Propriedades das soluções

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Propriedades das soluções
Solução: mistura homogênea de uma ou mais
substâncias.
Tabela 1. Exemplos de soluções
Estado da 
solução
Estado do 
solvente
Estado do 
soluto
Exemplo
Gás Gás Gás Ar
Líquido Líquido Gás Oxigênio em água
Líquido Líquido Líquido Álcool em água
Líquido Líquido Sólido Sal em água
Sólido Sólido Gás Hidrogênio em 
paládio
Sólido Sólido Líquido Mercúrio em prata
Sólido Sólido Sólido Prata em ouro
O processo de dissolução
Mudanças de energia e formação de solução
Variação de entalpia no processo de
dissolução:
Hdissol = H1 + H2 + H3
Onde:
H1 – separação das moléculas do soluto
H2 – separação das moléculas do solvente
H3 – Interações soluto-solvente
Descrição das três contribuições de entalpias para o calor total de dissolução de um
soluto: (1) A separação das partículas do soluto entre si demanda uma absorção de
energia para superar suas interações atrativas. O processo é endotérmico. (2) A
separação das moléculas do solvente para acomodar o soluto também requer energia.
(3) A terceira contribuição resulta das interações soluto-solvente (exotérmico).
A quebra de
forças
intermoleculares
é sempre
endotérmica. A
formação de
forças
intermoleculares
atrativas é
sempre
exotérmica.
H1
H2
H3
O processo de dissolução
O Hdissol pode ser positivo ou negativo
• Os valores de H1 e H2 são positivos
(processo endotérmico)
• O valor de H3 é sempre negativo
(processo exotérmico)
Há duas possibilidades:
• H3 > (H1 + H2)
• H3 < (H1 + H2)
O processo de dissolução
• O MgSO4 adicionado à água tem ΔHdissol = -91,2 kJ/mol.
(usado para fazer bolsa de calor)
• O NH4NO3 adicionado à água tem ΔHdissol = + 26,4 kJ/mol.
(usado para fazer bolsa de gelo).
As bolsas consistem em um saco de
água e o produto químico seco. Quando a
bolsa é comprimida, o lacre que separa o
sólido da água é quebrado e é formada uma
solução, aumentando ou diminuindo a
temperatura.
Solubilidade
• É a massa do soluto
que pode ser
dissolvida numa certa
quantidade de
solvente em uma dada
temperatura.
• É expressa em
gramas de soluto por
100 mL (100 cm3) ou
por 100 g de solvente
em uma dada
temperatura.
Exemplos
 1) Cloreto de sódio - 36 g
por 100 g de H2O a 20
oC.
 2) Sacarose - 200 g por
100 g de H2O a 20
oC.
 3) Hidróxido de cálcio
[Ca(OH)2] - 0,17 g por 100
g de H2O a 20
oC.
Solução saturada: solução que está em equilíbrio
com o soluto não dissolvido (velocidades dos
processos de dissolução e cristalização são iguais):
Em uma solução saturada de AgCl existe um
equilíbrio entre o sal sólido e os seus íons
dissolvidos:
AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)
Solução insaturada: Uma solução que não
está em equilíbrio em relação à substância
dissolvida e pode dissolver quantidade maior
desta mesma substância.
Solução supersaturada: Uma solução que
contém quantidade maior de soluto do que a
necessária para formar uma solução
saturada.
Fatores que afetam a solubilidade
• Interação soluto-solvente
Tabela 2. Solubilidades de gases em água a 20 oC, com 1 atm de pressão
As forças atrativas entre as moléculas de gás e de solvente são
principalmente de dispersão de London, que aumentam com o aumento
do tamanho e da massa das moléculas do gás (solubilidade aumenta à
proporção que a atração gás-água aumenta).
Gás Solubilidade
N2 0,69 x 10
-3
O2 1,38 x 10
-3
Ar 1,50 x 10-3
Kr 2,79 x 10-3
28 g/mol
32 g/mol
40 g/mol
83,8 g/mol
Fatores que afetam a solubilidade
Interação soluto-solvente
Tabela 3. Solubilidade de alguns álcoois em água e hexano
aExpresso em mol de álcool/100 g de solvente a 20 oC. O
símbolo  indica que o álcool é completamente miscível em
solvente.
