A adição de solutos a solventes pode originar três tipos de sistemas — soluções, suspensões e colóides A diferença fundamental entre uma solução e uma suspensão é o tamanho das partículas dispersas misturas cujas partículas dispersas são muito menores do que aquelas que podem ser vistas a olho nu, mas muito maiores que moléculas individuais. Tais partículas são denominadas partículas coloidais

CLASSIFICAÇÃO DOS COLÓIDES Dependendo do tipo da partícula coloidal e do meio dispergente, os colóides podem ser classificados de várias maneiras, ou seja, recebem nomes particulares: • Aerossol — consiste em um sólido ou um líquido disperso em um gás.

• Emulsão — são colóides formados por líquido disperso em outro líquido ou sólido. Os exemplos mais conhecidos desse tipo de colóide são a maionese, o queijo e a manteiga. • Espuma— consiste em um gás disperso em sólido ou líquido. Sol — são colóides formados pela dispersão de um sólido em líquido. O plasma sangüíneo é formado por grandes moléculas orgânicas dispersas em água.

Gel — é um colóide formadopela dispersão de um líquido em um sólido. Pode ser considerado um tipo de sol, no qual as partículas do dispersante sólido compõem um retículo contínuo, de estrutura aberta e semi-rígida. Nesse tipo de colóide, tanto o disperso (líquido) como o dispersante (sólido) são contínuos

Saber expressar quantitativamente essa concentração; Estudar soluções para....?????? Compreender o significado da concentração de soluções;

1 – CONCEITO: São misturas de duas ou mais substâncias que formam um única fase (homogênea).

2-COMPONENTES DA SOLUÇÃO As soluções apresentam composição variável, são sistemas homogêneos, formados por uma ou mais substâncias dissolvidas (soluto) num líquido (solvente), que não forma depósitos no fundo do recipiente (corpo de chão). Seus componentes não podem ser separados por filtração. Sua separação é possível usando outros processos físicos como por exemplo a destilação.

3 – TIPOS DE SOLUÇÕES 3.1- Quanto ao estado físico

Solução Soluto Solvente Exemplo Sólida Sólido Liga metálica Cu – Ni Líquido Hg em Cu (amálgama de cobre) Gasoso H2 dissolvido em Ni Líquida NaCl em H2O líquido Álcool em H2O CO2 dissolvido em H2O Gasosa Poeira no ar atmosférico Água no ar atmosférico Ar atmosférico

3.2- Quanto a natureza do soluto: Soluções Iônicas (eletrolíticas) São aquelas em que o soluto é um composto iônico. Exemplo: água + sal de cozinha. Soluções Moleculares (não - eletrolíticas) São aquelas em que o soluto é um composto molecular. Exemplo: água + açúcar. Obs.:os ácidos são compostos moleculares, que em água, originam uma solução eletrolítica.

3.3 – Quanto a solubilidade A substância que se dissolve é o soluto, a substância na qual o soluto se dissolve é o solvente. A mistura homogênea resultante é a solução.

"Solutos diferentes apresentam solubilidades diferentes“ - Solução diluída - quantidade grande de solvente em relação ao soluto Ex: 2 g de NaCl em 100ml de H2O a 18ºC - Solução concentrada - quantidade grande de soluto em relação ao solvente Ex: 30g de NaCl em 100ml de H2O a 18ºC

- Solução saturada - contém a máxima quantidade de sal que se dissolve em 100ml de H2O a uma determinada temperatura. Ex: 36g de NaCl em 100ml de H2O a 18 ºC Solução supersaturada - apresenta uma maior quantidade de soluto do que o solvente consegue dissolver. Essa solução apresenta corpo de chão, corpo de fundo ou precipitado. Ex: 40 g de NaCl em 100 mL de H2O a 18ºC

OBS: a solução supersaturada é instável, agitando-a ou adicionando-lhe um pequeno cristal do soluto ( gérmen de cristalização), ocorrerá imediata precipitação do soluto dissolvido em excesso, voltando a ser saturada.

Adicionando um pequeno cristal à solução supersaturada de acetato de sódio, a cristalização inicia-se com formação de cristais na forma de agulhas e continua até que todo o soluto em excesso se cristalize.

