Capitulo 13 – Propriedades
das soluções
Alunos: Alexandre Peixoto Landim - 15753
Thiago Arantes Nogueira – 15785
Engenharia de Controle e Automação

Introdução
 O processo de dissolução
 Soluções saturadas e solubilidade
 Fatores que afetam a solubilidade
 Formas de expressar a concentração
 Propriedades coligativas
 Colóides
Introdução

As misturas estão presentes no nosso dia-adia
 Algumas destas misturas são homogêneas:
são as soluções
 Exemplos: ar (diversos gases), latão (zinco
e cobre)
 As soluções podem ser gasosas, líquidas ou
sólidas

Componentes de uma solução: solutos e
solvente
 Solvente: componente presente em maior
quantidade (mol)
 Soluto: demais componentes da solução
1. O processo de dissolução

Uma solução é formada quando uma substância se
dispersa uniformemente em outra
 As forças que atuam entre as partículas de um
soluto e as do solvente são as mesmas que atuam
nas moléculas de líquidos e sólidos
 Interação entre soluto e solvente: Solvatação
 Quando o solvente é a água: Hidratação
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Variações de energia na
solubilização
ΔHsol = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3
 ΔH1 = separação das moléculas do soluto
(ΔH1 > 0 => processo endotérmico)
 ΔH2 = separação das moléculas do solvente
(ΔH2 > 0 => processo endotérmico)
 ΔH3 = formação das interações solutosolvente (ΔH3 < 0 => processo exotérmico)

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
A formação de uma solução pode ser
endotérmica ou exotérmica
 Exemplos:
- Exotérmica: NaOH em água =>
ΔH = -44,48 kJ/mol
- Endotérmica: NH4NO3 (nitrato de amônio)
em água => ΔH = 26,4 kJ/mol
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Não haverá solução se ΔHsol for muito
positiva
 Exemplo: NaCl em gasolina
 Líquidos polares não se solubilizam com
líquidos apolares
 Exemplo: H2O e C8H8

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Solubilização, espontaneidade,
energia e desordem

Duas substâncias apolares se solubilizam
uma na outra em quaisquer proporções, por
forças de dispersão de London
 Variação da energia: pequena ou nula
 Processo espontâneo: sem o dispêndio de
energia externa ao sistema
 Fatores envolvidos: energia e desordem
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
Os processos que envolvem a diminuição da
energia de um sistema tendem a ser
espontâneos e, conseqüentemente,
exotérmicos
 Porém existem processos espontâneos
endotérmicos
 Exemplo: NH4NO3 em água, CCl4 e C6H14
 Isso ocorre devido ao aumento da desordem
do sistema
 Diferenciar processos físicos de processos
químicos
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2. Soluções saturadas e
solubilidade

A cristalização ocorre devido às colisões
que fazem com que as partículas dissolvidas
do soluto se religuem ao sólido.
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
As soluções podem ser saturadas,
insaturadas e supersaturadas
 Solução saturada: é quando a solução está
em equilíbrio com o soluto não dissolvido
 Solução insaturada: é quando tem menos
soluto do que o necessário para formar uma
solução saturada
 Solução supersaturada: é quando tem mais
soluto do que o necessário para formar uma
solução saturada
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
A temperatura altera o grau de solubilidade
 Solubilidade é a quantidade de soluto necessária
para formar uma solução saturada em certa
quantidade de solvente, numa dada temperatura

Exemplo:
Se 35,7 gramas por 100 mL a 0°C é a solubilidade
no NaCl em água, acima desse valor a solução
será saturada e abaixo será insaturada
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3. Fatores que afetam a
solubilidade

Interações soluto-solvente
 Temperatura
 Pressão
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Interações soluto-solvente

A solubilidade de gases em água aumenta
como aumento da massa molecular do
soluto
 Líquidos polares tendem a ser solúveis em
solventes polares
 Pares de líquidos que se solubilizam em
quaisquer proporções: líquidos miscíveis
 Pares parcialmente solúveis: imiscíveis
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
Ligações de hidrogênio entre soluto e
solvente podem levar a altas solubilidades
 O número de átomos de carbono na cadeia
do álcool afeta a solubilidade

“Semelhante dissolve semelhante”
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Efeito da pressão