O número de átomos de carbono em um
álcool afeta sua solubilidade em água.
Enquanto o comprimento da cadeia de
carbono aumenta, o grupo polar OH torna-se
uma parte continuamente menor na molécula,
e a molécula se comporta mais como um
hidrocarboneto (apolar). A solubilidade de um
álcool em um solvente apolar (hexano)
aumenta à medida que a cadeia de
hidrocarboneto apolar aumenta em
comprimento.
Fatores que afetam a solubilidade
O efeito da pressão na solubilidade de um gás.
Quando a pressão é aumentada (b), a taxa na qual
as moléculas de gás entram na solução aumenta. A
concentração das moléculas de soluto no equilíbrio
aumenta na proporção da pressão.
(b)(a)
• Quanto maior a pressão, mais próximas as
moléculas de gás estarão do solvente e maior será
a possibilidade de atingirem a superfície e entrarem
em solução. Consequentemente, quanto maior for a
pressão, maior será a solubilidade. Quanto menor
for a pressão, menor será a quantidade de
moléculas de gás próximas ao solvente e, portanto,
menor será a solubilidade.
• Se Sg é a solubilidade de um gás, k é uma
constante e Pg é a pressão parcial do gás, a lei de
Henry fornece:
Sg = kPg
Pratique:
1) Calcule a concentração de CO2 em
um refrigerante engarrafado com
pressão parcial de CO2 de 4,0 atm
sobre o líquido a 25 oC. k = 3,1 x 10-2
mol/L atm.
S =kPCO2= (3,1 x 10
-2 mol/L atm) (4,0 atm)
S = 0,12 mol/L
CO2
CO2
Fatores que afetam a solubilidade
Efeitos da temperatura
(a) (b)
(a) Solubilidades de vários compostos iônicos em água
em função da temperatura. (b) Solubilidades de vários
gases em água em função da temperatura.
Se o processo de dissolução é endotérmico, um equilíbrio
de solubilidade pode ser escrito como:
calor + soluto + solvente solução (H > 0)
Se for exotérmico:
soluto + solvente solução + calor (H < 0)
De acordo com o princípio de Le Châtelier, o equilíbrio
pode ser alterado pela mudança de temperatura.
• No caso endotérmico (calor é considerado reagente), um
aumento de temperatura favorece a reação direta e, assim,
aumenta a solubilidade.
• No caso exotérmico (calor é considerado produto), um
aumento de temperature favorece a reação inversa diminuindo,
portanto, a solubilidade.
• Desde que Hdissol para um gás é geralmente
negativo (processo exotérmico, calor é
considerado produto), a solubilidade de um gás
normalmente diminui com o aumento da
temperatura. O aumento da temperatura irá
deslocar o equilíbrio para o lado esquerdo, no
sentido da formação de CO2(g):
CO2(g) + solvente líquido →CO2(aq) + calor
Lembre-se: o ponto de ebulição normal de um líquido é a temperatura
na qual sua pressão de vapor é igual a 1 atm.
Na figura ao lado,
observa-se um diagrama de
fases que ilustra a elevação do
ponto de ebulição e a redução
do ponto de congelamento. A
adição de um soluto não volátil
reduz a pressão de vapor da
solução. A curva de pressão de
vapor da solução é deslocada
para baixo em relação à curva de
pressão de vapor do solvente
puro.
Consequências do abaixamento da pressão de vapor da
solução:
• O ponto de ebulição da solução é mais alto que o ponto de
ebulição do solvente puro.
• O ponto de congelamento da solução é mais baixo que o do líquido
puro.
Propriedades coligativas
Coligativa significa “dependente do conjunto”; as propriedades
coligativas dependem do efeito coletivo do número de partículas
de soluto.
1) Redução da pressão de vapor
A pressão de vapor de um solvente volátil acima de uma
solução que contém um soluto não volátil é proporcional à
concentração do solvente na solução. Essa relação é expressa
pela lei de Raoult:
Psolução = Xsolvente P
o
solvente
Psolução é a pressão parcial exercida pelo vapor do solvente acima da solução
Xsolvente é a fração em quantidade de matéria do solvente na solução
Posolvente é a pressão de vapor do solvente puro.
