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FÍSICO-QUÍMICA APLICADA A FARMÁCIA
Aula 7: Soluções e propriedades coligativas
AULA 7: SOLUÇÕES E PROPRIEDADES COLIGATIVAS
Físico-química aplicada a farmácia
AULA 03: SISTEMA ÚNICO DE SAÚDE (LEIS 8080/90 E 8142/90)
Físico-química Aplicada a Farmácia
Compreender o conceito de solução;
Examinar os conceitos de soluto e solvente;
Conhecer as unidades de concentração de uma solução;
Identificar as diferenças entre soluções ideias e não ideais;
Analisar o conceito de soluções eletrolíticas
Objetivos da aula
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Conceito de solução, solvente e soluto 
A maior parte das substâncias que encontramos no dia a dia são misturas. Muitas misturas são homogêneas, isto é, seus componentes estão misturados uniformemente no nível molecular. Misturas homogêneas são chamadas de soluções. 
As soluções podem ser gases, líquidos ou sólidos. Cada uma das substâncias em uma solução é chamada de componente da solução. O solvente é, normalmente, o componente presente em maior quantidade. Os outros componentes são chamados solutos.
Quando um sólido for dissolvido em um líquido, este costuma ser considerado o solvente e aquele o soluto, não importando as quantidades relativas desses constituintes. 
Soluções
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Conceito de solução, solvente e soluto 
Quando a água for um dos componentes de uma mistura líquida, é usualmente considerada o solvente. Ao lidar-se com misturas de líquidos que são miscíveis em todas as proporções, tais como água e álcool, a classificação dos constituintes como soluto e solvente não tem muito significado.
Uma solução pode ser classificada de acordo com os estados físicos nos quais soluto e solvente ocorrem conforme a Tabela ao lado. 
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Solubilidade
A solubilidade de uma substância depende das propriedades físicas e químicas do soluto e do solvente, assim como de outros fatores, como temperatura, pressão, pH do meio de dissolução e, em menor grau, estado de subdivisão do soluto. 
Dos nove possíveis tipos de misturas derivados dos três estados da matéria, apenas gases em líquidos, líquidos em líquidos e sólidos em líquidos possuem especial importância do ponto de vista farmacêutico.
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Soluções ideais e reais 
Nenhuma solução é perfeitamente ideal e as soluções reais apresentam desvios da 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. Podemos, em geral, aceitar a validade da lei de Raoult para o solvente quando a solução é muito diluída. 
O processo de misturação para formar uma solução ideal é espontâneo? Para responder a esta pergunta, precisamos descobrir se G é negativo para esse processo.
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Soluções ideais e reais 
Portanto, a misturação é espontânea em todas as proporções. Como a equação anterior não tem termo independente da temperatura, H = 0, ou seja, apesar de haver interações entre as moléculas, as interações soluto-soluto, solvente-solvente e soluto-solvente são todas iguais, o que faz o soluto se dissolver sem variação de entalpia.
Ocorre um aumento na entropia, pois as moléculas estão mais dispersas na mistura do que nos componentes puros. 
A entropia das vizinhanças não é alterada, porque a entalpia do sistema é constante, de modo que nenhum calor escapa para as vizinhanças. Esse aumento de entropia do sistema é a “força motriz” da misturação.
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Soluções ideais e reais 
Quando um dos componentes da mistura apresenta desvio negativo, é passível de comprovação termodinâmica que o outro componente também deverá apresentar desvio negativo. A afirmativa também pode ser feita em relação aos desvios positivos da lei de Raoult. 
Os desvios negativos levam ao aumento da solubilidade e estão associados, frequentemente, com a formação de ligações de hidrogênio entre substâncias polares. A interação do solvente com o soluto é denominada solvatação.
Os desvios positivos diminuem a solubilidade e são interpretados como o resultado da associação das moléculas de um dos componentes, formando moléculas duplas (dímeros) ou polímeros de ordem elevada. 
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Soluções ideais e reais 
Quando a pressão interna ou as forças coesivas dos componentes de uma mistura do tipo hexano e água são bastante diferentes, as moléculas de um dos componentes não podem se intrincar com as do outro componente, do que resulta uma solubilidade parcial. Líquidos polares possuem forças de coesão elevadas, ou seja, pressão interna elevada, e agem como solventes de substâncias de natureza similar. 
Deve ser salientado que a solubilidade limitada dos solutos apolares em solventes altamente polares e, sobretudo, naqueles solventes que se associam por ligações de hidrogênio, não pode ser atribuída unicamente às diferenças de pressão interna.
Como o ambiente líquido dentro da célula não pode ser descrito adequadamente como uma solução diluída ideal, é necessário desenvolver expressões que considerem os desvios do comportamento.
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Soluções
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Introdução
Um soluto ideal não produz qualquer efeito na entalpia de uma solução, no sentido de que a entalpia da mistura é nula. Entretanto, ele afeta a entropia. 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: eleva o ponto de ebulição de uma solução, baixa o ponto de congelamento da solução e dá origem a uma pressão osmótica.
Uma vez que estas propriedades surgem de variações na desordem do solvente, e sendo o aumento da desordem independente das espécies usadas para provocá-lo, todas elas dependem apenas do número de partículas presentes e não da sua identidade química. Por essa razão, são chamadas de propriedades coligativas. 
