SOLUÇÕES AQUOSAS DE SUBSTÂNCIAS INORGÂNICAS

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DA PARAÍBA - UEPB 
CENTRO DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIA 
CURSO: Farmácia 
DISC: Química Analítica 
PROFª: Márcia Izabel Cirne França 
 
 
SOLUÇÕES AQUOSAS DE SUBSTÂNCIAS INORGÂNICAS 
 
SOLUÇÃO: Produto homogêneo obtido quando se dissolve uma substância (soluto) num 
solvente (água). 
 
As substâncias se classificam em dois grandes grupos quando se faz passar uma 
corrente elétrica através de suas soluções: 
 
ELETRÓLITOS: conduzem a corrente elétrica, sofrem alterações químicas e 
comumente são substâncias inorgânicas. 
NÃO-ELETRÓLITOS: Não conduzem a corrente elétrica, não sofrem alterações 
químicas e comumente são substâncias orgânicas. 
 
ELETRÓLISE 
 
Transformações químicas observadas pela passagem da corrente elétrica através 
de uma solução eletrolítica. Os fenômenos que ocorrem durante a eletrólise podem ser 
estudados na célula eletrolítica, conforme mostra a Figura abaixo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1- A solução eletrolítica é colocada num recipiente no qual são imersos dois 
eletrodos. 
Ânodo (+) 
- 
- 
- 
+ 
+ 
+ 
Cátodo (-) 
Fonte de corrente 
(Bateria) 
 
2- Liga-se uma fonte de corrente contínua, estabelecendo-se uma ddp. 
3- Há condução da corrente elétrica através da migração dos íons para seus 
respectivos eletrodos. 
4- As reações químicas que ocorrem durante a eletrólise podem ser observadas nas 
proximidades dos eletrodos. 
5- Durante a condução eletrolítica, ocorre uma oxidação no ânodo e uma redução no 
cátodo. 
 
 
PROPRIEDADES DAS SOLUÇÕES AQUOSAS (PROPRIEDADES COLIGATIVAS) 
 
O senso comum nos diz que a adição de um soluto a um líquido puro deve 
provocar modificações das propriedades do líquido, pois as forças moleculares se alteram 
ou desaparecem. Na realidade, esta é a razão de se prepararem algumas soluções. Por 
ex: a adição de fluido de radiador à água de resfriamento do motor de um carro dificulta a 
ebulição da água e, nos climas muito frios, a sua congelação. 
 
Certas propriedades físicas das soluções diluídas dependem mais do número de 
partículas do soluto existente na solução do que de sua composição química. São elas: 
 Diminuição da pressão de vapor 
 Elevação do ponto de ebulição 
 Diminuição do ponto de congelamento 
 Variação da pressão osmótica 
 
Pode-se afirmar que quantidades iguais de solução com números iguais de 
partículas atingirão pressões osmóticas idênticas e terão o mesmo efeito sobre a 
diminuição da pressão de vapor, a diminuição do ponto de congelamento e a elevação do 
ponto de ebulição. Portanto, quantificando esses valores, pode-se determinar o número 
de partículas presentes na solução. 
 
Resumindo para soluções aquosas: 
• EBULIOSCOPIA: 
1 mol de qualquer partícula dissolvido em 1 kg de água aumenta seu ponto de 
ebulição em 0,52 oc. 
1 mol de partículas PE = 0,52 
 
• CRIOSCOPIA: 
1 mol de qualquer partícula dissolvido em 1 kg de água diminui seu ponto de 
congelamento em 1,86 oc. 
1 mol de partículas PC = -1,86 
 
 
TEORIA DA DISSOCIAÇÃO ELETROLÍTICA 
 
 
TEORIA DE ARRHENIUS 
 
 Moléculas dos eletrólitos, quando em solução aquosa, dissociam-se em cátions e 
ânions, que conduzem a corrente elétrica. 
 
 O processo é reversível 
 
 O grau de dissociação varia de acordo com o grau de diluição 
 
 Diluição  Dissociação  
(Quanto maior a diluição, maior a probabilidade de formar íons) 
 
 Exs: HCl H+ + Cl- 
 MgSO4 Mg++ + SO42- 
 
GRAU DE DISSOCIAÇÃO () 
 
Representa a quantidade de moléculas efetivamente dissociadas na solução. De 
acordo com Arrhenius, o grau de dissociação mede a força do eletrólito. 
 
  = Nº de moléc. dissociadas 0 <  <1 
 Nº total de moléc. 
 
Se  = 0: Não há dissociação  Não-eletrólito 
Se  = 1: Dissociação total  Eletrólito forte em solução diluída 
 
 
Determinação do grau de dissociação (): 
 
1. Método Crioscópico ou Ebulioscópico 
 
Esse método baseia-se na diminuição do ponto de congelamento ou na elevação 
do ponto de ebulição, respectivamente. 
 
