APFQ-1 Parte III

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ANÁLISE DE PROCESSOS
FÍSICO QUÍMICOS I – Parte III
1° MÓD. – TÉC. EM QUÍMICA
5. SOLUÇÕES 
5.1 INTRODUÇÃO 
Soluções e Dispersões: 
• Quando misturamos duas substâncias, pode resultar em uma mistura 
homogênea (solução) ou em uma mistura heterogênea. Exemplos de mistura 
homogêneas é a água e o sal, enquanto que exemplo de mistura heterogênea 
pode ser água e areia. Dizemos que a água se dissolveu, enquanto que a areia 
não se dissolveu na água. 
Soluções: 
• Chamamos simplesmente de Soluções ou Soluções Verdadeiras. Soluções são 
misturas homogêneas de duas ou mais substâncias. Nas soluções o disperso 
recebe o nome de soluto e o dispersante o nome de solvente. 
• As soluções são muito importantes, exemplo: o ar que respiramos (mistura de 
gases), água do mar (vários sais), bebidas, remédios, sangue, urina. 
Classificação Geral das Soluções: 
• Quanto ao estado físico: Sólidas, Líquidas, Gasosas. 
• Quanto à condutividade elétrica: Eletrolíticas ou iônicas, Não-eletrolíticas ou 
moleculares. 
• Quanto à proporção soluto/solvente: Diluída, Concentrada, Não-saturada 
(insaturada), Saturada, Supersaturada. 
• De acordo com o tamanho das partículas dispersas: Solução verdadeira, 
Solução coloidal (dispersões), Solução grosseira (suspensão). 
Muitas ligas metálicas são 
soluções sólidas. É o caso do 
ouro comum, que é uma liga de 
ouro e cobre.
As soluções líquidas são 
muito comuns. O vinagre, por 
exemplo, é uma solução de 
ácido acético em água.
Os gases sempre se misturam perfeitamente entre si, 
resultando uma solução (ou mistura) gasosa. O ar é uma 
mistura em que predominam N2 e O2.
• Das soluções líquidas, estudaremos neste momento as que são mais importantes 
para a Química, a saber: soluções de sólidos em líquidos e soluções de gases em 
líquidos.
Mecanismo da dissolução
• Por que certas substâncias se misturam tão intimamente, a ponto de formar 
soluções, enquanto outras não se misturam? Exemplo: por que a água se mistura 
com o álcool comum, e não com a gasolina? Isso ocorre devido às forças 
intermoleculares que unem as partículas formadoras de cada substância. 
Acompanhe a problemática da dissolução nos três exemplos importantes dados a 
seguir.
1º Exemplo — Caso da água (H2O), do álcool comum (C2H5OH) e da gasolina 
(C8H18)
Misturando-se água e álcool e água e gasolina, teremos duas situações:
2º Exemplo — Dissolução do sal comum em água (Dissociação)
• Colocando-se sal de cozinha na água, a “extremidade negativa” de algumas 
moléculas de água tende a atrair os íons Na+ do reticulado cristalino do sal; e a 
“extremidade positiva” de outras moléculas de água tende a atrair os íons 
do reticulado.
• Desse modo, a água vai desfazendo o reticulado cristalino do NaCl, e os íons
entram em solução, cada um deles envolvido por várias moléculas de 
água. Esse fenômeno é denominado solvatação dos íons.
• Note na representação (sem escala e com uso de cores-fantasia) que há um 
confronto entre as forças de coesão dos íons Na(1+) e Cl(1-) no estado sólido e as 
forças de dissolução e solvatação dos íons, exercida pela água. Evidentemente, se 
as forças de coesão predominarem, o sal será menos solúvel; se as forças de 
dissolução e solvatação forem maiores, o sal será mais solúvel. É interessante 
notar que muitas soluções são coloridas e isso se deve aos seus íons. Assim, por 
exemplo, são coloridas as soluções com os cátions: Cu 2+ (azul), Fe 3+ (amarelo), 
Ni2+ (verde), etc.; e também as soluções com os ânions: MnO4(1-), (violeta), 
Cr2O7 2-,(laranja), etc.
