1  

As Propriedades das Misturas (Aulas 18 a 21) 

 

 

I ‐ Introdução 

 

Em Química, solução é o nome dado a dispersões cujo tamanho das moléculas 

dispersas  é  menor  que  1  nanometro  (10  Angstrons).  A  solução  ainda  pode  ser 

caracterizada por formar um sistema homogêneo (a olho nu e ao microscópio), por ser 

impossível separar o disperso do dispersante por processos físicos. 

As soluções compostas por moléculas ou íons comuns. Podem envolver sólidos, 

líquidos ou gases  como dispersantes  (chamados de  solventes – existentes em maior 

quantidade  na  solução)  e  como  dispersos  (solutos).  A  solução  também  pode 

apresentar‐se nesses três estados da matéria. 

É importante destacar que soluções gasosas são formadas apenas por solvente 

e soluto gasosos. 

 

II – Classificação 

 

1. Quanto à condutividade elétrica:  

 Eletrolíticas ou iônicas ( As substâncias se dissolvem fornecendo íons à solução, Ex.:  NaCl.) 

   Não‐eletrolíticas ou moleculares ( Não libera íons na  solução à  medida que se dissolve, as partículas dispersas  na solução são descarregadas, Etanol.) 

 

 

2

 

 

 

 

 

 

 

2. De acord

Tipos de

Gás

Gás dissolv

Líquido dis

(vaporizad

Sólido diss

Líquido

Gás dissolv

Líquido dis

Sólido diss

Sólido

Gás dissolv

Líquido dis

Sólido diss

do com o es

e soluções

vido em gás

ssolvido em

do)

olvido em g

vido em líqu

ssolvido em

olvido em l

vido em sól

ssolvido em

olvido em s

stado da m

s O

m gás C

gás G

uido D

m líquido E

líquido A

ido H

m sólido M

sólido C

atéria: 

Exe

Oxigênio di

Clorofórmio

Gelo seco di

Dióxido de c

Etanol (álco

Açúcar disso

Hidrogênio

Mercúrio dis

Cobre dissol

emplo

ssolvido em

o dissolvido

issolvido em

carbono dis

ool de cerea

olvido em á

dissolvido

ssolvido em

lvido em ní

m nitrogênio

o em nitrogê

m nitrogêni

ssolvido em

is) dissolvid

água

em paládio

m ouro

íquel

o

ênio

io

m água

do em água

2 

 

a

 

 

3

Diluísatur

Concsatur

 

III ‐ S

Coef

possí

temp

mesm

Uma

exce

qualq

quan

Ness

mínim

3. De acord

ída: Apreserada, se apr

centrada: Arada.  

Soluções 

 

Para ent

ficiente Solu

ível  dissolv

peratura. 

A  satura

mas em  su

 solução é 

ssos. A solu

quer adição

Porém, 

ntidade de 

se  caso  fala

mas a quan

 

do com as q

nta uma coroxima de u

Apresenta um

saturadas

tendermos 

ubilidade. E

ver  de  um

ação  é  uma

portar quan

dita  insatu

ução satura

o de soluto v

em  alguns

soluto acim

a‐se em  sol

ntidade extr

quantidade

ncentraçãouma solução

ma concent

s, insatura

esses  conc

Ele é defini

ma  quantid

a  proprieda

ntidades cr

ra se ainda

da é aquela

vai ser prec

s  casos  es

ma daquela 

ução  super

ra de soluto

s proporcio

o de soluto bo ideal.  

tração de so

as e super

ceitos, prim

do  como a

dade  fixa 

ade  das  so

rescentes d

a tem capac

a em que o

cipitada, não

speciais  é 

que pode 

rsaturada, q

o pode ser p

onais de sol

bem menor

oluto meno

rsaturadas

meiramente 

 máxima q

de  solven

oluções  que

e  solutos, m

cidade de d

o soluto che

o‐dissolvida

possível  m

ser dissolv

que é  instá

precipitada.

luto e solve

r do que a d

or do que a d

s 

precisamo

uantidade 

nte,  a  um

e  indica  a 

mantendo‐s

diluir soluto

egou à quan

a. 

manter  um

ida em con

ável:  com  a

ente:  

de uma solu

de uma solu

s  saber o q

de  soluto q

ma  determ

capacidade

se homogê

o, sem prec

ntidade má

ma  solução 

ndições nor

alterações  f

3 

 

ção 

ução 

que é 

que é 

inada 

e  das 

êneas. 

cipitar 

xima: 

com 

rmais. 

físicas 

 

 

Soluç

disso

solub

Soluç

quan

será 

 

Soluç

temp

soluç

Quan

se  to

solut 

Obsetempsolubé  o solub 

IV – 

N

conc

 

ção  Insatur

olve  totalm

bilidade. 

