Capitulo 13 – Propriedades das soluções

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1 Capitulo 13 – Propriedades das soluções
Alunos: Alexandre Peixoto Landim Thiago Arantes Nogueira – 15785 Engenharia de Controle e Automação

2 Introdução O processo de dissolução Soluções saturadas e solubilidade Fatores que afetam a solubilidade Formas de expressar a concentração Propriedades coligativas Colóides

3 Introdução As misturas estão presentes no nosso dia-a- dia
Algumas destas misturas são homogêneas: são as soluções Exemplos: ar (diversos gases), latão (zinco e cobre) As soluções podem ser gasosas, líquidas ou sólidas

4 Componentes de uma solução: solutos e solvente
Solvente: componente presente em maior quantidade (mol) Soluto: demais componentes da solução

5 1. O processo de dissolução
Uma solução é formada quando uma substância se dispersa uniformemente em outra As forças que atuam entre as partículas de um soluto e as do solvente são as mesmas que atuam nas moléculas de líquidos e sólidos Interação entre soluto e solvente: Solvatação Quando o solvente é a água: Hidratação

6 Variações de energia na solubilização
ΔHsol = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 ΔH1 = separação das moléculas do soluto (ΔH1 > 0 => processo endotérmico) ΔH2 = separação das moléculas do solvente (ΔH2 > 0 => processo endotérmico) ΔH3 = formação das interações soluto- solvente (ΔH3 < 0 => processo exotérmico)

7 A formação de uma solução pode ser endotérmica ou exotérmica Exemplos:
- Exotérmica: NaOH em água => ΔH = -44,48 kJ/mol - Endotérmica: NH4NO3 (nitrato de amônio) em água => ΔH = 26,4 kJ/mol

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9 Não haverá solução se ΔHsol for muito positiva
Exemplo: NaCl em gasolina Líquidos polares não se solubilizam com líquidos apolares Exemplo: H2O e C8H8

10 Solubilização, espontaneidade, energia e desordem
Duas substâncias apolares se solubilizam uma na outra em quaisquer proporções, por forças de dispersão de London Variação da energia: pequena ou nula Processo espontâneo: sem o dispêndio de energia externa ao sistema Fatores envolvidos: energia e desordem

11 Porém existem processos espontâneos endotérmicos
Os processos que envolvem a diminuição da energia de um sistema tendem a ser espontâneos e, conseqüentemente, exotérmicos Porém existem processos espontâneos endotérmicos Exemplo: NH4NO3 em água, CCl4 e C6H14 Isso ocorre devido ao aumento da desordem do sistema Diferenciar processos físicos de processos químicos

12 2. Soluções saturadas e solubilidade
A cristalização ocorre devido às colisões que fazem com que as partículas dissolvidas do soluto se religuem ao sólido.

13 As soluções podem ser saturadas, insaturadas e supersaturadas
Solução saturada: é quando a solução está em equilíbrio com o soluto não dissolvido Solução insaturada: é quando tem menos soluto do que o necessário para formar uma solução saturada Solução supersaturada: é quando tem mais soluto do que o necessário para formar uma solução saturada

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15 A temperatura altera o grau de solubilidade
Solubilidade é a quantidade de soluto necessária para formar uma solução saturada em certa quantidade de solvente, numa dada temperatura Exemplo: Se 35,7 gramas por 100 mL a 0°C é a solubilidade no NaCl em água, acima desse valor a solução será saturada e abaixo será insaturada

16 3. Fatores que afetam a solubilidade
Interações soluto-solvente Temperatura Pressão

17 Interações soluto-solvente
A solubilidade de gases em água aumenta como aumento da massa molecular do soluto Líquidos polares tendem a ser solúveis em solventes polares Pares de líquidos que se solubilizam em quaisquer proporções: líquidos miscíveis Pares parcialmente solúveis: imiscíveis

18 O número de átomos de carbono na cadeia do álcool afeta a solubilidade
Ligações de hidrogênio entre soluto e solvente podem levar a altas solubilidades O número de átomos de carbono na cadeia do álcool afeta a solubilidade “Semelhante dissolve semelhante”

