Aula 10 - Soluções

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Propriedades das Soluções
QUÍMICA
A Ciência Central
9ª Edição
Química Geral I
Profª Livia Carneiro
Uma solução é uma mistura homogênea de dois ou mais 
componentes
Solução
Soluto Solvente
O processo de dissolução
Soluto: componente geralmente em menor quantidade.
Solvente: componente que acolhe o soluto.
 Soluto: sofre a ação da dissolução
 Solvente: agente de dissolução
O processo de dissolução
O processo de dissolução
• Considere o NaCl (soluto) 
dissolvendo-se em água
(solvente):
– as ligações de H da água têm
que ser quebradas,
– o NaCl se dissocia em Na+
e Cl-
– formam-se forças íon-dipolo: 
Na+ … -OH2 e Cl
- … +H2O.
– Dizemos que os íons são
solvatados pela água.
– Se água é o solvente, 
dizemos que os íons são
hidratados. 
O processo de dissolução
A energia de rede e atrações interiônicas são grandes, somente a água 
e alguns outros solventes muito polares podem dissolver os compostos 
iônicos pela hidratação ou solvatação.
O processo de dissolução
Formação de solução - Mudanças de energia
• Há três fases de energia na formação de uma solução:
– a separação das moléculas do soluto (H1),
– a separação das moléculas do solvente (H2) e
– a formação das interações soluto-solvente (H3).
• Define-se a variação de entalpia no processo de dissolução como
Hdissol = H1 + H2 + H3
• O Hsol pode tanto ser positivo como negativo, dependendo das forças
intermoleculares.
O processo de dissolução
– H1 é positivo (endotérmica)
– H2 é positivo (endotérmico)
– H3 é negativo
– É possível termos tanto H3 > (H1 + H2) quanto H3 < (H1 + 
H2).
O processo de dissolução
Mudanças de energia e formação de 
solução
• A quebra de forças intermoleculares é sempre endotérmica.
• A formação de forças intermoleculares atrativas entre soluto e 
solvente é sempe exotérmica.
• Para determinarmos se o Hdissol é positivo ou negativo, 
consideramos as intensidades de todas as interações soluto-
soluto e soluto-solvente:
– H1 e H2 são ambos positivos.
– H3 é sempre negativo.
– É possível termos tanto H3 > (H1 + H2) quanto H3 < (H1
+ H2).
O processo de dissolução
Hdiss < 0 (exotérmico) Hdiss > 0 (endotérmico)
MgSO4 NH4NO3
Partículas Partículas
do solvente + do soluto 
separadas separadas
Partículas 
Solvente + do solvente 
separadas
Solução
Solvente + soluto
En
ta
lpi
a
Processo 
líquido 
exotérmico
Partículas Partículas
do solvente + do soluto 
separadas separadas
Partículas 
Solvente + do solvente 
separadas
Solução
Solvente + soluto
Processo 
líquido 
endotérmico
H3
H1
Hdissol
H2
H3
H1
Hdissol
H2
O processo de dissolução
Mudanças de energia e formação de solução
• Exemplos: 
– O NaOH adicionado à água tem Hdissol = -44,48 kJ/mol.
– O NH4NO3 adicionado à água tem Hdissol = + 26,4 kJ/mol.
• „Regra‟: os solventes polares dissolvem solutos polares. Os solventes
apolares dissolvem solutos apolares. 
• Os processos que são exotérmicos tendem a ocorrer
espontaneamente.
– Se o Hdissol é demasiadamente endotérmico, não haverá a 
formação de uma solução.
O processo de dissolução
Mudanças de energia e formação de solução
– NaCl em gasolina não forma uma solução: as forças de interação
entre NaCl e a gasolina são fracas (íon-dipolo), uma vez que a 
gasolina é apolar. Conseqüentemente, as forças íon-dipolo não são
compensadas pela separação de íons.
– Água em octano (C8H18) não forma uma solução. A água tem 
ligações H fortes. Não há forças atrativas entre a água e o octano
para compensar as ligações de H.
