Cap_12_-_Solutions_and_their_properties

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Prof. Antonio Gerson Bernardo da Cruz
UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO RIO DE JANEIRO
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
QUÍMICA GERAL IC-348
SOLUÇÕES E SUAS PROPRIEDADES
12

• Misturas Heterogêneas: Não uniforme e com 
regiões de diferentes composições - Existem 
fronteiras observávies entre os componentes. 
• Misturas Homogeneas: Uniforme e composição 
constante - Não existem fronteiras observáveis 
pois as substâncias são miscíveis no nível 
molecular. . 
• A formação de misturas homogêneas é 
energeticamente favorável;
Classificação das Misturas
• Soluções: Partículas com diâmetros na faixa de 0,1−2 nm 
- são transparentes. 
• ex: sal/água, açúcar/água, gasolina, ar. 
• Colóides: Partículas com diâmetro na faixa de 2–500 nm. 
São normalmente opacos. 
• ex: leite, nevoeiro, sabão em água; 
• Suspensões: Misturas com partículas grandes; Não são 
totalmente homogêneas - as partículas podem ser 
separadas por decantação e são visíveis com 
microscópios; 
• ex.: sangue.
Misturas homogêneas
Soluções
• As soluções nas quais o solvente é a água são 
chamadas de soluções aquosas.
Soluções
• Soluções que contém metais como soluto e solvente são 
chamadas de ligas; 
– Ligas de Hg e outro metal - amálgamas;
Soluções
Solubilidade
• Solubilidade representa a máxima quantidade de soluto 
que pode ser dissolvido em uma dada quantidade de 
solvente. 
• Depende de dois fatores 
• Tendência natural para a mistura; 
• Tipos de forças atrativas intermoleculares; 
• A solubilidade varia com a temperatura e a pressão. 
ügases são sempre solúveis um no outro; 
üdois líquidos que são mútuamente solúveis são 
considerados miscíveis; 
Øálcool e água são miscíveis 
Øóleo e água são imiscíveis
Um pouco de Termodinâmica
• Enthalpia (H): medida da máxima energia em um 
sistema; 
• Unidades: kJ/mol; 
• ΔH = H(Produtos) - H(Reagentes); 
• Quando HP > HR => tem-se ∆H > 0; 
• Processo endotérmico - Desfavorável; 
• Quando HP < HR => tem-se ∆H < 0; 
• Processo exotérmico - Favorável;
Um pouco de Termodinâmica
• Entropia (S) é uma medida do grau de desordem num 
sistema. 
• Unidades: J/K. 
- Quanto maior o valor de S, maior a desordem das partículas do 
sistema; 
- A maioria dos sistemas naturalmente tendem a tornar-se 
desordenado com o tempo; 
• A entropia depende da temperatura e do volume do 
sistema; 
• A maioria dos sistemas tendem a ser doserdenados 
espontaneamente; 
• ∆S > 0.
Um pouco de Termodinâmica
• Energia livre de Gibbs G, representa a energia total 
disponível no sistema para realização de trabalho - Wmáx; 
• ΔG é uma medida da variação de energia livre 
em um sistema. 
• Se GP > GR => tem-se ∆G > 0 - Processo não espontâneo; 
• Se GP < GR => tem-se ∆G < 0 - Processo espontâneo; 
• Se GP = GR => tem-se ∆G = 0 - Sistema em equilíbrio; 
Processos espontâneos tendem a ser exotérmicos (ΔH < 0), 
como (∆G < 0) com aumento na desordem (ΔS > 0).
• A formação de uma solução nem sempre baixará a energia 
potencial do sistema. 
• A tendência natural para mistura está relacionado com 
o conceito de entropia (S).
 Tendência Natural para a 
mistura – Entropia
• Quando em uma mistura, cada gás 
mantém sua energia cinética mas se 
espalha e se dispersa em um volume 
maior, aumentando a entropia;
• Na ausência de forças intermoleculares, duas 
substâncias se misturaram espontaneamente - 
solução; 
• Dependendo do tipo de forças intermoleculares, a 
formação de uma solução será evitada ou promovida; 
• Existem forças intermoleculares entre: 
• (a) As partículas do solvente 
• (b) As partículas do soluto. 
