Quimica 4 - Soluções.

SOLUÇÕES

As misturas podem ser homogêneas ou heterogêneas.

As misturas homogêneas possuem uma fase distinta.
As misturas heterogêneas possuem duas ou mais fases distintas.

Solução é uma mistura homogênea entre duas ou mais substâncias. O processo utilizado para obter esa mistura é chamdo de dissolução.

Uma solução é sempre formada pelo soluto e pelo solvente.

Soluto – substância que será dissolvida.
Solvente – substância que dissolve.

A água é chamada de solvente universal. Isso porque ela dissolve muitas substâncias e está presente em muitas soluções.

As soluções podem ser formadas por qualquer combinação envolvendo os três estados físicos da matéria: sólido, líquido e gasoso.

Exemplos de soluções no nosso dia-a-dia:

- álcool hidratado
- acetona
- água mineral
- soro fisiológico

Tipos de Dispersão

Dispersão – são sistemas nos quais uma substância está disseminada, sob a forma de pequenas partículas, em uma segunda substância.

Um exemplo é a mistura entre água e areia em um copo. No início, a mistura fica turva, mas com o passar do tempo, as partículas maiores vão de depositando no fundo do copo. Mesmo assim, a água ainda fica turva na parte de cima. A água não ficará totalmente livre de areia.

De acordo com o tamanho das partículas, podemos classificar estas dispersões em solução verdadeira, colóide e suspensão.

Veja a seguir o diâmetro médio das partículas dispersas:

Dispersão	Diâmetro médio
Soluções Verdadeiras	Entre 0 e 1nm
Colóides	Entre 1 e 1.000nm
Suspensões	Acima de 1.000nm

Obs. 1nm (nanômetro) = 1.10-9m

SOLUÇÃO

São misturas homogêneas translúcidas, com diâmetro médio das partículas entre 0 e 1nm.

Exemplos: açúcar na água, sal de cozinha na água, álcool hidratado.
 

COLÓIDES

São misturas homogêneas que possuem moléculas ou íons gigantes. O diâmetro médio de suas partículas é de 1 a 1.000nm. Este tipo de mistura dispersa facilmente a luz, por isso são opacas, não são translúcidas.

Podem ser sólidas, líquidas ou gasosas.

O termo colóide vem do grego e significa "cola" e foi proposto por Thomas Grahm, em 1860 para as denominar as substâncias como o amido, cola, gelatina e albumina, que se difundiam na água lentamente em comparação com as soluções verdadeiras (água e açúcar, por exemplo).

Apesar dos colóides parecerem homogêneos a olho nu, a nível microscópico são heterogêneos. Isto porque não são estáveis e quase sempre precipitam.

Exemplos: maionese, shampoo, leite de magnésia, neblina, gelatina na água, leite, creme.

Suspensão – são misturas com grandes aglomerados de átomos, íons e moléculas. O tamanho médio das partículas é acima de 1.000nm.

Exemplos: terra suspensa em água, fumaça negra (partículas de carvã suspensam no ar).
 

COEFICIENTE DE SOLUBILIDADE

Quando adicionamos sal a um copo com água, dependendo da quantidade colocada neste copo, o sal se dissolverá ou não. O mesmo acontece quando colocamos muito açúcar no café preto. Nem todo o açúcar se dissolverá no café. A quantidade que não se dissolver ficará depositada no fundo.

O Coeficiente de Solubilidade é a quantidade necessária de uma substância para saturar uma quantidade padrão de solvente, em determinada temperatura e pressão.

Em outras palvras, a solubilidade é definida como a concentração de uma substância em solução, que está em equilíbrio com o soluto puro a uma dada temperatura.

Exemplos:
AgNO3 – 330g/100mL de H2O a 25°C
NaCl – 357g/L de H2O a 0°C
AgCl – 0,00035g/100mL de H2O a 25°C

Veja que o AgCl é muito insolúvel. Quando o coeficiente de solubilidade é quase nulo, a substância é insolúvel naquele solvente.

Quando dois líquidos não se misturam chamamos de líquidos imiscíveis (água e óleo, por exemplo). Quando dois líquidos se misturam em qualquer proporção, ou seja, o coeficeinte de solubilidade é infinito, os líquidos são miscíves (água e álcool, por exemplo).
 