O processo de dissolução
• Quando um soluto sólido começa a se dissolver em um 
solvente, a concentração de partículas do soluto na solução
aumenta, bem como suas chances de colidir com a 
superfície do sólido
• Dois processos ocorrem em uma solução em contato com 
um soluto não dissolvido
Soluto + solvente  solução
Soluções saturadas e solubilidade
cristalizar
dissolver
• Solução saturada: uma solução em equilíbrio com o soluto não
dissolvido
• Saturação: é o ponto em que uma solução de uma substância não
pode dissolver maior quantidade daquela substância, ou seja, 
quando a cristalização e a dissolução estão em equilíbrio.
• Solubilidade: é a quantidade de soluto necessária para formar uma
solução saturada.
• Ex.: NaCl em água: solubilidade é igual a 35,7 g por 100 mL
• Solução insaturada: menos soluto que o necessário para formar
uma solução saturada
• Supersaturada: é uma solução formada quando dissolve-se mais
soluto do que em uma solução saturada.
Soluções saturadas e solubilidade
Classificação das soluções quanto a relação soluto 
x solvente
Soluções saturadas e solubilidade
 Quando uma solução saturada com corpo de fundo é aquecida 
lentamente, o soluto ali depositado é dissolvido numa 
temperatura mais elevada.
 Deixa-se o frasco em repouso, e provocando o rápido 
abaixamento da temperatura o soluto continua dissolvido e 
temos então uma solução supersaturada.
 Entretanto, basta uma pequena agitação no sistema ou a 
introdução de um fragmento do soluto para que ocorra a 
precipitação do excesso do soluto e a solução volta a ser 
saturada. 
SOLUÇÃO SUPERSATURADA É INSTÁVEL
Soluções saturadas e solubilidade
Solução supersaturada de acetato de sódio (NaC2H3O2) em água. (a) 
quando um cristal de acetato é adicionado, o excesso cristaliza-se na 
solução, como mostrado em (b) e (c).
(a) (b) (c) 
Soluções saturadas e solubilidade
Interações soluto-solvente
• Os líquidos polares tendem a se dissolver em solventes
polares.
• Líquidos miscíveis: misturam-se em quaisquer
proporções.
• Líquidos imiscíveis: não se misturam.
Fatores que afetam a solubilidade
Interações soluto-solvente
 As forças intermoleculares são importantes na
solubilidade: água e etanol são miscíveis porque as 
ligações de hidrogênio quebradas em ambos os líquidos
puros são reestabelecidas na mistura.
 O número de átomos de carbono em uma cadeia afeta a 
solubilidade: quanto mais átomos de C, menos solúvel em
água.
A extensão na qual uma substância se dissolve em outra
depende da natureza tanto do soluto quanto do solvente, 
também depende da temperatura e, para gases, depende
da pressão.
Fatores que afetam a solubilidade
Interações soluto-solvente
 O número de grupos -OH dentro de uma molécula aumenta a 
solubilidade em água.
 Substâncias com forças atrativas intermoleculares similares tendem a 
ser solúveis entre si:
Generalização: “semelhante dissolve semelhante”.
 Quanto mais ligações polares na molécula, mais facilmente ela se 
dissolve em um solvente polar.
 Quanto menos polar for a molécula, mais dificilmente ela se dissolve 
em um solvente polar e melhor ela se dissolve em um solvente apolar.
Fatores que afetam a solubilidade
Interação soluto-solvente
A solubilidade do álcool aumenta em um solvente apolar como o hexano à medida que 
a cadeia de hidrocarboneto apolar aumenta em comprimento.
Fatores que afetam a solubilidade
Solúvel em gordura, considerada apolar!
O grupo polar OH se torna uma parte menor da
molécula e esta se comporta como um
hidrocarboneto.
Solúvel em água, estrutura polar
Fatores que afetam a solubilidade
Efeitos da pressão
• A solubilidade de um gás em um líquido é uma função da pressão do gás.
Fatores que afetam a solubilidade
Efeitos da pressão
• Quanto maior a pressão, mais próximas as moléculas de 
gás estarão do solvente e maior a chance da molécula de 
gás atingir a superfície e entrar na solução.