4 – COEFICIENTE E CURVA DE SOLUBILIDADE Coeficiente de solubilidade : É a quantidade máxima de uma substância capaz de dissolver uma quantidade fixa de solvente. Em certas condições experimentais. A quantidade pode ser expressa em g ou mol por 100g de solvente. Geralmente o Cs é expresso em m1/ 100 g de H2O.

Curvas Ascendentes : São substâncias que se dissolvem com a absorção de calor, isto é, a dissolução é endotérmica. Curvas Descendentes : São substâncias que se dissolvem com a liberação de calor, isto é, a dissolução é exotérmica. Observe o gráfico a dissolução do KNO3, do K2CrO4 e do NaCl é endotérmica. Dentre essas, a dissolução do KNO3 é a que mais varia com a temperatura (observe a inflexão da curva). A dissolução do Ce2(SO4)3 é exotérmica.

SUPERSATURADA SATURADA INSATURADA

TIPOS DE CURVAS DE SOLUBILIDADE CS Ponto de inflexão Diretamente proporcional A D Sal hidratado C Não se altera Inversamente proporcional B TºC

1L de água a 0°C 1L de água a 0°C 1L de água a 0°C CS do NaCl a 0°C = 35,7 g / 100g de H2O CS do NaCl a 25°C = 42,0 g / 100g de H2O 357 g de NaCl 400 g de NaCl 1L de água a 0°C 1L de água a 0°C 1L de água a 0°C insaturada Saturada

A concentração na solução final está acima do CS do NaCl a 0°C. SOLUÇÃO SUPERSATURADA 400 g de NaCl 1L de água a 0°C 1L de água a 25°C 1L de água a 0°C Supersaturada A concentração na solução final está acima do CS do NaCl a 0°C.

Solubilidade de compostos iônicos em àgua Por ser polar, a água aproxima-se dos íons que formam um composto iônico (sólido) pelo pólo de sinal contrário à carga de cada íon, conseguindo assim anular suas cargas e desprendê-las do resto do sólido. Uma vez separado do sólido, os íons são rodeados por moléculas de água, evitando que eles regressem ao sólido (ex. NaCl).

O lado da molécula da água que contém os átomos de hidrogênio (+) atrairá os íons Cl-, e os íons Na+ serão atraídos pelo lado do átomo de oxigênio (-) da água. Esta é a maneira como as substâncias sólidas iônicas se dissolvem na água, e este processo é chamado de hidratação. Quando o solvente é outro que não a água, o processo é denominado de solvatação.

5 - Preparo de soluções no laboratório THE NEXT/CID O soluto é transferido para o frasco e, em seguida, adiciona-se um pouco de água destilada e agita-se até que todo o sólido se dissolva. Finalmente, acrescenta- -se água com auxílio de uma pisseta até atingir a marca de 1.000 mL. Massa do soluto = 80 g M(NaOH) = 40 g • mol–1 1 Introdução às expressões de concentração das soluções aquosas

Unidades de massa Unidades de volume grama = 103 miligramas quilograma (kg) = 103 gramas miligrama = 10-3 gramas = 10-6 kg Unidades de volume Litro = 103 mililitros = dm3 m3 = 103 litros mililitro = cm3 = 10-3 litro

6 – Tipos de Concentrações Concentração Comum C (g/L) – Indica a massa do soluto em 1 L da solução. C = m1 Onde: m1 = massa do soluto V V = volume da solução em litros EXEMPLO Uma solução de NaOH apresenta 200 mg dessa base num volume de 400 mL de solução. Qual a Concentração (g/L)? Solução: m1 = 200 mg = 0,2 g ; V = 400 mL = 0,4 L C = 0,2 g / 0,4 L = 0,5 grama/Litro A solução preparada contém 80 g de soluto dissolvidos em 1,0 L de solução.

Concentração Molar ou molaridade M ( mol/L ) – Indica o nº de mols do soluto em 1 L da solução. OBS: Um solução 2 molar significa que apresenta 2 mols do soluto por litro da solução. M = n1 onde: n1 = número de mols do soluto. V V = Volume da solução em litros.

