Soluções

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03/05/2012
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SOLUÇÕES
Aulas 22 e 23
Universidade Federal de Sergipe
Centro de Ciências Exatas e Tecnologia – CCET
Departamento de Química
INTRODUÇÃO
Solução é o nome dado a dispersões cujo
tamanho das moléculas dispersas é menor que 1
nanômetro.
A solução ainda pode ser caracterizada por
formar um sistema homogêneo (a olho nu e ao
microscópio), por ser impossível separar o disperso
(soluto) do dispersante (solvente) por processos
físicos.
As soluções são compostas por moléculas ou íons comuns. 
Podem envolver sólidos, líquidos ou gases como solutos ou 
solventes. 
A solução também pode apresentar-se nesses três estados da 
matéria.
É importante destacar que soluções gasosas são formadas 
apenas por solvente e soluto gasosos.
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CLASSIFICAÇÕES
1. De acordo com a condução de corrente elétrica:
soluções eletrolíticas 
(compostas por íons) 
soluções não-eletrolíticas 
(compostas apenas por moléculas)
2. De acordo com o estado da matéria:
Soluções sólidas Soluções líquidas Soluções gasosas
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 Tipos de soluções Exemplo 
 
Gás 
Gás dissolvido em gás Oxigênio dissolvido em nitrogênio 
Líquido dissolvido em gás Clorofórmio dissolvido em nitrogênio 
(vaporizado) 
Sólido dissolvido em gás Gelo seco dissolvido em nitrogênio 
Líquido 
Gás dissolvido em líquido Dióxido de carbono dissolvido em água 
Líquido dissolvido em líquido Etanol (álcool de cereais) dissolvido em água 
Sólido dissolvido em líquido Açúcar dissolvido em água 
 
 Sólido 
Gás dissolvido em sólido Hidrogênio dissolvido em paládio 
Líquido dissolvido em sólido Mercúrio dissolvido em ouro 
Sólido dissolvido em sólido Cobre dissolvido em níquel 
Classificações
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CLASSIFICAÇÕES
3. De acordo com as quantidades proporcionais de 
soluto e
solvente :
Solução concentradaSolução diluída
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SOLUÇÕES SATURADAS, INSATURADAS E
SUPERSATURADAS
Para entendermos esses conceitos, primeiramente precisamos
saber o que é Coeficiente Solubilidade.
É a máxima quantidade de soluto que uma quantidade fixa de 
solvente pode dissolver, a uma determinada temperatura.
Solução InsaturadaSolução Saturada Solução Supersaturada
Em alguns casos especiais é possível
manter uma solução com quantidade de
soluto acima daquela que pode ser
dissolvida em condições normais. Nesse
caso fala-se em solução supersaturada,
que é instável
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MEDIDAS DE CONCENTRAÇÃO
No estudo das soluções vamos empregar essencialmente três
medidas de concentração:
1. Concentração Molar, [J] ou cj:
�� =
�ú���	 �� �	��
 �	 
	���	
�	���� �� 
	��çã	
=
��
�
 
Exemplo:
Para preparar uma solução 1,0 M (mol/L) de
C6H12O6(aq), devemos dissolver 180g de glicose em água
suficiente para produzir 1 L de solução.
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EXERCÍCIO 1
Que massa de glicina, NH2CH2COOH, deve ser
usada para preparar 250 mL de uma solução de
NH2CH2COOH (aq) 0,015M?
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2. Molalidade, bj:
Exemplo: Para preparar uma solução 1 m (mol/kg) de
C6H12O6(aq), devemos dissolver 180g de glicose em 1,0 kg de
água.
�� =
�ú���	 �� �	��
 �	 
	���	
��
� �	 
	������
=
��
�
	������
 
