Soluções
AUTORES: Tatiana Santos Andrade (licenciando de química da UFS)
Claudia Souza (licenciando de química da UFS)
Solução é a denominação ao sistema em que uma substância está distribuída, ou disseminada, numa segunda substância sob forma de pequenas partículas, ou seja, são todas as misturas homogêneas constituídas de duas ou mais substâncias.
As soluções se diferenciam inicialmente quanto a dois fatores principais: fase de agregação e condutibilidade elétrica. Elas também podem ser classificadas segundo a relação existente entre a quantidade de soluto na solução quanto insaturadas, saturadas e supersaturadas. E ainda é comum, classificar as soluções em diluídas ou concentradas, considerando a proporção entre soluto e solvente.
2. Soluto e solvente
Soluto e Solvente são os termos usados para representar os componentes de uma solução, onde Solvente é o componente da solução que se encontra em maior quantidade, é a substância que está sendo dissolvido e soluto, o que se encontra em menor quantidade, é a substância que efetua a dissolução.
O solvente considerado mais importante é a água, chamada solvente universal, pois é a substância que dissolve a maior quantidade de solutos.
A água é chamada solvente polar pelo fato de suas moléculas serem eletricamente polarizadas (possuem carga negativa no lado do átomo de oxigênio e carga positiva no lado do hidrogênio): +δ H H δ+ {δ carga elétrica parcial}– δ O δ-
2.1.Solubilidade
A solubilidade é a propriedade que as substâncias têm de se dissolverem espontaneamente numa outra substância denominada de solvente.
A quantidade de substância que se dissolve em determinada quantidade de solvente varia muito de substância para substância. O álcool, por exemplo, possui solubilidade infinita em água, pois água e álcool se misturam em qualquer proporção. Grande parte as substâncias, por sua vez, possui solubilidade limitada, ou são insolúveis.
2.2 Coeficiente de solubilidade
O coeficiente de solubilidade S de um soluto é a máxima quantidade desse soluto que pode ser dissolvida em 100g de água numa determinada temperatura.
Exemplos (gramas do soluto em 100g de água, a 20°C):
1) Sal comum (NaCl):36.
2) Açúcar comum (sacarose: C12H22O11): 33.
3) Éter (C4H10O): 7.
4) Álcool (C2H6O): infinita.
Soluções do nosso cotidiano
Solução de ácido sulfúrico: Fórmula: H2SO4(aq) Utilidade: bateria de automóveis
Álcool hidratado: Fórmula: C2H2OH.H2O Utilidade: bebidas, combustível limpeza do lar, etc.
Formol: Fórmula: HCHO – 40% Utilidade: conservação de cadáveres
Vinagre (ácido acético) Fórmula: CH3COOH – 4% Utilidade: tempero de alimentos, conservante
Salmoura: Fórmula: NaCl(aq) Utilidade: conservação, tempero de alimentos
Após isso será trabalhado um experimento, em grupos,onde cada grupo executará o experimento observando os fatos que ocorrem durante o mesmo. A partir deste serão abordados os conteúdos referentes á Concentrações, Tipo de Solução Formada e Relações entre: Soluto – Solvente, Soluto – Solução, como também a influência da temperatura na solubilidade de algumas soluções.
Concentração Comum
Onde, ms = Massa do soluto;
V = volume da solução;
A concentração comum indica a massa de soluto presente num determinado volume de solução. Geralmente se utilizam a massa em gramas e o volume em litros.
Exemplo:
Existem 80g de soluto (Na OH) dissolvidos em 1,0 l de solução ou 80g de soluto/ 1,0 l de solução = ms(g)/ V(l). Assim temos que a concentração comum será de 80g/L.
3. Tipos de Soluções
Quanto à natureza do soluto, podemos ter soluções iônicas (ou eletrolíticas) e soluções moleculares.
3.1Classificações das soluções quanto à fase de agregação
As soluções podem ser encontradas em qualquer fase de agregação: sólida, líquida e gasosa. A fase se agregação de uma solução é determinada pela fase de agregação do solvente. Observem, na tabela abaixo, alguns exemplos desta constatação:
São as soluções de substâncias que liberam íons em meio aquoso. Essas substâncias são os ácidos, as bases e os sais, chamados de eletrólitos (pelo fato de suas soluções conduzirem corrente elétricas).