– Conseqüentemente, quanto maior for a pressão, maior
a solubilidade.
– Quanto menor a pressão, menor a quantidade de 
moléculas de gás próximas ao solvente e menor a 
solubilidade.
Fatores que afetam a solubilidade
Efeitos da pressão
• A solubilidade é expressa como concentração em quantidade de 
matéria (mol/L).• Portanto:
• Sg é a solubilidade de um gás, 
• k é uma constante que depende do gás, do solvente e da
temperatura,
• Pg é a pressão parcial de um gás, 
Então, a Lei de Henry nos fornece:
gg kPS 
A relação entre pressão e solubilidade de um gás é expressa
por uma equação simples conhecida como Lei de Henry.
Fatores que afetam a solubilidade
Efeitos da pressão
• As bebidas carbonatadas são engarrafadas com uma pressão
parcial de CO2 > 1 atm. 
• Ao abrirmos a garrafa, a pressão parcial de CO2 diminui e a 
solubilidade do CO2 também diminui. 
• Conseqüentemente, bolhas de CO2 escapam da solução.
Fatores que afetam a solubilidade
Efeitos de temperatura
• A experiência nos mostra que o açúcar se dissolve melhor em
água quente do que em água fria.
• Geralmente, à medida que a temperatura aumenta, a 
solubilidade dos sólidos aumenta.
• Algumas vezes, a solubilidade diminui quando a temperatura
aumenta (por exemplo Ce2(SO4)3). Exceção!
Fatores que afetam a solubilidade
Fatores que afetam a solubilidade
Dissolução gás-líquidoDissolução sólido-líquido
Efeitos de temperatura
• A dissolução do Ce2(SO4)3 é exotérmica.
• Neste caso, libera-se calor quando mais soluto é dissolvido em uma
solução saturada
• Pelo princípio de Le Chatelier, deve-ser remover energia da solução
saturada de Ce2(SO4)3 para permitir a dissolução de mais soluto.
• Portanto ao aumentar a temperatura ocorre uma diminuição da
solubilidade da solução de Ce2(SO4)3
Ce2(SO4)3  2 Ce
3+ + 3 SO4
-2 + Calor
Fatores que afetam a solubilidade
CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES
Concentração de uma solução é a
maneira de expressar a proporção
existente entre a quantidade de soluto e de
solvente (ou solução).
Formas de expressar a concentração
Exemplo:
• Se 25,3 g de carbonato de sódio (Na2CO3), forem dissolvidos em água
suficiente para preparar 250 mL de solução, qual será a concentração
ou molaridade de Na2CO3? MM=106 g/mol
• 0,96 mol/L
1. Concentração em:
Molaridade = mol/L
Exemplo:
• Uma solução é preparada dissolvendo-se 4,35 g de glicose (C6H12O6) 
em 25,0 mL de água. Calcule a molalidade de glicose na solução. 
MM=180 g/mol
R: 0,96 mol/kg
2. Concentração em:
Molalidade = g/kg de solução
Porcentagem em massa
• Todos os métodos envolvem medir a quantidade de soluto em função da
quantidade de solvente (ou da solução).
• Geralmente, as quantidades ou medidas são massas, quantidade de 
matéria ou litros.
• Qualitativamente, as soluções são diluídas ou concentradas.
• Definições:
Exemplo:
• Uma solução é preparada dissolvendo-se 13,5 g de glicose em 0,100 kg 
de água. Qual é a porcentagem em massa de soluto nessa solução?
R: 11,9% (p/p) = 11,9 g de glicose em 100 gramas de solução
3. Concentração em:
% (p/p)
% (p/v)
Porcentagem em ppm e ppb
• Partes por milhão (ppm): 1 g de soluto por 1 milhão de gramas de solução
(106). 
• Partes por bilhão (ppb): 1 g de soluto por 1 bilhão de gramas de solução
(109).
Exemplo:
• Uma amostra de 2,5 g de água de um poço artesiano contém 5,4 mg de 
Zn2+. Qual é a concentração de Zn2+ em partes por milhão?