3º Exemplo — Dissolução do gás clorídrico em água (Ionização)
• O gás clorídrico é uma substância gasosa formada por moléculas polares (HCl). Ao 
serem dissolvidas em água, as moléculas de HCl são atraídas pelas moléculas de 
água e se rompem, de acordo com o esquema abaixo:
• Isso significa que há uma reação química, pois se formam novas partículas: H3O(1+) e Cl(1-). 
Essas partículas vão se dispersando pela solução, rodeadas por moléculas de água, como foi 
explicado no exemplo da dissolução de sal comum em água. Note que também aqui ocorre o 
fenômeno da solvatação dos íons. Nesse exemplo encontramos também um confronto entre 
as forças de ligação dentro de cada molécula e as forças de atração entre as moléculas; 
quanto mais fortes forem estas últimas, maior número de moléculas do soluto se romperá, o 
que equivale a dizer que o soluto fica mais ionizado ou também que se trata de um eletrólito 
mais forte. Note ainda uma diferença importante: no exemplo da dissolução do NaCl, a água 
apenas separa os íons Na 1+ e Cl 1- já existentes; esse fenômeno é chamado de dissociação 
iônica do NaCl; no exemplo da dissolução do HCl, a água reage quimicamente com o HCl, 
provocando a formação dos íons H3O 
1+ e Cl 1- ; esse fenômeno recebe o nome de ionização 
do HCl.
Dispersões: 
• Dispersões são sistemas nos quais uma substância está disseminada, sob forma de 
pequenas partículas, numa segunda substância. A primeira substância chama-se 
disperso ou fase dispersa e a segunda substância chama-se dispersante ou fase de 
dispersão. 
Classificação Geral das Dispersões: 
• É feita de acordo com o tamanho médio das partículas dispersas. Veja tabela abaixo: 
• Na tabela acima observa-se que as partículas dispersas de soluções coloidais são 
maiores que as da solução, mas menores que as de suspensão. Exemplos de soluções 
coloidais são o leite (pois consiste em glóbulos de gordura dispersos em água), a 
neblina (líquido em um gás) e a espuma (gás em um líquido). 
Nome da dispersão Tamanho médio das partículas dispersas
Soluções verdadeiras (comum) Entre 0 e 1nm (nanômetro)
Soluções coloidais Entre 0 e 100nm (nanômetro)
Suspensões Acima de 100nm (nanômetro)
5.2- Concentração das Soluções: 
• Um sistema homogêneo (solução) em equilíbrio fica bem definido após o 
conhecimento das suas substâncias químicas que o constituem (análise química 
qualitativa), da pressão e temperatura (variáveis físicas quantitativas) e da quantidade 
de cada um de seus componentes (análise química quantitativa). Estas quantidades em 
geral são expressas em relação à quantidade de solução; outras vezes utiliza-se como 
referência a quantidade de um de seus constituintes que poderá então ser chamado 
solvente e em geral é o disperso predominante. Tais frações quantitativas são chamadas 
concentração. 
• Concentração é um termo genérico. Por si só não é uma entidade físico-química bem 
definida, faltando para tanto caracterizá-la de forma dimensionada através da escolha 
das grandezas representativas das quantidades das substâncias químicas em questão. 
Por vezes é adimensional, representando, por exemplo, a relação entre a massa de 
soluto e a massa da solução; outras vezes é expressa em massa por volume; ou através 
de inúmeras outras maneiras. A escolha dimensional obedece a critérios baseados 
puramente na conveniência particular ao estudo que se pretenda efetuar. E esta 
conveniência particular em geral apoia-se no estabelecimento de equações 
simplificadas para expressar os princípios e leis do estudo em questão; ou então na 
maleabilidade operacional destas equações. Convém-nos adotar grandezas 
intimamente relacionadas ao número de moléculas das substâncias em estudo. 
