Propriedades Físicas das Soluções
• Solução (def): é uma mistura homogénea de duas ou mais substâncias.
–
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 Na
Cl
• Tipos de soluções:
Gás/Gás - Ex: Ar
Gás/Líquido Ex: Água
Gás/Sólido Ex: H2 em paládio
Líquido/Líquido Ex: Etanol em água
Sólido/Líquido Ex: NaCl em água
Sólido/sólido Ex: Bronze (Cu/Zn) solda (Sn/Pb)
A nossa atenção vai se centrar em soluções com um componente líquido, e dentro destes o mais
comum é a água.
Tipos de soluções
Solução saturada: é aquela que contém a máxima quantidade de soluto num
dado solvente, a uma dada temperatura.
Solução insaturada: ocorre antes de se atingir o ponto de saturação;
Solução sobresaturada: são soluções que contém maior quantidade de soluto
do que a existente numa solução saturada. Não são soluções estáveis.
Perspectiva Molecular do Processo de Dissolução
Do ponto de vista molecular, o processo de dissolução pode decompor-se em
três passos:
1- separam-se as moléculas do solvente
2- separam-se as moléculas do soluto
3- misturam-se as moléculas de solvente com as do soluto.
Os dois primeiros passos necessitam de energia para vencer as forças
intermoleculares atractivas, portanto são endotérmicas. O 3º passo pode ser
endotérmico ou exotérmico
H diss  H1  H 2  H3
Factores de que depende a solução
O processo de dissolução tal como todos os processos físico-quimicos
depende de dois factores:
1- energia que determina se o processo é endo ou exotérmico
2- entropia ou seja do estado de desordem. O processo de dissolução é
sempre acompanhado por um aumento da desordem o que favorece a
solubilidade de qualquer substância, mesmo se o processo de dissolução for
endotérmico.
Soluções de líquidos em líquidos
• Quando dois líquidos se dissolvem completamente em todas as
proporções dizem-se mísciveis. Ex: Etanol/água
• Líquidos imisciveis: Ex: Água/azeite.
• “Igual dissolve igual”- dois líquidos apolares são miscíveis assim
como dois líquidos polares
Soluções de sólidos em líquidos
• Sólidos covalentes com estrutura em rede,
como a grafite e o quartzo não se dissolvem em
nenhum solvente.
• Os metais também não se “dissolvem”
• Compostos iónicos e moleculares dissolvem-se
em certos solventes.
Compostos iónicos
•
Ex. NaCl em água: os iões estão estabilizados em solução
por hidratação. Envolve interacções iões-dipolo. Em geral
prevê-se que os compostos iónicos devem ser mais
solúveis em solventes polares, tais como água, amoníaco
do que em apolares como benzeno e tetracloreto de
carbono.
•
As moléculas dos solventes apolares não têm momento
dipolar, elas não podem solvatar os iões Na+ e Cleficientemente.
•
Solvatação: é o processo pelo qual um ião ou uma
molécula fica rodeado por moléculas de solvente dispostas
de uma determinada maneira. Quando o solvente é a água
designa-se por hidratação.
Compostos moleculares
As forças atractivas existentes nas moléculas de um cristal são:
•
dípolo-dípolo
•
dispersão; ocorre no naftaleno
•
ligações de hidrogénio; ocorre com a ureia que se dissolve em etanol e água
H2N C NH2
O
•
Metais
•
Os metais não são solúveis em nenhum solvente, somente reagem
Naftaleno
Ureia
químicamente com alguns deles.
•
Os metais alcalinos (Li, Na, K) e metais alcalino-terrosos (Ca, Sr, Ba) reagem
com a água produzindo H2 e o correspondente hidróxido metálico.
Na(s)+2H2O(l) g 2NaOH(aq) +H2(g)
Unidades de Concentração das Soluções
Cristalização (def): é o processo pelo qual o soluto dissolvido abandona a solução para
formar cristais. O procedimento para obter cristais é usar uma solução sobressaturada.
Concentração (def): é a quantidade de soluto presente num dada quantidade de solução
Tipos de Unidades de Concentração
% em massa do solut o 
massa de solut o
 100%
massa da solução
fracçãomolar
do component eA  x A 
molesde A
soma das molesde t odosos componentse
molaridade
molesde solut o
lit rosde solução
molalidade 
molesde solut o
massa de solvent e(Kg)
Efeito da Temperatura na Solubilidade
Nos sólidos: na maior parte dos casos, a solubilidade duma substância
aumenta com a temperatura. Não se pode estabelecer uma correlação entre
o sinal de Hdiss e a variação da solubilidade com o aumento da temperatura;
Ex: a dissolução do CaCl2 é exotérmico e o do NH4NO3 é endotérmico
Cristalização fraccionada: é separação de uma mistura de substâncias nos seus
componentes puros com a base nas suas diferentes solubilidades.
É
utilizada para purificar compostos sólidos funciona bem se se tiver uma curva
de solubilidade muito inclinada.
Efeito da Temperatura na Solubilidade
Nos gases: a solubilidade de gases em água normalmente diminui quando a
temperatura aumenta.
Tabela 2: Solubilidades de gases comuns em água a várias temperaturas
Gases
OºC
20ºC
50ºC
100ºC
N2
0.0029
0.0019
0.0012
0
O2
0.0069
0.0043
0.0027
0
CO2
0.335
0.169
0.076
0
SO2
22.8
10.6
4.3
1.8
NH3
89.9
51.8
28.4
7.4
Efeito da pressão na solubilidade dos gases
O aumento da pressão externa aumenta a solubilidade dos gases e viceversa. A relação quantitativa entre estes factores é dado pela Lei de Henry
c  kP
c – concentração molar (mol/L) do gás dissolvido
P – pressão (em atm) do gás sobre a solução
k – é a constante (mol/l.atm) da lei de Henry para um dado gás, constante
que depende da temperatura.