R: 2,2 ppm
2200 ppb
ppb
4. Concentração em:
ppm
ppb
Exemplo:
• O H2O2 está disponível comercialmente a 20% em massa. Qual é a 
fração molar do H2O2?
XH2O2 = 0,117
5. Fração Molar
XA =
número de mols de A
número total de mols
= 
nA
ntot
 
A normalidade é a relação entre o número de equivalente-grama do
soluto e o volume da solução em litros.
O equivalente-grama (E) de uma substância dependerá da reação
da qual ela participa.
A vantagem mais importante do uso de equivalentes é que os
cálculos da análise titulométrica ficam mais simples, porque no
ponto final o número de equivalentes da substância titulada é
igual ao número de equivalentes da solução padrão utilizada.
6. Normalidade
No cálculo teórico do equivalente-grama (E) divide-se a massa molar 
da substância (MM) pela valência da mesma (x)
O valor de x é determinado pelo tipo de substância em questão:
6. Normalidade
Outro método de preparar uma solução de determinada
concentração é partir de uma solução concentrada,
adicionando-se água até atingir a concentração mais baixa
desejada.
Suponha que você precise de 500 mL de uma solução 0,001 mol/L de K2Cr2O7. 
Você tem uma solução 0,1 mol/L de K2Cr2O7 disponível.
Que volume de solução 0,1 mol/L de K2Cr2O7 deve ser diluído para se 
preparar a solução 0,001 mol/L?
A quantidade de soluto na solução final, diluída, tem que ser igual à quantidade 
de soluto retirada da solução mais concentrada. 
nconcentrada = ndiluída
Uma vez que ambos os produtos cV são iguais à mesma quantidade de soluto, 
podemos usar a seguinte equação:
c1 x V1 = c2 x V2
7. Diluição
Ex. 1:
Suponha que nos pediram para preparar 250 mL de uma solução 
aproximadamente 0,0380 mol/L de CuSO4 a partir de 1 mol de 
CuSO4.5H2O. Que massa do sólido precisaremos usar?
Ex. 2:
Precisamos preparar 250 mL de uma solução 1,25x10-3 mol/L de 
NaOH e usaremos uma solução estoque de concentração 0,0380 mol/L 
de NaOH. Que volume da solução estoque será necessário?
Ex. 3:
Você precisa preparar 510 g de uma solução contendo 5,45% de 
K2NO3 em massa em água. Descreva o processo e diga que massa de 
cada componente você usará.
Ex. 4:
Um estudante preparou uma solução de carbonato de sódio colocando 
2,111 g de sólido em um balão volumétrico de 250,0 mL e 
adicionando água até a marca. Parte da solução foi transferida para 
uma bureta. Que volume de solução o estudante deveria transferir a 
um segundo balão de mesmo volume para obter:
a) 2,15 mmol de Na+
b) 4,98 mmol de CO3
2-
c) 50,0 mg de Na2CO3
Os colóides estão entre os conceitos de solução e
mistura heterogênea.
• Os colóides são suspensões nas quais as partículas
suspensas são maiores do que as moléculas, mas
pequenas demais para saírem da suspensão devido à
gravidade.
• Tamanho da partícula: 10 a 2000 Å.
Colóides
Colóides
• A maioria dos colóides parece nebuloso ou opaco a menos que seja
muito diluído;
• Efeito Tyndall: habilidade de um colóide de dispersar a luz. O feixe de 
luz pode ser visto através do colóide, porque as partículas desviam o 
feixe de luz, a luz não é desviada pelas moléculas de soluto na
solução.
(1)solução;
(2)Colóide.
Colóides
Colóides hidrófilos e hidrofóbicos
• Os colóides mais importantes são aqueles nos quais o meio
dispersante é a água. 
• Se uma grande macromolécula hidrofóbica (molécula gigante) 
precisa existir em água (por exemplo, em uma célula) as 
moléculas hidrofóbicas fixam-se na macromolécula deixando as 
extremidades hidrofílicas interagirem com a água.
• Colóides „amigos de água‟: hidrofílicos.