• Tipos de concentração: % em massa, % em volume, Concentração em g/L, 
Concentração em mol/L, Concentração molar, Concentração em fração molar de 
soluto, Concentração normal (eq-g/L). 
5.2.1- Solubilidade 
• Quando fazemos uma mistura de duas espécies químicas diferentes, pode ocorrer a 
disseminação, sob forma de pequenas partículas, de uma espécie na outra. Havendo 
disseminação, obteremos um sistema que recebe o nome de dispersão.
• Na dispersão, a espécie química disseminada na forma de pequenas partículas é 
chamada de disperso, enquanto a outra espécie é chamada de dispersante ou 
dispergente. 
• De acordo com o diâmetro médio das partículas do disperso, a dispersão se classifica 
em: 
Solução: dispersão em que as partículasdo disperso apresentam um diâmetro médio de 
até 10 Å (angstron). Nas soluções, o disperso recebe o nome de soluto e o dispersante, 
solvente. Exemplo: mistura de açúcar e água; 
Dispersão coloidal : dispersão em que o diâmetro médio das partículas do disperso fica 
compreendido entre 10 Å e 1000 Å. Exemplo: fumaça, neblina e geleia; 
Suspensão: dispersão em que o diâmetro médio das partículas do disperso é superior a 
1000 Å. Na suspensão, o disperso é sólido e o dispersante, líquido. Exemplo: leite de 
magnésia; 
Emulsão: dispersão em que o diâmetro médio das partículas do disperso é superior a 
1000 Å. Na emulsão, tanto o disperso quanto o dispersante são líquidos. Exemplo: leite e 
maionese. 
• Nas soluções, o processo de dissolução ocorre porque as moléculas do solvente 
bombardeiam as partículas periféricas do sólido, arrancando-as e mantendo-as 
dispersas, devido principalmente ao fenômeno da solvatação, ou seja, a partícula 
arrancada fica rodeada por moléculas do solvente. 
• O processo de dissolução depende dos seguintes fatores: concentração, estado 
de subdivisão do sólido e temperatura. 
5.2.2- Coeficiente de Solubilidade ou Grau de Solubilidade (CS) 
• Entende-se por coeficiente de solubilidade (CS), a quantidade geralmente em 
gramas, necessária do soluto para formar, com uma quantidade-padrão 
(geralmente em litros) do solvente, uma solução saturada, em determinadas 
condições de temperatura e pressão. 
• Em outras palavras, o CS é a quantidade máxima de soluto que se pode 
dissolver em uma quantidade padrão de solvente. 
• O coeficiente de solubilidade geralmente é expresso em gramas por 100 gramas 
ou 1000 gramas de solvente e classificam-se em: Solúvel, insolúvel e 
parcialmente solúvel.
Observação: 
• Quando o coeficiente de solubilidade é muito pequeno, como do AgCl, diz-se que 
a substância é insolúvel. 
• Quando o soluto e o solvente são líquidos e não se dissolvem entre si, dizem que 
os mesmos são imiscíveis. 
Substancia Coeficiente de solubilidade (g por 100g de água a 20°C)
NaCl 36
Br 1- (Brometos) 64
KNO3 31,6
CaSO4 0,2
AgCl 0,0014
• A fórmula usada para se calcular o Cs (Coeficiente de Solubilidade), com uma 
quantidade padrão de massa (100 g) é a seguinte: 
Cs = 100 • m1 / m2 (g)
Regra de solubilidade: 
• As substâncias inorgânicas (sais, ácidos e bases) se dissolvem em água. As 
substâncias orgânicas não se dissolvem em água, com exceção dos sais, ácidos e 
álcoois. As substâncias orgânicas, porém, se dissolvem em solventes orgânicos, tais 
como gasolina, tetracloreto de carbono, benzeno, etc. Considerando a polaridade das 
substâncias, pode-se notar que as substâncias com polaridades semelhantes se 
dissolvem entre si e as substâncias com polaridades diferentes não se dissolvem entre 
si. Com base nesse fato, pode-se concluir que: 
• Uma substância tende a se dissolver em solventes quimicamente semelhantes a ela. 
