Solução - FCAV/Unesp

Faculdade de Ciências Agrárias e Veterinárias
de Jaboticabal – FCAV - UNESP
CURSO: Ciências Biológicas
DISCIPLINA: Química
ASSUNTO: Soluções
1
1. TIPOS MAIS COMUNS DE SOLUÇÃO
 Solução é uma mistura uniforme ou homogênea de
átomos, íons ou moléculas de duas ou mais substâncias.
 As soluções podem ser líquidas, sólidas ou gasosas.
Soluto
Solvente
Aparência da
Solução
Exemplo
Gás
Líquido
Líquido
Água mineral
gaseificada
Líquido
Líquido
Líquido
Etanol combustível
hidratado
Sólido
Líquido
Líquido
Água salgada
Gás
Gás
Gás
Ar atmosférico
Sólido
Sólido
Sólido
Ouro 18-quilates
2
2. PROPRIEDADES DAS SOLUÇÕES
 A distribuição das partículas em uma solução é uniforme;
 Os componentes de uma solução não se separam em
repouso;
 Uma solução não pode ser separada em seus componentes por filtração;
 Dados quaisquer soluto e solvente, é possível preparar
soluções com muitas composições diferentes;
 As soluções podem ser separadas em componentes puros.
3
3. ÁGUA COMO SOLVENTE
 A maior parte das reações químicas importantes nos
tecidos vivos ocorre em solução aquosa;
 Serve como solvente para transportar reagentes e
produtos de um lugar para outro do corpo;
 É reagente ou produto em muitas reações bioquímicas;
 É um excelente solvente.
4
3. ÁGUA COMO SOLVENTE
 Fórmula molecular: H2O.
 Geometria: angular.
(a) Fórmula estrutural (estrutura de Lewis).
(b) Modelo de esferas e bastões.
Fonte: BETTELHEIM et al., 2012 : p. 82.
5
3. ÁGUA COMO SOLVENTE
 Molécula de H2O: apresenta ligações H-O polares.
 A molécula de H2O é polar (µ = 1,85 D).
Fonte: BROWN et al., 2005 : p. 302.
6
3. ÁGUA COMO SOLVENTE
 Entre as moléculas de H2O ocorre um tipo de interação
denominada ligação de hidrogênio.
 Ligação de hidrogênio: força de atração, não covalente,
entre a carga parcial positiva de um átomo de H ligado a
um átomo de elevada eletronegatividade (geralmente O ou
N) e carga parcial negativa de um oxigênio ou nitrogênio
próximos.
H
Fonte: BETTELHEIM et al., 2012 : p. 137.
7
3. ÁGUA COMO SOLVENTE
 Ligações de hidrogênio não se restringem à água.
 Formam-se entre duas moléculas sempre que uma delas
tem um átomo de hidrogênio ligado ao O ou N, e a outra,
um átomo de O ou N com carga parcial negativa.
 Exemplo 1:
Ligação de hidrogênio entre a
molécula de um éter e da água.
Fonte: BARBOSA, 2004 : p. 21.
8
3. ÁGUA COMO SOLVENTE
 Exemplo 2:
Fonte: BARBOSA, 2004 : p. 22.
9
3. ÁGUA COMO SOLVENTE
 Excelente solvente (solvente universal).
 Capaz de dissolver compostos iônicos e moleculares.
- Exemplo: dissolução do NaCl (sólido iônico) em H2O.
Fonte: BETTELHEIM et al., 2012 : p. 169.
10
 Interação Íon-Dipolo:
Fonte: BARBOSA, 2004 : p. 17.
11
3. ÁGUA COMO SOLVENTE
 Etanol, glicose e ácido ascórbico ou vitamina C, são exemplos de compostos moleculares solúveis em água.
Glicose
Etanol
Vitamina C
Fonte: BROWN et al., 2005 : p. 453.
12
Exercício 1: determine se cada uma das seguintes substâncias
apresenta maior probabilidade de se dissolver em tetracloreto
de carbono (CCl4) ou em água:
(a) hexano, C7H16;
(b) sulfato de sódio, Na2SO4;
(c) cloreto de hidrogênio, HCl;
(d) iodo, I2.
13
Exercício 2: coloque as substâncias a seguir, em ordem crescente de solubilidade em água:
(a) pentano, C5H12;
(b) pentan-1-ol, C5H10OH;
(c) pentano-1,5-diol, C5H10(OH)2;
(d) 1-cloropentano, C5H11Cl.
14
4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO
 Ao se preparar uma solução, o mais usual é o preparo de
um volume determinado com certa concentração do
soluto.
 Denomina-se concentração à quantia de soluto
dissolvida em uma determinada quantia de solvente ou
de solução.
 As relações entre as porções de soluto e de solvente em
uma solução líquida, ou entre porções de soluto e
solução, podem ser expressas de diferentes maneiras,
denominadas unidades de concentração.
15
4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO
 Relação massa do soluto/massa total da solução: é
usualmente transformada numa porcentagem conhecida
como título e pode ser simbolizada por %(m/m).