Classificação das Soluções Quanto à Quantidade de Soluto

De acordo com a quantidade de soluto dissolvida na solução podemos classificá-las em: solução saturada, solução insaturada e solução supersaturada.

Solução Saturada – são aquelas que  atingiram o coeficiente de solubilidade. Está no limite da saturação. Contém a máxima quantidade de soluto dissolvido, está em equilíbrio com o soluto não-dissolvido, em determinada temperatura. Dizer que uma solução é saturada é o mesmo que dizer que a solução atingiu o ponto de saturação. 

Solução Insaturada (Não-saturada) – são aquelas que contém menos soluto do que o estabelecido pelo coeficiente de solubilidade. Não está em equilíbrio, porque se for adicionado mais soluto, ele se dissolve até atingir a saturação.

Solução Supersaturada – são aquelas que contém mais soluto do que o necessário para formar uma solução saturada, em determinada temperatura. Ultrapassa o coeficiente de solubilidade. São instáveis e podem precipitar,  formando o chamado precipitado (ppt) ou corpo de chão.

Para qualquer ponto em cima da curva de solublidade, a solução é saturada.
Para qualquer ponto acima da curva de solubilidade, a solução é supersaturada.
Para qualquer ponto abaixo da curva de solubilidade, a solução é insaturada.

Soluções Importantes no Cotidiano:

Ácido Acético	Ácido Acético a 4%	Temperar alimentos
Álcool Hidratado	Hidratado 96%	Álcool doméstico, empregado na  em limpeza
Soda Cáustica	NaOH (líquido)	Remoção de crosta de gorduras e fabricação de sabão
Soro Fisiológico	NaCl (aquoso) 0,9%	Medicina e limpeza de lentes de contato
Formol	Metanal 40%	Conservação de tecido animal
Aliança de ouro	Ouro 18 quilates	Joalheria
Água Sanitária	Hipoclorito de sódio a 5%	Bactericida e alvejante

Quanto à proporção do soluto/solvente

A solução pode ser:

- Concentrada: grande quantidade de soluto em relação ao solvente.

Exemplo: H2SO4 conc = ácido sulfúrico 98% + água

- Diluída: pequena quantidade de soluto em relação ao solvente.

Diluir significa adicionar mais solvente puro a uma determinada solução.

Exemplo: água + pitada de sal de cozinha.

 TIPOS DE CONCENTRAÇÃO

Concentração é o termo que utilizamos para fazer a relação entre a quantidade de soluto e a quantidade de solvente em uma solução.
As quantidades podem ser dadas em massa, volume, mol, etc.
Observe:
m1= 2g
n2 = 0,5mol
V = 14L

Cada grandeza tem um índice. Utilizamos índice:
1 = para quantidades relativas ao soluto
2 = para quantidades relativas ao solvente
nenhum índice = para quantidades relativas à solução

Exemplos:
massa de 2g do soluto NaCl: m1= 2g
número de mols de 0,5mol do solvente água: n2 = 0,5mol
volume da solução de 14L: V = 14L

As concentrações podem ser:

1. Concentração Comum
2. Molaridade
3. Título
4. Fração Molar
5. Normalidade

Concentração Comum (C)

É a relação entre a massa do soluto em gramas e o volume da solução em litros.

Onde:                                                                                                        
C = concentração comum (g/L)
m1= massa do soluto(g)
V = volume da solução (L)

Exemplo:
Qual a concentração comum em g/L de uma solução de 3L com 60g de NaCl?

Concentração comum é diferente de densidade, apesar da fórmula ser parecida. Veja a diferença:

A densidade é sempre da solução, então:

Na concentração comum, calcula-se apenas a msoluto, ou seja, m1

Molaridade (M)

A molaridade de uma solução é a concentração em número de mols de soluto e o volumede 1L de solução.

