Prof. : Drielle Caroline Conceitos de solução, solvente e...

Prof. : Drielle Caroline

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Conceitos de solução, solvente e soluto

Quando você coloca um pouco de açúcar na água e mexe até obter uma só fase, está fazendo uma solução. O mesmo acontece se você adicionar um pouquinho de sal à água e misturar bem. Solução é o nome dado a qualquer mistura homogênea. Podemos usar o verbo “dissolver” para nos referirmos ao ato praticado por uma pessoa ao fazer uma solução. Uma frase como “eu dissolvi o açúcar em água” exemplifica esse uso. Outro modo de usar o verbo “dissolver” é aplicá-lo a uma substância, a fim de expressar a propriedade que a substância tem de misturar-se a outra, originando uma solução. Numa frase como “a água dissolve o açúcar”, temos um exemplo desse tipo de uso. Quando uma substância é capaz de dissolver outra, costumamos chamá-la de solvente. Assim, por exemplo, a água é um solvente para o açúcar, para o sal, para o álcool e para várias outras substâncias. A substância que é dissolvida num solvente, a fim de fazer uma solução, é denominada soluto. Se uma solução é preparada com o solvente água, dizemos que é uma solução aquosa. Ao dissolver açúcar em água, por exemplo, obtemos uma solução aquosa de açúcar, na qual a água é o solvente e o açúcar é o soluto. São inúmeras as soluções presentes em nosso cotidiano, principalmente as soluções aquosas. Entre os exemplos destas últimas, temos os sucos de frutas, os refrigerantes (desconsiderando as bolhas de gás eventualmente presentes), a saliva, o plasma sanguíneo, a urina, a água da chuva e até mesmo a água potável. Observe atentamente os rótulos de garrafas de água mineral e de outros produtos. Você perceberá que eles costumam informar quais os componentes da solução aquosa e quais as concentrações de cada um. O esquema abaixo faz uma síntese dos conceitos de solução, soluto e solvente.



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Fonte: Química no cotidiano – volume 2

Vejamos algumas soluções presentes em nosso dia-a-dia:

Fonte: Química – volume único



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Solubilidade e curvas de solubilidade Ao preparar uma solução, isto é, ao dissolver um soluto em um dado solvente, as moléculas ou os íons do soluto separam-se, permanecendo dispersos no solvente. Podemos estabelecer uma relação entre diferentes solutos e as características de suas soluções aquosas por meio de experimentos bem simples, feitos à mesma temperatura. Observe as situações a seguir.


Ao compararmos as soluções A e B, notamos que o sal é menos solúvel que o açúcar e, a partir desse fato, podemos generalizar:

A quantidade máxima de sal (NaCl) que se dissolve em 100 g de H2O a 20 ºC é 36 g. Essa solução é denominada solução saturada.

Logo, o coeficiente de solubilidade do NaCl obtido na situação B é:

Uma solução com quantidade de soluto inferior ao coeficiente de solubilidade é denominada solução não-saturada ou insaturada. Se submetermos a aquecimento, sob agitação, o sistema formado por 100 mL de água a que se adicionam 50 g de sal, conseguiremos dissolver o sal totalmente. Deixando o novo sistema esfriar, em repouso absoluto, até a temperatura inicial (20ºC), teremos uma solução que contém maior quantidade de soluto (50 g) do que a respectiva solução saturada (36 g). Essa solução é denominada supersaturada e é muito instável. Agitando-a ou adicionando a ela um pequeno cristal de soluto, ocorrerá a precipitação de 14 g do sal, que é exatamente a quantidade dissolvida acima da possível para saturação (36 g).



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Conhecendo o coeficiente de solubilidade de uma substância, a diferentes temperaturas, poderemos construir um gráfico relacionando a solubilidade e a temperatura. Veja o exemplo do cloreto de amônio (NH4Cl):


Note que a solubilidade do NH4Cl aumenta com a elevação da temperatura (curva ascendente), que é o que se verifica com a maioria das substâncias não-voláteis. Porém, existem substâncias sólidas que, ao serem dissolvidas em água, têm a sua solubilidade diminuída com a elevação da temperatura. Nesses casos, a curva de solubilidade será descendente. Em foco...