 EXEMPLO: uma solução aquosa de H2SO4 com título 70%
contém 70 g de H2SO4 para cada 100 g da solução.
m soluto
%(m / m) =
x100
m solução
EQ. 1
16
4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO
 Relação massa do soluto/volume da solução: é
bastante utilizada em indústrias, com unidade g/L ou kg/L
e é denominada concentração de soluto em massa
(C).
m soluto
C
Vsolução
EQ. 2
17
4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO
 Relação quantidade de matéria do soluto/volume
da solução: é mais utilizada em laboratórios de química
em geral, sendo expressa em mol/L.
 Essa relação, cujo uso é recomendado pela IUPAC (União
Internacional de Química Pura e Aplicada) é denominada
concentração de soluto em quantidade de matéria
(concentração molar ou molaridade), M.
n soluto
Molaridade =
Vsolução
EQ. 3
18
4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO
 Relação quantidade de matéria do soluto/massa
do solvente: é denominada molalidade e é expressa
em mol/kg.
 É utilizada sempre que se quer ter uma relação que não
dependa da temperatura.
n soluto
molalidade =
m solvente
EQ. 4
19
4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO
 Normalidade: a normalidade de uma solução indica
o número de equivalentes-grama do soluto dissolvido
em 1 L de solução.
 É expressa em eq/L ou normal (N).
e soluto
N=
Vsolução
e soluto
m soluto
=
E soluto
EQ. 5
EQ. 6
20
4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO
 Regras para cálculo do equivalente-grama (E):
a) Equivalente-grama de um ácido: corresponde à
massa em gramas de um ácido capaz de fornecer
ou doar 1 mol de íons H+.
b) Equivalente-grama de uma base: corresponde
à massa em gramas de uma base capaz de
fornecer 1 mol de íons OH-.
21
4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO
 Regras para cálculo do equivalente-grama (E):
c) Equivalente-grama de um sal: corresponde à
massa desse sal, em gramas, capaz de fornecer 1 mol
de cargas positivas ou negativas.
d) Equivalente-grama de agentes redutores ou
de agentes oxidantes: corresponde a massa em
gramas do redutor ou oxidante, capaz de fornecer ou
receber, respectivamente, 1 mol de elétrons.
22
4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO
 Relação entre Concentração em mol/L, M e
Normalidade, N:
N=k.M
EQ. 7
 O valor de k é estabelecido de acordo com as regras
utilizadas no cálculo do equivalente-grama.
23
5. PROPRIEDADES COLIGATIVAS
 Entre as propriedades das soluções líquidas, em particular
das soluções aquosas de solutos não-voláteis (que não
tendem a vaporizar), destacam-se quatro que são denominadas propriedades coligativas.
 São propriedades que dependem da concentração de
partículas dissolvidas (moléculas e/ou íons), mas não da
natureza dessas partículas, ou seja, não dependem de
que partículas são essas.
24
5. PROPRIEDADES COLIGATIVAS
 Abaixamento da pressão de vapor;
 Aumento da temperatura de ebulição (ebulioscopia);
 Diminuição da temperatura de solidificação (crioscopia);
 Tendência do solvente atravessar membranas que permitem
a passagem do solvente, mas não do soluto.
25
5.1. ABAIXAMENTO DA PRESSÃO DE VAPOR
Exemplos:
Fonte: PERUZZO & CANTO, 2006 : p. 110.
26
5.1. ABAIXAMENTO DA PRESSÃO DE VAPOR
 Os solutos não voláteis reduzem a habilidade das moléculas
da superfície do solvente de escaparem do líquido.
 Conseqüentemente, a pressão de vapor é reduzida.
 A quantidade da redução da pressão de vapor depende da
quantidade de soluto.
 Lei de Raoult:
Psolução = xsolvente . Psolvente puro
EQ.8
27
5.2. AUMENTO DA TEMPERATURA DE EBULIÇÃO
Exemplos:
Fonte: PERUZZO & CANTO, 2006 : p. 113.
28
5.2. AUMENTO DA TEMPERATURA DE EBULIÇÃO
 A adição de um soluto não-volátil à água pura (solvente
puro), aumenta a temperatura em que se inicia a ebulição
do solvente na solução, ou seja, a temperatura em que
inicia-se a ebulição da solução aumenta.
Fonte: PERUZZO & CANTO, 2006 : p. 114.
29
5.3. ABAIXAMENTO DA TEMPERTAURA SOLIDIFICAÇÃO
 A adição de um soluto não-volátil à água pura (solvente
puro), diminui a temperatura de solidificação do solvente
na solução, ou seja, a temperatura de solidificação da
solução diminui.
Fonte: PERUZZO & CANTO, 2006 : p. 115.
30
 A elevação da temperatura de eblição e o abaixamento da
temperatura de congelamento são diretamente proporcionais à concentração do soluto expressa em molalidade (w).
