Propriedades Físicas das Soluções• Solução (def): é uma mistura homogénea de duas ou mais substâncias.
– Solvente: componente da solução do mesmo estado físico, por exemplo água numa
solução aquosa
– Soluto: componente dissolvido no solvente, por exemplo sal numa solução aquosa de Na
Cl
• Tipos de soluções:
Gás/Gás - Ex: Ar
Gás/Líquido Ex: Água
Gás/Sólido Ex: H2 em paládio
Líquido/Líquido Ex: Etanol em água
Sólido/Líquido Ex: NaCl em água
Sólido/sólido Ex: Bronze (Cu/Zn) solda (Sn/Pb)
A nossa atenção vai se centrar em soluções com um componente líquido, e dentro destes o mais
comum é a água.
Tipos de soluções
Solução saturada: é aquela que contém a máxima quantidade de soluto num
dado solvente, a uma dada temperatura.
Solução insaturada: ocorre antes de se atingir o ponto de saturação;
Solução sobresaturada: são soluções que contém maior quantidade de soluto
do que a existente numa solução saturada. Não são soluções estáveis.
Do ponto de vista molecular, o processo de dissolução pode decompor-se em
três passos:
1- separam-se as moléculas do solvente
2- separam-se as moléculas do soluto
3- misturam-se as moléculas de solvente com as do soluto.
Os dois primeiros passos necessitam de energia para vencer as forças
intermoleculares atractivas, portanto são endotérmicas. O 3º passo pode ser
endotérmico ou exotérmico
321 HHHH diss
Perspectiva Molecular do Processo de Dissolução
O processo de dissolução tal como todos os processos físico-quimicos
depende de dois factores:
1- energia que determina se o processo é endo ou exotérmico
2- entropia ou seja do estado de desordem. O processo de dissolução é
sempre acompanhado por um aumento da desordem o que favorece a
solubilidade de qualquer substância, mesmo se o processo de dissolução for
endotérmico.
Factores de que depende a solução
Soluções de líquidos em líquidos
• Quando dois líquidos se dissolvem completamente em todas as
proporções dizem-se mísciveis. Ex: Etanol/água
• Líquidos imisciveis: Ex: Água/azeite.
• “Igual dissolve igual”- dois líquidos apolares são miscíveis assim
como dois líquidos polares
Soluções de sólidos em líquidos
• Sólidos covalentes com estrutura em rede,
como a grafite e o quartzo não se dissolvem em
nenhum solvente.
• Os metais também não se “dissolvem”
• Compostos iónicos e moleculares dissolvem-se
em certos solventes.
Compostos iónicos
• Ex. NaCl em água: os iões estão estabilizados em solução
por hidratação. Envolve interacções iões-dipolo. Em
geral prevê-se que os compostos iónicos devem ser mais
solúveis em solventes polares, tais como água, amoníaco
do que em apolares como benzeno e tetracloreto de
carbono.
• As moléculas dos solventes apolares não têm momento
dipolar, elas não podem solvatar os iões Na+ e Cl-
eficientemente.
• Solvatação: é o processo pelo qual um ião ou uma
molécula fica rodeado por moléculas de solvente dispostas
de uma determinada maneira. Quando o solvente é a
água designa-se por hidratação.
Compostos moleculares
As forças atractivas existentes nas moléculas de um cristal são:
• dípolo-dípolo
• dispersão; ocorre no naftaleno
• ligações de hidrogénio; ocorre com a ureia que se dissolve em etanol e água
• Metais
• Os metais não são solúveis em nenhum solvente, somente reagem
químicamente com alguns deles.
• Os metais alcalinos (Li, Na, K) e metais alcalino-terrosos (Ca, Sr, Ba) reagem
com a água produzindo H2 e o correspondente hidróxido metálico.
Na(s)+2H2O(l) 2NaOH(aq) +H2(g)
H2N C
O
NH2
NaftalenoUreia
Unidades de Concentração das Soluções
Cristalização (def): é o processo pelo qual o soluto dissolvido abandona a solução para
formar cristais. O procedimento para obter cristais é usar uma solução sobressaturada.
Concentração (def): é a quantidade de soluto presente num dada quantidade de solução
Tipos de Unidades de Concentração
(Kg) solvente de massa
soluto de molesmolalidade
solução de litros
soluto de molesmolaridade
scomponente os todosde moles das soma
A de molesxA componente do
molar fracção
100%solução da massa
soluto de massasoluto do massa em %
A
Efeito da Temperatura na Solubilidade
Nos sólidos: na maior parte dos casos, a solubilidade duma substância aumenta com a
temperatura. Não se pode estabelecer uma correlação entre o sinal de Hdiss e a variação da
solubilidade com o aumento da temperatura; Ex: a dissolução do CaCl2 é exotérmico e o do
NH4NO3 é endotérmico
Cristalização fraccionada: é separação de uma mistura de substâncias nos seus componentes
puros com a base nas suas diferentes solubilidades. É utilizada para purificar compostos sólidos
funciona bem se se tiver uma curva de solubilidade muito inclinada.
Nos gases: a solubilidade de gases em água normalmente diminui quando a
temperatura aumenta.
Tabela 2: Solubilidades de gases comuns em água a várias temperaturas
Gases OºC 20ºC 50ºC 100ºC
N2 0.0029 0.0019 0.0012 0
O2 0.0069 0.0043 0.0027 0
CO2 0.335 0.169 0.076 0
SO2 22.8 10.6 4.3 1.8
NH3 89.9 51.8 28.4 7.4
Efeito da Temperatura na Solubilidade
O aumento da pressão externa aumenta a solubilidade dos gases e vice-
versa. A relação quantitativa entre estes factores é dado pela Lei de Henry
c – concentração molar (mol/L) do gás dissolvido
P – pressão (em atm) do gás sobre a solução
k – é a constante (mol/l.atm) da lei de Henry para um dado gás, constante
que depende da temperatura.