• (c) As partículas de soluto e solvente
Forças intermoleculares no processo 
de dissolução
Forças intermoleculares no processo 
de dissolução
Interações
solvente-solvente
Interações
solvente-soluto
Interações
soluto-soluto
Solução 
Forças intermoleculares no processo 
de dissolução
• O fator que determina a formação de uma solução é a 
energia relativa das forças intermoleculares dentro soluto 
e entre o soluto e o solvente; 
• Na formação de uma solução deve-se considerar: 
– (a) interações soluto-soluto: deve-se superar as forças atrativas 
que mantém as partículas de soluto unidas; 
üProcesso endotérmico; 
– (b) interações solvente -solvente: devem ser superadas para 
acomodar as partículas do soluto; 
üProcesso endotérmico; 
– (c) interação soluto - solvente: formação de novas interações; 
üProcesso exotérmico;
Forças intermoleculares no processo 
de dissolução
Interações e formação das soluções
• Importante!!! 
• Se as atrações soluto-solvente são mais fracas do que a 
soma das atrações entre soluto-soluto e solvente-solvente, 
a solução se formará apenas se a diferença de energia é 
pequena o suficiente para ser superada pela entropia.
Interações 
solvente-soluto > 
Interações 
solvente-solvente + 
soluto-soluto 
Forma-se solução 
Interações 
solvente-soluto = 
Interações 
solvente-solvente + 
soluto-soluto 
Forma-se solução 
Interações 
solvente-soluto < 
Interações 
solvente-solvente + 
soluto-soluto 
A solução pode ou não se formar 
dependendo da disparidade 
relativa* !
• Entalpia de solução, ΔHsoln é a variação de entalpia 
que ocorre quando um soluto se dissolve; 
• calor de solução; 
• Podem > 0 ou < 0 dependendo das forças intermoleculares; 
• entropia de solução, ΔSsoln é a variação de entropia 
associada à formação de uma solução; 
• Normalmente ΔSsoln > 0; 
• Aumento da desordem molecular durante a 
dissolução.
Energética da formação das soluções
Entropias de solução são normalmente positivas devido ao 
aumento da desordem molecular quando (a) um sólido se dissolve 
em um líquido ou (b) um líquido se dissolve em outro.
Energética da formação das soluções
Energética da formação das soluções
No processo de dissolução consideram-se as etapas: 
(i) Separação das partículas de soluto – ∆Hsol > 0; 
(ii) Superaração de algumas atrações entre moléculas 
do solvente – ∆Hsolv > 0; 
(iii) Formação das novas interações soluto-solvente – 
∆Hmix < 0 
• A variação de energia global, ΔHsoln, será dado por; 
ΔHsoln = ΔHsol + ΔHsolv + ΔHmix 
• Se o ΔHsol é demasiadamente endotérmico, não haverá 
a formação de uma solução.
Energética da formação das soluções
Energética da formação das soluções
•Se a energia para romper as 
forças de atração entre as 
partículas do soluto e do 
solvente (ΔHsol + ΔHsolv) é 
menor do que a energia 
liberada na formação de novas 
interações soluto-solvente 
(ΔHmix) 
•ΔHsoln < 0 
•A tendência a menor energia e 
para maior entropia leva a 
formação da solução;
Energética da formação das soluções
•Se a energia para romper as 
forças de atração entre as 
partículas do soluto e do solvente 
(ΔHsol + ΔHsolv) é maior do que a 
energia liberada na formação de 
novas interações soluto -solvente 
(ΔHmix), 
•ΔHsoln > 0 
•Desde que ΔHsoln não seja muito 
grande, a maior entropia levará a 
formação da solução, caso 
contrário, a solução não se 
formará.
Energética da formação das soluções
•Se a energia para romper as forças de atração entre 
as partículas do soluto e do solvente (ΔHsol + 
ΔHsolv) é aproximadamente igual à energia liberada 
na formação de novas interações soluto-solvente 
(ΔHmix); 
•ΔHsoln = 0. 
•A formação da solução dependerá do aumento da 
entropia à medida que a energia do sistema 
permanece praticamente constante. 
O calor de hidratação
• Na formação de uma solução iônica, os termos ΔHsolv + 
ΔHmix se combinam para originar um outro termo, o 
calor de hidração, ∆Hhid; 
ü ΔHhid = Calor associado à dissolução de 1 mol de 
íons gasosos em água. 
• ∆Hhid = ΔHsolv + ΔHmix 
• ∆Hsolv >> 0: Deve-se superar as ligações de hidrogênio na água. 
•∆Hsol >> 0: Deve-se superar as ligações iônicas; 
• ∆Hmix << 0: O tipo de interação resultante é íon-dipolo - muito 
forte.