ção  Satura

ntidade pos

dissolvida e

ção Supers

peratura  em

ção  é  resfr

ndo isso é f

orna  extrem

to em exces

ervação:  Deperatura,  mbilidade sãoinverso  da bilidade do 

Medidas 

No  estudo 

centração: 

rada  (ou  nã

ente,  ou  s

ada  ‐  É  qu

sível de sol

e ficará no f

aturada  ‐  I

m  que  seu 

riada  ou  aq

feito de mo

mamente  in

sso dissolvid

enomina‐semaior  o  co diretamenendotérmisolvente (te

de Conce

das  soluç

ão  saturada

eja,  a  quan

uando  o  s

uto (ou disp

fundo do re

sto só acon

coeficiente

quecida,  de

do cuidado

nstável.  Qu

da. 

e  dissoluçãocoeficiente nte proporciica,  quantoemperatura

entração

ções  vamo

a)  ‐  É  quan

ntidade  ad

solvente  (o

perso), e to

ecipiente. 

ntece quan

e  de  solubi

e modo  a  r

so, o soluto

ualquer  vib

o  endotérmde  solubilionais). Tamo menor  a a e solubilida

s  emprega

ndo  a  quan

icionada  é 

ou  dispersa

oda a quanti

do o solven

lidade  (solv

reduzir  o  c

o permanec

ração  faz  p

mica  aquelalidade  do mbém há a temperatuade são inv

ar  essencia

ntidade  de 

inferior  ao

ante)  já  di

idade agora

nte e soluto

vente)  é m

oeficiente 

ce dissolvido

precipitar  a

a  em  que  qsolvente dissolução ra, maior  oversamente 

almente  tr

soluto  usad

o  coeficient

issolveu  to

a adicionad

o estão em

aior,  e  dep

de  solubilid

o, mas a so

a  quantidad

quanto  ma(temperatuexotérmicao  coeficienproporcion

ês  medida

4 

 

do  se 

te  de 

oda  a 

a não 

m uma 

pois  a 

dade. 

lução 

de  de 

aior  a ura  e a, que te  de ais). 

as  de 

5  

1. Concentração Molar, [J] ou cj: É o número de moles do soluto J dividido pelo 

volume da solução. 

 

Exemplo: Para preparar uma solução 1,0 M (mol/L) de C6H12O6(aq), devemos dissolver 

180g de glicose em água suficiente para produzir  1 L de solução. 

 

2. Molalidade,  bj:  É  o  número  de  moles  do  soluto  J  dividido  pela  massa  do 

solvente usado para preparar a solução. 

 

Exemplo: Para preparar uma solução 1 m (mol/kg) de C6H12O6(aq), devemos dissolver 

180g de glicose em 1,0 kg de água. 

Uma distinção entre concentração molar e molalidade é que a primeira varia 

com a temperatura devido à expansão ou contração do volume da solução, enquanto a 

molalidade é independente da temperatura. 

3. Fração Molar,  xj: É uma medida de  concentração  intimamente  relacionada à 

molalidade e está associada às misturas de gases:  

 

V ‐ Grandezas parciais molares 

 

Uma grandeza parcial molar é a contribuição  (por mol) que uma substância  faz a 

uma propriedade total da mistura. A grandeza parcial molar mais fácil de visualização é 

o volume parcial molar, Vj, de uma substância J. Ele representa a contribuição que J 

faz ao volume total da mistura. 

Temos que atentar para o fato de que, apesar de 1 mol de uma substância, quando 

pura,  ter  um  volume  característico,  1  mol  da  mesma  substância  pode  contribuir 

diferentemente para o volume total de uma mistura, pois as moléculas  interagem de 

forma diferente nas substâncias puras e nas misturas. 

úçã

ú

úú

6  

 

   

 

Entretanto,  a  grandeza  parcial  molar  mais  importante  do  ponto  de  vista 

termodinâmico é a energia de Gibbs parcial molar, GJ, de uma substância  J, que é a 

contribuição (por mol) de J para a energia de Gibbs de uma mistura.  

 

   

A  energia  de  Gibbs  parcial molar  tem  exatamente  o mesmo  significado  que  o 

volume parcial molar. Por exemplo, o etanol tem um determinado valor da energia de 

Gibbs molar quando puro (com cada molécula envolvida apenas por outras moléculas 

de etanol), e tem um valor da energia de Gibbs parcial molar diferente numa solução 

aquosa de uma certa composição  (onde cada molécula de etanol está envolvida por 

uma mistura de moléculas de etanol e por moléculas de água). 

