Aula 10 - Soluções- 22-05-2014

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Propriedades das 
Química Geral I
LOQ4031
Propriedades das 
Soluções
Profª: Livia Carneiro
liviacarneiro@usp.br
22/05/2014
Uma solução é uma mistura homogênea de dois ou mais 
componentes
Solução
O processo de dissolução
Soluto Solvente
�Soluto: componente geralmente em menor quantidade.
�Solvente: componente que acolhe o soluto.
O processo de dissolução
� Soluto: sofre a ação da dissolução
� Solvente: agente 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 processo de dissolução
que ser quebradas,
– o NaCl se dissocia em Na+
e Cl-
– formam-se forças íon-dipolo: 
Na+ … δ-OH2 e Cl- … δ+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.
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
O processo de dissolução
– 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.
– ∆H1 é positivo (endotérmica)
O processo de dissolução
– ∆H2 é positivo (endotérmico)
– ∆H3 é negativo
– É possível termos tanto ∆H3 > (∆H1 + ∆H2) quanto ∆H3 < (∆H1 + 
∆H2).
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.
O processo de dissolução
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).
∆Hdiss < 0 (exotérmico) ∆Hdiss > 0 (endotérmico)
O processo de dissolução
Partículas Partículas
do solvente + do soluto 
separadas separadas
Partículas 
Partículas Partículas
do solvente + do soluto 
separadas separadas
Partículas 
∆H
3
∆H2∆H2
MgSO4 NH4NO3
Partículas 
Soluto + do solvente 
separadas
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imagem e inseri-la novamente.
Solução
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Solvente + soluto
Entalpia Processo 
líquido 
exotérmico
Partículas 
Soluto + do solvente 
separadas
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Solução
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Solvente + soluto
Processo 
líquido 
endotérmico
∆H
1
∆Hdissol
∆H3
∆H
1
∆Hdissol
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.
O processo de dissolução
• Os processos que são exotérmicos tendem a ocorrer
espontaneamente.
– Se o ∆Hdissol é demasiadamente endotérmico, não haverá a 
formação de uma solução.
‘Regra geral’: os solventes polares dissolvem solutos polares. Os 
solventes apolares dissolvem solutos apolares. 
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
O processo de dissolução
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.
• 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
Soluções saturadas e solubilidade
• Dois processos ocorrem em uma solução em contato com 
um soluto não dissolvido
Soluto + solvente � solução
cristalizar
dissolver
• Solução saturada: uma solução que atingiu a máximo solubilidade
do soluto.
• 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.
Soluções saturadas e solubilidade
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.
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 
Soluções saturadas e solubilidade
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
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.
Fatores que afetam a solubilidade
polares.
• Líquidos miscíveis: misturam-se em quaisquer
proporções.
• Líquidos imiscíveis: não se misturam.
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.
Fatores que afetam a solubilidade
puros são reestabelecidasna 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.
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 
Fatores que afetam a solubilidade
� 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.
Interação soluto-solvente
Fatores que afetam a solubilidade
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
Efeitos da pressão
Fatores que afetam a solubilidade
• A solubilidade de um gás em um líquido é uma função da pressão do gás.
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.
Fatores que afetam a solubilidade
– 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.
Efeitos da pressão
• A solubilidade é expressa como concentração em quantidade de 
matéria (mol/L).
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
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 =
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. 
Fatores que afetam a solubilidade
solubilidade do CO2 também diminui. 
• Conseqüentemente, bolhas de CO2 escapam da solução.
Efeitos de temperatura
• A experiência nos mostra que o açúcar se dissolve melhor em
água quente do que em água fria.
Fatores que afetam a solubilidade
• 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
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
Fatores que afetam a solubilidade
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 Ce3+ + 3 SO4-2 + Calor
Definição
• Um colóide é uma dispersão de partículas
relativamente grandes (de 1 mm a 1 µm de
diâmetro) em um solvente.
Colóides
diâmetro) em um solvente.
• As partículas coloidais são muito maiores do
que a maior parte das moléculas mas são
muito pequenas para serem vistas nos
microscópios óticos.
• Como resultado: os colóides têm propriedades
entre as das soluções e as das misturas
heterogêneas.
Definição
• As partículas pequenas dão a um colóide um
aspecto homogêneo, mas são grandes o
suficiente para espalhas a luz.
Colóides
suficiente para espalhas a luz.
• Ex.: o leite é branco e não transparente; a luz
de lanternas é mais visível em nevoeiro
• 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.
Colóides
(1)Solução (2) Colóide
Classificação:
• Os colóides são classificados de acordo com as fases de
seus componentes
• Ex.: um colóide formado por uma suspensão de sólidos
Colóides
• Ex.: um colóide formado por uma suspensão de sólidos
em um líquido é chadamo de sol (lama)
• Um colóide formado por uma suspensão de um líquido
em outro é chamado de emulsão (maionese)
• Um colóido formado por uma suspensão de um gás em
um líquido (espuma)
Colóides
Colóides hidrófilos e hidrofóbicos
• Os colóides mais importantes são aqueles nos quais o meio
dispersante é a água. 
• Por ex.:
• Colóides hidrofílicos são mais parecidos com as soluções• Colóides hidrofílicos são mais parecidos com as soluções
• Moléculas gigantes como enzimas ou anticorpos são mantidas
em suspensão por interações com as moléculas de água na
vizinhança
• 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
As moléculas dobram-se de tal modo que os grupos hidrofóbicos ficam na
parte interna e os grupos hidrofílicos polares permanecem na superfície,
interagindo com moléculas de água
Colóides
Estabilização de uma emulsão de óleo em água por 
íons estearato.
CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES
Concentração de uma solução é a
maneira de expressar a proporção
Formas de expressar a concentração
maneira de expressar a proporção
existente entre a quantidade de soluto e de
solvente.
Porcentagem em massa: ppm e ppb
• Ex.: HCl 36 % em massa ou HCl 36 % (m/m) =
36 g de soluto em 100 g de solução
1 ppm = 1 g do componente para 1 milhão de gramas de solução
1��� = 
1�
106�
=
1. 10−3�
103�
=
1��
1��
=
1��
1
 