3. Fração Molar, xj:
�� =
�ú���	 �� �	��
 �� �
�ú���	 �	��� �� �	��
=
��
�
 
Uma distinção entre concentração molar e molalidade é que a
primeira varia com a temperatura devido à expansão ou
contração do volume da solução, enquanto a molalidade é
independente da temperatura.
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GRANDEZAS PARCIAIS MOLARES
Uma grandeza parcial molar é a contribuição (por mol) que 
uma substância faz a uma propriedade total da mistura.
A grandeza parcial molar mais fácil de visualização é o
volume parcial molar, Vj, de uma substância J. Ele
representa a contribuição que J faz ao volume total da
mistura.
� = ���� + ���� 
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EXEMPLO 2
Qual é o volume total de uma mistura de
50,0 g de etanol e 50 g de água a 25
oC?
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GRANDEZAS PARCIAIS MOLARES
Entretanto, a grandeza parcial molar mais importante do ponto de
vista termodinâmico é a energia de Gibbs parcial molar, GJ, de uma
substância J, que é a contribuição (por mol) de J para a energia de
Gibbs de uma mistura.
� = ���� + ���� 
A energia de Gibbs parcial molar é tão importante em química que a
ela foi dado um nome e um símbolo especial.
� = ��µ� + ��µ� 
onde µA é o potencial químico de A na mistura e µB é o potencial
químico de B na mistura.
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POTENCIAL QUÍMICO
O nome “potencial químico” é muito apropriado, pois µJ mede a
potencialidade de J em produzir transformações físicas e/ou químicas.
Uma substância com elevado valor do potencial químico tem uma
grande capacidade de impulsionar uma reação química ou outro
processo físico qualquer.
onde é o potencial químico padrão do gás J, que é idêntico à sua
energia de Gibbs molar padrão, ou seja, o valor de Gm para o gás puro
à pressão de 1 bar
�� = ��
� + � �� !� 
��
� 
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POTENCIAL QUÍMICO
O nome “potencial químico” é muito apropriado, pois µJ mede a
potencialidade de J em produzir transformações físicas e/ou químicas.
Uma substância com elevado valor do potencial químico tem uma
grande capacidade de impulsionar uma reação química ou outro
processo físico qualquer.
onde é o potencial químico padrão do gás J, que é idêntico à sua
energia de Gibbs molar padrão, ou seja, o valor de Gm para o gás puro
à pressão de 1 bar
�� = ��
� + � �� !� 
��
� 
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EXEMPLO 3
Admita que a pressão parcial de um gás perfeito
caia de 1,00 bar para 0,50 bar, quando um gás é
consumido numa reação a 25 oC. Qual é a
variação do potencial químico da substância?
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FORMAÇÃO ESPONTÂNEA DE MISTURAS
Todos os gases se misturam espontaneamente, pois
as moléculas de um gás podem se misturar com as
moléculas de um outro gás.
Mas, como podemos mostrar que o processo 
de mistura dos gases é termodinamicamente 
espontâneo? 
Precisamos mostrar que, a temperatura e 
pressão constantes, ∆G < 0.
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Deduzindo a fórmula para o cálculo da energia de Gibbs
de uma mistura chegaremos à seguinte equação:
∆� = � #������ + ������$ 
∆� = �� #������ + ������$ 
O ponto crucial é que, como xA e xB são ambas menores
que 1, os dois logarítimos são negativos ( lnx < 0 se x <
1), o que torna ∆G < 0 para todas as composições.
Portanto, gases ideais se misturam 
espontaneamente em todas as 
proporções. 17
SOLUÇÕES IDEAIS
Em química, estamos interessados tanto em líquidos como em
gases. Assim, precisamos de uma expressão para o potencial
químico de uma substância numa solução líquida.
Químico francês François Raoult (1830 – 1901):
“A pressão parcial do vapor de uma
substância numa mistura é
proporcional à sua fração molar na
solução e à sua pressão de vapor
quando pura”
Em termos matemáticos: pj = xjpj*
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EXEMPLO 4
Uma solução é preparada dissolvendo-se 1,5 mol
de C10H8 (naftaleno) em 1,00 kg de Benzeno. A
pressão de vapor do benzeno puro é de 94,6
Torr, a 25oC. Qual é a pressão parcial de vapor
do benzeno na solução?
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A ORIGEM MOLECULAR DA LEI DE RAOULT:
EFEITO DO SOLUTO NA ENTROPIA DA SOLUÇÃO.
No solvente puro, as moléculas têm uma certa desordem e
uma entropia correspondente; a pressão de vapor representa
uma tendência do sistema e de suas vizinhanças em alcançar
uma entropia maior.
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A ORIGEM MOLECULAR DA LEI DE RAOULT:
EFEITO DO SOLUTO NA ENTROPIA DA SOLUÇÃO.
Quando um soluto está presente, a solução tem uma
desordem maior do que a do solvente puro, pois não podemos
garantir que uma molécula escolhida ao acaso será a do
solvente.
Sendo: Ssolução > Ssolvente puro, então a solução apresenta
uma tendência menor de aumentar a sua entropia pela
vaporizaçãodo solvente. Ou seja, Pvapor (solvente na
solução) < Pvapor (solvente puro).
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SOLUÇÕES IDEAIS
Uma solução hipotética que obedece a lei de Raoult em toda a faixa
de composição, de A puro até B puro, é chamada de solução ideal.
Nenhuma solução é perfeitamente ideal e as soluções reais
apresentam desvios em relação à lei de Raoult. Entretanto, os
desvios são pequenos para o componente que está em grande
excesso (o solvente) e se tornam menores à medida que a
concentração do soluto diminui.
A importância teórica da lei de Raoult é que, como ela relaciona a
pressão de vapor com a composição e como sabemos relacionar a
pressão ao potencial químico, podemos usá-la para relacionar o
potencial químico à composição de uma solução.
Assim, para calcular o potencial químico de um solvente podemos
utilizar a seguinte equação:
 �� = ��
⊝
+ � ���� 
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EXEMPLO 5
De quanto é reduzido o potencial químico do
benzeno a 25oC, pela presença de um soluto
com fração molar 0,1?
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SOLUÇÕES DILUÍDAS IDEAIS
A lei de Raoult → boa descrição da pressão de vapor do 
solvente numa solução muito diluída. 
Entretanto, não podemos esperar que ela forneça uma boa
descrição da pressão de vapor do soluto, pois o mesmo
está muito longe de ser puro numa solução diluída.
Numa solução diluída, cada molécula
do soluto está envolvida pelo solvente
quase puro, o que torna o seu
ambiente químico bastante diferente
daquele onde o soluto está puro. 24
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SOLUÇÕES DILUÍDAS IDEAIS
Willian Henry (1775 – 1836)
Verificou experimentalmente que, em
soluções diluídas, a pressão de vapor do
soluto é, de fato, proporcional a sua
fração molar em solução, tal como para o
caso do solvente.
lei de Henry:
“A pressão de vapor de um soluto volátil B é proporcional à sua 
fração molar na solução.”
Em termos matemáticos: pB = xBKB
onde KB é chamada de constante da lei de Henry e é 
característica de cada soluto
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SOLUÇÕES DILUÍDAS IDEAIS
Soluções que estão suficientemente diluídas para que o soluto
obedeça a lei de Henry são chamadas de soluções diluídas
ideais.
A lei de Henry é normalmente obedecida apenas em
concentrações baixas do soluto (próximas de xB = 0).
A lei de Henry nos permite escrever uma expressão para o 
potencial químico de um soluto em solução:
 �� = ��
⊝
+ � ���� 
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SOLUÇÕES DILUÍDAS IDEAIS
É comum exprimir a concentração de uma solução em termos da
concentração molar do soluto, [B], em vez da fração molar.
A fração molar e a concentração molar são proporcionais em
soluções diluídas, o que nos permite escrever:
xB = constante x [B]
Desse modo, a equação anterior pode ser reescrita da seguinte 
forma: �� = ��⊝ + � �� &�	�
�����' + � ��[�] 
Podemos combinar os dois primeiros termos dessa expressão
numa única constante, que também representaremos por , de
modo que:
��
⊝
 �� = ��
⊝
+ � ��[�] 27
EXEMPLO 6
A concentração necessária de O2 na água para manter a
vida aquática é cerca de 4 mg.L-1. Qual é a pressão
parcial mínima do oxigênio na atmosfera que permite
atingir essa concentração a 25oC?
Tabela 1. Constantes da lei de Henry a 25 oC, (K/Torr) 
 Solvente 
 Água Benzeno 
Metano, CH4 3,14 x 10
5 4,27 x 105 
Dióxido de Carbono, CO2 1,25 x 10
6 8,57 x 104 
Hidrogênio, H2 5,34 x 10
7 2,75 x 106 
Nitrogênio, N2 6,51 x 10
7 1,79 x 106 
Oxigênio, O2 3,30 x 10
7 
 