Obs. A redução da pressão de vapor é uma propriedade coligativa, de forma que ela
depende da concentração das partículas de soluto e não do tipo de partículas.
Entretanto, as aplicações da Lei de Raoult serão limitadas aos solutos não voláteis
e não eletrólitos.
Pratique
2) A glicerina (C3H8O3, M = 92,1 g mol
-1) é um não
eletrólitonão volátil com densidade de 1,26 g/mL a
25 oC. Calcule a pressão de vapor a 25 oC de uma
solução preparada pela adição de 50,0 mL de
glicerina a 500,0 mL de água. A pressão de vapor da
água pura a 25 oC é 23,8 torr.
mglicerina = 1,26 x 50 = 63 g
nglicerina = 63 g / 92,1 g mol
-1 = 0,684 mol
nágua = 500 g / 18 g mol
-1 = 27,8 mol
X = 27,8 / (27,8 + 0,684) = 0,976
P = X Po = (0,976) (23,8 torr) = 23,2 torr
23,8 – 23,2 = 0,6 torr
A pressão de vapor da solução
abaixou 0,6 torr em relação à da água
pura.
H2O
H2O H2O H2O
Pratique
3) A pressão de vapor de água pura a
110 oC é 1070 torr. Uma solução de
etilenoglicol (C2H6O2, M = 62 g mol
-1) e
água tem pressão de vapor de 1 atm a
110 oC. Supondo que a lei de Raoult
seja obedecida, qual é a fração em
quantidade de matéria do etilenoglicol?
P = X Po
X = P / P
o
X = 760 torr/1070 torr = 0,710
X + Xetilenoglicol = 1
Xetilenoglicol = 0,290
H2O H2O H2O
H2O H2O H2O
H2O
H2O
2) Elevação do ponto de ebulição
Te = iKem
• Ke é a constante molal de elevação do ponto de
ebulição para o solvente (constante de
proporcionalidade determinada experimentalmente
para cada solvente).
• m é a molalidade
m = nsoluto/ kgsolvente
• i é o fator de van’t Hoff. Para um não eletrólito, i = 1.
Para um eletrólito, i depende de como a substância
se ioniza ou se dissocia no solvente.
3) Redução do ponto de
congelamento:
Tc = iKcm
• Kc é a constante molal da redução
do ponto de congelamento.
Tabela 4. Constantes da elevação molal do ponto de ebulição e da
redução do ponto de congelamento.
Pratique
4) O anticongelante automotivo consiste em etilenoglicol (C2H6O2), um não
eletrólito não volátil. Calcule o ponto de ebulição e o ponto de congelamento de
uma solução de 25% em massa de etilenoglicol em água.
Em 100 mL da solução há 25 g do soluto (etilenoglicol) e 75 g (75 mL) do
solvente (H2O).
netilenoglicol = 25 g / 62,1 g mol
-1 = 0,4026 mol
75 mL de H2O = 75 g = 0,075 kg
m = 0,4026 mol / 0,075 kg = 5,37 mol/ kg
Te = Kem = (0,51
oC/mol/kg) (5,37 mol/kg) = 2,7 oC
Tc = Kcm = (1,86
oC/mol/kg) (5,37 mol/kg) = 10,0 oC
Ponto de ebulição = pe normal do solvente + Te = 100,0
oC + 2,7 oC = 102,7 oC
Ponto de congelamento = pc normal do solvente – Tc = 0
oC – 10,0 oC = -10 oC
4) Osmose Na figura (a) ao lado, observam-se duas
soluções de diferentes concentrações separadas
por uma membrana semipermeável. As
moléculas do solvente (esferas azuis)
movimentam-se em ambos os sentidos da
membrana. Entretanto, a concentração do
solvente é mais alta na solução contendo menos
soluto (esferas verdes), ou seja, na solução
diluída. Logo, a taxa na qual as moléculas do
solvente passam da solução menos concentrada
(diluída) para a mais concentrada é maior que a
taxa no sentido oposto. Portanto, existe um
movimento resultante de moléculas do solvente
da solução diluída para a solução mais
concentrada. Nesse processo, chamado
osmose, o movimento resultante do solvente é
sempre no sentido da solução com maior
concentração de soluto. Como resultado, os
níveis de líquidos nos dois braços do tubo em
forma de U tornam-se diferentes. A osmose
cessa quando a altura da coluna for tal que a
pressão exercida sobre o lado esquerdo da
membrana é suficiente para opor-se ao
movimento resultante de solvente (figura b).