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Osmose
A elevação do ponto de ebulição é muito pequena para ter significado prático. Uma consequência prática do baixamento do ponto de congelamento e, portanto, do baixamento do ponto de fusão do sólido puro, é a sua importância em química orgânica para se avaliar a pureza de uma amostra. 
O fenômeno de osmose é a passagem espontânea de um solvente puro para uma solução que está separada dele por uma membrana semipermeável. Uma membrana semipermeável é uma membrana permeável ao solvente mas não ao soluto. 
Uma membrana semipermeável pode ter poros microscópicos grandes o suficiente para permitir a passagem de moléculas de água, mas não de íons ou de moléculas de carboidratos, todos recobertos por água de hidratação. 
Propriedades coligativas
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Pressão osmótica
A pressão osmótica,  (pi maiúsculo), é a pressão que deve ser aplicada à solução para impedir a passagem do solvente através da membrana semipermeável. 
A osmose ajuda as células biológicas a manterem sua estrutura. As membranas celulares são semipermeáveis e permitem a passagem de água, pequenas moléculas e íons hidratados, bloqueando a passagem de biopolímeros sintetizados em seu interior. A diferença nas concentrações dos solutos dentro e fora da célula resulta em uma pressão osmótica, e a água passa para a solução mais concentrada, no interior da célula, carregando alguns nutrientes pequenos.
O fluxo de água também mantém as células inchadas, ao passo que a desidratação leva ao encolhimento das células. Esses efeitos são importantes na medicina pratica do dia a dia. 
Propriedades coligativas
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Pressão osmótica
Para manter a integridade das células do sangue, soluções injetadas na corrente sanguínea para transfusões de sangue e alimentação intravenosa devem ser isotônicas com o sangue, ou seja, devem ter a mesma pressão osmótica que o sangue.
Se a solução injetada for muito diluída, ou hipotônica, o fluxo do solvente para o interior das células, necessário para igualar a pressão osmótica, leva a célula a inchar e morrer, em um processo denominado hemólise. Se a solução for muito concentrada, ou hipertônica, a equalização da pressão osmótica leva a um fluxo do solvente para fora da célula, que encolhe e morre.
A osmose também é a base da diálise, uma técnica comum para a remoção de impurezas de soluções de macromoléculas biológicas. 
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Soluções eletrolíticas
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Soluções de eletrólitos
Eletrólito forte: H2O + Na+Cl- (composto iônico)  Na+ + Cl- + H2O 
Eletrólito forte: H2O + HCl (composto covalente)  H3O+ + Cl-
Eletrólito fraco: H2O + CH3COOH (composto covalente) ⇌ H3O+ + CH3COO-
O cloreto de hidrogênio existe, essencialmente, como moléculas neutras e não como íons na forma pura, e não conduzem eletricidade. Quando ele reage com a água, contudo, ioniza de acordo com a reação. H3O+ é a representação moderna do íon hidrogênio em água sendo conhecido como íon hidrônio ou oxônio. Além de H3O+, há outras espécies hidratadas de próton em solução, mas não será necessário considerá-las.
Cloreto de sódio e ácido clorídrico são eletrólitos fortes porque eles existem quase completamente na forma iônica em soluções aquosas moderadamente concentradas. 
Soluções eletrolíticas
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Soluções de eletrólitos
O ácido acético é um eletrólito fraco, e as setas de sentidos opostos na reação indicam que se estabelece um equilíbrio entre moléculas e íons. 
Alguns fármacos, como agentes antibacterianos e antiprotozoários aniônicos e catiônicos, são mais ativos quando no estado iônico. Outros compostos, tais como ésteres de hidroxibenzoatos (parabenos) e muitos anestésicos gerais, têm efeito biológico como não-eletrólitos. Outros compostos, ainda, tais como as sulfonamidas, presume-se que exerçam sua ação tanto enquanto íons como enquanto moléculas neutras.
Arrhenius não considerou, de início, que os eletrólitos fortes fossem completamente ionizados, exceto em soluções extremamente diluídas. Ele estabeleceu a diferença entre os eletrólitos fortes e fracos pela fração de moléculas ionizadas: o grau de dissociação, . Um eletrólito forte era aquele que dissociava-se em íons em alto grau, enquanto que um eletrólito fraco dissociava-se em íons em grau menor.
Soluções eletrolíticas
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Aprofundar os temas trabalhados
Estudo de Propriedades Osmóticas de Soluções Eletrolíticas Aquosas. Ramos, T. D.; Cruz, R. C. Disponível em: <http://sec.sbq.org.br/cdrom/34ra/resumos/T2809-1.pdf>. Acesso em: 14 mai. 2017.
Determinação da massa molar por crioscopia: Terc-butanol, um solvente extremamente adequado. Santos, A. R.; Vidotti, E. C.; Silva, E. L.; Maionchi, F.; Hioka, N. Disponível em: <http://quimicanova.sbq.org.br/imagebank/pdf/Vol25No5_844_21.pdf>. Acesso em: 14 de mai. 2017.
Saiba mais
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VAMOS AOS PRÓXIMOS PASSOS?
 
Cinética química;
Leis de velocidade; 
Ordem de reação.
AVANCE PARA FINALIZAR A APRESENTAÇÃO.
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