 Equações matemáticas que relacionam à elevação do ponto
de ebulição (tE) e o abaixamento da temperatura de
congelamento (tC) com a molalidade:
tE = Ke . w
EQ. 9
tC = KC . w
EQ. 10
KE: constante ebulioscópica;
KC: constante crioscópica;
w: molalidade total de partículas de soluto.
31
Fonte: BROWN et al., 2005 : p. 464.
32
5.4. OSMOSE
 O fluxo efetivo de solvente através de uma membrana
permeável apenas ao solvente é denominado osmose.
Verifica-se que esse fluxo ocorre espontaneamente do
meio menos concentrado para o meio mais concentrado.
Fonte: PERUZZO & CANTO, 2006 : p.123.
33
5.4. OSMOSE
 Existe movimento em ambos os sentidos através de uma
membrana semipermeável.
 À medida que o solvente move-se através da membrana, os
níveis de fluidos nos braços se tornam irregulares.
 Conseqüentemente, a diferença de pressão entre os braços
interrompe a osmose.
Fonte: BROWN et al., 2005 : p. 466.
34
5.4. OSMOSE
 Soluções isotônicas: duas soluções com o mesmo 
separadas por uma membrana semipermeável.
 Soluções hipotônicas: uma solução de  mais baixo do
que uma solução hipertônica.
 Os glóbulos vermelhos são envolvidos por membranas
semipermeáveis.
35
5.4. OSMOSE
 Crenadura:
- glóbulos vermelhos colocados em solução hipertônica
(em relação à solução intracelular);
- existe uma concentração de soluto mais baixa na célula
do que no tecido circundante;
- a osmose ocorre e a água passa através da membrana
fora da célula.
- a célula murcha.
Fonte: BROWN et al., 2005 : p. 467.
36
5.4. OSMOSE
 Hemólise:
- glóbulos vermelhos colocados em uma solução hipotônica;
- existe uma concentração maior de soluto na célula;
- a osmose ocorre e a água entra na célula;
- a célula se rompe.
 Para evitar a crenação ou a hemólise, as soluções I.V.
(intravenosas) devem ser isotônicas.
Fonte: BROWN et al., 2005 : p. 467.
37
OSMOSE E CÉLULAS VIVAS
Fonte: PERUZZO & CANTO, 2006 : p.142.
38
5.4. OSMOSE
– O pepino em solução de NaCl perde água murchando e se
transformando em picles.
– A cenoura mole colocada em água se torna firme porque
a água entra via osmose.
– A comida salgada provoca a retenção de água e o
inchamento de tecidos (edema).
– O sal adicionado à carne ou o açúcar à fruta evita
infecção bacteriana (uma bactéria colocada no sal
perderá água através de osmose e morrerá).
39
5.4.1. PRESSÃO OSMÓTICA
 Quando uma solução aquosa está separada da água pura
por uma membrana permeável apenas à água, o valor
exato de pressão que se deve aplicar sobre a solução para
impedir a osmose é denominado PRESSÃO OSMÓTICA da
solução. Essa grandeza é representada pela letra pi ().
=M.R.T
EQ. 11
M: concentração (em mol/L) de partículas
dissolvidas em solução;
R: constante universal dos gases;
T: temperatura da solução na escala Kelvin.
Fonte: PERUZZO & CANTO, 2006 : p.124.
40
5.4.2. OSMOSE REVERSA
Fonte: PERUZZO & CANTO, 2006 : p.125.
41
6. COLÓIDES
 São suspensões nas quais as partículas suspensas são
maiores do que as moléculas, mas pequenas demais para
saírem da suspensão devido à gravidade.
 Em um colóide (também chamado de dispersão ou sistema
coloidal) o diâmetro das partículas de soluto varia de 1 a
1.000 nm.
 Podem existir em várias fases: gasosa, líquida ou sólida.
42
6. COLÓIDES
Fonte: BROWN et al., 2005 : p. 471.
43
6. COLÓIDES
 Propriedades de três tipos de misturas:
Propriedade
Soluções
Colóides
Suspensões
Tamanho da partícula
(nm)
0,1 – 1,0
1 – 1.000
>1.000
Filtrável com papel
comum
Não
Não
Sim
Homogênea
Sim
Limítrofe
Não
Precipita em repouso
Não
Não
Sim
Comportamento perante
a luz
Transparente Efeito Tyndall
Opaco
44
6. BIBLIOGRAFIA CONSULTADA
BARBOSA, L. C. de A. Introdução à química orgânica. 1. ed. São Paulo:
Prentice Hall, 2004.
BETELLHEIM, F. A.; BROWN, W. H.; CAMPEBELL, M. K.; FARRELL, S. O.
Introdução à química geral. 9. ed. São Paulo:Cengage Learning, 2012.
BROWN, T. L.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J. R. Química a
ciência central. 9. ed. São Paulo:Pearson Prentice Hall, 2005.
PERUZZO, F. M.; CANTO, E. L. do. Química na abordagem do cotidiano.
4. ed. São Paulo:Moderna, 2006. v. 2.
45