faculdade de ciências agrárias e veterinárias de ... · dissolvida em uma determinada quantia de...

Faculdade de Ciências Agrárias e Veterinárias de Jaboticabal – FCAV - UNESP

CURSO: Ciências Biológicas

DISCIPLINA: Química

ASSUNTO: Soluções

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1. TIPOS MAIS COMUNS DE SOLUÇÃO

Solução é uma mistura uniforme ou homogênea de átomos, íons ou moléculas de duas ou mais substâncias.

As soluções podem ser líquidas, sólidas ou gasosas.

Soluto Solvente Aparência da Solução

Exemplo

Gás Líquido Líquido Água mineral gaseificada

Líquido Líquido Líquido Etanol combustível hidratado

Sólido Líquido Líquido Água salgada

Gás Gás Gás Ar atmosférico

Sólido Sólido Sólido Ouro 18-quilates

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2. PROPRIEDADES DAS SOLUÇÕES

A distribuição das partículas em uma solução é uniforme;

Os componentes de uma solução não se separam em repouso; Uma solução não pode ser separada em seus componentes por filtração; Dados quaisquer soluto e solvente, é possível preparar soluções com muitas composições diferentes; As soluções podem ser separadas em componentes puros.

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3. ÁGUA COMO SOLVENTE

A maior parte das reações químicas importantes nos tecidos vivos ocorre em solução aquosa;

Serve como solvente para transportar reagentes e produtos de um lugar para outro do corpo;

É reagente ou produto em muitas reações bioquímicas;

É um excelente solvente.

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Fórmula molecular: H2O. Geometria: angular.

(a) Fórmula estrutural (estrutura de Lewis). (b) Modelo de esferas e bastões.

Fonte: BETTELHEIM et al., 2012 : p. 82. 5


Molécula de H2O: apresenta ligações H-O polares.

A molécula de H2O é polar (µ = 1,85 D).

6 Fonte: BROWN et al., 2005 : p. 302.

Entre as moléculas de H2O ocorre um tipo de interação denominada ligação de hidrogênio.

Ligação de hidrogênio: força de atração, não covalente, entre a carga parcial positiva de um átomo de H ligado a um átomo de elevada eletronegatividade (geralmente O ou N) e carga parcial negativa de um oxigênio ou nitrogênio próximos.


H

7

Fonte: BETTELHEIM et al., 2012 : p. 137.

Ligações de hidrogênio não se restringem à água. Formam-se entre duas moléculas sempre que uma delas tem um átomo de hidrogênio ligado ao O ou N, e a outra, um átomo de O ou N com carga parcial negativa. Exemplo 1:


Ligação de hidrogênio entre a molécula de um éter e da água.

8

Fonte: BARBOSA, 2004 : p. 21.


Exemplo 2:

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Excelente solvente (solvente universal). Capaz de dissolver compostos iônicos e moleculares. - Exemplo: dissolução do NaCl (sólido iônico) em H2O.


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Fonte: BETTELHEIM et al., 2012 : p. 169.

Interação Íon-Dipolo:

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Etanol, glicose e ácido ascórbico ou vitamina C, são exemplos de compostos moleculares solúveis em água.


Etanol

Glicose

Vitamina C

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Fonte: BROWN et al., 2005 : p. 453.

Exercício 1: determine se cada uma das seguintes substâncias apresenta maior probabilidade de se dissolver em tetracloreto de carbono (CCl4) ou em água: (a) hexano, C7H16;

(b) sulfato de sódio, Na2SO4;

(c) cloreto de hidrogênio, HCl;

(d) iodo, I2.

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Exercício 2: coloque as substâncias a seguir, em ordem cres- cente de solubilidade em água: (a) pentano, C5H12;

(b) pentan-1-ol, C5H10OH;

(c) pentano-1,5-diol, C5H10(OH)2;

(d) 1-cloropentano, C5H11Cl.

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Ao se preparar uma solução, o mais usual é o preparo de um volume determinado com certa concentração do soluto. Denomina-se concentração à quantia de soluto dissolvida em uma determinada quantia de solvente ou de solução. As relações entre as porções de soluto e de solvente em uma solução líquida, ou entre porções de soluto e solução, podem ser expressas de diferentes maneiras, denominadas unidades de concentração.

4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO

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Relação massa do soluto/massa total da solução: é usualmente transformada numa porcentagem conhecida como título e pode ser simbolizada por %(m/m). EXEMPLO: uma solução aquosa de H2SO4 com título 70% contém 70 g de H2SO4 para cada 100 g da solução.