Efeito da pressão na solubilidade dos gases
kPc
Excepções à lei de Henry
1- O NH3; a sua solubilidade em água aumenta devido a reagir com ela
NH3 + H2O NH4+ + OH-
2- Com o CO2 acontece o mesmo
CO2 + H2O H2CO3
3- Solubilidade do O2 no sangue é elevada devido à hemoglobina (Hb) que é um
transportador de oxigénio
Hb + 4O2 Hb(O2)4
Depende das populações de partículas na mistura e não da sua
identidade química.
O efeito do soluto na pressão de vapor do solvente na solução
líquida depende se o soluto é ou não volátil.
São 4 as propriedades coligativas:1. abaixamento da pressão de vapor
2. aumento do ponto de ebulição
3. abaixamento do ponto de fusão
4. pressão osmótica
Propriedades Coligativas
Soluções de soluto não volátil
• Todas as soluções de soluto não volátil têm uma pressão de vapor inferior ao
solvente puro. Lei de Raoult.
Psolução = Xsolvente x Pºsolvente
• Pºsolvente: pressão de vapor do solvente puro
• Xsolvente= nsolvente/(nsolvente+nsoluto) = fracção molar
Moléculas de solvente na solução (a sua escapada é impedida pelo soluto)
Moléculas solvente no estado de vapor (o seu regresso não é impedido pelo
soluto)
Diagramas de fase de (a) água pura e
(b) solução aquosa
Soluções que contêm dois ou mais componentes voláteis
• Neste caso o vapor contém moléculas dos componentes
PA = XAPºA PB = XBPº
B (Lei de Raoult)
• A pressão da solução dos líquidos A e B é
PTotal = PA +PB (Lei de Dalton)
Soluções ideais e lei de Raoult (I)
• Solução ideal é aquela em que Hsolução = 0.
Hsolução = calor de solução = entalpia molar da solução
(def): são as alterações de energia que ocorrem no
sistema e à sua volta quando uma mole de soluto se
dissolve no solvente a pressão constante de modo a
formar uma solução diluida.
• Só soluções ideais obedecem à lei de Raoult
A figura mostra como a pressão de vapor da solução (total) está
relacionada com a composição da solução.
Soluções ideais e lei de Raoult (II)
Desvios à Lei de Raoult
• Explicação para os desvios da pressão total: o desvio negativo ocorre
em soluções que se formam exotérmicamente. Isto significa que as
forças de atracção entre as moléculas do soluto e do solvente na
solução são mais fortes que as que existem no estado puro do soluto
e do solvente. As moléculas têm menos capacidade de escapar na
solução do que no estado puro. Como resultado a pressão parcial da
solução é inferior ao calculado pela Lei de Raoult (tem uma pressão
de vapor inferior).
Observando os diagramas de fases da água é possível ver que com a
presença de um soluto não volátil na água a solução formada
apresenta uma diminuição na curva de equilíbrio entre as fases
solução aquosa-gelo e solução aquosa - vapor. Isto provoca :
1- Abaixamento do ponto de congelação que se torna inferior ao da água
2- Aumento do ponto de ebulição da solução que se torna superior ao da
água
O abaixamento da pressão de vapor da solução com o soluto não volátil afecta as propriedades físicas de que modo?
Propriedades coligativas
1- Depressão do ponto de congelação Tf
Tf = Kfm
2- Elevação do ponto de ebulição, Tb
Tb =Kf m
3- Pressão Osmótica
= mRT
m – molalidade (mol/Kg)
Kf e Kb – Constantes molals de depressão do ponto de congelação e de elevação do ponto de ebulição.
Desvios à Lei de Raoult
Ocorrem em soluções não ideais em que a pressão parcial individual não é linear
com a fracção molar, bem como pressão total. Podem ocorrer desvios
positivos e negativos à Lei de Raoult. Como se pode observar pela figura
abaixo.
Propriedades coligativas de soluções de electrólitos
• No caso do soluto ser um electrólito: para calculara a pressão osmótica há
que determinar a molalidade da solução de acordo com a dissociação do
electrólito
Ex: NaCl (s) → Na+ (aq) + Cl- (aq)
• Problema: Determinar o ponto de congelação da solução aquosa de 0,106
m MgCl2, assumindo que se dissolve completamente (Brady; p. 441)
Associação de moléculas e propriedades coligativas
• Ex: ácido benzóico forma dímeros o que faz com que o ponto de
congelação seja metade do esperado.
C
O
OH
C
O
O H
C
O
OH
Diálise e Osmose; Pressão Osmótica
• (Def): Passagem de um solvente através de uma membrana semipermeável separando duas
soluções de concentrações diferentes. São propriedades coligativas dado que são função do
número relativo de partículas dissolvidas.
• Diálise: existe a passagem de moléculas de água e moléculas pequenas. Existe nos seres
vivos.
• Osmose: existe apenas passagem de moléculas de solvente. A membrana designa-se por
osmótica. Quando 2 soluções uma de concentração superior à outra são postas em contacto
através de uma membrana semi-permeável, as moléculas do solvente deslocam-se no sentido
da solução mais concentrada.
• Quando um dos líquidos é solvente puro é possível evitar o fluxo osmótico para a solução
exercendo sobre esta uma pressão que se designa por pressão osmótica (.
= mRT
T : temperatura (ºC)
m : molaridade (mol/L)
R : constante dos gases perfeitos
Tipos de soluções
• Isotónica: soluções da mesma pressão
osmótica
• Hipertónica: solução de pressão osmótica
superior (concentração tambem superior)
• Hipotónica: solução de pressão osmótica
inferior (concentração tambem inferior)