• Levando em consideração o aspecto da polaridade das substâncias, pode-se dizer: 
• Uma substância polar se dissolve num solvente polar; uma substância apolar se 
dissolve num solvente apolar. 
• Um dado importante na Química, principalmente para aulas de laboratório, é 
conhecer quais as substâncias que se dissolvem em água (polar) e quais as que não 
se dissolvem. 
• DICA: Sempre são solúveis os compostos de metais alcalinos, amônio, nitratos e 
acetatos. A água é polar e é considerada um solvente universal. 
Tabela 2 de solubilidade de compostos inorgânicos em água: 
Compostos Solubilidade Observações e exceções
Óxidos de metais alcalinos e alcalinos-terrosos -------------- Reagem com água e formam bases.
Óxidos de não-metais -------------- Reagem com água e formam ácidos.
Óxidos de outros elementos Insolúveis -----------------------------
Ácidos Solúveis -----------------------------
Bases de metais alcalinos Solúveis É também solúvel o NH4OH.
Bases de metais alcalinos-terrosos Parcialmente 
Solúveis
-----------------------------
Bases de outros metais Insolúveis -----------------------------
Sais: Nitratos, Cloratos e Acetatos Solúveis -----------------------------
Sais: Cloretos, Brometos e Iodetos Solúveis São insolúveis: Íons de Ag, Cu, Hg(2+), Pb(2+), HgI2 e BI2.
Sais: Sulfatos Solúveis São insolúveis: Íons de Ca, Sr, Ba e Pb(2+).
Sais: Sulfetos Insolúveis São solúveis os sulfetos de metais alcalinos e NH4 (1+).
Outros ânions Insolúveis São solúveis os sais de metais alcalinos e NH4 (1+).
• A variação do coeficiente de solubilidade da substância em função da 
temperatura pode ser avaliada graficamente, através das curvas de solubilidade.
• As curvas de solubilidade são gráficos que indicam o coeficiente de solubilidade 
de uma substância em função da temperatura. 
• Consideremos, por exemplo, a tabela seguinte, que mostra os coeficientes de 
solubilidade do nitrato de potássio (em gramas de KNO3 por 100 g de água) em 
várias temperaturas. 
• Desses dados resulta a curva de solubilidade do nitrato de potássio em água, 
apresentada abaixo.
• Analisando o gráfico, podemos dizer: 
• No gráfico anterior notamos que, a 20 °C, o ponto X representa uma solução 
insaturada (soluções diluídas e concentradas); Y, uma solução saturada; Z, uma 
solução supersaturada (soluções instáveis). Podemos concluir que, na prática, só 
poderemos usar as soluções que estão “abaixo” da curva de solubilidade, pois 
acima dessa curva as soluções seriam supersaturadas e, portanto, todo o excesso 
do soluto tenderia a precipitar. 
• As curvas de solubilidade têm grande importância no estudo das soluções de 
sólidos em líquidos, nesse caso a temperatura é o único fator físico que influi 
perceptivelmente na solubilidade. Damos a seguir mais alguns exemplos de 
curvas de solubilidade de substâncias sólidas em água. 
Como podemos verificar no gráfico abaixo, para a maior parte das substâncias, a 
solubilidade aumenta com a temperatura; isso em geral ocorre quando o soluto 
se dissolve com absorção de calor (dissolução endotérmica). Pelo contrário, as 
substâncias que se dissolvem com liberação de calor (dissolução exotérmica) 
tendem a ser menos solúveis a quente.