A energia de Gibbs parcial molar é tão  importante em química que a ela foi dado 

um  nome  e  um  símbolo  especial.  Passaremos,  de  agora  em  diante,  a  chamá‐la  de 

potencial  químico,  e  a  representaremos  por  µ.  Então  a  equação  anterior  pode  ser 

reescrita da seguinte forma: 

μ   μ  

 

onde µA é o potencial químico de A na mistura e µB é o potencial químico de B na 

mistura. 

  O nome “potencial químico” é muito apropriado, pois µJ mede a potencialidade 

de  J em produzir transformações  físicas e/ou químicas. Uma substância com elevado 

valor do potencial químico  tem uma  grande  capacidade de  impulsionar uma  reação 

química ou outro processo físico qualquer. 

  Precisamos,  agora,  de  uma  fórmula  explícita  para  a  variação  do  potencial 

químico  de  uma  substância  com  a  composição  da  mistura.  Após  uma  série  de 

deduções simples chegamos à seguinte equação:  

   

onde   é o potencial químico padrão do gás J, que é idêntico à sua energia de Gibbs 

molar padrão, ou seja, o valor de Gm para o gás puro à pressão de 1 bar. 

7  

 

VI ‐ Formação espontânea de misturas  

Todos os  gases  se misturam espontaneamente, pois  as moléculas de um  gás 

podem se misturar com as moléculas de um outro gás. Mas, como podemos mostrar 

que o processo de mistura dos gases é termodinamicamente espontâneo? Precisamos 

mostrar que, a temperatura e pressão constantes, ΔG < 0. 

Deduzindo  a  fórmula  para  o  cálculo  da  energia  de  Gibbs  de  uma  mistura 

chegaremos à seguinte equação: 

 

∆  

∆  

 

A equação acima nos dá a variação de energia de Gibbs quando dois gases se misturam numa data temperatura e pressão. O ponto crucial é que, como xA e xB são ambas menores que 1, os dois logarítimos são negativos ( lnx < 0 se x < 1), o que torna ΔG  <  0  para  todas  as  composições.  Portanto,  gases  ideais  se  misturam espontaneamente em todas as proporções. 

 

VII ‐ Soluções Ideais 

 

Em química,  estamos  interessados  tanto  em  líquidos  como  em  gases. Assim, 

precisamos  de  uma  expressão  para  o  potencial  químico  de  uma  substância  numa 

solução líquida. 

A  base  para  a  obtenção  de  uma  expressão  para  o  potencial  químico  de  um 

soluto é o trabalho realizado pelo químico francês François Raoult (1830 – 1901). Ele 

mediu a pressão parcial de vapor, pj, de cada componente da mistura, que é a pressão 

parcial  do  vapor  de  cada  componente  em  equilíbrio  dinâmico  com  a  solução,  e 

estabeleceu o que hoje se conhece como a lei de Raoult: 

“A pressão parcial do vapor de uma substância numa mistura é proporcional à 

sua fração molar na solução e à sua pressão de vapor quando pura”  

8  

 

Em termos matemáticos:  pj = xjpj* 

 

A origem molecular da lei de Raoult é o efeito do soluto na entropia da solução. 

No  solvente  puro,  as  moléculas  têm  uma  certa  desordem  e  uma  entropia 

correspondente;   a pressão de vapor representa uma tendência do sistema e de suas 

vizinhanças  em  alcançar  uma  entropia maior.  Quando  um  soluto  está  presente,  a 

solução  tem  uma  desordem maior  do  que  a  do  solvente  puro,  pois  não  podemos 

garantir que uma molécula escolhida ao acaso será a do solvente (ver figura abaixo).  

 

 

Sendo  a  entropia  da  solução  maior  do  que  a  do  solvente  puro,  a  solução 

apresenta  uma  tendência menor  de  aumentar  a  sua  entropia  pela  vaporização  do 

solvente. Em outras palavras, a pressão de vapor do solvente na solução é menor do 

que a pressão de vapor do solvente puro. 

Uma  solução  hipotética  que  obedece  a  lei  de  Raoult  em  toda  a  faixa  de 

composição, de A puro até B puro, é chamada de solução ideal. 

Nenhuma solução é perfeitamente ideal e as soluções reais apresentam desvios 

em relação à  lei de Raoult. Entretanto, os desvios são pequenos para o componente 

que  está  em  grande  excesso  (o  solvente)  e  se  tornam  menores  à  medida  que  a 

concentração do soluto diminui. 