• Colóides „inimigos da água‟: hidrofóbicos.
• As moléculas se ordenam de forma que as partes hidrofóbicas
estejam orientadas no sentido de si mesmas.
Os colóides hidrofóbicos são estabilizados por adsorção de íons na
superfície.
Exemplos de grupos hidrofílicos na superfície de uma molécula gigante
(macromolécula) que ajuda a manter a molécula suspensa em água.
Colóides
Colóides hidrófilos e hidrofóbicos
Colóides
Estabilização de uma emulsão de óleo em água por 
íons estearato.
Colóides
Remoção de partículas coloidais
• As partículas coloidais são pequenas demais para serem
separadas por meios físicos (por exemplo, a filtração).
• As partículas coloidais são coaguladas (aumentadas) até que
possam ser removidas por filtração.
• Métodos de coagulação:
– calor (as partículas de colóide se movem e são atraídas
entre si quando colidem);
– adição de um eletrólito (neutraliza as cargas de superfície
nas partículas do colóide).
Colóides
• Coligativa: “depende do efeito coletivo do número de partículas”.
• Algumas propriedades físicas das soluções diferem em importantes
aspectos das propriedades físicas dos solventes puros.
São propriedades das soluções que dependem de apenas do número
de partículas dispersas na solução, independente da natureza dessas
partículas.
Fazem parte das propriedades coligativas: Abaixamento da pressão de vapor ;
 Elevação do ponto de ebulição;
 Diminuição do ponto de congelamento;
e
 Pressão osmótica.
Aditivo do radiador (etilenoglicol =
etano-1, 2-diol = HOCH2CH2OH): evita o
congelamento e a ebulição da água que
refrigera o motor do carro
Propriedades Coligativas
Efeitos coligativos
A água pura à pressão de 1 atm possui
ponto de fusão de 0oC e ponto de ebulição
de 100oC.
Ao se adicionar um soluto não volátil à
água, o soluto modifica suas propriedades
físicas. Essas alterações das propriedades
físicas da água, devido à adição do soluto,
são denominados de efeitos coligativos.
Para cada propriedade física que se modifica, tem-se uma
propriedade coligativa que estuda este efeito:
EFEITO COLIGATIVO
PROPRIEDADE 
COLIGATIVA
Abaixamento da pressão de vapor Tonometria
Elevação do ponto de ebulição Ebuliometria
Abaixamento do ponto de congelamento Criometria
Pressão osmótica Osmometria
Os efeitos coligativos dependem somente do número de
partículas do soluto dissolvidas. Quanto maior for o número
de partículas do soluto dissolvidas, maiores serão os efeitos
coligativos.
Propriedades Coligativas
Explicando a pressão de vapor 
no nível molecular
Algumas das moléculas na superfície de um líquido têm energia
suficiente para escaparem da atração do líquido volumoso.
Essas moléculas se movimentam na fase gasosa.
À medida que aumenta o número de moléculas na fase gasosa,
algumas das moléculas atingem a superfície e retornam ao
líquido.
Após algum tempo, a pressão do gás será constante à pressão de
vapor.
Pressão de Vapor
O ponto em que a quantidade de moléculas que
escapam da superfície é a mesma que retorna para a 
superfície é chamado de Equilíbrio Dinâmico.
A pressão de vapor é a pressão exercida quando o 
líquido e o vapor estão em equilíbrio dinâmico.
Pressão de Vapor
Explicando a pressão de vapor 
no nível molecular
Pressão de Vapor
1 - Abaixamento da pressão de vapor
• Os solventes não voláteis reduzem a capacidade 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.
