Conceitos Básicos de Soluções

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Soluções 
Conceitos básicos: 
Uma solução é a mistura homogênea de duas ou mais substâncias, apresentando uma só fase. 
Soluções são compostas por solvente e soluto, no qual solvente é, em geral, encontrado em maior proporção 
com relação ao soluto que, normalmente é o componente que é dissolvido no solvente e encontrado em menor 
proporção. 
Uma solução é dita verdadeira quando as partículas de soluto dissolvido possuem dimensões na faixa de 0,1 a 
1 nm que equivalem a 10-8 a 10-7 cm, isso as tornam invisíveis a olho nu. 
Classificação das soluções 
As soluções podem ser classificadas quanto ao seu estado físico podendo ser encontradas em estado sólido, 
líquido ou gasoso. 
Na química analítica clássica usa-se, nas soluções líquidas, como único solvente a água. 
Pode-se também classificar as soluções quanto a proporção entre solvente e soluto, soluções diluídas e 
concentradas. 
As soluções ditas diluídas são aquelas em que a concentração do soluto dissolvido é ≤ 0,1 mol/L. Soluções 
concentradas são, geralmente, aquelas onde o soluto possui concentração > 0,1 mol/L. 
As soluções podem ser classificadas quanto a solubilidade do soluto no solvente. A solubilidade é a quantidade 
de soluto que se dissolve numa dada quantidade de solvente sob condições determinadas de temperatura e pressão. 
As soluções podem ser classificadas quanto a natureza das partículas dispersas, se são iônicas (eletrolíticas) 
ou moleculares (não eletrolíticas). O conceito de eletrólito depende do solvente. 
Nas soluções não eletrolíticas o número de partículas em solução é igual ao número de partículas dissolvidas. 
Em soluções eletrolíticas o número de partículas em solução é 2 ou mais vezes o número de partículas dissolvidas. 
Quanto a solubilidade, as soluções podem ser classificadas em três categorias: saturadas, insaturadas e 
supersaturadas. 
As soluções saturadas são aquelas que contém a máxima quantidade de soluto dissolvido em um dado volume de 
solvente a uma dada temperatura. A quantidade de soluto está no limite da capacidade de solubilidade. 
As soluções insaturadas contém uma quantidade de soluto dissolvido inferior á sua capacidade total de solubilidade. 
As soluções supersaturadas são aquelas que possuem mais soluto dissolvido do que sua capacidade máxima. 
Acabam formando precipitações. 
• Solução saturada não é o mesmo que solução concentrada. Solução insaturada não é o mesmo que solução 
diluída. 
Fatores que afetam a solubilidade 
Temperatura: por regra geral para a maioria dos sólidos quanto maior a temperatura, maior a solubilidade. 
Caso dois líquidos se misturem em quantidade suficiente para formar uma solução eles são ditos miscíveis. 
Por outro lado, líquidos imiscíveis não se misturam para formar uma solução; eles existem em contato um com o outro 
como camadas separadas. 
 é o processo em que ocorrem reações químicas pela passagem de corrente elétrica. 
Células eletrolíticas: em que ocorre eletrólise, ou seja, ocorre a decomposição de corpos ionizados a partir de 
corrente elétrica. A corrente elétrica gera a reação. 
Células galvânicas: nelas a reação química gera a corrente elétrica (reação química ocorrendo 
espontaneamente). Essas reações chegam ao fim, pois seu potencial elétrico é esgotado. Ex: baterias de celular. 
• Reações que ocorrem durante a eletrólise podem ser estudadas numa cela eletrolítica. 
Teoria da dissociação eletrolítica 
Os eletrólitos quando se dissolvem em água se dissociam em íons. 
Na eletrólise de soluções eletrolíticas os íons positivos migram para o eletrodo de carga negativa e os íons 
negativos migram para o eletrodo de carga positiva. 
Os eletrólitos são classificados em: fortes (dissociam completamente em solução) e fracos (dissociam pouco 
em solução). 
A dissociação eletrolítica é um processo reversível que varia com o grau de diluição. 
A condutância da solução é relacionada á fração ionizada. 
 é o quanto da espécie química dissociada em água conduz de corrente elétrica, ou seja, o quão forte são 
aqueles íons para conduzir corrente elétrica. A relação entre condutância e dissociação dos íons é diretamente 
proporcional, logo, quanto maior o número de íons dissolvidos em solução maior a condutância. 
O número de partículas liberadas pela dissociação dos eletrólitos em água varia com o tipo de eletrólito. 
A migração dos íons durante a eletrólise ocorre devido á atração eletrostática dos íons pelo eletrodo de carga 
oposta. 
Grau de dissociação ou de ionização (α) 
Parâmetro que mede o quanto um eletrólito dissociado em solução conduz ou não de corrente elétrica definindo-os em 
forte ou fraco. 
 α = 
𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑐𝑖𝑎𝑑𝑎𝑠
𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠
 
