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

NaCl

• 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 sobressaturada: 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 HHHHdiss ∆+∆+∆=∆

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 molecularesAs 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, sómente 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 CO

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 massasoluto de molesmolalidade

solução de litrossoluto de molesmolaridade

scomponente os todosde moles das somaA de molesxA componente do

molar fracção

100%solução da massasoluto 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 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

7.428.451.889.9NH3

1.84.310.622.8SO2

00.0760.1690.335CO2

00.00270.00430.0069O2

00.00120.00190.0029N2

100ºC50ºC20ºCOºCGases

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 vapor2. aumento do ponto de ebulição3. abaixamento do ponto de fusão4. 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)

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)

Diagramas de fase de (a) água pura e

(b) solução aquosa

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?

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)

Desvios à Lei de RaoultOcorrem 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.

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).

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 diluída.

• Só soluções ideais obedecem à lei de Raoult

Resumo

Propriedades coligativas1- Depressão do ponto de congelação ∆Tf

∆Tf = Kfm

2- Elevação do ponto de ebulição, ∆Tb

∆Tb =Kf m

3- Pressão Osmótica

π = mRTm – molalidade (mol/Kg)

Kf e Kb – Constantes molals de depressão do ponto de congelação e de elevação do ponto de ebulição.

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 (π).

π = 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)

FIM