Gases dissolvidos em líquidos No nosso cotidiano, encontramos outras soluções contendo gases dissolvidos em líquidos, como, por exemplo, água mineral com gás, refrigerantes, cervejas etc. Na produção dessas soluções, o gás carbônico (CO2) é introduzido na mistura líquida a uma pressão maior que a atmosférica e numa temperatura normalmente menor que a ambiente. Ao abrirmos a garrafa ocorre, momentaneamente, uma diminuição de pressão, o que acarreta a liberação do CO2 dissolvido no líquido. Isso é fácil de perceber devido à formação de bolhas, o que ocorrerá de maneira mais intensa se o refrigerante ou a água com gás não estiver gelado ou for aquecido. A elevação da temperatura favorece a liberação do gás. Os peixes conseguem absorver o gás oxigênio (O2) dissolvido na água. Na natureza, a quantidade adequada de O2 é providenciada pelo próprio ambiente. No entanto, o descaso e o não-tratamento das águas utilizadas, tanto nas indústrias como nas nossas casas, é responsável pela introdução de grandes quantidades de resíduos em rios e lagos. Esses resíduos podem reagir com o gás oxigênio ou favorecer o desenvolvimento de bactérias aeróbias que provocam a diminuição da quantidade de oxigênio na água, o que



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acaba causando uma grande mortandade de peixes. Uma das maneiras de abrandar a ação desses poluentes consiste em manter a água desses rios em constante agitação. Tal procedimento propicia maior aeração dessa água, o que favorece a respiração de peixes e outros seres vivos. Esse método de aeração da água também pode ser utilizado para amenizar os estragos causados pelo despejo de líquidos aquecidos em rios e lagos, pois o aumento de temperatura da água também provoca a diminuição do oxigênio nela dissolvido.

No lago do Ibirapuera (SP), a agitação da água possibilita maior aeração. Fonte: Química – volume único

Aspectos quantitativos das soluções

Em laboratório, as soluções normalmente são preparadas dissolvendo-se uma massa determinada de soluto em uma certa quantidade de solvente. Considerações: 1. Quando se prepara uma solução utilizando uma pequena quantidade de soluto sólido, verifica-se que o volume da solução é praticamente igual ao volume de água adicionado. 2. Para facilitar o entendimento, adotaremos o índice 1 para indicarmos o soluto, o índice 2 para indicarmos o solvente, e os dados relacionados à solução não conterão índices. Assim:




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Concentrações das soluções Vejamos o seguinte exemplo: O rótulo do frasco abaixo nos indica que existem 50 g de NiSO4 em 1,0L de solução:


Podemos estabelecer a seguinte relação:

50 g de NiSO4 ______1,0 L de solução Assim temos uma solução de sulfato de níquel, onde 50 gramas do soluto está contido em 1 litro de solução. Agora, se colocarmos em 1 litro de solução, 25 gramas de sulfato de níquel, qual será o novo volume desta solução? Podemos realizar este cálculo, empregando regra de três simples. Anteriormente tínhamos que 50 gramas de sulfato de níquel estava contido em 1 litro de solução. Se adicionarmos 25 gramas de sulfato de níquel, para determinarmos o volume da solução, podemos estabelecer a seguinte relação:

50 g de NiSO4 ______1,0 L de solução 25 g de NiSO4 ______ X de solução Realizando uma multiplicação cruzada, temos: X.50g = 25. 1,0L X = 25.0 50 X = 0,5L. Portanto, o volume da solução é de 0,5 litros de solução, após a adição de 25 gramas de sulfato de níquel. Concentração em quantidade de matéira (MOL)



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No Sistema Internacional de Unidades (SI), a quantidade de matéria é expressa por meio da unidade mol. Em Química, conhecer a quantidade em mols de uma substância é extremamente vantajoso, pois ela está diretamente relacionada à quantidade de partículas em nível microscópico (átomos, moléculas, íons etc.). Além disso, as quantidades em mols de reagentes e produtos envolvidos em uma reação química obedecem à proporção explicitada pelos coeficientes estequiométricos. Assim, uma maneira extremamente conveniente de expressar a concentração de uma solução é por meio da quantidade em mols de soluto presente em um certo volume de solução. A solução aquosa do princípio ativo de um medicamento tem concentração 50 g/dm3, ou 50 g/L. Isso revela que, em cada decímetro cúbico (dm3) de solução, há 50 g do soluto. Uma vez que a massa molar desse princípio ativo é 247,5 g/mol, podemos calcular a quantidade em mols correspondente a 50 g do princípio ativo:

1 mol-----------247,5g Xmol-----------50,0g

X = 0,20 mol Atenção: Compreender o desenvolvimento dos cálculos é essencial para a realização dos exercícios.

Assim, dizer que “há 50 g do princípio ativo em cada dm3 de solução” equivale a dizer que “há 0,20 mol do princípio ativo em cada dm3 de solução”. Expressar a concentração em quantidade de matéria de uma solução nada mais é do que dizer quantos mols de soluto há em cada litro de solução. A concentração em quantidade de matéria de uma solução expressa a quantidade em mols de soluto presente em cada decímetro cúbico de solução.

Assim, a unidade para expressar a concentração em quantidade de matéria é mol/dm3, ou mol/L. A solução de medicamento sobre a qual se falou no início do capítulo tem concentração 0,20 mol/dm3, ou 0,20 mol/L.