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EXEMPLO 7
Qual é o valor da pressão parcial do metano
necessária para dissolver 21 mg de metano em
100 g de benzeno a 25oC?
Tabela 1. Constantes da lei de Henry a 25 oC, (K/Torr) 
 Solvente 
 Água Benzeno 
Metano, CH4 3,14 x 10
5 4,27 x 105 
Dióxido de Carbono, CO2 1,25 x 10
6 8,57 x 104 
Hidrogênio, H2 5,34 x 10
7 2,75 x 106 
Nitrogênio, N2 6,51 x 10
7 1,79 x 106 
Oxigênio, O2 3,30 x 10
7 
 
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SOLUÇÕES REAIS: ATIVIDADES
A atividade, aj, de uma substância é definida de forma que a expressão: 
�� = ��
⊝ + � �� �� é sempre verdadeira em qualquer concentração, tanto para o 
solvente quanto para o soluto. 
Nenhuma solução é, na realidade, ideal, e muitas soluções se desviam do 
comportamento de solução diluída ideal quando a concentração do soluto atinge um 
pequeno valor. 
Para soluções ideais, aA = xA, a atividade de cada componente é igual à sua 
fração molar. Para soluções diluídas ideais, aA = [B], e a atividade do soluto é igual ao 
valor numérico de sua concentração molar. Para soluções não ideais escrevemos: 
 
�� = *��� �� = *�[�] 
 