α varia de 0 a 1 sendo: 
0 = não há dissociação 
1= completamente dissociado 
 
O α de um eletrólito é determinado por métodos experimentais como crioscopia (abaixamento do ponto de 
congelamento = ΔTc), ebulioscopia (elevação do ponto de ebulição = ΔTe) e medidas de condutância. 
ΔTc e ΔTe são proporcionais ao número de partículas dissolvidas em solução. 
A condutância de um eletrólito depende do número de íons em solução e 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. 
• Para eletrólitos fracos – quanto maior a diluição maior o grau de dissociação α (conforme Arrhenius) 
Dissociação envolve ionização mas proporção de íons pequena 
• Eletrólitos fortes – geralmente constituídos de íons no estado sólido → soluções completamente ionizadas. 
O número de íons em solução é constante independente da diluição 
O comportamento esperado é que k (condutância) seja proporcional a c (concentração), porém, na prática a 
condutância varia de acordo com a concentração. Para eletrólitos fortes, a condutância diminui linearmente com o 
aumento da raiz da concentração. Para eletrólitos fracos, a diminuição da condutância é muito mais acentuada com o 
aumento da raiz da concentração. 
Causas do desvio da proporcionalidade 
Efeito da atração interiônica: ao migrarem para o eletrodo de carga oposta, os íons positivos são atraídos pelos 
íons negativos 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. 
Atividade e coeficiente de atividade 
 é a concentração efetiva, atuante nas reações químicas. 
 razão entre atividade de um íon e a sua concentração analítica. Alto coeficiente de atividade 
significa grande diferença entre atividade e concentração, indicando que a solução precisa ser ajustada. Baixo 
coeficiente de atividade significa pequena diferença entre atividade e concentração, dispensando ajustes. 
 f = 
𝑎𝑡𝑖𝑣𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒
𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜
 
• atividade e concentração dados em mol/L 
Assim, a atividade de um íon A é igual ao produto da sua concentração pelo coeficiente de atividade correspondente: 
 aA = fA x [A] 
a = atividade 
f = coeficiente de atividade 
[A] = concentração 
 
• Atividade nunca será maior do que a concentração 
Se f < 1 – a < c 
Se f = 1 – a = c 
• Para eletrólitos fortes: f = 1 somente em soluções extremamente diluídas. 
Como calcular o coeficiente de atividade 
Em primeiro lugar é necessário encontrar a força iônica da solução. 
A força iônica mede, basicamente, a concentração de todos os íons em solução, ou seja, muitos íons em solução = alta 
força iônica, poucos íons em solução = baixa força iônica. 
 𝜇 =
1
2
∑(𝐶𝑖𝑍𝑖
2) ou 
𝜇 =
1
2
∑(𝐶1𝑍1
2 +. . . 𝐶𝑛𝑍𝑛
2) 
Onde: 
µ = força iônica; 
Ci = concentração molar do componente i 
Zi = carga iônica do componente i 
 
A correlação entre o coeficiente de atividade e a força iônica podeser deduzida a partir das equações 
quantitativas da teoria Debye-Huckel-Onsager (lei limite de DH): 
𝑙𝑜𝑔𝑓𝑖 = −0,43𝑒
3𝑁2√
2𝜋𝜌0
1000𝑅3𝜀3𝑇3
𝑍𝑖
2√𝜇 
onde: 
e = carga do elétron 
N = constante de Avogadro 
R = constante dos gases 
P0 = densidade do solvente 
ε = constante dielétrica do solvente 
T = temperatura absoluta 
 
Introduzindo os valores adequados das constantes e dados físicos para soluções aquosas diluídas á 
temperatura ambiente (T = 298 K), a expressão pode ser simplificada para: 
 
−𝑙𝑜𝑔𝑓𝑖 = 0,51𝑍𝑖
2√𝜇 
 
𝑙𝑜𝑔𝑓𝑖 = −0,51𝑍𝑖
2√𝜇 
• Esta equação aplica-se a soluções com µ ≤ 0,01 
Para soluções com valores de µ > 0,01 deve-se utilizar a equação de Debye-Huckel ampliada: 
𝑙𝑜𝑔𝑓𝑖 = −0,509. 𝑍𝑖
2.
√𝜇
1 + √𝜇