Soluções 1. Introdução Solução é a denominação ao sistema em

Soluções
1. Introdução
Solução é a denominação ao sistema em que uma substância está distribuída, ou disseminada,
numa segunda substância sob forma de pequenas partículas.
Dissolvendo-se sal na água, forma-se uma solução de íons sódio (Na+) e íons cloreto (Cl-).
Misturando-se cal na água, obtém-se uma solução onde predominam as partículas de cal não
dissolvidas.
Nos dois exemplos acima, o sal e a cal, são a fase dispersa ou o disperso e a água é a fase de
dispersão, dispersante ou dispergente.
1.1. Classificação das soluções
A classificação das soluções pode ser feita sob diferentes critérios:
a) De acordo com o tamanho das partículas dispersas:
Classificação
Tamanho das partículas dispersas
Solução verdadeira
Solução coloidal
Solução grosseira
Até 1 nm (nanômetro)
de 1 nm a 100 nm
maior que 100 nm
As soluções verdadeiras, ou simplesmente soluções, são formadas por moléculas ou íons
isolados, dispersos num solvente. São exemplos de soluções verdadeiras:
- solução de sal em água;
- solução de açúcar em água;
- solução de enxofre em sulfeto de carbono.
As soluções coloidais apresentam como partículas dispersas agregados de moléculas ou íons,
macromoléculas ou macroíons. Exemplos:
- solução de moléculas de proteínas na água;
- solução de amido em água.
As partículas dispersas de soluções grosseiras são agregados de moléculas ou íons. Exemplos:
- solução de cloreto de prata (AgCl) em água;
- solução de enxofre (S8) em água.
1.2. Características das soluções
As principais características das soluções estão descritas no quadro comparativo a seguir:
Características
Solução
verdadeira
Solução coloidal
Homogeneidade
Homogênea Heterogênea
da solução
Solução grosseira
Heterogênea
Visibilidade do
disperso
Não visível
em nenhum
aparelho
Visível em
Visível em
ultramicroscópio microscópio comum
Sedimentação
Não
Sedimenta
Sedimenta
do disperso
sedimenta
apenas por meio espontaneamente
de
ou por meio de
ultracentrífuga
centífuga comum
Retenção do
disperso em
filtros
Não é retido
É retido somente É retido por filtros
por nenhum
por ultrafiltros
comuns
tipo de filtro
2. Soluções Verdadeiras
A solução verdadeira, que passaremos a denominar simplesmente de solução, é uma dispersão
homogênea de duas ou mais espécies de substâncias.
Nas soluções, a fase dispersa e a fase dispersante recebem os nomes de soluto e solvente,
respectivamente. O soluto é geralmente o componente que se apresenta em menor quantidade
na solução, enquanto que o solvente se apresenta em maior quantidade. A água, no entanto, é
sempre considerada como solvente, não importando a proporção desta na solução. Exemplos:
- o vinagre, é uma solução com aproximadamente 4% de ácido acético. Nesta solução, o ácido
acético é o soluto e a água é solvente.
- o álcool a 70%, é uma solução na qual o soluto é o álcool e a água é o solvente.
Nas soluções que são aquosas não é necessário citar o solvente. Nas soluções em que o
solvente é uma substância diferente da água, este deve ser citado. Exemplo:
- A solução de ácido sulfúrico (H2SO4) a 10%; nesta solução o soluto é o ácido e o solvente é a
água.
- Solução alcoólica de fenolftaleína; o soluto é a fenolfnetaleína e o solvente é o álcool.
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 solubilidae limitada, ou são insolúveis.
a) Coeficiente de solubilidade
O coeficiente de solubilidade é a quantidade de soluto necessária para saturar uma quantidade
padrão de solvente a uma determinada temperatura.
O coeficiente de solubilidade geralmente é expresso em gramas por 100 gramas ou 1000
gramas de solvente. Quando o coeficiente de solubilidade é muito pequeno, como do AgCl, diz-se
que a substância é insolúvel. Quando o soluto e o solvente são líquidos e não se dissolvem entre
si, diz-se que os mesmos são imiscíveis. Quando o coeficiente de solubilidade é muito pequeno,
como do AgCl, diz-se que a substância é insolúvel. Quando o soluto e o solvente são líquidos e
não se dissolvem entre si diz-se que os mesmos são imiscíveis.
Coeficiente de
Substância solubilidade g por 100g
de água a 20º C
NaCl
36
Br
KNO3
CaSO4
AgCl
64
31,6
0,2
0,0014
b) Regra de solubilidade
Tabela de solubilidade de compostos inorgânicos em água:
Compostos
Solubilidade
Observações
Óxidos de metais
alcalinos e alcalinoterrosos
a
Reagem com água e
formam bases
Óxidos de não-metais a
Reagem com água e
formam ácidos
Óxidos de outros
elementos
Insolúveis
a
Ácidos
Solúveis
a
Bases de metais
alcalinos
Solúveis
É também solúvel o
NH4OH
Bases de metais
alcalinos-terrosos
Parcialmente
Solúveis
a
Bases de outros
metais
Insolúveis
a
Sais: Nitratos,
Cloratos, Acetatos
Solúveis
a
Sais: Cloretos,
Brometos, Iodetos
Solúveis
São insolúveis: Ag, Cu,
Hg(2+)2, Pb(2+), HgI2 e
BiI3
Sais: Sulfatos
Solúveis
São insolúveis: Ca(2+),
Sr(2+), Ba(2+) e Pb(2+)
Sais: Sulfetos
Insolúveis
São solúveis os sulfetos de
metais alcalinos e NH(+)4
Outros ânions
Insolúveis
São solúveis os sais de
metais alcalinos e NH(+)4
As substâncias inorgânicas (sais, ácidos e bases) se dissolvem em água. As substâncias
orgânicas não se dissolvem em água, com excessão dos sais, ácidos e álcoois. As substâncias
orgânicas, porém, se dissolvem em solventes orgânicos, tais como gasolina, tetracloreto de
carbono, benzeno, etc. Considerando a polaridade das substâncias, pode-se notar que as
substâncias com polaridades semelhantes se dissolvem entre si e as substâncias com
polaridades diferentes não se dissolvem entre si. Com base nesse fato, pode-se concluir que:
- "Uma substância tende a se dissolver em solventes quimicamente semelhantes a ela."
