2 Aula - Soluções

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Universidade Federal da Paraíba 
Departamento de Química 
Soluções 
Prof. Ricardo Alexandre Cavalcanti de Lima 
João Pessoa - Paraíba 
 Soluções aquosas de substâncias inorgânicas 
 
 2.1 – Natureza das soluções 
 
 Solução → mistura homogênea de duas ou mais 
 substâncias 
 
 Solução → Soluto (s) + Solvente (s) 
 
 
Componente que é 
dissolvido (em geral 
o menos abundante) 
Agente da dissolução 
(em geral, está em 
maior proporção) 
Solução verdadeira 
 
Aquela em que as partículas do soluto dissolvido são 
moleculares ou iônicas em tamanho, com dimensões, em 
geral, na faixa de 0,1 a 1 nm ( 10-8 a 10-7 cm). 
 
As partículas do soluto são distribuídas ao acaso. 
 Classificações das soluções 
 
 1- Quanto ao estado físico do solvente 
 a) sólida 
 - ligas metálicas 
 - amálgama de ouro (Au(Hg)) 
 - H2 em paládio 
 - ouro de 12 quilates : partes iguais de Au e Ag 
 - moeda de níquel: 25% w/w dissolvido em Cu 
 
 Informação : ouro puro → 24 quilates 
 b) líquida 
 - NaCl em H2O 
 - álcool em H2O 
 - O2 em H2O ( OD → um dos parâmetros 
 de qualidade de H2O ) 
 - um coquetel de bebidas 
 
 c) gasosa 
 - ar puro ≡ mistura de N2 , O2 e outros gases 
 Não constituem soluções 
 
 - neblina → moléculas de H2O em gotas 
 grandes o suficiente para serem 
 visíveis ( ≡ suspensão de H2O no ar ) 
 - coberturas de sorvete 
 - suspensões de antibióticos 
 
 Quanto ao estado físico do solvente, interessa-
nos as soluções líquidas com o solvente água 
 Soluções líquidas de interesse no 
 laboratório 
 
 
 
 
 
 
 
 
Soluto 
mols de 
soluto/L 
% em peso 
(soluto) 
Densidade 
(g/mL) 
HCl 12 36 1,18 
HNO3 16 72 1,42 
H2SO4 18 96 1,84 
NH3 15 28 0,90 
2) Quanto à proporção entre soluto e solvente 
 a) diluídas ( ≤ 0,1 mol/L ) 
 b) concentradas ( > 0,1 mol/L ) 
 
3) Quanto à solubilidade do soluto no solvente 
 
Solubilidade 
 
 quantidade de soluto que se dissolve numa dada 
quantidade de solvente sob condições determinadas 
de T e p) 
a) saturada : contém a máxima quantidade de soluto 
 dissolvido em um dado volume de solvente a uma 
 dada temperatura. 
 Exs. : Açúcar → 200g / 100 ml ( 20ºC ) 
 CaSO4 → 0,2 g / 100 ml ( 20ºC ) 
 
 b) insaturada: contém uma quantidade de soluto 
 dissolvido inferior à solubilidade. 
 
 c) supersaturada: contém mais soluto dissolvido que na 
 solução saturada. 
Representação do comportamento de uma solução supersaturada após 
alguns dias de preparação e repouso da solução. 
 
 Atenção! 
 
 saturada ≠ concentrada 
 
 insaturada ≠ diluída 
 
 Exs. : 
 S de BaSO4 = 2,3x10
-4 g/100mL (~10-5 mol/L) 
 S de BaCl2 = 37,24 g/100mL (~ 1,79 mol/L ) T = 18ºC 
 
 
Como se formam as soluções ? 
 
Qual o mecanismo do processo de dissolução? 
 
 Depende das intensidades relativas de 3 forças 
atrativas : 
 
 a) forças soluto-soluto (antes da dissolução) 
 b) forças solvente-solvente (antes da dissolução) 
 c) forças soluto-solvente 
 
 ↓ 
 
alta solubilidade de um sólido em um líquido 
 - fracas forças soluto-soluto → medidas 
 pela energia reticular do sólido 
 
 - fortes forças soluto-solvente → medidas pela 
 energia de solvatação 
 
 Outros fatores importantes: 
 - temperatura 
 - pressão (soluto gasoso) 
 
 Fatores que afetam a solubilidade 
 
 - Temperatura 
 
 regra geral: 
 
 P/ maioria dos sólidos → S ↑ qdo. T ↑ 
 
 Ex. : NaCl , KNO3 etc. 
 
 Exceção : Li2SO4 → S ↓ com ↑ T 
Variação da solubilidade de alguns sais com a 
temperatura. 
 
Continuando a classificação : 
 
4) Quanto à natureza das partículas dispersas 
 a) eletrolíticas ( ou iônicas ) → partículas 
dispersas → íons + e - → conduzem corrente 
elétrica 
 Exs. : NaCl , NaOH , HCl etc.... 
 ( ácidos , bases e sais em geral ) 
 
 b) não eletrolíticas ( ou moleculares ) → 
partículas dispersas → moléculas não 
conduzem corrente elétrica 
 
Exs. : etanol , açúcar etc... 
 