100= xm

m)m/m%(

solução

solutoEQ. 1

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Relação massa do soluto/volume da solução: é bastante utilizada em indústrias, com unidade g/L ou kg/L e é denominada concentração de soluto em massa (C).


solução

soluto

V

mC EQ. 2

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Relação quantidade de matéria do soluto/volume da solução: é mais utilizada em laboratórios de química em geral, sendo expressa em mol/L. Essa relação, cujo uso é recomendado pela IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada) é denominada concentração de soluto em quantidade de matéria (concentração molar ou molaridade), M.

solução

soluto

V

nMolaridade = EQ. 3

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Relação quantidade de matéria do soluto/massa do solvente: é denominada molalidade e é expressa em mol/kg. É utilizada sempre que se quer ter uma relação que não dependa da temperatura.


solvente

soluto

m

nmolalidade = EQ. 4

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Normalidade: a normalidade de uma solução indica o número de equivalentes-grama do soluto dissolvido em 1 L de solução. É expressa em eq/L ou normal (N).

solução

soluto

V

e=N EQ. 5

soluto

soluto

soluto E

m=e

EQ. 6

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Regras para cálculo do equivalente-grama (E):

a) Equivalente-grama de um ácido: corresponde à massa em gramas de um ácido capaz de fornecer ou doar 1 mol de íons H+.

b) Equivalente-grama de uma base: corresponde

à massa em gramas de uma base capaz de fornecer 1 mol de íons OH-.

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c) Equivalente-grama de um sal: corresponde à massa desse sal, em gramas, capaz de fornecer 1 mol de cargas positivas ou negativas. d) Equivalente-grama de agentes redutores ou de agentes oxidantes: corresponde a massa em gramas do redutor ou oxidante, capaz de fornecer ou receber, respectivamente, 1 mol de elétrons.

Regras para cálculo do equivalente-grama (E):

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Relação entre Concentração em mol/L, M e Normalidade, N: N = k . M EQ. 7 O valor de k é estabelecido de acordo com as regras utilizadas no cálculo do equivalente-grama.

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5. PROPRIEDADES COLIGATIVAS

Entre as propriedades das soluções líquidas, em particular

das soluções aquosas de solutos não-voláteis (que não

tendem a vaporizar), destacam-se quatro que são deno-

minadas propriedades coligativas.

São propriedades que dependem da concentração de

partículas dissolvidas (moléculas e/ou íons), mas não da

natureza dessas partículas, ou seja, não dependem de

que partículas são essas.

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Abaixamento da pressão de vapor;

Aumento da temperatura de ebulição (ebulioscopia);

Diminuição da temperatura de solidificação (crioscopia);

Tendência do solvente atravessar membranas que permitem a passagem do solvente, mas não do soluto.

5. PROPRIEDADES COLIGATIVAS

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5.1. ABAIXAMENTO DA PRESSÃO DE VAPOR

Exemplos:

Fonte: PERUZZO & CANTO, 2006 : p. 110.

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Os solutos não voláteis reduzem a habilidade das moléculas da superfície do solvente de escaparem do líquido.

Conseqüentemente, a pressão de vapor é reduzida.

A quantidade da redução da pressão de vapor depende da quantidade de soluto.

Lei de Raoult:

Psolução = xsolvente . Psolvente puro EQ.8

5.1. ABAIXAMENTO DA PRESSÃO DE VAPOR

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5.2. AUMENTO DA TEMPERATURA DE EBULIÇÃO Exemplos:


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A adição de um soluto não-volátil à água pura (solvente

puro), aumenta a temperatura em que se inicia a ebulição

do solvente na solução, ou seja, a temperatura em que

inicia-se a ebulição da solução aumenta.

5.2. AUMENTO DA TEMPERATURA DE EBULIÇÃO


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5.3. ABAIXAMENTO DA TEMPERTAURA SOLIDIFICAÇÃO

A adição de um soluto não-volátil à água pura (solvente

puro), diminui a temperatura de solidificação do solvente

na solução, ou seja, a temperatura de solidificação da

solução diminui.


A elevação da temperatura de eblição e o abaixamento da

temperatura de congelamento são diretamente proporcio-

nais à concentração do soluto expressa em molalidade (w).

