas importantes nos tecidos vivos ocorre em solução aquosa;
Serve como solvente para transportar reagentes e produtos de um lugar para outro do corpo;
É reagente ou produto em muitas reações bioquímicas;
É um excelente solvente.
4
3. ÁGUA COMO SOLVENTE
Fórmula molecular: H2O. Geometria: angular.
(a) Fórmula estrutural (estrutura de Lewis). (b) Modelo de esferas e bastões.
Fonte: BETTELHEIM et al., 2012 : p. 82. 5
3. ÁGUA COMO SOLVENTE
Molécula de H2O: apresenta ligações H-O polares.
A molécula de H2O é polar (µ = 1,85 D).
6 Fonte: BROWN et al., 2005 : p. 302.
Entre as moléculas de H2O ocorre um tipo de interação denominada ligação de hidrogênio.
Ligação de hidrogênio: força de atração, não covalente, entre a carga parcial positiva de um átomo de H ligado a um átomo de elevada eletronegatividade (geralmente O ou N) e carga parcial negativa de um oxigênio ou nitrogênio próximos.
3. ÁGUA COMO SOLVENTE
H
7
Fonte: BETTELHEIM et al., 2012 : p. 137.
Ligações de hidrogênio não se restringem à água. Formam-se entre duas moléculas sempre que uma delas tem um átomo de hidrogênio ligado ao O ou N, e a outra, um átomo de O ou N com carga parcial negativa. Exemplo 1:
3. ÁGUA COMO SOLVENTE
Ligação de hidrogênio entre a molécula de um éter e da água.
8
Fonte: BARBOSA, 2004 : p. 21.
3. ÁGUA COMO SOLVENTE
Exemplo 2:
9
Fonte: BARBOSA, 2004 : p. 22.
Excelente solvente (solvente universal). Capaz de dissolver compostos iônicos e moleculares. - Exemplo: dissolução do NaCl (sólido iônico) em H2O.
3. ÁGUA COMO SOLVENTE
10
Fonte: BETTELHEIM et al., 2012 : p. 169.
Interação Íon-Dipolo:
11
Fonte: BARBOSA, 2004 : p. 17.
Etanol, glicose e ácido ascórbico ou vitamina C, são exem- plos de compostos moleculares solúveis em água.
3. ÁGUA COMO SOLVENTE
Etanol
Glicose
Vitamina C
12
Fonte: BROWN et al., 2005 : p. 453.
Exercício 1: determine se cada uma das seguintes substâncias apresenta maior probabilidade de se dissolver em tetracloreto de carbono (CCl4) ou em água: (a) hexano, C7H16;
(b) sulfato de sódio, Na2SO4;
(c) cloreto de hidrogênio, HCl;
(d) iodo, I2.
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Exercício 2: coloque as substâncias a seguir, em ordem cres- cente de solubilidade em água: (a) pentano, C5H12;
(b) pentan-1-ol, C5H10OH;
(c) pentano-1,5-diol, C5H10(OH)2;
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Ao se preparar uma solução, o mais usual é o preparo de um volume determinado com certa concentração do soluto. Denomina-se concentração à quantia de soluto dissolvida em uma determinada quantia de solvente ou de solução. As relações entre as porções de soluto e de solvente em uma solução líquida, ou entre porções de soluto e solução, podem ser expressas de diferentes maneiras, denominadas unidades de concentração.
4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO
15
4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO
Relação massa do soluto/massa total da solução: é usualmente transformada numa porcentagem conhecida como título e pode ser simbolizada por %(m/m). EXEMPLO: uma solução aquosa de H2SO4 com título 70% contém 70 g de H2SO4 para cada 100 g da solução.
100= xm
m)m/m%(
solução
solutoEQ. 1
16
Relação massa do soluto/volume da solução: é bastante utilizada em indústrias, com unidade g/L ou kg/L e é denominada concentração de soluto em massa (C).