 Conceito de eletrólito e não – eletrólito 
 ↓ 
depende do solvente 
 
Exs.: NaCl em H2O → eletrolítica 
 NaCl em hexano → não eletrolítica 
 
 
II.5. Eletrólise → processo em que ocorrem 
 reações químicas pela passagem de 
 corrente elétrica 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
( - ) Cátodo → 2H+ +2e- → H2 (g) 
( + ) Ânodo → 2Cl- → Cl2 (g) + 2e
- 
 
Reação química nos eletrodos 
 ↓ 
decomposição de HCl 
 
 Reações que ocorrem durante a eletrólise 
 podem ser estudadas numa cela eletrolítica 
 
 Outra característica das soluções 
 
 não- eletrolíticas → o nº de partículas em 
solução é igual ao nº de partículas dissolvidas 
 eletrolíticas → o nº de partículas em solução é 
2, 3 ou mais vezes o nº de partículas dissolvidas 
 Para explicar essas características das soluções 
eletrolíticas. 
 
Para explicar esta característica das soluções 
eletrolíticas 
Teoria da Dissociação Eletrolítica 
(Svante Arrhenius, 1887) 
Postulados de Arrhenius 
1) Os eletrólitos quando se dissolvem em água se 
dissociam em íons. 
2) Na eletrólise de soluções eletrolíticas os íons + 
migram para o eletrodo – e os – migram para o 
eletrodo + 
3) Os eletrólitos se classificam em : 
 a) fortes → dissociam completa/ em solução 
 b) fracos → dissociam pouco em solução 
4) A dissociação eletrolítica é um processo 
reversível que varia com o grau de diluição 
Representação da Dissociação Eletrolítica 
 
 KCl  K+ + Cl- 
 MgCl2  Mg
2+ + 2 Cl- 
 Al2(SO4)3  2 Al
3+ + 3 SO4
2- 
 
5) A condutância da solução é relacionada à fração 
ionizada. 
 
 o nº de partículas liberadas pela dissociação dos 
eletrólitos em água varia com o tipo de eletrólito. 
 
 a migração dos íons durante a eletrólise ocorre devido 
à atração eletrostática dos íons pelo eletrodo de carga 
oposta. 
 
A teoria de Arrhenius explica os seguintes fatos: 






dissociadontecompletame1
odissociaçãhán0
1a0deiavar
Grau de dissociação ou de ionização (  ) 
 
 parâmetro que avalia a tendência de um soluto à 
dissociação ( ou à ionização ) 
 
 
 fração das moléculas efetivamente dissociadas 
 
 
 
 
 
 
 
moléculasdetotaln
issociadasmoléculasdden
º
º

  de um eletrólito → determinado por métodos 
experimentais : 
 
a) Crioscopia  abaixamento do ponto de congelamento 
(ΔTc) 
 
b) Ebulioscopia  elevação do ponto de ebulição (ΔTe ) 
 
ΔTc e ΔTe são proporcionais ao nº de partículas 
dissolvidas em solução 
 
 c) medidas de condutância 
 
 
 
 
 
 → condutância equivalente da 
 solução de concentração c 
 
 → condutância equivalente à diluição 
 infinita 
 
O
C



 A condutância de um eletrólito depende: 
 
 do nº de íons em solução 
 
 da mobilidade dos íons 
Com base no grau de dissociação as substâncias 
inorgânicas são classificadas em : 
 
 - Eletrólitos fortes → ácidos e bases fortes, sais. 
 
 - Eletrólitos fracos → ácidos e bases fracas 
 Tabela 1. Classificação dos Eletrólitos 
Eletrólitos fortes Eletrólitos fracos 
Os ácidos inorgânicos: 
 
HNO3, HClO4, H2SO4, HCl, HI, 
HBr, HClO3, HBrO3 
 
Hidróxidos alcalinos e alcali- 
no terrosos e alguns hidróxi- 
dos de metais pesados 
 
A maioria dos sais 
Muitos ácidos inorgânicos como: 
 
 H2CO3, H3BO3, H3PO4 H2S, H2SO3 
 
Amônia e a maioria das bases 
orgânicas 
 
A maioria dos ácidos orgânicos 
 
Halogenetos, cianetos e tiocianatos 
de Hg, Zn e Cd 
Para explicar o comportamento dos eletrólitos fortes 
 
 
Teoria Moderna dos Eletrólitos Fortes 
 
Para eletrólitos fracos → quanto maior a diluição 
maior o grau de dissociação  (conforme Arrhenius) 
 
 CH3COOH  CH3COO
- + H+ 
 
 
Dissociação envolve ionização mas proporção de 
íons pequena 
 Eletrólitos fortes → geralmente constituídos de 
íons no estado sólido → soluções completamente 
ionizadas 
 NaCl → Na+ + Cl- 
 
Comportamento esperado 
 
 
 k proporcional a c   = constante independente de c 
Nº de íons em solução é constante independente da 
diluição 
 Condutância equivalente de eletrólito forte e fraco. 
 ( Fonte: Otto A.Olhweiler, Análise Quantitativa.3 ) 
Comportamento observado na prática :  varia com c 
Como a condutividade ( k )varia com c na prática ? 
Causas do desvio da proporcionalidade 
 
 Efeito da atração interiônica 
 Ao migrarem para o eletrodo de carga oposta, 
os íons (+) são atraídos pelos íons (-) presentes 
na solução, retardando a migração. 
 