A  importância teórica da  lei de Raoult é que, como ela relaciona a pressão de 

vapor com a composição e como sabemos relacionar a pressão ao potencial químico, 

podemos usá‐la para relacionar o potencial químico à composição de uma solução. 

9  

Assim,  para  calcular  o  potencial  químico  de  um  solvente  podemos  utilizar  a 

seguinte equação:  

       

 

VIII – Soluções Diluídas Ideais 

 

A lei de Raoult  fornece  uma  boa  descrição  da  pressão  de  vapor  do  solvente 

numa  solução muito diluída. Entretanto, não podemos esperar que ela  forneça uma 

boa descrição da pressão de vapor do soluto, pois o mesmo está muito  longe de ser 

puro  numa  solução  diluída.  Numa  solução  diluída,  cada  molécula  do  soluto  está 

envolvida  pelo  solvente  quase  puro,  o  que  torna  o  seu  ambiente  químico  bastante 

diferente  daquele  onde  o  soluto  está  puro.  Porém,  verificou‐se  experimentalmente 

que, em soluções diluídas, a pressão de vapor do soluto é, de fato, proporcional a sua 

fração molar em solução, tal como para o caso do solvente. Essa dependência linear foi 

descoberta  pelo  químico  inglês Willian  Henry  (1775  –  1836)  e  se  traduz  na  lei  de 

Henry: 

“A pressão de vapor de um soluto volátil B é proporcional à sua fração molar na 

solução.”  

Em termos matemáticos:  pB = xBKB 

 

onde KB é chamada de constante da lei de Henry e é característica de cada soluto. 

 

  A  lei de Henry é normalmente obedecida apenas em concentrações baixas do 

soluto  (próximas de xB = 0). Soluções que estão  suficientemente diluídas para que o 

soluto obedeça a lei de Henry são chamadas de soluções diluídas ideais. 

  A tabela abaixo apresenta as constantes da lei de Henry de alguns gases. Essas 

constantes são utilizadas, freqüentemente, no cálculo da solubilidade de gases, como 

na estimativa da concentração de dióxido de carbono no plasma sanguíneo. 

 

 

 

10  

Tabela 1. Constantes da lei de Henry a 25 oC, (K/Torr) 

  Solvente 

  Água  Benzeno 

Metano, CH4  3,14 x 105 4,27 x 105 

Dióxido de Carbono, CO2  1,25 x 106  8,57 x 104 

Hidrogênio, H2  5,34 x 107  2,75 x 106 

Nitrogênio, N2  6,51 x 107  1,79 x 106 

Oxigênio, O2  3,30 x 107   

 

A lei de Henry nos permite escrever uma expressão para o potencial químico de 

um soluto em solução: 

     

 

Essa expressão  se aplica quando a é de Henry é válida, ou  seja, em  soluções 

muito diluídas. 

É comum exprimir a concentração de uma solução em termos da concentração 

molar do soluto, [B], em vez da fração molar. A fração molar e a concentração molar 

são proporcionais em soluções diluídas, o que nos permite escrever: 

  

    xB = constante x [B] 

 

Desse modo, a equação anterior pode ser reescrita da seguinte forma: 

 

       

Podemos  combinar  os  dois  primeiros  termos  dessa  expressão  numa  única 

constante, que também representaremos por  , de modo que: 

 

         

 

 

 

11  

IX – Soluções Reais: Atividades 

 

Nenhuma  solução  é,  na  realidade,  ideal,  e  muitas  soluções  se  desviam  do 

comportamento de solução diluída  ideal quando a concentração do soluto atinge um 

pequeno valor. 

A  atividade,  aj,  de  uma  substância  é  definida  de  forma  que  a  expressão: 

    é  sempre  verdadeira  em  qualquer  concentração,  tanto  para  o 

solvente quanto para o soluto. 

Para  soluções  ideais,  aA  =  xA,  a  atividade  de  cada  componente  é  igual  à  sua 

fração molar. Para soluções diluídas ideais, aA = [B], e a atividade do soluto é igual ao 

valor numérico de sua concentração molar. Para soluções não ideais escrevemos:  

                        

onde   é o chamado coeficiente de atividade. 

 

  Observe que o solvente  tende a seguir a  lei de Raoult à medida que se  torna 

puro,  1    1. 

Como o soluto tende a seguir a  lei de Henry à medida que a solução torna‐se 

mais diluída,  1      0. 