Coeficiente de Van’t Hoff (i): 
 
 i = (exp) Onde i é calculado experimentalmente, i > 1. 
 (teor)  pode ser criométrico ou ebuliométrico 
 
 i indica o número médio de partículas formadas por uma molécula 
 
 Interligação entre i e : 
 
 Considerando um eletrólito que se dissocia formando n partículas, cujo grau de 
dissociação é : 
 
 1 moléc.  n partículas n = no. de íons por molécula 
 1 -   n partículas 
 
 Então, o número médio total de partículas (i) é a soma dos íons formados e das 
moléculas não dissociadas 
 
 i = 1 -  + n  i - 1 = n -    = i - 1 
 n - 1 
 
 
2. Método da Condutividade ou da Condutância Elétrica 
 
O método da condutividade baseia-se na medida da condutividade da solução 
eletrolítica que depende dos íons dissociados em solução, o qual está ligado ao grau de 
dissociação. 
 
  Condutividade molar 
Kohlrausch   das soluções aquosas de eletrólitos aumenta com a diluição até 
um valor máximo (  ou0 ) 
 


 C
  C = Condutividade a uma concentração. C 
 
Em concordância com a Teoria de Arrhenius, o aumento da  provém do aumento do α, 
sendo que o valor limite corresponde a dissociação completa. 
 
ELETRÓLITOS FORTES  Se dissociam quase completamente, mesmo em diluições 
relativamente pequenas. 
 
ELETRÓLITOS FRACOS  Começa a se dissociar em concentração muito baixa, 
apresenta considerável variação no . 
 TEORIA MODERNA DOS ELETRÓLITOS FORTES 
 
 
Teoria de Arrhenius:  Aplicada sem grandes desvios a eletrólitos fracos 
 Pouco adequada para eletrólitos fortes 
 
 Os eletrólitos fortes são constituídos por íons no estado sólido, então não se pode 
dizer que na dissolução ocorre dissociação das moléculas em íons, como foi sugerido por 
Arrhenius. 
 
PROBLEMA: 
 
 De acordo com a Teoria moderna dos eletrólitos fortes, não se esperava variações 
na condutividade molar, pois o número de íons na solução de um eletrólito forte é 
constante. Como então explicar que a condutividade molar dos eletrólitos fortes sofre 
variações em soluções concentradas?? 
Uma explicação foi proposta pela Teoria Moderna em 1923 por Debye e Huckel, é 
a chamada Teoria da atração interiônica. 
 
 
Ao se aplicar uma ddp  migração dos íons para seus eletrodos RETARDAMENTO 
 
EFEITO ELETROFORÉTICO  Baseia-se no fato de íon irá se mover contra uma 
corrente de íons de carga oposta 
EFEITO ASSIMÉTRICO  Resulta da quebra de simetria de cargas em torno do íon em 
questão. 
 
CONCLUSÃO: As mudanças da conditividade elétrica em função da diluição não pode ser 
atribuídas a mudanças no grau de dissociação, como observou Arrhenius, mas sim a 
forças de atração interiônicas existentes na solução. 
 
 
EQUILÍBRIO QUÍMICO - LEI DA AÇÃO DAS MASSAS 
 
“Todas as reações químicas são reversíveis” 
 
A + B C + D 
 
Lei da ação das massas (Guldberg e Waage, 1867): 
 
 “A velocidade de uma reação química a uma temperatura constante é proporcional 
ao produto das concentrações das substâncias reagentes” 
 
 v1 = k1 x [A] x [B] e v2 = k2 x [C] x [D] 
 
 No equilíbrio  v1 =v2  
   
   
K
BxA
DxC
k
k

2
1
 
 
K é a constante de equilíbrio da reação, K é função apenas da temperatura e da pressão 
 
Generalizando para reações mais complexas: 
 
 aA + bB + cC + .... lL + mM + nN ... 
 
 
     
      ...
...
xCxBxA
xNxMxL
K
cba
nml
 
 
 
ATIVIDADE E COEFICIENTE DE ATIVIDADE 
 
 Na Lei da ação das massas, foi visto que K é independente das concentrações das 
substâncias, porém esse fato só é válido para soluções diluídas, sendo incorreto para 
soluções concentradas. 
 
 ATIVIDADE Novo conceito termodinâmico introduzido por Lewis 
 
aA = fA x [A]A atividade (a) é uma medida de concentração que leva em consideração as forças 
eletrostáticas entre os íons existentes na solução. 
 
 Seja a reação: A + B C + D 
 
A constante de equilíbrio é dada por: 
 
   
   
  
  BAxff
DCxff
BfAf
DfCf
aa
aa
K
BA
DC
BA
DC
BA
DC
..
..
...
...
.
.

 
 
Coeficiente de atividade (fA): 
 
 Varia complexamente com a concentração 
 Seu valor depende de todos os íons que estão presentes na solução 
 
 
FORÇA IÔNICA (I) 
 
 Lewis e Randall (1921)  É a semi-soma dos produtos das concentrações de 
cada íon multiplicado pelo quadrado de sua carga 
 
 

2.
2
1
ii
zcI 
 
 Correlação entre a força iônica da solução (I) e o coeficiente de atividade (f i): 
 
Izf ii
2509,0log  
 
 
OBS: Em soluções diluídas de eletrólitos fracos, as diferenças entre atividade e 
concentração praticamente são inexistentes, ou seja, o coeficiente de atividade é 1.