4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO
solução
soluto
V
mC EQ. 2
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4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO
Relação quantidade de matéria do soluto/volume da solução: é mais utilizada em laboratórios de química em geral, sendo expressa em mol/L. Essa relação, cujo uso é recomendado pela IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada) é denominada concentração de soluto em quantidade de matéria (concentração molar ou molaridade), M.
solução
soluto
V
nMolaridade = EQ. 3
18
Relação quantidade de matéria do soluto/massa do solvente: é denominada molalidade e é expressa em mol/kg. É utilizada sempre que se quer ter uma relação que não dependa da temperatura.
4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO
solvente
soluto
m
nmolalidade = EQ. 4
19
4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO
Normalidade: a normalidade de uma solução indica o número de equivalentes-grama do soluto dissolvido em 1 L de solução. É expressa em eq/L ou normal (N).
solução
soluto
V
e=N EQ. 5
soluto
soluto
soluto E
m=e
EQ. 6
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4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO
Regras para cálculo do equivalente-grama (E):
a) Equivalente-grama de um ácido: corresponde à massa em gramas de um ácido capaz de fornecer ou doar 1 mol de íons H+.
b) Equivalente-grama de uma base: corresponde
à massa em gramas de uma base capaz de fornecer 1 mol de íons OH-.
21
4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO
c) Equivalente-grama de um sal: corresponde à massa desse sal, em gramas, capaz de fornecer 1 mol de cargas positivas ou negativas. d) Equivalente-grama de agentes redutores ou de agentes oxidantes: corresponde a massa em gramas do redutor ou oxidante, capaz de fornecer ou receber, respectivamente, 1 mol de elétrons.
Regras para cálculo do equivalente-grama (E):
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4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO
Relação entre Concentração em mol/L, M e Normalidade, N: N = k . M EQ. 7 O valor de k é estabelecido de acordo com as regras utilizadas no cálculo do equivalente-grama.
23
24
4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO
Exercício 3: calcule a concentração de soluto em massa (C),
a concentração em quantidade de matéria (M) e a normalidade (N) de cada uma das seguintes soluções: a) 1,45 mol de HCl em 250,0 mL de solução; b) 14,3 mol de NaOH em 3,4 L de solução; c) 0,341 mol de KCl em 100,0 mL de solução; d) 2,5x10-4 mol de NaNO3 em 350 mL de solução.
Resp.:
a) C = 212 g L-1; M = 5,80 mol L-1; N = 5,80 eq L-1
b) C = 168 g L-1; M = 4,21 mol L-1; N = 4,21 eq L-1
c) C = 254 g L-1; M = 3,41 mol L-1; N = 3,41 eq L-1
d) C = 6,07x10-2 g L-1; M = 7,14x10-4 mol L-1; N = 7,14x10-4 eq L-1
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4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO Exercício 4: quantos gramas de soluto estão presentes em cada uma das soluções a seguir? a) 21,2 mL de CH3COOH(aq) 6,8 mol L-1; b) 1,3x10-4 L de H2SO3(aq) 0,501 eq L-1.
Resp.:
a) m = 8,65 g; b) m = 2,67x10-3 g
26
4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO Exercício 5: determine a concentração em quantidade de matéria (M) das soluções a seguir. a) 15,3 mL de solução 4,22 mol L-1 diluída para 100 mL; b) 1,45 mL de solução 0,034 mol L-1 diluída para 10,0 mL.
Resp.:
a) M = 0,645 mol L-1; b) M = 4,93x10-3 mol L-1
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4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO Exercício 6: determine o volume inicial necessário (em mL) para gerar, por diluição, as soluções desejadas. a) 10,0 L de solução 0,45 mol L-1 a partir de uma solução 3,0 mol L-1; b) 250 mL de solução 0,175 mol L-1 a partir de uma solução 1,5 mol L-1. Resp.:
a) V = 1.500 mL; b) V = 29,2 mL
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4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO Exercício 7: um cientista leu um artigo científico descrevendo um experimento que requer a preparação de uma solução de cloreto de sódio 0,035 mol L-1. Caso sejam necessários 500 mL dessa solução, descreva como a solução poderia ser preparada a partir de um frasco de NaCl sólido e água.
