Aula - Química Geral

Soluções

• Definição solução é qualquer mistura homogênea, ou seja, é uma mistura onde ao final do processo de união de substâncias, estas já não podem ser identificadas como no início. A aparência da mistura é uniforme a olho nu. Também são misturas que apresentam uma só fase. Toda solução é composta de no mínimo duas fases: a em maior quantidade, chamada de solvente, e a em menor quantidade, chamada de soluto.

Tipos de soluções: quanto ao estado físico

• Soluções Gasosas todas as misturas entre dois gases são consideradas soluções. Não é possível preparar uma mistura heterogênea entre dois gases, pois eles se misturam uniformemente em qualquer proporção. Ex: ar

• Soluções Sólidas é composta de dois ou mais sólidos. Um exemplo comum são as ligas metálicas como o bronze, que é formado por dois sólidos: o cobre (Cu) e o estanho (Sn). Além disso, temos também o ouro de 18 quilates, que é apenas 75% ouro (Au). Os outros 25% são de cobre (Cu) e prata (Ag). Tipos de solução sólida: intersticial e substitucional. Qual a diferença?

• Soluções Líquidas apesar de apresentar o aspecto totalmente líquido, nem todos os seus componentes estão inicialmente nesse estado físico ou de agregação. Existem três tipos básicos de soluções líquidas.

• Líquido-liquido o primeiro tipo de solução líquida é formado por todos os seus componentes no estado líquido. Exemplo: o álcool etílico é uma mistura de álcool etílico e água.

• Líquido-sólido essa é a solução mais comum de todas, pois é produzida quando se dissolve um sólido em um solvente que, normalmente, é a água. Ex: Soro fisiológico: solução formada por água e cloreto de sódio – NaCl (sal de cozinha); sucos;

• Líquido-gás esse tipo de solução necessita de alguns aspectos importantes para solubilizar o gás no líquido. O aumento da pressão é um fator que ajuda o gás a passar para o estado líquido e se dissolver no solvente líquido;A diminuição da temperatura aumenta a solubilidade do gás. Ex: refrigerante.

• De acordo com a quantidade de substância que é adicionada ao solvente, pode-se obter três tipo de soluções em virtude do coeficiente de solubilidade: solução saturada, solução insaturada e solução supersaturada.

• 1. Solução Insaturada• Ocorre quando a quantidade de soluto adicionada é inferior ao coeficiente de solubilidade.• 2. Solução Saturada• Ocorre quando a quantidade do soluto dissolvida é igual ao coeficiente de solubilidade.

Podemos encontrar duas situações para soluções saturadas, a saber:• 1ª) A quantidade do soluto adicionada é igual ao coeficiente de solubilidade. • 2ª) A quantidade do soluto adicionada é superior ao coeficiente de solubilidade. Tal

sistema descrito é denominado de sistema heterogêneo formado por sobrenadante (solução saturada) e corpo de fundo.

• 3. Solução Supersaturada• Quando a quantidade de soluto supera o coeficiente de solubilidade. As soluções

supersaturadas são instáveis, ou seja, qualquer perturbação no meio irá fazer com que o KNO3 precipite, tornando-o sistema heterogêneo.

• Uma solução saturada de nitrato de potássio (KNO3) constituída, além do sal, por 100g de água, está à temperatura de 70°C. Essa solução é resfriada para 40°C, ocorrendo precipitação de parte do sal dissolvido.

• a) a massa de sal que se precipitou;• b) a massa de sal que permaneceu em solução.• 60g de KNO3/100g de H2O/40°C;

• 140g de KNO3/100g de H2O/70°C.• a) Com a temperatura variando de • 70°C para 40°C, temos 80g de • precipitação.• b) Como havia 140g a 70ºC, e precipitou • 80g, temos 60g permanentes na solução.

• Unidades de concentração• Percentagem em massa ou titulo é a quantidade em

massa de um componente dividido pela soma das massas de todos os componentes

• % em massa de A = massaA / massaA + massaB + massaC ....

• Calcule o título e a porcentagem em massa de uma solução feita a partir da dissolução de 368 g de glicerina, C3H8O3, em 1600 g de água.

• Fração Molar ou percentagem molar é a razão entre o número de mols de um componente pelo número total de mols de todos os componentes.

• Xa = na / na + nb + nc

• Exemplo: Se 28,6g de sacarose (C12H22O11) foram dissolvidos em 101,4g de água. Qual é a fração molar da sacarose na solução?

• Massa molar da sacarose: 342,3 g/mol • 28,6/342,3 = 8,36x10-2 mol

• Massa molar da água: 18g/mol• 101,4/18 = 5,627 mol • • X sacarose : 8,36x10-2 / (8,36x10-2 + 5,627) = 1,46x10-2 ou 1,46%

• Molaridade é a unidade de concentração mais utilizada quando se trata em soluções aquosas.

• Ma = na / Vsolução• Exemplo: 10g de ácido ascórbico (Vitamina C,

H2C6H6O6) são dissolvidos em água suficiente para preparar uma solução de 125 mL. Qual é a concentração molar da solução?

• Maa = 176,1 g/mol• 10/176,1 = 5,68x10-2 mol • M = 5,68x10-2 / 0,125 = 0,454 Mol/L

• Molalidade é o número de mols dissolvido por quilograma de solvente.