1 ppb
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% (m/) = 11,9 g de glicose em 100 gramas de solução
Fração em quantidade de matéria
As expressões de concentração são geralmente baseadas na quantidade de 
matéria de um ou mais componentes da solução.
As três mais comumente usadas são :
� Fração em quantidade de matéria (fração molar)
� Concentração em quantidade de matéria (mol/L) e
� Molalidade (mol/kg)� Molalidade (mol/kg)
Fração molar:
XA =
número de mols de A
número total de mols
= 
nA
ntot
 
Fração molar
Exemplo:
• O H2O2 está disponível comercialmente a 20% em massa. Qual é a 
fração molar do H2O2?
XA =
número de mols de A
número total de mols
= 
nA
ntot
 XA =
número de mols de A
número total de mols
= 
nA
ntot
 
Concentração molar (mol/L)
� =
�
��
 � =
�
�
 
Exemplo:
Preparo de uma solução de carbonato de sódio:
• 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? 
� =
�
��.�
 
Concentração em molalidade: g/kg de solução
Exemplo:
• Uma solução é preparada dissolvendo-se4,35 g de glicose (C6H12O6) 
em 25,0 mL de água. Calcule a molalidade de glicose na solução. 
MM=180 g/mol
Normalidade:
A normalidade é a relação entre o número de equivalentes do soluto e o
volume da solução em litros.
Assim como o mol, o equivalente é uma unidade empregada para descrever
a quantidade de espécies químicas presentes.
� =
�º !"
�
 
O número de equivalentes é a relação entre a massa e o equivalente-grama
da substância. O equivalente-grama (E) de uma substância dependerá
da reação da qual ela participa.
� =
�º !"
�
 