(b)
(a)
É possível aplicar
pressão no braço da esquerda
(ver figura ao lado) para fazer
cessar o fluxo resultante de
solvente. A pressão necessária
para prevenir a osmose é a
pressão osmótica, , da
solução. A pressão osmótica
obedece a uma lei similar à lei
do gás ideal: V = nRT, onde V
é o volume da solução, n é a
quantidade de matéria do
soluto, R é a constante do gás
ideal e T é a temperatura na
escala Kelvin.
Pressão osmótica
• A pressão osmótica (π) é a pressão necessária para prevenir a
osmose e é dada pela expressão:
c é a concentração em quantidade de matéria
• Se duas soluções de pressões osmóticas idênticas são
separadas por uma membrana semipermeável, não ocorrerá
osmose. As duas soluções são ISOTÔNICAS.
• Se uma solução é de pressão osmótica mais baixa , ela é
HIPOTÔNICA em relação à solução mais concentrada
(HIPERTÔNICA)
Pratique
5) A pressão osmótica média do sangue é 7,7
atm a 25 oC. Qual concentração de glicose
(C6H12O6) será isotônica com o sangue?
 = cRT
c = /RT = 7,7 atm / (0,0821 L atm mol-1 K-1) (298 K)
c = 0,310 mol/L
Soluções isotônicas em ralação aos fluidos
intracelulares previnem o murchamento (ocorre quando
coloca-se uma célula de glóbulos vermelhos em uma
solução hipertônica em relação à solução intracelular) ou a
hemólise (rompimento da célula de glóbulos vermelhos em
contato com uma solução hipotônica) dos glóbulos
vermelhos.
A osmose através da membrana
semipermeável de uma célula de glóbulo
vermelho:
(a) hemólise
provocada pelo
movimento de água
para dentro da célula;
(b) murchamento
provocado pelo
movimento de água a
partir da célula.
Exercícios
1) Uma solução é preparada pela dissolução de
4,35 g de glicose, C6H12O6, em 25,0 mL de
água. Calcule a molalidade da glicose na
solução.
molalidade = nsoluto / massa do solvente (kg)
nglicose = 4,35 g / 180,2 g mol
-1 = 0,0241 mol
molalidade = 0,0241 mol/0,025 kg = 0,96 mol/kg
2) Uma solução de um não eletrólito não volátil foi
preparada pela dissolução de 0,250 g da substância
em 40,0 g de CCl4. O ponto de ebulição resultante foi
0,357 oC mais alto do que o do solvente puro. Calcule a
massa molar do soluto. Ke = 5,02
oC/mol kg-1
Te = Ke x molalidade
molalidade = Te / Ke
molalidade = (0,357 oC)/(5,02 oC/mol kg-1)
molalidade = 0,0711 mol/kg
molalidade=nsoluto/kg solvente
nsoluto = molalidade x kg solvente
nsoluto = (0,0711 mol/kg) x 0,04 kg = 2,844 x 10
-3 mol
n = massa/M; M = 0,250 g / 2,844 x 10-3 mol
M= 87,9 g/mol
3) A pressão osmótica de uma solução aquosa
de determinada proteína foi medida para que
se determine a respectiva massa molar. A
solução continha 3,50 mg de proteína
dissolvidos em água suficiente para perfazer
5,00 mL de solução. Encontrou-se uma
pressão osmótica de 1,54 torr a 25 oC. Calcule
a massa molar da proteína.
 = cRT
 = 1,54/760 = 2,0263 x 10-3 atm
c = /RT = (2, 263 x 10-3) / [(0,0821 L atm mol-1 K-1) x (298 K)]
c = 8,28 x 10-5 mol/L
n = c x V(L)= (8,28 x 10
-5 mol/L) x (5,00 x 10-3 L)
n = 4,14 x 10-7 mol
n = m/M
M= (3,50 x 10-3 g) / (4,14 x 10-7 mol) 
M = 8,454 x 103 g/mol