Resp.:
massa de NaCl necessária para preparar a solução
desejada = 1,024 g; descrever como preparar a solução.
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5. PROPRIEDADES COLIGATIVAS
Entre as propriedades das soluções líquidas, em particular
das soluções aquosas de solutos não-voláteis (que não
tendem a vaporizar), destacam-se quatro que são deno-
minadas propriedades coligativas.
São propriedades que dependem da concentração de
partículas dissolvidas (moléculas e/ou íons), mas não da
natureza dessas partículas, ou seja, não dependem de
que partículas são essas.
30
Abaixamento da pressão de vapor;
Aumento da temperatura de ebulição (ebulioscopia);
Diminuição da temperatura de solidificação (crioscopia);
Tendência do solvente atravessar membranas que permitem a passagem do solvente, mas não do soluto.
5. PROPRIEDADES COLIGATIVAS
31
5.1. ABAIXAMENTO DA PRESSÃO DE VAPOR
Exemplos:
Fonte: PERUZZO & CANTO, 2006 : p. 110.
32
Os solutos não voláteis reduzem a habilidade das moléculas da superfície do solvente de escaparem do líquido.
Conseqüentemente, a pressão de vapor é reduzida.
A quantidade da redução da pressão de vapor depende da quantidade de soluto.
Lei de Raoult:
Psolução = xsolvente . Psolvente puro EQ.8
x = fração molar do solvente
5.1. ABAIXAMENTO DA PRESSÃO DE VAPOR
33
5.2. AUMENTO DA TEMPERATURA DE EBULIÇÃO Exemplos:
Fonte: PERUZZO & CANTO, 2006 : p. 113.
34
A adição de um soluto não-volátil à água pura (solvente
puro), aumenta a temperatura em que se inicia a ebulição
do solvente na solução, ou seja, a temperatura em que
inicia-se a ebulição da solução aumenta.
5.2. AUMENTO DA TEMPERATURA DE EBULIÇÃO
Fonte: PERUZZO & CANTO, 2006 : p. 114.
35
5.3. ABAIXAMENTO DA TEMPERTAURA SOLIDIFICAÇÃO
A adição de um soluto não-volátil à água pura (solvente
puro), diminui a temperatura de solidificação do solvente
na solução, ou seja, a temperatura de solidificação da
solução diminui.
Fonte: PERUZZO & CANTO, 2006 : p. 115.
A elevação da temperatura de eblição e o abaixamento da
temperatura de congelamento são diretamente proporcio-
nais à concentração do soluto expressa em molalidade (w).
Equações matemáticas que relacionam à elevação do ponto de ebulição (te) e o abaixamento da temperatura de congelamento (tC) com a molalidade:
te = Ke . w EQ. 9
tC = KC . w EQ. 10
Ke: constante ebulioscópica;
KC: constante crioscópica;
w: molalidade total de partículas de soluto.
36
37
Fonte: BROWN et al., 2005 : p. 464.
38
5.4. OSMOSE
O fluxo efetivo de solvente através de uma membrana
permeável apenas ao solvente é denominado osmose.
Verifica-se que esse fluxo ocorre espontaneamente do
meio menos concentrado para o meio mais concentrado.
Fonte: PERUZZO & CANTO, 2006 : p.123.
39
Existe movimento em ambos os sentidos através de uma membrana semipermeável.
À medida que o solvente move-se através da membrana, os níveis de fluidos nos braços se tornam irregulares.
Conseqüentemente, a diferença de pressão entre os braços interrompe a osmose.
5.4. OSMOSE
Fonte: BROWN et al., 2005 : p. 466.