O calor de hidratação
• O ∆Hsol é a energia necessária para separar o soluto em 
seus íons constituintes - representada pelo negativo da 
energia de rede ∆Hlat (∆Hsol = - ∆Hlat);
O calor de hidratação
• Quando os íons se dissolvem em água eles tornam-se 
hidratados; 
• cada íon é rodeado por moléculas de água;
O calor de hidratação
• ∆Hsoln depende das magnitudes relativas do Hlat e Hhid: 
1. |Hlat| < |Hhid| - A energia para separar o soluto é menor do 
que a energia liberada na hidratação dos íons 
• Hsoln < 0 - processo é exotérmico; 
2. |Hsol| > |Hhid| - A energia para separar o soluto é maior do 
que a energia liberada na hidratação dos íons 
• Hsoln > 0 - processo é endotérmico (se a solução se formar) 
3. |Hsol| ≈ |Hhid| - A energia para separar o soluto é 
aproximadamente igual a a energia liberada na 
hidaratação dos íons. 
• Hsoln ≈ 0 e o processo nem é significativamente endotérmico ou 
exotérmico.
Equilíbrio em solução
Quando o NaCl é adicionado à água, 
os íons começam a se dissolver.
À medida que a solução fica mais 
concentrada, alguns íons podem se 
redepositar como NaCl sólido.
Quando a velocidade de dissolução 
se iguala à velocidade de deposição, 
atinge-se o equilíbrio dinâmico.
Limite de solubilidade
• Uma solução que tem o máximo de soluto dissolvida é 
dita saturada; 
üdepende da quantidade de solvente; 
üdepende da temperatura; 
Øe da pressão; 
• Uma solução que tem menos soluto do que a saturação é 
dita não saturada 
• Uma solução que tem mais soluto do que a saturação é 
dita supersaturada; 
• Soluções supersaturadas são instáveis e perdem todo o 
seu soluto acima da saturação quando é perturbada.
Limite de solubilidade
Limite de solubilidade
• Unidades de solubilidade: gramas de soluto/100 g de água; 
• Para a maioria dos sólidos, a solubilidade tende a 
aumentar com o aumento da temperatura; 
– Ocorre quando ΔHsol é endotérmico; 
• Algumas vezes, a solubilidade diminui quando a 
temperatura aumenta; 
• Um meio de se prever a solubilidade em uma dada 
temperatura é através das curvas de solubilidade: 
– saturado (na linha); 
– não-saturada (abaixo da linha) 
– supersaturada (acima da linha);
Fatores que afetam a solubilidade
Fatores que afetam a solubilidade
Fatores que afetam a solubilidade
• A solubilidade de gases na água diminui com o 
aumento da temperatura;
- O ΔHsol é exotérmico pois não é necessário 
superar forças de atração soluto-soluto; 
• São normalmente pouco solúveis - apolares; 
• A poluição térmica: se a água dos lagos se aquece 
muito, o O2 se torna menos solúvel e fica 
indisponível para os animais.
Fatores que afetam a solubilidade
Fatores que afetam a solubilidade
• A solubilidade de um gás em um líquido é uma função 
da pressão do gás;
• Maior a pressão implica em moléculas de gás mais 
próximas do solvente e maior a chance de atingirem a 
superfície e entrar na solução; 
• Menor a pressão implica em menor a quantidade de 
moléculas gasosas próximas ao solvente e menor a 
solubilidade do gás
Fatores que afetam a solubilidade
Fatores que afetam a solubilidade
A solubilidade de um gás em um líquido é proporcional à 
pressão do gás na solução (Henry’s law).
S = kP
S é a concentração molar (Mol/L) de gás 
dissolvido
P é a pressão do gás na solução
k é uma constante para cada gás (mol/L•atm) 
que depende apenas da temperatura.
Baixa P
Alta S
Alta P
Alta S
Fatores que afetam a solubilidade
Fatores que afetam a solubilidade
• As bebidas carbonadas 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.
Concentração de soluções
• As soluções apresentam concentração variável; 
• Para descrever uma solução, é necessário descrever 
os componentes e suas quntidades relativas; 
• Os termos diluído e concentrado podem ser 
usados como descrições qualitativas das 
quantidades de soluto em uma solução; 
• concentração = Representa a medida da 
quantidade de soluto em uma dada quantidade de 
solução;
Concentração de soluções
• A molalidade (M), representa a relação entre o 
número de mols de soluto por quilograma de 
solvente; 
• A molalidade é independente da temperatura; 
• Muito útil ao comparar concentrações em 
diferentes temperaturas.
