Soluções
Chang Cap 11, 12
QI OCN QG EA
11/5/2015
Soluções,
definições 1
• Solução: mistura homogénea
de substâncias de estrutura
molécular 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 Na Cl
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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
maxima de soluto dissolvido
no solvente (nas dadas
condições)
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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 rapidemente
• NaCl (s)
Na+(aq)+Cl-(aq)
• Saturação,
equilibrio estabelecido
NaCl (s)
Na+(aq)+Cl-(aq)
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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
• Processos estuarinos,
precipitação de sais pouco
soluveis
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Soluções,
definições 3
• Solvatação: processo de
formação de solução,
agregação das moleculas 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
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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
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Tipos de solução
• Solução líquida:
– Gás/liquído: p.ex.: O2em H2O
– Liquído/liquído: etanol em H2O
– Solido/liquído: Na Cl em H2O
• Solução gasosa:
– Gás/gás: O2 em N2
– Liquído/gás: Cloroformio em N evaporado
– Sólido/gás: Gelo seco em N sublimado
2
2
• Solução solida:
– Gás/solido: H2 em Pd,
– Liquído/solido: Hg em Au,
– Solido/solido: Cu em Ni
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Tipos de Misturas
»Tipos de Misturas
Homogêneas Heterogêneas
Soluções
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Coloides
Temp. de fusão
e misturas
• Heterogênea
TºC
• Homogênea
TºC
f2
f1
`intervalo´
de fusão
t
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t
Coloides
• são misturas homogêneas
• não sedimentam
• não são separaveis por
filtração
• particulas coloidais < 10-5 cm
• não são soluções ionicas
• dispersam a luz (efeito
Tyndall)
• p ex. proteínas ou glicose em
água
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Tipos de coloides
•
•
•
•
agitação
Sol
gel
emulsão
fumaça
nevoeiro
• solido/liquido
• liquido/liquido
• solido/gás
• liquido /gás
aerossois:
– fumaça
– nevoeiro
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Concentração
quantidade de soluto num
dado volume de solvente
• S.I. : mol dm-3
• outras unidades
–
–
–
–
–
M: molaridade
m: molalidade
fracção molar
% molar, % massa
m/m, v/v, m/v p.ex g/l
• Diluíção: diminuir
concentração, normalmente
aumentando volume de
solvente
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Soluções aquosas
• solvente é àgua
• àgua é excelente solvente
– molécula polar
– constante dielectrica elevada
H
–O
+
H
– iões e moleculas de àgua
+
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Dissolução de NaCl
• Dissociação e dissolução de
um sólido ionico (NaCl) em
àgua
Na
H
H
O
Cl
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Entalpia de solução
Hsol
• Soluto +solvente+ calor
Solução
Solubilidade aumenta com
temperatura
Endotermico +Hsol
• Soluto +solvente
Solução + calor
Solubilidade diminuí com
temperatura
Exotermico -Hsol
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Entalpia de solução
molar
• Calor libertado ou absorvido
quando se dissolve 1 mole de
soluto num determinado
solvente


MX (s)  H 2 O  M ( aq )  X (aq )


NaCl (s)  H 2 O  Na ( aq )  Cl ( aq )
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Entalpia de solução
endotermico + H
• M+(g)
X- (g)
+(aq)
+(aq)X
-(aq)
M
X-(aq)
•M
•M+X-(s)
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Entalpia de solução
+ H
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Entalpia de solução
exotermico - H
•M+X-(s)
Entalpia de solução
- H
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X-(g)
Entalpia de hidratação
Entalpia matricial
•M+(g)
•M+(aq)X-(aq)
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Propriedades Coligativas
de Soluções
• Propriedades que dependem
exclusivamente da
concentração das particulas
presentes, p.ex.:
– abaixamento da pressão de
vapor
– aumento do ponto de ebulição
– abaixamento do ponto de
fusão
– pressão osmótica
Teoria Cinetica Molecular,
Chang Cap 11
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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
desvos no comportamento
• Àgua do mar não é uma
solução ideal
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Lei de Raoult
• Lei de Raoult: a presença do
soluto diminuí a tendencia
de escape das moleculas do
solvente
P1 > P2
P1
P2
Solvente
Solução
Solvente
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Solução
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Abaixamento da
pressão de vapor
•
: pressão de vapor do
solvente (puro)
• P2:: pressão de vapor do
solvente (em solução)
• P1 > P2
P1
P1  P2 n

P1
N
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Pvap e temperatura
Pvap
Solvente
Solução
P1
P2
P1 - P 2
Temperatura
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Elevação do ponto de
ebulição
•
T1 : ponto de ebulição do solvente
Pressão T2 : ponto de ebulição da solução
Solvente
Solução
Patm
TºC
T1
T2
T = T2 - T1 : elevação do ponto de ebulição
T = T2 - T1 = Ke n/N = Ke m
n = moles de soluto,,
N = moles de solvente
m = molalidade da solução
Ke = constante de ebulição do solvente, aumento
provocado pela adição de 1 mole de soluto a 1kg
de solvente
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Abaixamento do
ponto de fusão
• Pressão
sl
sl
Solução
Solvente
TºC
T1
T2
T = T2 - T1 : abaixamento do ponto de fusão
T = T2 - T1 = Kc n/N = Kc m
n= moles de soluto,,
N = moles de solvente
m = molalidade da solução
Kc= constante de crioscopica do solvente, abaixamento
provocado pela adição de 1 mole de soluto a 1kg
de solvente
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Pressão osmótica
• Osmose: passagem de
solvente através de uma
membrana semi-permeável
• Isotónica: soluções da mesma
pressão osmótica
• Hipertónica: solução de
pressão osmótica superior
(concentração tambem superior)
• Hipotónica: solução de
pressão osmótica inferior
(concentração tambem inferior)
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Osmose
• Solvente
membrana semipermeável
Solução
v
v
P1 >
P2 Transferência
efectiva de
solvente
Equação van´t Hoff:
 = MRT
M: molaridade
R: const.dos gases
T: Kelvin
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