19 Efeito da pressão A solubilidade de um gás em qualquer solvente aumenta com o aumento da pressão

20 A solubilidade dos sólidos e líquidos não é afetada sensivelmente
Lei de Henry: Cg = kPg Cg = solubilidade do gás na solução (mol/L) Pg = pressão parcial do gás sobre a solução k = constante de Henry

21 Efeito da Temperatura A solubilidade da maioria dos sólidos em água aumenta com o aumento da temperatura A solubilidade dos gases na água diminui com o aumento da temperatura

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23 4. Formas de expressar a concentração
Existem várias formas de se expressar a concentração, entre elas : Porcentagem em massa Fração em quantidade de matéria Concentração em quantidade de matéria Concentração em mol/kg

24 Porcentagem em massa Assim uma solução 36% de HCl em massa, contém 36 g de HCl para cada 100 g de solução.

25 Exemplo: 1 mol de HCl e 8 mols de água equivalem a 0,111 de quantidade de HCl
Exemplo: 0,5 mol em 0,250 L de solução resulta em uma concentração de 2 mol/L

26 Exemplo: 0,2 mol de NaOH e 0,5 kg de água resulta uma solução de 0,4 mol/kg

27 5. Propriedades Coligativas
As soluções apresentam algumas propriedades significativamente diferentes das propriedades do solvente puro Propriedades coligativas são aquelas que dependem da quantidade do soluto, mas não de sua espécie química

28 Abaixamento tonoscópico
A pressão de vapor de um líquido é resultado de equilíbrio dinâmico A adição de um soluto não-volátil diminui a taxa de evaporação das moléculas sem alterar a taxa de retorno Assim o equilíbrio se desloca e a pressão de vapor sobre a solução diminui

29 O abaixamento da pressão de vapor é proporcional à concentração da solução: se esta for duplicada, o abaixamento da pressão de vapor também será A redução da pressão de vapor é proporcional à concentração das partículas do soluto, sejam elas neutras ou carregadas

30 Lei de Raoult Expressa quantitativamente a pressão de vapor de soluções de solutos não-voláteis P = xA  Pº P = pressão de vapor da solução xA = fração em mol do soluto Pº = pressão de vapor do solvente puro

31 Solução ideal: cumpre a lei de Raoult
As soluções reais têm comportamento aproximado do ideal quando: - a concentração dos solutos é pequena - solutos e solvente têm moléculas com tamanhos semelhantes e estão sujeitas a forças intermoleculares semelhantes

32 Elevação ebulioscópica
A pressão de vapor do solvente na solução é mais baixa do que a pressão do solvente puro, refletindo no ponto de ebulição ΔTe = Ke  Ml Ke = constante ebulioscópica (ligada ao solvente) Ml = concentração em mol/kg

33 Abaixamento crioscópico
Abaixamento da temperatura de congelação ΔTc = Kc  Ml Kc = constante crioscópica (ligada ao solvente) Ml = concentração em mol/kg

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35 Elevação osmótica Movimento de solvente da menos concentrada para a mais concentrada A pressão osmótica (π) é a pressão necessária para prevenir a osmose e é dada pela expressão: Diferença entre meio hiper e hipotônico

36 6. Colóides Colóides são partículas dispersas maiores que moléculas, mas não são tão grandes para que os componentes da mistura separem-se pela gravidade Como as soluções, os colóides podem ser gases, líquidos ou sólidos Variam em diâmetro de 10 a 2000 Å

37 Exemplos: leite, chantilly, manteiga e tinta
O efeito Tyndall é o desvio da luz provocado pelas partículas coloidais Exemplos: leite, chantilly, manteiga e tinta

38 Os colóides mais importantes são os quais o meio dispersante é a água
Eles podem ser hidrofílicos (interagem com a água) ou hidrofóbicos (não sofrem interação com a água) Os colóides hidrofóbicos podem ser estabilizados pela adsorção (aderência à superfície) ou pela presença de um grupo hidrofílico. Métodos para a remoção das partículas coloidais:

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40 Estabilização de uma emulsão de óleo em água por íons estearato

41 Referência bibliográfica
Química: A Ciência Central 9ª edição Brown, LeMay, Bursten