Propriedades Coligativas
Abaixamento da pressão de vapor
Propriedades Coligativas
Abaixamento da pressão de vapor
• A pressão de vapor de um solvente diminui com a adição de um 
soluto não-volátil
• A extensão na qual um soluto não-volátil diminui a pressão de 
vapor é proporcional à concentração deste soluto
• Essa relação é expressa pela Lei de Raoult
• A Lei de Raoult: a pressão de vapor do solvente na solução (PA) 
é igual ao produto da fração molar (em quantidade de matéria) 
A , e a pressão de vapor do solvente puro, logo:
AAA PP 
Abaixamento da pressão de vapor
• Exemplo: A pressão de vapor da água pura é igual a 17,5 torr
a 20ºC, ao adicionar glicose à água a uma temperatura
constante a pressão de vapor da solução será:
• Supondo as seguites frações molares:
XH2O = 0,8 Xglicose = 0,2
Psolução = 0,8 x 17,5 = 14 torr
A presença do soluto não-volátil diminuiu a pressão de vapor da
solução em 3,5 torr.
AAA PP 
2 - Elevação do ponto de ebulição
• „A pressão de vapor de um líquido é a pressão exercida por seu vapor 
quando os estados líquido e vapor estão em equilíbrio dinâmico‟.
• Um líquido entra em ebulição quando sua pressão de vapor é igual à 
pressão externa agindo na superfície do líquido.
• O ponto de ebulição normal de um líquido puro é a temperatura na
qual sua pressão de vapor é igual a 1 atm.
• No ponto de ebulição de uma solução, a pressão de vapor será menor
que 1 atm, consequentemente, a solução necessitará de uma
temperatura maior para entrar em ebulição
• Portanto, o ponto de ebulição da solução é mais alto que o ponto de 
ebulição do líquido puro.
Elevação do ponto de ebulição
• A 1 atm (ponto de ebulição normal de líquido puro) a pressão de
vapor de uma solução é mais baixa. Conseqüentemente, uma
temperatura mais alta é necessária para atingir uma pressão de
vapor de 1 atm para a solução (Tb).
• O aumento do ponto de ebulição em relação ao solvente puro é
diretamente proporcional ao número de partículas do soluto por
quantidade de matéria de moléculas do solvente
• O valor de K é chamado Constante molar de elevação do ponto
de ebulição, Kb, e expressa quanto o Tb varia com a molalidade, m:
mKT bb 
3 - Diminuição do ponto de congelamento
• Quando uma solução congela, os cristais do solvente puro em geral se
separam da solução, as moléculas de soluto não são solúveis na fase
sólida do solvente.
• O ponto de congelamento da solução é mais baixo que o do líquido
puro.
• De maneira semelhante à elevação do ponto de ebulição, a diminuição
do ponto de congelamento é diretamente proporcional à molalidade do
soluto:
mKT ff 
Diminuição do ponto de congelamento
Uma solução aquosa 1mol/kg em partículas de soluto não-volátil entrará 
em ebulição a temperatura de 0,51ºC mais alta que a água pura.
Uma solução aquosa 1mol/kg em partículas de soluto não-volátil congelará 
à temperatura de 1,86 ºC mais baixa que a água pura.
4 - Pressão osmótica (osmometria)
É o movimento espontâneo de disseminação de uma substância no
interior de uma outra substância, dando como resultado uma solução
verdadeira entre as duas substâncias.
Água
(incolor)
Solução de CuSO4
(azul intenso)
tempo
Solução diluída de CuSO4
(azul claro)
Osmose
• Membrana semipermeável: permite a passagem de alguns
componentes de uma solução. Exemplo: membranas celulares
e celofane.
• Osmose: é o movimento de um solvente a partir de uma
concentração baixa de soluto para uma concentração alta de 
soluto.
• Existe movimento em ambos os sentidos através de uma
membrana semipermeável.
Osmose
• À medida que o solvente move-se através da membrana, os níveis de 
fluidos nos braços se tornam irregulares.
Osmose reversa
Se a pressão aplicada a uma solução em um equipamento de pressão
osmótica for superior a pressão osmótica, a transferência efetiva de
solvente será invertida.
O emprego de uma pressão mais alta do que a pressão osmótica para
remover o solvente de uma solução é chamada de osmose reversa.
Osmose
Glóbulo vermelho em 
solução hipertônica
Glóbulo vermelho em 
solução hipotônica
Se duas soluções de pressões osmóticas idênticas (solução
isotônica) são separadas por uma membrana semipermeável, não
ocorrerá osmose.