A solubilidade de um gás em qualquer
solvente aumenta com o aumento da pressão
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
A solubilidade dos sólidos e líquidos não é
afetada sensivelmente
 Lei de Henry: Cg = kPg
 Cg = solubilidade do gás na solução (mol/L)
 Pg = pressão parcial do gás sobre a solução
 k = constante de Henry
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Efeito da Temperatura

A solubilidade da maioria dos sólidos em
água aumenta com o aumento da temperatura
 A solubilidade dos gases na água diminui
com o aumento da temperatura
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4. Formas de expressar a
concentração

Existem várias formas de se expressar a
concentração, entre elas :
 Porcentagem em massa
 Fração em quantidade de matéria
 Concentração em quantidade de matéria
 Concentração em mol/kg
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Porcentagem em massa

Assim uma solução 36% de HCl em massa,
contém 36 g de HCl para cada 100 g de
solução.
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
Exemplo: 1 mol de HCl e 8 mols de água
equivalem a 0,111 de quantidade de HCl

Exemplo: 0,5 mol em 0,250 L de solução
resulta em uma concentração de 2 mol/L
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
Exemplo: 0,2 mol de NaOH e 0,5 kg de
água resulta uma solução de 0,4 mol/kg
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5. Propriedades Coligativas

As soluções apresentam algumas
propriedades significativamente diferentes
das propriedades do solvente puro
 Propriedades coligativas são aquelas que
dependem da quantidade do soluto, mas não
de sua espécie química
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Abaixamento tonoscópico

A pressão de vapor de um líquido é
resultado de equilíbrio dinâmico
 A adição de um soluto não-volátil diminui a
taxa de evaporação das moléculas sem
alterar a taxa de retorno
 Assim o equilíbrio se desloca e a pressão de
vapor sobre a solução diminui
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
O abaixamento da pressão de vapor é
proporcional à concentração da solução: se
esta for duplicada, o abaixamento da
pressão de vapor também será
 A redução da pressão de vapor é
proporcional à concentração das partículas
do soluto, sejam elas neutras ou carregadas
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Lei de Raoult

Expressa quantitativamente a pressão de
vapor de soluções de solutos não-voláteis
 P = xA  Pº
 P = pressão de vapor da solução
 xA = fração em mol do soluto
 Pº = pressão de vapor do solvente puro
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
Solução ideal: cumpre a lei de Raoult
 As soluções reais têm comportamento
aproximado do ideal quando:
- a concentração dos solutos é pequena
- solutos e solvente têm moléculas com
tamanhos semelhantes e estão sujeitas a
forças intermoleculares semelhantes
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Elevação ebulioscópica

A pressão de vapor do solvente na solução é
mais baixa do que a pressão do solvente
puro, refletindo no ponto de ebulição
 ΔTe = Ke  Ml
 Ke = constante ebulioscópica (ligada ao
solvente)
 Ml = concentração em mol/kg
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Abaixamento crioscópico

Abaixamento da temperatura de congelação
 ΔTc = Kc  Ml
 Kc = constante crioscópica (ligada ao
solvente)
 Ml = concentração em mol/kg
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Elevação osmótica

Movimento de solvente da menos
concentrada para a mais concentrada
 A pressão osmótica (π) é a pressão
necessária para prevenir a osmose e é dada
pela expressão:

Diferença entre meio hiper e hipotônico
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6. Colóides

Colóides são partículas dispersas maiores
que moléculas, mas não são tão grandes
para que os componentes da mistura
separem-se pela gravidade
 Como as soluções, os colóides podem ser
gases, líquidos ou sólidos
 Variam em diâmetro de 10 a 2000 Å
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
O efeito Tyndall é o desvio da luz
provocado pelas partículas coloidais
 Exemplos: leite, chantilly, manteiga e tinta
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
Os colóides mais importantes são os quais o
meio dispersante é a água
 Eles podem ser hidrofílicos (interagem com
a água) ou hidrofóbicos (não sofrem
interação com a água)
 Os colóides hidrofóbicos podem ser
estabilizados pela adsorção (aderência à
superfície) ou pela presença de um grupo
hidrofílico.
 Métodos para a remoção das partículas
coloidais:
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
Estabilização de uma emulsão de óleo em
água por íons estearato
Referência bibliográfica

Química: A Ciência Central 9ª edição
Brown, LeMay, Bursten