�º!" =
�
#
 # =
��
$
 � =
�
#.�
 
Normalidade:
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.igual ao número de equivalentes da solução padrão utilizada.
No cálculo teórico do equivalente-grama (E) divide-se a massa
molar da substância (MM) pelo fator X
O valor de X é determinado pelo tipo de substância em
questão:
Diluição
É um outro método utilizado para preparar uma solução de
determinada concentração a partir de uma solução
concentrada, adicionando-se água até atingir a concentração
mais baixa desejada.
Ex: 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 K Cr O disponível.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
Titulação
�A titulação envolve a adição de uma solução, chamada de titulante
(padrão), colocada geralmente em uma bureta, a uma solução que 
contém a amostra, chamada analito, colocada em um frasco 
Erlenmeyer.
�Em uma titulação ácido-base no ponto estequiométrico (ponto de 
equivalência) as quantidades de OH- e H3O+ se igualam
�No ponto final da titulação ou ponto de viragem, um excesso da 
solução titulante (padrão) é adicionado (em geral, 1 gota) permitindo a solução titulante (padrão) é adicionado (em geral, 1 gota) permitindo a 
mudança de cor do indicador.
zona de 
variação 
brusca de pH
pH 
inicial
Ponto de 
equivalência
(Ponto Final)
Curva de Titulação
brusca de pH
(Ponto Final)
Volume de titulante 
gasto até ao ponto de 
equivalência
Preparo de solução
1) Calcule o volume de H2SO4 a ser utilizado para preparar 250 mL de 
uma solução 0,05 mol/L, sabendo que o H2SO4conc possui uma pureza
de 98% e densidade igual a 1,84 g/mL.
2) Calcule a massa de NaOH a ser utilizada para preparar 250 mL de 
uma solução 0,1 mol/L, sabendo que o NaOH possui uma pureza de 
97% (m/m).
Preparo de solução
Calcule a concentração em mol/L e em eq/L de uma solução preparada
utilizando-se uma massa de 4g de NaOH dissolvida em água destilada
e transferida para um balão volumétrico de 250 mL.
Calcule a concentração em mol/L e em eq/L se um volume de 2,7 mL de 
H2SO4conc for diluído em um balão volumétrico de 250 mL.
Titulação
Em uma titulação realizada para determinar a concentração de uma
solução de NaOH utilizou-se como padrão uma solução de 0,2 mol/L 
ou 0,4 eq/L de H2SO4. Sabendo que foram utilizados 25 mL da solução
de NaOH para a titulação e que o volume gasto do padrão foi de 25 
mL, qual a concentração da solução de NaOH?
H SO + 2 NaOH���� H O + Na SOH2SO4 + 2 NaOH���� H2O + Na2SO4
nº mols NaOH = 2 . nº mols H2SO4
nº eq NaOH = nº eq. H2SO4
Aula Experimental:
Parte 1: Preparo de soluções
Parte 2: Padronização ou aferição de uma solução 0,1 eq/L de H2SO4
Parte 3: Determinação da concentração real de uma solução de NaOH
� Padrão primário
� Padrão secundário� Padrão secundário
� Indicador
� Ponto de viragem
� Ponto de equivalência
Aula Experimental:
Parte 1: Preparo de soluções
H2SO4: 
- Béquer de 250 mL contendo 150 mL de água
- Levar até a capela e pipetar 0,7 mL de H2SO4conc (LUVA E ÓCULOS DE SEGURANÇA)
- Transferir quantitativamente o H2SO4 para o balão volumétrico de 250 mL e acertar o 
menisco.menisco.
NaOH
- Pesar a massa de 1,0309 g de NaOH em um béquer de 100 mL (LUVA E ÓCULOS DE 
SEGURANÇA)
- Dissolver o NaOH em água destilada (CUIDADO, REAÇÃO EXOTÉRMICA)
- Transferir quantitativamente o NaOH para o balão volumétrico de 250 mL e acertar o 
menisco
Aula Experimental:
Parte 1: Preparo de soluções
Aula Experimental:
Parte 1: Preparo de soluções
Acertar corretamente o menisco
Aula Experimental:
Parte 1: Preparo de soluções
Transferir a solução para um frasco etiquetado com
Solução: H2SO4 0,1 eq/L
Responsável:
Turma:Turma:
Data:
Aula Experimental:
Parte 2: Padronização ou aferição da solução de H2SO4
Preparo da Bureta
Rinse a bureta 3 vezes com o ácido preparado anteriormente. Não esqueça de rinsar o bico
da bureta, deixando o restante da solução escorrer por ele.
Aula Experimental:
Faça a montagem da bureta não esquecendo do béquer embaixo antes de 
começar a encher a bureta
Aula Experimental:
Encher a bureta com ácido sulfúrico 0,1 eq/L
Aula Experimental:
Antes de acertar o menisco verifique se não há bolhas no bico da bureta, se 
houver bolhas abra totalmente o bico da bureta para que a solução escoe
rapidamente.
Aula Experimental:
Ao acertar o menisco seus olhos devem estar na altura da marcação para evitar o 
erro de paralaxe
Aula Experimental:
Preparo do Erlenmeyer de 250 mL
- Adicionar 25 mL de solução de Na2CO3 0,1 eq/L (RINSAR A PIPETA 
VOLUMÉTRICA)
- Adicionar 25 mL de água destilada (medir com uma proveta)
- Adicionar 5 gotas do indicador vermelho de metila
Aula Experimental:
- Coloque o Erlenmeyer abaixo da bureta. Atenção para a posição das mãos!
- Para um destro a mão direita deve segurar o Erlenmeyer enquanto a 
esquerda controla a torneira da bureta. Para o canhoto a posição é inversa.
Aula Experimental:
- Comece a titulação, abrir vagarosamente a torneira e agitar o Erlenmeyer a 
fim de misturar as soluções. 
- Pare somente quando ocorrer a primeira mudança de coloração de amarelo
para rosa.
Aula Experimental:
- Anote o volume gasto e ferva a solução por 3 minutos. Se a cor retornar, é 
sinal que o ponto de equivalência ainda não foi atingido, como é o caso neste 
exemplo. 
- Se não retornar, o ponto de equivalência já foi atingido.
Aula Experimental:
- Como a coloração da solução retornou à inicial, deve-se continuar a titulação.
- Próximo ao ponto de viragem pode ser usada a “técnica da meia gota” como
- mostrado abaixo: deixe uma gota pendurada na ponta da bureta e encoste a 
boca do erlenmeyer na gota para que a gota escorra pela parede.
Aula Experimental:
- Para que a gota desça por completo, lave toda a boca do erlenmeyer.
- Se a mudança de cor persistir a titulação estará terminada.
- .Repita a titulação mais duas vezes.Calcule a concentração real da solução de
- ácido sulfúrico a partir dos dados de cada titulação. Calcule o desvio médio, 
analise se sua titulação foi precisa a partir dos cálculos!
Solução matemática:
- O ponto de viragem é observado através da mudança de coloração do 
indicador.
- Se chegou no ponto de equivalência significa que o número de equivalentes 
da amostra é igual ao número de equivalentes do padrão.
- nº eq H2SO4 = nº eq Na2CO3
- H2SO4+ Na2CO3→ xxxx