� 
Molalidade = número de mols de solutomassa de solvente, Kg , mol/kg
Concentração de soluções
• A fração molar (!), representa a fração de mols de um 
componente em mols totais de todos os componentes em 
uma solução; 
• A fração molar é adimensional; 
• A porcentagem molar é o percentual de mols de um 
componente em mols totais de todos os componentes em 
uma solução.
� 
Fração molar de A = XA = 
numero de mols de A
número de mols total na solução,
Percentual molar = XA x 100%
Propriedades coligativas das soluções 
Propriedades coligativas são propriedades que dependem 
apenas do número de partículas de soluto na solução e 
independendo da natureza das partículas.
A pressão de vapor é a pressão medida quando existe um 
equilíbrio entre a condensação e a vaporização.
H2O (l) H2O (g)
Taxa de 
condensação
Taxa de 
evaporação=
Equilíbrio dinâmico
Antes da 
Evaporação
No 
Equilíbrio
Quanto mais fracas as forças atrativas, maior será a pressão de 
vapor - mais volátil será o líquido.
Propriedades coligativas das soluções 
Lei de Raoult: a diferença entre a Pvapor de um solvente puro e Pvapor da 
solução depende da concentração do soluto na solução.
Se a solução tem apenas um soluto:
Abaixamento da pressão de vapor
A adição de um soluto não volátil (Pvapor = 0) a um líquido 
puro, diminui a pressão de vapor exercida pelo líquido.
 
Psolução = χsolventePsolvente
0
χsolvente =1− χsoluto
 
Psolução = 1− χsoluto( )Psolvente0
Psolvente
0 − Psolução( ) = χsolutoPsolvente0
 ΔP = χsolutoPsolvente
0
Propriedades coligativas das soluções 
O efeito se deve ao aumento da entropia do sistema quando comparado 
com o líquido puro.
Abaixamento da pressão de vapor
O abaixamento da pressão de vapor ∆P é diretamente proporcional à 
concentração do soluto.
 
PA = χAPA
0
PB = χBPB
0
Solução ideal
Se os dois componentes da solução são 
voláteis:
 Ptotal = χAPA
0 + χBPB
0
Solução ideal tem a concentração de cada componente da solução 
dada pela lei de Raoult em toda a faixa de pressão de vapor.
Propriedades coligativas das soluções 
PT é maior do que 
a prevista pela lei de Raoult
PT é menor do que
a prevista pela lei de Raoult
interação 
A-B
interação 
A-A
interação 
B-B< +
interação 
A-B
interação 
A-A
interação 
B-B> +
Abaixamento da pressão de vapor
Propriedades coligativas das soluções 
Elevação do ponto de ebulição, ∆Tb
Ponto de ebulição de uma substância representa a temperatura na 
qual sua pressão de vapor se iguala à pressão externa.
Solução
Solvente
puro
Solução
Sólido
Líquido
Gás
Ponto de fusão
da solução
Ponto de fusão
do solvente
Ponto de ebulição
do solvente
Ponto de ebulição
da solução
Temperatura
Pr
es
sã
o
1 atm
 ΔTb =Tb −Tb
0
ΔTb > 0
ΔTb = KbM
M é a molalidade da solução.
Kb é a constante molal de 
elevação do ponto de 
ebulição (0C/ M)
Tb > T b
0
Propriedades coligativas das soluções 
Abaixamento do ponto de congelamento, ∆Tf
A adição de um soluto não volátil afeta o ponto de ebulição e o 
ponto de congelamento da solução com relação ao do líquido puro.Solução
Solvente
puro
Solução
Sólido
Líquido
Gás
Ponto de fusão
da solução
Ponto de fusão
do solvente
Ponto de ebulição
do solvente
Ponto de ebulição
da solução
Temperatura
Pr
es
sã
o
1 atm
ΔTf < 0
ΔTf = Kf M
Tf < T f
0
 ΔTf =Tf
0 −Tf
M é a molalidade da solução.
Kf é a constante molal de 
abaixamento do ponto de 
congelamento (0C/ M)
Propriedades coligativas das soluções 
Pressão osmótica (π)
Osmose é a passagem seletiva de moléculas de solvente 
através de uma membrana de um meio menos concentrado 
para um meio mais concentrado.
diluído mais concentrado
Membrana semipermeável 
permite a passagem apenas de 
moléculas de solvente.
Propriedades coligativas das soluções 
Pressão osmótica (π)
Pressão osmótica (π) é a pressão necessária para interroper o 
fluxo osmótico.
Pressão osmótica (π) de uma solução é diretamente 
proporcional à concentração molar, M, do soluto na da 
solução.