Os ácidos por serem também compostos covalentes polares. Liberam íons por interação com as moléculas de água. Esse processo é chamado de ionização dos ácidos.
Já os sais e as bases são compostos iônicos (compostos metálicos) e se solubilizam em água pelo processo de dissociação iônica. Nesse processo, o cátion e o ânion são separados entre si pelas moléculas de água.
Exemplo:
3.3 Soluções Moleculares
São as soluções aquosas de substâncias covalentes apolares, tais como sacarose (açúcar comum), glicose, uréia e álcool. Essas substâncias, quando dissolvidas em água, se desagregam somente até o estágio molecular. São soluções nas quais as partículas do soluto são moléculas, ou seja, o soluto é uma substância molecular. São moléculas que não conduzem a corrente elétrica, pois são desprovidas de íons.
Observação: Com base nesse estudo, chegou-se à conclusão de que semelhante dissolve semelhante (a semelhança se refere à existência ou não de polarização elétrica entre solvente e soluto).
Relação Solvente –Soluto
Solução Insaturada
- É quando a quantidade de soluto usado não atinge o limite de solubilidade, ou seja, a quantidade adicionada é inferior ao coeficiente de solubilidade.
Na pratica há insaturação quando, após a preparação da solução não apresentar corpo de fundo
Solução Saturada:
É aquela que resulta da dissolução da máxima quantidade possível de soluto numa determinada quantidade de solvente, a uma dada temperatura.
Na prática, tem-se a certeza de que houve saturação quando, após a agitação, resulta corpo de fundo.
Exemplo:
Solução saturada de sal comum; 36g de sal em 100g de água (neste caso, o valor coincide com o próprio coeficiente de solubilidade do sal em água, a 20°C).
Solução Supersaturada
São soluções que apresentam uma quantidade maior de soluto que soluções saturadas, nas mesmas condições de temperatura e pressão.
Para preparar uma solução supersaturada é necessário um método especial. Juntando-se 36 g de NaCl a 100 g de água, a 20ºC, verifica-se que esta quantidade de sal se dissolve, ou seja, forma-se uma solução saturada de NaCl. Aquecendo a solução até 80ºC, é possível dissolver mais dois gramas, obtendo-se assim, uma solução saturada de NaCl a 80ºC. Resfriando cuidadosamente esta solução à temperatura inicial de 20ºC, observa-se que os dois gramas de NaCl que a solução contém em excesso permanecem dissolvidos, obtendo-se desta maneira uma solução supersaturada.
As soluções supersaturadas são muito instáveis, com uma pequena agitação, ou adicionando-se um pequeno cristal do soluto, ocorre precipitação imediata do soluto em excesso, voltando à solução saturada.
3.4 – Relação Soluto- Solução
3.5 Solução diluída
É aquela em que a quantidade do soluto é muito inferior à de saturação (alguns gramas de sal em 100g de água, como ocorre na água do mar). São, geralmente, consideradas como soluções diluídas aquelas que apresentam menos de 0,1 mol de soluto por litro de solução.
Exemplo: Sabendo que a massa molar do NaCl é 58,5 g/mol, toda solução de NaCl que tiver 5,85 g de NaCl por litro de solução ou menos que isso é considerada diluída.
3.6 Solução Concentrada
Nessa solução a quantidade de soluto na solução é considerada grande. Tem-se como parâmetro que as soluções diluídas são aquelas que possuem mais que um décimo de mol de soluto por litro de solução. As soluções concentradas apresentam, porém, menor quantidade de soluto que a solução saturada.
Exemplo: Soluções aquosas de NaCl que apresentam mais de 5,85 g de NaCl por litro de solução ou menos são consideradas concentradas.