• W = na / m do solvente• Considerando o exercício da sacarose: • W = 8,36x10-2/0,1014 = 0,824 molal

• Diluição de soluções Ao diluir uma solução, a massa (m1) do soluto não se altera, sendo a mesma na solução inicial e na final. O volume da solução aumentará (de V para V'), uma vez que será adicionada uma porção de solvente. A concentração, por sua vez, diminuirá.

• CV = C'V'

• Ao diluir 100 mL de uma solução de cloreto de sódio, cuja concentração é igual a 15 g/L ao volume final de 150 mL, qual será a concentração final da solução?

• Aplicando a fórmula de diluição CV = C’V’, temos:• 100 . 15 = 150 . C’

C’ = 10 g/L

• Se adicionarmos 80 mL de água a 20 mL de uma solução 0,1 molar de hidróxido de potássio, obteremos uma solução de concentração molar igual a: R: 0,020

Titulação

• identificar a concentração de uma solução por meio da sua reação com outra solução de concentração conhecida

• Digamos que um químico tinha uma solução de ácido acético (vinagre (CH3COOH(aq))) e queria descobrir a sua concentração em mol/L. Então, ele colocou 20,0 mL de vinagre (titulado) em um erlenmeyer e adicionou o indicador fenolftaleína. Depois ele encheu uma bureta de 100 mL com hidróxido de sódio (NaOH) de concentração conhecida (titulante) igual a 1,0 mol/L. Por fim, o químico realizou a titulação e percebeu que a mudança de cor (ponto de viragem - momento em que ele parou a titulação) ocorreu quando foram consumidos 24 mL de NaOH

• MCH3COOH= ?VCH3COOH = 20 mL = 0,02 LMNaOH = 24 mL = 0,024 LVNaOH = 1,0 mol/L

• 1 CH3COOH(aq) + 1 NaOH(aq) → 1 NaC2H3O2(aq) + 1 H2O(ℓ)

• MCH3COOH . V CH3COOH = MNaOH . VNaOH

MCH3COOH . 0,02 L = 1,0 mol/L . 0,024 LMCH3COOH = 0,024 mol 0,02 LMCH3COOH = 1,2 mol/L

Propriedades coligativas de uma solução

• São as propriedades que dependem unicamente da concentração de partículas do soluto e não da sua natureza. Ex: Pressão de vapor, ponto de ebulição, ponto de congelamento e pressão osmótica.

• Cada uma destas propriedades depende da diminuição da tendência de escape das moléculas de solvente pela adição das partículas de soluto.

Pressão de Vapor

• Pressão de vapor é a pressão exercida por um vapor quando este está em equilíbrio termodinâmico com o líquido que lhe deu origem, ou seja, a quantidade de líquido (solução) que evapora é a mesma que se condensa. A pressão de vapor é uma medida da tendência de evaporação de um líquido. Quanto maior for a sua pressão de vapor, mais volátil será o líquido, e menor será sua temperatura de ebulição

Pressão de Vapor

• Tonoscopia Abaixamento da pressão de vapor pela presença de um soluto. A forças de interação são maiores, então é mais difícil uma molécula de solvente se desprender.

Elevação do Ponto de Ebulição

• Ebulioscopia• Um liquido entra em ebulição quando a

pressão de vapor é igual a pressão atmosférica.

é o estudo da elevação do ponto de ebulição de um solvente, provocada pela adição de um soluto não-volátil, à pressão externa constante.

Ponto de Ebulição

• A temperatura de uma solução aquosa (aquela onde o solvente é água) será sempre superior à temperatura de ebulição da água pura, ou seja, sempre superior à 100°C (quando ao nível do mar).

• Se gasta mais tempo (e combustível) para aquecer uma mistura de água com temperos do que para aquecer a água pura quando se cozinha em panela aberta.

• É sempre recomendável primeiramente se aquecer apenas a água, para então adicionar a ela outros produtos.

• O ponto de ebulição da água do mar é maior do que o da água doce, em virtude da concentração salina desta ser muito superior na água do mar do que na água de rios.

Crioscopia

• A Crioscopia pode ser explicada assim: quando se adiciona um soluto não-volátil a um solvente, as partículas deste soluto dificultam a cristalização do solvente dando origem à propriedade descrita. Exemplo: o ponto de congelamento da água pura é superior ao da água poluída, por quê? A água poluída possui partículas não-voláteis que dificultam o congelamento deste líquido, já a água purificada, isenta de qualquer corpo estranho, chega à cristalização mais rapidamente.

• Em países onde o inverno é muito rigoroso, adiciona-se sal nas estradas para provocar a diminuição da temperatura de congelamento da água, evitando que se forme gelo.

• Esta propriedade também explica porque grande parte da água do mar não congela a 0°C. A imensa quantidade de sal dissolvida nos mares e oceanos faz com que o seu ponto de congelamento diminua.

Pressão Osmótica

• Fenômeno da disseminação espontânea entre um líquido em outro e vice-versa.

• A difusão de um líquido para outro através de membranas semipermeáveis recebe o nome de OSMOSE

• Pressão osmótica A mínima pressão externa que deve ser aplicada à solução quando separada do seu solvente puro para impedir a osmose.

• Pressão osmótica depende da concentração da solução.