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Fonte: Química no cotidiano – volume 2 Veja outros exemplos resolvidos para envolvendo a concentração das soluções: 1) A quantidade de matéria do soluto, em mols, existente em 500 mililitros (mL) de uma solução de ácido sulfúrico (H2SO4) com concentração 6,0 mol/L é: Dicas: a) Anote as informações que o exercício fornece: 500 mL 6 mol/L b) Converta as unidades de medida de volume para facilitar os cálculos. Então: 500 mL = 10-3 L = 0,5 L Lembre-se de deslocar a vírgula 3 casas à esquerda, por isso 0,5 L. Resolução O exercício pergunta qual a quantidade de matéria do soluto em mols, a partir das informações e aplicando a regra de três, temos: 6 mol------1litro X ------ 0,5litro X.1litro= 6mol.0,5L X= 6mol.0,5litro 1 litro X = 3 mols de ácido sulfúrico

2) Uma solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH) 2 molar tem quantos gramas de hidróxido de sódio por litro? (Dados: Na=23g; O=16g; H=1g)

Resolução



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2 molar significa que a cada 1 litro de solução tem 2 mols de NaOH, podendo ser representado por NaOH 2,0mol/L. Neste caso o exercício pergunta qual a massa em gramas de NaOH por litro e para isso precisamos determinar a massa molar do soluto, ou seja, do NaOH, somando as massas de cada elemento, obtendo:

Na= 23g O = 16g + H = 1g_ 40g �massa do soluto

Se a cada 1 mol de NaOH temos 40g, aplicando a regra de três podemos determinar a massa em gramas de NaOH para 2 mols:

1 mol-------40g 2 mol----- x

X.1mol = 40g.2mol X = 40g.2mol 1mol

X = 80 gramas de NaOH

Em foco...

O RISCO DO MONÓXIDO DE CARBONO O monóxido de carbono se combina com a hemoglobina nos glóbulos vermelhos do sangue e a inutiliza para sua função essencial, que é a de transportar oxigênio pelo corpo. Sem oxigênio, morremos rapidamente. E nosso cérebro é o primeiro a morrer. O monóxido de carbono (fórmula química CO) é um gás incolor, inodoro e altamente tóxico. Todos estamos expostos a ele porque está presente em quantidades traço na atmosfera. Os maiores níveis são encontrados no ar das cidades, provenientes [da combustão nos motores] dos veículos. A maior parte dos átomos de carbono existentes em um combustível transformam-se em dióxido de carbono (CO2) com dois oxigênios na molécula, porém um pouco do combustível queimado em um motor ou aquecedor pode encontrar pouco oxigênio para sua combustão completa, e o carbono acaba se combinando com apenas um oxigênio por molécula. O monóxido de carbono no ar que respiramos pode se combinar com até 5% da hemoglobina de nosso sangue e, se fumarmos, esse valor pode subir para valores da ordem de 10%. [...] Se chegar a 30% perceberemos os sintomas do envenenamento por monóxido de carbono: náuseas, dores de



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cabeça, indolência e dores no peito. Apenas 1% de CO no ar converte mais de 50% da hemoglobina sanguínea em uma forma que não é funcional e causa morte em uma hora. [...] A principal fonte humana de monóxido de carbono são os escapamentos de carros, que podem produzir níveis tão altos como 50 ppm (0,005%) em locais de tráfego intenso. [...] Fonte: Química no cotidiano – volume 2

Atualmente, para indicar concentrações extremamente pequenas, principalmente de poluentes do ar, da terra e da água, usamos a unidade partes por milhão, representada por ppm. Esse termo é frequentemente utilizado para soluções muito diluídas e indica quantas partes do soluto existem em um milhão de partes da solução. Assim, uma solução 20 ppm contém 20 gramas do soluto em 1 milhão de gramas da solução. Como a solução é muito diluí- da, a massa de solvente é praticamente igual à massa da solução. Então, quando trabalhamos com ppm, consideramos que a massa do solvente corresponde à massa da solução.


Referências Bibliográficas

NÓBREGA, Olívio Salgado; SILVA, Eduardo Roberto; SILVA, Ruth Hashimoto.

Química - Volume único. Ed. Ética, São Paulo, 2007.

PERUZZO, Francisco Miragaia; CANTO, Eduardo Leite. Química na

abordagem do cotidiano. Ed. Moderna, v.2, São Paulo, 2010.

SANTOS, Wildson; MOL, Gerson. Química Cidadã. Ed. Nova Geração, v.2,

São Paulo, 2010.



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USBERCO, João; SALVADOR, Edgard. Química – Volume único. Ed. Saraiva, São Paulo, 2013.

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