Influência da temperatura
-A solubilidade da maioria dos precipitados aumenta com a temperatura embora nem sempre esse aumento seja muito sensível
Ex: a solubilidade do AgCl à 100oC é cerca de 25 vezes maior que a 10oC
-Existem casos em que a solubilidade diminui com o aumento da temperatura (é excessão). A variação da solubilidade é causada pelo efeito térmico da dissolução
-Reações exotérmicas liberam calor e a solubilidade diminui, reações endotérmicas absorvem calor e a solubilidade aumenta (maioria das reações).
Segunda Parte
1. Dissolução de gás em água
Neste caso, o coeficiente de solubilidade é expresso pelo número de litros de gás (nas CNTP) que saturam 1 l de água.
Exemplos (litro do gás em 1l de água)
1)Gás Amônia (NH3):1300
2) Gás clorídrico (HCl): 500
3)Gás cloro(Cl2):4,5
2. Concentração Comum
V = volume da solução;
A concentração comum indica a massa de soluto presente num determinado volume de solução. Geralmente se utilizam a massa em gramas e o volume em litros.
Exemplo:
Existem 80g de soluto (Na OH) dissolvidos em 1,0 l de solução ou 80g de soluto/ 1,0 l de solução = ms(g)/ V(l). Assim temos que a concentração comum será de 80g/L
Onde m é a massa da solução,
E V o volume da solução;
A densidade de uma solução é a relação entre a sua massa e o volume ocupado por ela. Calcula-se a densidade de uma solução dividindo sua massa por seu volume.
As unidades mais utilizadas são:
g/cm3=g/mL;g/dm3=g/L;kg/dm3=kg/L
4. Molaridade ou Concentração Molar
n1= Número de mol do soluto;
V= volume da solução expresso em litros;
A molaridade(M) indica quantos mols de soluto estão presentes num determinado volume de solução expresso em litros.
A unidade da molaridade é geralmente expressa em mol/L. Para representá-la usa-se o símbolo M(lê-se molar):
M=mol/L
5. Título (τ)
5.1 Título em massa
T+m1/m
Onde m1= massa do soluto;
m= massa da solução (m1+m2=m).
O título em massa é a fração que indica a massa do soluto contida em uma determinada massa de solução.
5.2 Expressando o título em porcentagem
τ(m) =0,2=20/100
É conveniente usar para o título uma fração com denominador 100, pois assim teremos a massa do soluto por 100g de solução, isto é, a porcentagem do soluto na solução.
5.3 Título em volume
T= V1/V
Onde, V1= volume do soluto;
V = volume da solução.
O título em volume é a fração que indica o volume do soluto contido em um determinado volume de solução.
6. Outras expressões de concentração de soluções
6.1 Fração molar do soluto (x1) e fração molar do solvente (x2)
A concentração de uma solução expressa através da molalidade tem um emprego bastante restrito, sendo utilizada somente em experiências nas quais são efetuadas medidas físicas, como determinação de pontos de fusão, pontos de ebulição, pressão de vapor etc.
Diluir uma solução significa diminuir a sua concentração. O procedimento mais simples, geralmente aplicado, para diluir uma solução, é a adição de solvente à solução.
Na diluição de soluções a massa de soluto, inicial e final, é a mesma, somente o volume é maior, logo, a concentração da solução será menor. Como a massa de soluto permanece inalterada durante a diluição, pode-se escrever:
Aplicando um raciocínio semelhante para a molaridade, obtém-se a expressão:
Através das expressões obtidas para a diluição de soluções, pode-se observar qual a concentração de uma solução é inversamente proporcional ao volume.
8. Mistura de soluções
Na mistura de soluções e massa total do soluto e o volume da solução final, é igual à soma das massas dos solutos e dos volumes das soluções que foram misturadas.
8.1 Mistura de soluções de solutos diferentes, que não reagem entre si.
Quando são misturadas duas ou mais soluções sem que haja reação entre elas, os solutos das mesmas sofrem apenas diluição.
8.2 Mistura de Soluções de solutos diferentes com reação entre eles
A mistura de soluções de substâncias que reagem entre si deve ser analisada como reação química. O cálculo das concentrações das substâncias que não reagiram e as substâncias que se formaram é feito de forma semelhante aos cálculos estequiométricos.
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