π = MRT
M é a molaridade da solução
R é a constante dos gases, R = 0,08206 (atm·L)/(mol·K)
T é a temperatura (em K)
Propriedades coligativas das soluções 
Pressão osmótica (π)
Solução hiposmótica Solução isosmótica Solução hiperosmóticaSolução isosmótica tem a 
mesma pressão osmótica que 
a solução no interior da célula 
– Não se forma fluxo de água 
para dentro ou fora da célula.
Solução hiperosmótica tem 
pressão osmótica mais alta do 
que a solução no interior da 
célula – há um fluxo de água 
para fora da célula, causando o 
murchamento.
Solução hiposmótica tem 
pressão osmótica mais 
baixa do que a solução no 
interior da célula – há um 
fluxo de água para dentro 
d a c é l u l a , c a u s a n d o 
inchamento.
Propriedades coligativas das soluções 
Propriedades coligativas de eletrólitos
Quando compostos iônicos se dissolvem em água, eles se dissociam - 
de modo que o número de partículas de soluto é um múltiplo do 
número de mols de unidades de fórmula.
1 NaCl Na+ + Cl-
Solução 0,1 M NaCl Solução 0,2 M de íons
Uma solução de 0,1 m de NaCl exibirá um 
abaixamento do ponto de congelamento 
duas vezes a de uma solução 0,1 M de um 
não-eletrólito, tal como a sacarose.
Propriedades coligativas dependem 
apenas do número de partículas.
Propriedades coligativas das soluções 
Propriedades coligativas de eletrólitos
Para se estimar o efeito de um soluto iônico, introduz-se o fator de 
van't Hoff (i), que é dada por:
fator de van’t Hoff (i) = 
núm. real de partículas em sol. após a dissociação
num. de unidades fórmula dissolvidas na solução
Propriedades coligativas das soluções 
Propriedades coligativas de eletrólitos
O fator de van’t Hoff real não é exatamente igual ao valor esperado 
pois alguns íons tendem se recombinarem em solução formando 
pares reduzindo levemente o número de partículas em solução.
Propriedades coligativas das soluções 
Propriedades coligativas de eletrólitos
Elevação do Ponto de Ebulição ΔTb = i Kb M
Abaixamento do Ponto de Congelamento ΔTf = i Kf M
Pressão Osmótica (π) π = iMRT
Para o cálculo das propriedades coligativas em soluções iônicas usa-se 
o fator de van’t Hoff em cada uma das seguintes equações:
Colóides
Um colóide é uma dispersão de partículas de uma substância através 
de um meio dispersante de outra substância.
Colóide versus solução 
• As partículas coloidais são muito maiores (1 a 100 nm) do que as 
moléculas em uma solução. 
• A suspensão coloidal não é uma mistura homogênea como a 
solução. 
• As partículas em um colóide tem movimento Browniano. 
• Colóides exibem efeito Tyndall. 
• espalhamento de luz ao passar através de uma suspensão. 
• o efeito não é observado com as soluções, pois as moléculas 
de soluto são muito pequenas para interagir com a luz visível.
Colóides
Colóides
Fase dispersa Meio de dispersão tipo exemplos 
Sólido Sólido sol Argila, sílica coloidal, ouro coloidal 
Líquido 
Gás 
Líquido 
Líquido 
Emulsão 
Espuma 
Óleo em água, leite, maionese 
Espuma de sabão e detergentes 
Sólido 
Líquido 
Gás 
Gás 
Gás 
Sólido 
Aerossol 
Aerossol 
Sol sólido 
Ar com poeira, fumaça 
Nevoeiro, névoa 
Vidro rubi, gemas naturais e 
sintéticas, diamante negro 
Líquido 
Gás 
Sólido 
Sólido 
Emulsão sólida 
Espuma sólida 
Opala, pérola 
Pedra polmes, lava e cinza 
vulcânica !
Colóides
Estabilização de colóides depende se a fase dispersa é hidrofílica 
ou hidrofóbica.
Coloide hidrofóbico estabiliza-se pela adsorção de íons na sua 
superfície - evita aglutinação
em contato com água do mar, as cargas dos íon são neutralizadas 
pelo meio de elevada salinidade, as partículas não se repelem mais e 
se agregam formando lama.
Colóides
Muitos colóides líquidos são estabilizados pela presença de um 
surfatante;
O processo de estabilização de um coloide é chamado de 
emulsificação, e uma substância utilizada para tal estabilização é 
chamado um emulsionante ou um agente emulsionante. 
Colóides
cauda apolar cabeça polar
cauda apolar
cabeça polar
Água