Equações matemáticas que relacionam à elevação do ponto de ebulição (tE) e o abaixamento da temperatura de congelamento (tC) com a molalidade:

tE = Ke . w EQ. 9

tC = KC . w EQ. 10

KE: constante ebulioscópica;

KC: constante crioscópica;

w: molalidade total de partículas de soluto.

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5.4. OSMOSE

O fluxo efetivo de solvente através de uma membrana

permeável apenas ao solvente é denominado osmose.

Verifica-se que esse fluxo ocorre espontaneamente do

meio menos concentrado para o meio mais concentrado.

Fonte: PERUZZO & CANTO, 2006 : p.123.

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Existe movimento em ambos os sentidos através de uma membrana semipermeável.

À medida que o solvente move-se através da membrana, os níveis de fluidos nos braços se tornam irregulares.

Conseqüentemente, a diferença de pressão entre os braços interrompe a osmose.

5.4. OSMOSE


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Soluções isotônicas: duas soluções com o mesmo

separadas por uma membrana semipermeável.

Soluções hipotônicas: uma solução de mais baixo do

que uma solução hipertônica.

Os glóbulos vermelhos são envolvidos por membranas

semipermeáveis.

5.4. OSMOSE

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Crenadura:

- glóbulos vermelhos colocados em solução hipertônica

(em relação à solução intracelular);

- existe uma concentração de soluto mais baixa na célula do que no tecido circundante;

- a osmose ocorre e a água passa através da membrana fora da célula.

- a célula murcha.

5.4. OSMOSE


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Hemólise:

- glóbulos vermelhos colocados em uma solução hipotônica;

- existe uma concentração maior de soluto na célula;

- a osmose ocorre e a água entra na célula;

- a célula se rompe.

Para evitar a crenação ou a hemólise, as soluções I.V. (intravenosas) devem ser isotônicas.

5.4. OSMOSE


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OSMOSE E CÉLULAS VIVAS


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– O pepino em solução de NaCl perde água murchando e se transformando em picles.

– A cenoura mole colocada em água se torna firme porque a água entra via osmose.

– A comida salgada provoca a retenção de água e o inchamento de tecidos (edema).

– O sal adicionado à carne ou o açúcar à fruta evita infecção bacteriana (uma bactéria colocada no sal perderá água através de osmose e morrerá).

5.4. OSMOSE

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5.4.1. PRESSÃO OSMÓTICA

Quando uma solução aquosa está separada da água pura

por uma membrana permeável apenas à água, o valor

exato de pressão que se deve aplicar sobre a solução para

impedir a osmose é denominado PRESSÃO OSMÓTICA da

solução. Essa grandeza é representada pela letra pi ().

= M . R . T EQ. 11

M: concentração (em mol/L) de partículas dissolvidas em solução;

R: constante universal dos gases;

T: temperatura da solução na escala Kelvin. Fonte: PERUZZO & CANTO, 2006 : p.124.

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5.4.2. OSMOSE REVERSA


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6. COLÓIDES

São suspensões nas quais as partículas suspensas são maiores do que as moléculas, mas pequenas demais para saírem da suspensão devido à gravidade.

Em um colóide (também chamado de dispersão ou sistema

coloidal) o diâmetro das partículas de soluto varia de 1 a

1.000 nm.

Podem existir em várias fases: gasosa, líquida ou sólida.

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6. COLÓIDES


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6. COLÓIDES

Propriedades de três tipos de misturas:

Propriedade Soluções Colóides Suspensões

Tamanho da partícula

(nm)

0,1 – 1,0 1 – 1.000 >1.000

Filtrável com papel

comum

Não Não Sim

Homogênea Sim Limítrofe Não

Precipita em repouso Não Não Sim

Comportamento perante

a luz

Transparente Efeito Tyndall Opaco

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6. BIBLIOGRAFIA CONSULTADA

BARBOSA, L. C. de A. Introdução à química orgânica. 1. ed. São Paulo:

Prentice Hall, 2004.

BETELLHEIM, F. A.; BROWN, W. H.; CAMPEBELL, M. K.; FARRELL, S. O.

Introdução à química geral. 9. ed. São Paulo:Cengage Learning, 2012.

BROWN, T. L.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J. R. Química a

ciência central. 9. ed. São Paulo:Pearson Prentice Hall, 2005.

PERUZZO, F. M.; CANTO, E. L. do. Química na abordagem do cotidiano.

4. ed. São Paulo:Moderna, 2006. v. 2.

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