Onde:                                                         
M = molaridade (mol/L)
n1= número de mols do soluto (mol)
V = volume da solução (L)

O cálculo da molaridade é feito através da fórmula acima ou por regra de três. Outra fórmula que utilizamos é para achar o número de mols de um soluto: Onde: n = número de mols (mol) m1 = massa do soluto (g) MM = massa molar (g/mol) Exemplo:     Qual a molaridade de uma solução de 3L com 87,75g de NaCl?                                                           Podemos utilizar uma única fórmula unindo a molaridade e o número de mols: Onde: M = molaridade (mol/L) m1 = massa do soluto (g) MM1= massa molar do soluto (g/mol) V = volume da solução (L) Título () e Percentual (%) É a relação entre soluto e solvente de uma solução dada em percentual (%). Os percentuais podem ser: - Percentual massa/massa ou peso/peso: %m/m ; %p/p - Percentual massa/volume: %m/V ; %p/V     - Percentual volume/volume: %v/v Exemplos: NaCl 20,3% = 20,3g em 100g de solução 50% de NaOH = 50g de NaOH em 100mL de solução (m/v) 46% de etanol = 46mL de etanol em 100mL de solução (v/v) O título não possui unidade. É adimensional. Ele varia entre 0 e 1. O percentual varia de 0 a 100.    ou    Para encontrar o valor percentual através do título: Relação entre concentração comum, densidade e título:        Relação entre outras grandezas: Ou simplesmente:   1) Uma solução contém 8g de NaCl e 42g de água. Qual o título em massa da solução? E seu título percentual?                         % = ?                                                                                                                                                           Fração Molar (x) A fração molar é uma unidade de concentração muito utilizada em físico-química. Pode ser encontrado o valor da fração molar do soluto e também do solvente. É uma unidade adimensional.      ou          ou      Então: Onde: x = fração molar da solução x1= fração molar do soluto x2 = fração molar do solvente n1= n°de mol do soluto n2 = n° de mol do solvente n = n° de mol da solução Exemplo: Adicionando-se 52,0g de sacarose, C12H22O11 a 48,0g de água para formar uma solução, calcule para a fração molar da sacarose nesta solução:               Para achar a fração molar do soluto (sacarose):   DILUIÇÃO Consiste em adicionar mais solvente puro a uma determinada solução. A massa de uma solução após ser diluída permance a mesma, não é alterada, porém a sua concentração e o volume se alteram. Enquanto o volume aumenta, a concentração diminui. Veja a fórmula: Onde: M1 = molaridade da solução 1 M2 = molaridade da solução 2 V1 = volume da solução 1 V2 = volume da solução 2 Para esta fórmula, sempre M1 e V1 são mais concentrados e M2 e V2 são mais diluídos. Exemplo: Um químico deseja preparar 1500mL de uma solução 1,4mol/L de ácido clorídrico (HCl), diluindo uma solução 2,8mol/L do mesmo ácido. Qual o volum de solução que havia na primeira solução a ser diluída? Dados:               Observe que as unidades de volume foram mantidas em mL. Se uma das unidades for diferente, deve-se transformar para litros. MISTURA DE SOLUÇÕES - De mesmo soluto: na mistura de soluções de mesmo soluto não há reação química entre estas soluções. Neste caso, o valor do volume final é a soma das soluções. Onde: C = concentração comum (g/L) M = molaridade (mol/L) V = volume (L) Exemplo: Qual a molaridade de uma solução de NaOH formada pela mistura de 60mL de solução a 5mol/L com 300mL de solução a 2mol/L?                                                                                       - De diferente soluto que reagem entre si: ocorre reação entre as substâncias que compõe a mistura. Para que a reção seja completa entre os solutos, os volumes misturados devem obedecer a proporção estequiométrica que corresponde à reação química. Veja as fórmulas utilizadas: Reação de Neutralização:                    Pode-se usar a seguinte fórmula: Onde: xa = número de H+ xb= número de OH- Estes cálculos também podem ser feitos por regra de três e utilizando as outras fórmulas. Exemplo: Juntando-se 300mL de HCl 0,4mol/L com 200mL de NaOH 0,6mol/L, pergunta-se quais serão as molaridades da solução final com respeito: a) ao ácido: b) à base: c) ao sal formado: Montar a reação química: Calcular n (número de mol) do ácido e da base:        Se forma 0,12mol de ácido e também de base e a proporção estequiométrica é 1:1, então a molaridade final de ácido e de base é zero porque reagiu todo o soluto. Calcular a molaridade do sal: Antes achar o volume final:                Fonte: soq.com.br