Como  um  líquido  ou  um  sólido  puros  estão  em  seus  estados  padrões,  a 

atividade de um líquido ou um sólido puro é 1, e temos que  .  

 

X – Propriedades Coligativas 

 

Um Soluto  ideal não produz nenhum efeito na entalpia de uma  solução. Entretanto, 

ele afeta a entropia da  solução,  induzindo um grau de desordem que não está presente no 

solvente puro. Podemos, portanto, esperar que um soluto modifique as propriedades físicas da 

solução. Além de baixar  a pressão de  vapor do  solvente, um  soluto não‐volátil produz  três 

efeitos principais:  

(i) eleva o ponto de ebulição de uma solução;  

(ii) abaixa o ponto de congelamento da solução 

(iii) dá origem a pressão osmótica. 

12  

 

Uma vez que as propriedades surgem de variações na desordem do solvente, e sendo 

o aumento da desordem independente da natureza da espécie química do soluto, esses efeitos 

dependem apenas do número de partículas presentes e não da sua natureza química. Por essa 

razão, são chamadas de propriedades coligativas. 

 

1. Elevação Ebulioscópica e Abaixamento Crioscópico 

O efeito de um soluto é o de elevar o ponto de ebulição de um solvente e de baixar o 

seu ponto de congelamento. A elevação do ponto de ebulição, ΔTeb, e o abaixamento do ponto 

de congelamento,  ΔTf ,são ambos proporcionais à molalidade, beb , do soluto: 

 

ΔTeb  = Kebbeb    ΔTf  = Kfbeb  

onde  Keb  é  a  constante  ebulioscópica  e  Kf  é  a  constante  crioscópica  do  solvente.  As  duas 

constantes podem ser calculadas a partir de outras propriedades do solvente, mas é melhor 

considerá‐las como constantes empíricas (ver tabela abaixo).  

 

 

A origem das propriedades coligativas é a diminuição do potencial químico do solvente 

devido  à  presença  do  soluto.  Como  sabemos  os  pontos  de  congelamento  e  de  ebulição 

correspondem  à  temperaturas  nas  quais  a  curva  da  energia  de  Gibbs  molar  do  líquido 

intercepta  as  curvas  da  energias  de Gibbs molares  da  fase  sólida  e  gasosa.  Como  estamos 

agora tratando de misturas, devemos raciocinar em termos da energia de Gibbs parcial molar 

(potencial químico) do solvente. 

A  elevação  do  ponto  de  ebulição  é muito  pequena  para  ter  um  significado  prático. 

Uma  conseqüência  prática  do  abaixamento  do  ponto  de  congelamento,  portanto  do 

abaixamento do ponto de fusão do sólido puro, é o seu uso em química orgânica para avaliar a 

pureza de uma amostra, pois qualquer impureza diminui o ponto de fusão de uma substância 

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em  relação  ao  seu  valor  tabelado. A  água  salgada  dos  oceanos  congela  numa  temperatura 

inferior  à  da  água  doce;  em  países  de  clima muito  frio,  espalha‐se  sal  nas  rodovias  para 

retardar o início do congelamento das pistas. 

 

2. Osmose 

 

 Consideremos um sistema constituído por uma solução separada do solvente puro por 

uma membrana semipermeável. O fenômeno da osmose é a passagem do solvente puro para 

a solução através da membrana semipermeável. Essa membrana é permeável ao solvente mais 

não ao soluto. 

A pressão osmótica, Π (letra pi maiúscula), é a pressão que deve ser aplicada à solução 

para  interromper  o  fluxo  de  entrada  do  solvente.  Um  dos mais  importantes  exemplos  de 

osmose é o transporte de fluídos através de membranas celulares, mas a osmose também é a 

base da técnica denominada osmometria, através da qual a massa molar, principalmente de 

macromoléculas, é determinada pela medição da pressão osmótica. 

A pressão osmótica de uma solução é proporcional à concentração do soluto. Pode‐se 

demonstrar  que  a  expressão da pressão osmótica  (equação de Van’t Hoff) de uma  solução 

ideal tem uma semelhança inesperada com a expressão da pressão de um gás perfeito, como 

pode ser observado abaixo: 

Equação de Van’t Hoff:    Π V = nBRT 

Equação do gás perfeito:   pV = nRT 

 

Como nB/V = [B] podemos reescrever a equação de Van’t Hoff da seguinte forma: Π = [B]RT 

Essa  equação  aplica‐se  somente  apenas  a  soluções  que  são  suficientemente  diluídas  para 

apresentar comportamento ideal.