onde * é o chamado coeficiente de atividade. 
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PROPRIEDADES COLIGATIVAS
Um Soluto ideal não produz nenhum efeito na entalpia de uma solução.
Entretanto, ele afeta a entropia da solução, induzindo um grau de desordem
que não está presente no solvente puro.
Podemos, portanto, esperar que um soluto
modifique as propriedades físicas da solução.
Além de baixar a pressão de vapor do
solvente, um soluto não-volátil produz três
efeitos principais:
(i) eleva o ponto de ebulição de uma solução;
(ii) abaixa o ponto de congelamento da solução;
(iii) dá origem a pressão osmótica.
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elevação do ponto de ebulição de uma solução;
abaixamento do ponto de congelamento da solução;
pressão osmótica.
propriedades que surgem de 
variações na desordem do solvente
Como o aumento da 
desordem 
independente da natureza 
da 
espécie química do soluto
Conclui-se então que esses efeitos 
dependem apenas do número de 
partículas presentes e não da sua 
natureza química
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ELEVAÇÃO EBULIOSCÓPICA E
ABAIXAMENTO CRIOSCÓPICO
O efeito de um soluto é o de elevar o ponto de ebulição de
um solvente e de baixar o seu ponto de congelamento.
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ELEVAÇÃO EBULIOSCÓPICA E
ABAIXAMENTO CRIOSCÓPICO
A elevação do ponto de ebulição, ∆Teb, e o abaixamento do
ponto de congelamento, ∆Tf ,são ambos proporcionais à
molalidade, beb , do soluto:
∆Teb = Kebbeb ∆Tf = Kfbeb
onde Keb é a constante ebulioscópica e Kf é a constante 
crioscópica do solvente.
As duas constantes podem ser calculadas a partir de outras
propriedades do solvente, mas é melhor considerá-las como
constantes empíricas.
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ELEVAÇÃO EBULIOSCÓPICA E
ABAIXAMENTO CRIOSCÓPICO
A origem das propriedades coligativas
é a diminuição do potencial químico
do solvente devido à presença do
soluto.
Em misturas:
energia de Gibbs parcial molar = potencial 
químico do solvente
Interseção líquido/sólido = 
Tfusão
Interseção líquido/gás = Tebulição 35
EXEMPLO 8
Estime o abaixamento crioscópico da solução
preparada pela dissolução de 3,0 g (um tablete)
de sacarose em 100g de água.
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ABAIXAMENTO CRIOSCÓPICO - APLICAÇÕES
Uma solução de sal e água tem um
ponto de fusão (congelamento) menor
do que a água pura.
Quando se coloca sal em um gelo
formado por água pura diminui-se o
ponto de fusão. O gelo derrete,
(processo endotérmico - absorve calor
do meio para poder ocorrer).
Uma vez que o gelo é derretido pela adição do sal, este processo rouba
calor do meio externo, fazendo com que a temperatura do recipiente
diminua abaixo de zero. Ela pode chegar a -19°C
Resumindo: o sal funciona como um elemento que faz com que o gelo
tenha um derretimento mais rápido, com uma velocidade de retirar
energia do sistema (no caso, o da bebida) também aumentada.
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ABAIXAMENTO CRIOSCÓPICO - APLICAÇÕES
Em países de clima muito frio (como o Canadá), o 
acumulo de gelo nas pistas e rodovias é um sério 
problema!
Site do Ministério dos Transportes do Canadá
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ABAIXAMENTO CRIOSCÓPICO - APLICAÇÕES
Basicamente o que eles fazem é raspar o “grosso” da neve (jogando pro
lado) e ao mesmo tempo jogar sal na rua… O sal faz com quea neve
não se acumule tão facilmente e se transforme em água. Entretanto, o
sal só funciona ate -12 graus Celsius.
Espalha-se sal nas rodovias para retardar o início do 
congelamento das pistas.
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OSMOSE
Consideremos um sistema constituído por uma solução 
separada do solvente puro por uma membrana 
semipermeável.
O fenômeno da osmose é a passagem do solvente puro para 
a solução através da membrana semipermeável. Essa 
membrana é permeável ao solvente mais não ao soluto.
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A PRESSÃO OSMÓTICA
A pressão osmótica, Π (letra pi
maiúscula), é a pressão que deve
ser aplicada à solução para
interromper o fluxo de entrada do
solvente.
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EM OUTRAS PALAVRAS…
Pressão osmótica é a pressão que deve ser aplicada sobre
uma solução a fim de impedir a passagem do solvente para o
meio mais concentrado.
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PRESSÃO OSMÓTICA
A pressão osmótica de uma solução é proporcional à concentração do
soluto.
A expressão da pressão osmótica (equação de Van’t Hoff) de uma solução
ideal tem uma semelhança inesperada com a expressão da pressão de um
gás perfeito, como pode ser observado abaixo:
Equação de Van’t Hoff: Π V = nBRT
Equação do gás perfeito: pV = nRT
Como nB/V = [B] podemos reescrever a equação de Van’t Hoff da seguinte 
forma: 
Π = [B]RT 43
OSMOMETRIA
A osmose também é a base da técnica denominada
osmometria, através da qual a massa molar,
principalmente de macromoléculas, é determinada pela
medição da pressão osmótica.
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EXEMPLO 9
As pressões osmóticas de soluções de uma enzima em
água, a 298 K, são dadas abaixo. As pressões estão
expressas em termos das alturas de solução (de
densidade ρ = 0,9998 g.cm-3) em equilíbrio com a
pressão osmótica. Determine a massa molar da enzima.
c/(g.dm-3) 1,00 2,00 4,00 7,00 9,00
h/cm 0,28 0,71 2,01 5,17 8,00
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EXEMPLO 9
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