40
Soluções isotônicas: duas soluções com o mesmo
separadas por uma membrana semipermeável.
Soluções hipotônicas: uma solução de mais baixo do
que uma solução hipertônica.
Os glóbulos vermelhos são envolvidos por membranas
semipermeáveis.
5.4. OSMOSE
41
Crenadura:
- glóbulos vermelhos colocados em solução hipertônica
(em relação à solução intracelular);
- existe uma concentração de soluto mais baixa na célula do que no tecido circundante;
- a osmose ocorre e a água passa através da membrana para fora da célula.
- a célula murcha.
5.4. OSMOSE
Fonte: BROWN et al., 2005 : p. 467.
42
Hemólise:
- glóbulos vermelhos colocados em uma solução hipotônica;
- existe uma concentração maior de soluto na célula;
- a osmose ocorre e a água entra na célula;
- a célula se rompe.
Para evitar a crenação ou a hemólise, as soluções I.V. (intravenosas) devem ser isotônicas.
5.4. OSMOSE
Fonte: BROWN et al., 2005 : p. 467.
43
OSMOSE E CÉLULAS VIVAS
Fonte: PERUZZO & CANTO, 2006 : p.142.
44
– O pepino em solução de NaCl perde água murchando e se transformando em picles.
– A cenoura mole colocada em água se torna firme porque a água entra via osmose.
– A comida salgada provoca a retenção de água e o inchamento de tecidos (edema).
– O sal adicionado à carne ou o açúcar à fruta evita infecção bacteriana (uma bactéria colocada no sal perderá água através de osmose e morrerá).
5.4. OSMOSE
45
5.4.1. PRESSÃO OSMÓTICA
Quando uma solução aquosa está separada da água pura
por uma membrana permeável apenas à água, o valor
exato de pressão que se deve aplicar sobre a solução para
impedir a osmose é denominado PRESSÃO OSMÓTICA da
solução. Essa grandeza é representada pela letra pi ().
= M . R . T EQ. 11
M: concentração (em mol/L) de partículas dissolvidas em solução;
R: constante universal dos gases;
T: temperatura da solução na escala Kelvin. Fonte: PERUZZO & CANTO, 2006 : p.124.
46
5.4.2. OSMOSE REVERSA
Fonte: PERUZZO & CANTO, 2006 : p.125.
47
6. COLÓIDES
São suspensões nas quais as partículas suspensas são maiores do que as moléculas, mas pequenas demais para saírem da suspensão devido à gravidade.
Em um colóide (também chamado de dispersão ou sistema
coloidal) o diâmetro das partículas de soluto varia de 1 a
1.000 nm.
Podem existir em várias fases: gasosa, líquida ou sólida.
48
6. COLÓIDES
Fonte: BROWN et al., 2005 : p. 471.
49
6. COLÓIDES
Propriedades de três tipos de misturas:
Propriedade Soluções Colóides Suspensões
Tamanho da partícula
(nm)
0,1 – 1,0 1 – 1.000 >1.000
Filtrável com papel
comum
Não Não Sim
Homogênea Sim Limítrofe Não
Precipita em repouso Não Não Sim
Comportamento perante
a luz
Transparente Efeito Tyndall Opaco
50
6. BIBLIOGRAFIA CONSULTADA
BARBOSA, L. C. de A. Introdução à química orgânica. 1. ed. São Paulo:
Prentice Hall, 2004.
BETELLHEIM, F. A.; BROWN, W. H.; CAMPEBELL, M. K.; FARRELL, S. O.
Introdução à química geral. 9. ed. São Paulo:Cengage Learning, 2012.
BROWN, T. L.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J. R. Química a
ciência central. 9. ed. São Paulo:Pearson Prentice Hall, 2005.
PERUZZO, F. M.; CANTO, E. L. do. Química na abordagem do cotidiano.
4. ed. São Paulo:Moderna, 2006. v. 2.
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