Excepções à lei de Henry
1- O NH3; a sua solubilidade em água aumenta devido a reagir com ela
NH3 + H2O D NH4+ + OH2- Com o CO2 acontece o mesmo
CO2 + H2O D H2CO3
3- Solubilidade do O2 no sangue é elevada devido à hemoglobina (Hb) que é um
transportador de oxigénio
Hb + 4O2 D Hb(O2)4
Propriedades Coligativas
 Depende das populações de partículas na mistura e não da sua
identidade química.
 O efeito do soluto na pressão de vapor do solvente na solução
líquida depende se o soluto é ou não volátil.
 São 4 as propriedades coligativas:
1.
2.
3.
4.
abaixamento da pressão de vapor
aumento do ponto de ebulição
abaixamento do ponto de fusão
pressão osmótica
Soluções de soluto não volátil
•
Todas as soluções de soluto não volátil têm uma pressão de vapor inferior ao
solvente puro. Lei de Raoult.
Psolução = Xsolvente x Pºsolvente
•
Pºsolvente: pressão de vapor do solvente puro
•
Xsolvente= nsolvente/(nsolvente+nsoluto) = fracção molar
Moléculas de solvente na solução (a sua escapada é impedida pelo soluto) D
Moléculas solvente no estado de vapor (o seu regresso não é impedido pelo
soluto)
Diagramas de fase de (a) água pura e
(b) solução aquosa
Soluções que contêm dois ou mais
componentes voláteis
• Neste caso o vapor contém moléculas dos componentes
PA = XAPºA
PB = XBPºB
(Lei de Raoult)
• A pressão da solução dos líquidos A e B é
PTotal = PA +PB (Lei de Dalton)
Soluções ideais e lei de Raoult (I)
• Solução ideal é aquela em que Hsolução = 0.
 Hsolução = calor de solução = entalpia molar da solução
(def): são as alterações de energia que ocorrem no
sistema e à sua volta quando uma mole de soluto se
dissolve no solvente a pressão constante de modo a
formar uma solução diluida.
• Só soluções ideais obedecem à lei de Raoult
Soluções ideais e lei de Raoult (II)
A figura mostra como a pressão de vapor da solução (total) está
relacionada com a composição da solução.
Desvios à Lei de Raoult
• Explicação para os desvios da pressão total: o desvio negativo ocorre
em soluções que se formam exotérmicamente. Isto significa que as
forças de atracção entre as moléculas do soluto e do solvente na
solução são mais fortes que as que existem no estado puro do soluto
e do solvente. As moléculas têm menos capacidade de escapar na
solução do que no estado puro. Como resultado a pressão parcial da
solução é inferior ao calculado pela Lei de Raoult (tem uma pressão
de vapor inferior).
O abaixamento da pressão de vapor da solução com o soluto não volátil afecta
as propriedades físicas de que modo?
Observando os diagramas de fases da água é possível ver que com a
presença de um soluto não volátil na água a solução formada
apresenta uma diminuição na curva de equilíbrio entre as fases
solução aquosa-gelo e solução aquosa - vapor. Isto provoca :
1- Abaixamento do ponto de congelação que se torna inferior ao da água
2- Aumento do ponto de ebulição da solução que se torna superior ao da
água
Propriedades coligativas
1- Depressão do ponto de congelação Tf
Tf = Kfm
2- Elevação do ponto de ebulição, Tb
Tb =Kf m
3- Pressão Osmótica
p = mRT
m – molalidade (mol/Kg)
Kf e Kb – Constantes molals de depressão do ponto
de congelação e de elevação do ponto de
ebulição.
Desvios à Lei de Raoult
Ocorrem em soluções não ideais em que a pressão parcial individual não é
linear com a fracção molar, bem como pressão total. Podem ocorrer desvios
positivos e negativos à Lei de Raoult. Como se pode observar pela figura
abaixo.
Propriedades coligativas de soluções de electrólitos
•
No caso do soluto ser um electrólito: para calculara a pressão osmótica há
que determinar a molalidade da solução de acordo com a dissociação do
electrólito
Ex: NaCl (s) → Na+ (aq) + Cl- (aq)
•
Problema: Determinar o ponto de congelação da solução aquosa de 0,106
m MgCl2, assumindo que se dissolve completamente (Brady; p. 441)
Associação de moléculas e propriedades coligativas
•
Ex: ácido benzóico forma dímeros o que faz com que o ponto de
congelação seja metade do esperado.
O
C
O
H
O
C
C
OH
O
H
O
Diálise e Osmose; Pressão Osmótica
•
(Def): Passagem de um solvente através de uma membrana semipermeável separando duas
soluções de concentrações diferentes. São propriedades coligativas dado que são função do
número relativo de partículas dissolvidas.
•
Diálise: existe a passagem de moléculas de água e moléculas pequenas. Existe nos seres
vivos.
•
Osmose: existe apenas passagem de moléculas de solvente. A membrana designa-se por
osmótica. Quando 2 soluções uma de concentração superior à outra são postas em contacto
através de uma membrana semi-permeável, as moléculas do solvente deslocam-se no sentido
da solução mais concentrada.
•
Quando um dos líquidos é solvente puro é possível evitar o fluxo osmótico para a solução
exercendo sobre esta uma pressão que se designa por pressão osmótica (p).

T : temperatura (ºC)
m : molaridade (mol/L)
R : constante dos gases perfeitos
p = mRT
Tipos de soluções
• Isotónica: soluções da mesma pressão
osmótica
• Hipertónica: solução de pressão osmótica
superior (concentração tambem superior)
• Hipotónica: solução de pressão osmótica
inferior (concentração tambem inferior)