 Efeito eletroforético 
 Íons rodeados de moléculas de água têm 
dificuldade de migrar através da solução em 
virtude do atrito entre os íons solvatados. 
 
Visualização de uma solução eletrolítica hipotética 
 Para explicar este comportamento 
 
 Teoria da Atração Interiônica 
 (Debye – Hückel,1923) 
 
 Teoria dos pares iônicos 
 ( Bjerrum, 1926) 
 Atividade e coeficiente de atividade 
 
 As forças eletrostáticas de atração e repulsão entre 
os íons de um eletrólito forte, entre outros fatores, 
têm influência sobre a capacidade de reação destes 
íons. 
 
 
 
atividade 
 
 
 Definição: Atividade (a) de um íon é sua 
concentração efetiva ou atuante nas reações 
químicas. 
Ex. 
 Se a atividade dos íons H+ e Cl- numa solução 0,1 
mol/L de HCl for 0,0814 
 
 
 
 que estes íons atuam nas reações como se a sua 
concentração não fosse 0,1 mol/L mas sim 0,0814 
íon-g/L. 
Coeficiente de atividade (f) = razão entre atividade de 
um íon e a sua concentração analítica 
 
No ex.: f = 0,0814 / 0,1 
significa 
 
Generalizando, 
 
 f = a / c 
 
onde, 
 
f = fator ou coeficiente de atividade 
 
a = atividade (mol/L) 
 
c = concentração (mol/L) 
 
Assim, 
 A atividade (a) de um íon A é igual ao produto da sua 
concentração pelo fator de atividade correspondente 
 
 aA = fA x [A] 
Na teoria dos eletrólitos fortes, 
f serve para medir a ação das forças interiônicas sobre 
a atividade química do íon. 
Se f < 1  a < c 
 
 o íon é influenciado em seus movimentos e comporta-
se como se a sua concentração fosse mais baixa que 
sua concentração real. 
 
Se f = 1  a = c 
 
 e o íon atua quimicamente, em função da sua 
concentração na solução. 
 
Para os eletrólitos fortes, 
 
 f=1 somente em soluções extremamente diluídas 
(~0,0001mol/L). 
 
Para soluções diluídas de eletrólitos fracos, 
 
f  1 e a = c 
 
 
 Inicialmente, os fatores de atividade foram 
introduzidos de modo empírico. 
 
 Em seguida, a teoria dos eletrólitos fortes permitiu 
 calcular teoricamente os valores de f. 
 
Como? 
 
 O fator de atividade, f, de um dado íon depende 
de sua concentração e também da 
concentração de todos os outros íons em 
solução. 
 
 
 Força iônica, µ ou I (Lewis e Randall, 1921) 
 
 
 grandeza que determina a tensão do campo 
elétrico existente na solução. 
 
 A expressão matemática de µ é a seguinte: 
 
 
 
 
 
   )(
2
1
)(
2
1 22
11
2
nnii ZCZCouZC 
onde: 
 µ = força iônica; 
 ci = concentração molar do componente i 
 Zi = carga iônica do componente i 
 
 
µ solução = soma das forças iônicas devidas aos 
compostos individuais 
 
 f diminui com o aumento de µ (ou I) 
 
 µ (ou I) é função das concentrações e das cargas 
de todos os íons presentes na solução. 
 
 A correlação entre fator de atividade e força iônica 
pode ser deduzida a partir das equações 
quantitativas da teoria Debye-Hückel-Onsager (lei 
limite de DH). 
 
 
 
 


 2i333
023
i Z
TR1000
2
Ne43,0flog
onde: 
 e = carga do elétron 
 N = constante de Avogadro 
 R = constante dos gases 
 ρ0 = densidade do solvente 
 ε = constante dielétrica do solvente 
 T = temperatura absoluta 
 
 
 Introduzindo os valores adequados das constantes e dados 
físicos para soluções aquosas diluídas à temperatura 
ambiente (T = 298 K), a expressão pode ser simplificada 
para: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Atenção! Esta equação aplica-se a soluções com µ  0,01. 
 
251,0log ii Zf 
2591,0log ii Zf 
251,0log ii Zf 
 
Para soluções com valores de µ > 0,01, 
 
Deve-se utilizar a equação de Debye-Hückel 
ampliada 
 



1
.Z.509,0flog 2ii