Propriedade das soluções Nomes: João Paulo Bruscadin Nº Rafael Truffa Nº Rafael Truffa Nº 15881

O processo de dissolução  Uma solução é formada quando uma substância se dispersa uniformemente em outra  Interação entre soluto e solvente: Solvatação  Quando o solvente é a água: Hidratação

Variações de energia na solubilização  ΔH sol = ΔH 1 + ΔH 2 + ΔH 3  ΔH 1 = separação das moléculas do soluto  ΔH 2 = separação das moléculas do solvente  ΔH 3 = formação das interações soluto-solvente

 Exemplos: - Exotérmica: NaOH em água => ΔH = -44,48 kJ/mol - Exotérmica: NaOH em água => ΔH = -44,48 kJ/mol - Endotérmica: NH 4 NO 3 (nitrato de amônio) em água => ΔH = 26,4 kJ/mol - Endotérmica: NH 4 NO 3 (nitrato de amônio) em água => ΔH = 26,4 kJ/mol

Energia e desordem  Espontaneidade no processo sem absorção de energia

 Os processos que envolvem a diminuição da energia de um sistema tendem a ser espontâneos e, conseqüentemente, exotérmicos  Há processos espontâneos endotérmicos  Exemplo: NH 4 NO 3 em água, CCl 4 e C 6 H 14  Causa: aumento da desordem do sistema

2. Soluções saturadas e solubilidade

 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

 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 supersaturada e abaixo será insaturada

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

Interações soluto-solvente  Quanto mais fortes as atraçoes entre moleculas de soluto e solvente maior a solubilidade  Líquidos polares tendem a ser solúveis em solventes polares  líquidos miscíveis

 O número de átomos de carbono na cadeia do álcool afeta a solubilidade  “Semelhante dissolve semelhante”

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

 A solubilidade dos sólidos e líquidos não é afetada sensivelmente  Lei de Henry: C g = kP g  C g = solubilidade do gás na solução (mol/L)‏  P g = pressão parcial do gás sobre a solução  k = constante de Henry

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

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

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

 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

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

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

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  Assim o equilíbrio se desloca e a pressão de vapor sobre a solução diminui

 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

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

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

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  ΔT e = K e  Ml  K e = constante ebulioscópica (ligada ao solvente)‏  Ml = concentração em mol/kg

Abaixamento crioscópico  Abaixamento da temperatura de congelação  ΔT c = K c  Ml  K c = constante crioscópica (ligada ao solvente)‏  Ml = concentração em mol/kg

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

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

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

 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:

Estabilização de uma emulsão de óleo em água por íons estearato

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