Há certas substâncias cujas curvas de solubilidade apresentam “pontos 
de inflexão”; um ponto de inflexão sempre indica uma mudança de 
estrutura do soluto, como assinalamos neste gráfico:
• Existem três tipos de curvas: 
• Curvas Ascendentes: representam as substâncias cujo coeficiente de solubilidade 
aumenta com a temperatura. São substâncias que se dissolvem com a absorção 
de calor, isto é, a dissolução é endotérmica; 
• Curvas Descendentes: representam as substâncias cujo coeficiente de 
solubilidade diminui com o aumento de temperatura. São substâncias que se 
dissolvem com liberação de calor, isto é, a dissolução é exotérmica; 
• Curvas com Inflexões: representam as substâncias que sofrem modificações em 
sua estrutura com a variação da temperatura. O sulfato de sódio, por exemplo, 
até a temperatura de 32,4ºC, apresenta em sua estrutura dez moléculas de água, 
em temperatura acima de 32,4ºC o sulfato de sódio perde suas moléculas de 
"água de cristalização" e a curva de solubilidade sofre uma inflexão. 
5.2.3-Solubilidade de gases em líquidos
• Os gases são, em geral, pouco solúveis em líquidos. Assim, por exemplo, 1 L de 
água dissolve apenas cerca de 19 ml de ar em condições ambientes. 
• A solubilidade dos gases em líquidos depende consideravelmente da pressão e 
da temperatura. Aumentando-se a temperatura, o líquido tende a “expulsar” o 
gás; consequentemente, a solubilidade do gás diminui, como se vê no gráfico ao 
lado. Os peixes, por exemplo, não vivem bem em águas quentes, por falta de 
oxigênio dissolvido na água.
• Aumentando-se a pressão sobre o gás, estaremos, de certo modo, empurrando 
o gás para dentro do líquido, o que equivale a dizer que a solubilidade do gás 
aumenta. Quando o gás não reage com o líquido, a influência da pressão é 
expressa pela lei de Henry, que estabelece:
• Em temperatura constante,a solubilidade de um gás em um líquido é 
diretamente proporcional à pressão sobre o gás.
Nessa expressão, k é uma constante de proporcionalidade
que depende da natureza do gás e do líquido e, também, da 
própria temperatura.
O aumento da pressão sobre o gás, para fazer com que ele se 
dissolva em um líquido, é a técnica usada pelos fabricantes de 
refrigerantes — o gás carbônico (CO2) é dissolvido sob pressão 
no refrigerante, e a garrafa é fechada. Abrindo-se a garrafa, 
principalmente se ela for agitada e o conteúdo não estiver 
gelado, o líquido vazará com muita espuma. Isso ocorre porque 
a pressão dentro da garrafa diminui, e o excesso de CO2, antes 
dissolvido no refrigerante, escapa rapidamente, arrastando 
líquido e produzindo a espuma que sai pela boca da garrafa. 
Verifica-se fato idêntico quando se abre uma garrafa de 
champanhe; nesse caso, porém, o CO2 é produzido pela 
fermentação própria da bebida.
A espuma que sai da garrafa 
com água gaseificada é 
formada pelo gás carbônico, 
que, ao escapar, arrasta 
consigo parte do líquido.
• Um outro caso a considerar é aquele em que o gás reage com o líquido. 
Nessa circunstância, as solubilidades são, em geral, bastante elevadas. 
Por exemplo, é possível dissolver cerca de 450 L de gás clorídrico (HCl), 
por litro de água, em condições ambientes, devido à reação:
HCl + H2O  H3O 
1+ + Cl 1-
• De modo idêntico, dissolvem-se cerca de 600 L de gás amoníaco (NH3) 
por litro de água em condições ambientes, pela reação:
NH3 + H2O  NH4
1+ + OH 1-
Exercícios – 1 ao 25 – Páginas – 12 a 16 – Livro – vol. 2 – Quimica -
Ricardo Feltre
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