Propriedades Físicas das Soluções

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1 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 Na Cl 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.

2 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 sobresaturada: são soluções que contém maior quantidade de soluto do que a existente numa solução saturada. Não são soluções estáveis.

3 Perspectiva Molecular do Processo de Dissolução
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

4 Factores de que depende a solução
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.

5 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

6 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.

7 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.

8 Compostos moleculares
As 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, somente 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) g 2NaOH(aq) +H2(g)

9 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

10 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 DHdiss 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 se tiver uma curva de solubilidade muito inclinada.

11 Efeito da Temperatura na Solubilidade
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 Gases OºC 20ºC 50ºC 100ºC N2 0.0029 0.0019 0.0012 O2 0.0069 0.0043 0.0027 CO2 0.335 0.169 0.076 SO2 22.8 10.6 4.3 1.8 NH3 89.9 51.8 28.4 7.4

12 Efeito da pressão na solubilidade dos gases
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.

13 Excepções à lei de Henry
1- O NH3; a sua solubilidade em água aumenta devido a reagir com ela NH3 + H2O D NH4+ + OH- 2- Com o CO2 acontece o mesmo CO2 + H2O D H2CO3 3- Solubilidade do O2 no sangue é elevada devido à hemoglobina (Hb) que é um transportador de oxigénio Hb + 4O2 D Hb(O2)4

14 Propriedades Coligativas
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: abaixamento da pressão de vapor aumento do ponto de ebulição abaixamento do ponto de fusão pressão osmótica

15 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) D Moléculas solvente no estado de vapor (o seu regresso não é impedido pelo soluto)

16 Diagramas de fase de (a) água pura e
(b) solução aquosa

17 Soluções que contêm dois ou mais componentes voláteis
Neste caso o vapor contém moléculas dos componentes PA = XAPºA PB = XBPºB (Lei de Raoult) A pressão da solução dos líquidos A e B é PTotal = PA +PB (Lei de Dalton)

18 Soluções ideais e lei de Raoult (I)
Solução ideal é aquela em que DHsolução = 0. DHsolução = 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 diluida. Só soluções ideais obedecem à lei de Raoult

19 Soluções ideais e lei de Raoult (II)
A figura mostra como a pressão de vapor da solução (total) está relacionada com a composição da solução.

20 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).

21 1- Abaixamento do ponto de congelação que se torna inferior ao da água
O abaixamento da pressão de vapor da solução com o soluto não volátil afecta as propriedades físicas de que modo? 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

22 Propriedades coligativas
1- Depressão do ponto de congelação DTf DTf = Kfm 2- Elevação do ponto de ebulição, DTb DTb =Kf m 3- Pressão Osmótica p = mRT m – molalidade (mol/Kg) Kf e Kb – Constantes molals de depressão do ponto de congelação e de elevação do ponto de ebulição.

23 Desvios à Lei de Raoult Ocorrem 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.

24 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.

25 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 (p). p = mRT T : temperatura (ºC) m : molaridade (mol/L) R : constante dos gases perfeitos

26 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)