Exemplo Uma solução de H2SO4 contém 0,75 mols desse ácido num volume de 2500 cm3 de solução. Qual a Molaridade ? Solução: n1 = 0,75 mol ; V = 2500 mL = 2,5 L M = n1 / V = 0,75 / 2,5 = 0,3 mol/L ou 0,3 M

Contando íons em solução

Título em massa tm– É a razão entre a massa do soluto e a massa da solução. sem unidades Ainda: T% = T . 100

Exemplo Foram dissolvidas 80 gramas de NaCl em 320 gramas de água. Qual o título da solução ? Solução: m1 = 80 g ; m2 = 320 g ; m = 400 g T = 80 / 80 + 320 = 80 / 400 = 0,2 Resposta: T = 0,2 ou T% = 20 %

Título em volume tv– É a razão entre o volume do soluto e o volume da solução. sem unidades O Título em volume é usado para expressar a graduação alcoólica das bebidas. Ex.: 38o GL = 38 % Ainda: Tv% = Tv . 100

Resposta: V1 = 500 mL = 0,5 L Exemplo Uma bebida alcoólica apresenta 25% de etanol (álcool). Qual o volume, em mL, do etanol encontrado em 2 litros dessa bebida ? Solução: Tv% = 25%  Tv = 0,25 ; V = 2 L V1 = Tv. V = 0,25.2 = 0,5 L = 500 mL Resposta: V1 = 500 mL = 0,5 L

Densidade da Solução – É a relação entre a massa do soluto e o seu volume. d = m V

Ampliando: Densímetro Densímetros 1,06 g/cm3 1,03 g/cm3 Urina com densidade fora do normal Urina normal

dividindo C por T, resulta Relações entre C e T dividindo C por T, resulta

1. A Concentração (C) sempre deve ser expressa em g/L; Observações: 1. A Concentração (C) sempre deve ser expressa em g/L; 2. Se a densidade também está expressa em g/L a relação resultará C = T . d 3. Se a densidade está expressa em g/mL (ou g/cm3) a relação resultará C = T . 1000 . d

m1 = massa do soluto M1 = massa molar do soluto Relações entre C, T e M M m1 = massa do soluto M1 = massa molar do soluto como n1 = m1 / M1 M =

Exemplo Uma solução de HCl contém 36,5 %, em massa do ácido e densidade 1,2 g/mL.Qual a Molaridade ? Solução: T% = 36,5 %  T = 0,365; d = 1,2 g / mL M = T . 1000 . d / M1 = 0,365 . 1000 . 1,2 / 36,5 M = 12,0 mol ou 12,0 M ou 12,0 Molar

Partes por milhão (ppm) em massa e em volume Para valores de título e porcentagem muito pequenos Pode se referir ao título em massa ou ao título em volume. 104 : – 0,05 ppm em massa massa de soluto massa de solução 0,05 g 1.000.000 g 0,000005 g 100 g 0,000005 100 = = = = 0,000005% 104 : – 104 : – 30 ppm em volume volume de soluto volume de solução 30 L 1.000.000 L 0,0030 L 100 L 0,0030 100 = = = = 0,003% 104 : –

A concentração da água oxigenada H2O2 (aq) . . Solução de H2O2: 11,2 volumes ─ solução aquosa contendo 1,0 mol de peróxido de hidrogênio dissolvido em 1,0 L de solução.

Fração em quantidade de matéria ou Fração Molar Razão entre a quantidade de matéria de um dos componentes da solução e a de matéria total na solução: sendo xsoluto a fração em quantidade de matéria do soluto e xsolvente a fração em quantidade de matéria do solvente.

Molalidade – W É calculada pela da razão entre a quantidade de matéria de soluto e a massa (em kg) de solvente.

Concentração normal ou normalidade - N - é a relação entre o no de equivalentes do soluto e o volume da solução expresso em litros. Regras práticas para o cálculo do equivalente-grama (E):   1- Dos elementos químicos: é o quociente do átomo-grama pela valência do elemento. Ex: Sódio: E = A/1 = 23/1 = 23g E = átomo-grama Cálcio: E = A/2 = 40/2 = 20g valência (no oxidação do elemento) 2- Dos ácidos: é o quociente da molécula-grama do ácido pela valência total dos H ionizáveis (V) ou é a massa desse ácido que libera um mol de íon H+. Ex: Ácido Clorídrico: E = M/1 = 36,5/1 = 36,5g E = PM Nº H+ Ácido fosfórico: E = M/3 = 98/3 = 32,6 g

  3- Das bases: é o quociente da molécula grama (M) da base pela valência total das hidroxilas (OH-) Ex: Hidróxido de sódio: NaOH : E = M/1 = 40/1 = 40g E = P.M Hidróxido de cálcio: Ca(OH)2: E = M/2 = 74/2 = 37g Nº OH- 4 - Dos sais normais: é o quociente da molécula grama (M) do sal pela valência do cátion ou do ânion (V) ou carga total do cátion (ou do ânion) do sal. Ex: valência total do cátion é o produto da valência do cátion pelo no de cátions presentes na fórmula do sal. E = MM C Ex: sulfato de alumínio: Al2(SO4)3 cátion Al3+ valência do cátion +3  +6 número de cátions 2 ânion SO42- valência do ânion -2  -6 número ânions 3 Valência total em valor absoluto é 6 => E = M/6 = 342/6 = 57g

7 – Diluição de soluções Uma solução pode ser preparada adicionando – se solvente a uma solução inicialmente mais concentrada e esse processo chamamos de diluição. A adição de mais solvente provoca um aumento do volume da solução; a quantidade do soluto permanece constante.

Como: Quantidade inicial do soluto = Quantidade final do soluto, Podemos apresentar as seguintes relações: C.V = C´. V´ ou M.V = M´.V´

- Mesmo soluto e solvente Imaginemos a seguinte situação: 8 – Mistura de soluções 8.1 SEM REAÇÃO QUÍMICA - Mesmo soluto e solvente Imaginemos a seguinte situação: Podemos observar que na solução final a quantidade de soluto é a mesma e o volume corresponde a soma de seus valores nas soluções iniciais. 20 g de NaOH 50 g de NaOH 70 g de NaOH Solução A Solução B Solução Final + 1L 1L 2L

Logo na solução final temos: m1 = 70 g e V = 2 L Sendo: C = m1 = 70 g = 35 g/L V 2 L A partir desses fatos , vamos estabelecer algumas relações: C = m1 V m´1 = C’V’ m”1= C”V” m´1 + m”1 = CV CV = C’V’ + C”V” M = n1 n´1 = M’V’ n”1= M”V” n´1 + n”1 = MV MV = M’V’ + M”V”

Exemplificando o uso da fórmula, temos: CV = C’V’ + C”V” C . 2 L = 20g/L.1 L + 50 g/L . 1 L C = 35 g/L

- Mesmo solvente com solutos diferentes Imaginemos a seguinte situação: 0,1 mol de NaCl 0,2 mol de C12H22O11 + 0,1 mol de NaCl 0,2 mol de C12H22O11 2L Na solução final: Para o NaCl: M = 0,1 mol/2 L = 0,05 mol/L Para o C12H22O11: M = 0,2 mol/2 L = 0,1 mol/L 1L 1L

8.2 - COM REAÇÃO QUÍMICA Na mistura de soluções formadas por um mesmo solvente, porém com solutos diferentes , pode ocorrer uma reação química. Essa possível reação ocorre de acordo com uma proporção estequiométrica. Isso nos permite determinar a concentração desconhecida de uma solução utilizando o método da titulação. Titulação : Muito usada no estudo da s reações ácido – base, com ajuda de indicadores.

Por exemplo: Vejamos como se determina a concentração desconhecida de uma solução aquosa de HCl, com o auxílio de uma solução aquosa de NaOH de concentração conhecida utilizando o indicador fenolftaleína. De acordo com o esquema:

10mL de NaOH 0,1 M foram gastos HCL x M + fenolftaleína

Para o NaOH Vgasto = 10 mL M = 0,1 mol/L Sendo que: M = n/V Temos que: nNaOH = MV = 0,1 . 0,01 = 0,001 ou 10 -3 mol de NaOH reagem A reação que ocorre pode ser representada por: NaOH + HCl NaCl + H2O 10 -3 mol 10 -3 mol 10 -3 mol 10 -3 mol

Para neutralizar 10 -3 mol de NaOH devemos ter 10 -3 mol de HCl na solução do ácido. Para o HCl Vgasto = 25mL M = ? mol/L Sendo que: M = n/V Temos que: M = 10 -3 mol = 0,04 mol/L 25 . 10 -3 L

Caso nos interesse, podemos determinar a concentração molar do sal formado. Vfinal = 10 mL (NaOH)+ 25mL (HCl) = 35 mL n NaCl = 10 -3 mol M = ? mol/L M = 10 -3 mol = 0,028 mol/L 0,035 L Para o NaCl