Levando em consideração o aspecto da polaridade das substâncias, pode-se dizer:
- "Uma substância polar se dissolve num solvente polar; uma substância apolar se dissolve num
solvente apolar."
Um dado importante na Química, principalmente para aulas de laboratório, é conhecer quais as
substâncias que se dissolvem em água e quais as que não se dissolvem.
DICA: Sempre são solúveis os compostos de metais alcalinos, amônio, nitratos e acetatos.
d) Curvas de solubilidade
Normalmente a solubilidade de uma substância varia com a temperatura. O gráfico que
representa a solubilidade de uma substância em função da temperatura, é denominado de curva
de solubilidade.
Existem três tipos de curvas :
- Curvas Ascendentes: representam as substâncias cujo coeficiente de solubilidade aumenta
com a temperatura. São substâncias que se dissolvem com a absorção de calor, isto é, a
dissolução é endotérmica.
- Curvas Descendentes: representam as substâncias cujo coeficiente de solubilidade diminui
com o aumento de temperatura. São substâncias que se dissolvem com liberação de calor, isto é,
a dissolução é exotérmica.
- Curvas com Inflexões: representam as substâncias que sofrem modificações em sua estrutura
com a variação da temperatura. O sulfato de sódio, por exemplo, até a temperatura de 32,4ºC,
apresenta em sua estrutura dez moléculas de água, em temperatura acima de 32,4ºC o sulfato
de sódio perde suas moléculas de "água de cristalização" e a curva de solubilidade sofre uma
inflexão.
2.2. Classificação das substâncias
As soluções podem ser classificadas sob vários critérios, que são apresentados a seguir:
2.2.1. Quanto ao estado físico da solução
a) Soluções sólidas: ligas metálicas;
b) Soluções líquidas: soluções de álcool;
c) Soluções gasosas: ar atmosférico.
2.2.2. Quanto ao estado físico do soluto e do solvente
a) Soluções sólido-sólido: liga metálica ouro-prata;
b) Soluções sólido-líquido: sal e água;
c) Soluções líquido-líquido: álcool e água;
d) Soluções gás-líquido: gás carbônico nos refrigerantes;
e) Soluções gás-gás: ar atmosférico.
2.2.3. Quanto à natureza do soluto
a) Soluções iônicas ou eletrolíticas
São soluções nas quais o soluto forma íons quando se encontra em solução. As substâncias que
sempre formam soluções iônicas, são os ácidos, bases e sais, quando forem solúveis. Exemplo:
As soluções destas substâncias, devido à formação de íons, são capazes de conduzir a corrente
elétrica, sendo, por isso, determinadas de soluções eletrolíticas.
b) Soluções moleculares ou não eletrolíticas
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.
2.2.4. Quanto à proporção entre soluto e solvente
a) Soluções diluídas
São soluções que apresentam pequena quantidade de soluto em relação à quantidade de
solvente. São, geralmente, consideradas como soluções diluídas aquelas que apresentam menos
de 0,1 mol de soluto por litro de solução. Exemplos:
- solução 0,1 molar de NaCl;
- solução 2% de HCl;
- solução 10 g/l de H2SO4.
b) Soluções concentradas
São soluções que apresentam grande quantidade de soluto em relação à quantidade de solvente.
As soluções concentradas apresentam, porém, menor quantidade de soluto que a solução
saturada. Exemplos:
- solução de HCl 25%;
- solução 1000 g/l de H2SO4;
c) Soluções saturadas
São soluções estáveis que apresentam quantidade máxima de soluto possível de disoolver numa
determinada quantidade de solvente, a uma dada temperatura. Exemplos:
- solução saturada de NaCl: 360 g/l a 20ºC;
- solução saturada de KNO3: 316 g/l a 20ºC.
d) Soluções supersaturadas
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. Unidades de concentrações de soluções
Concentração é a denominação dada a qualquer solução entre a quantidade de soluto e solvente,
ou entre a quantidade de soluto e solução.
Definições e unidades utilizadas para expressar concentração de soluções:
Definição
Notação
Unidade
Aplicação
Concentração
C
g/l, g/ml
Geral
Título
T
-
Geral
Porcentagem
P
%
Geral
Molaridade
M
M, molar ou mol/l
Química
Densidade
D
g/l, g/ml
Química
Molalidade
W
molal
Química e Física
Fração Molar
FM
mols
Química e Física
3.1. Concentração comum ou concentração em g/l
a) Conceito:
É a razão entre a massa de soluto, em gramas, e o volume de solução em litros ou ml.
b) Expressão matemática
Onde:
C = concentração (g/l);
m1 = massa do soluto (g);
V = Volume de solução (l ou ml).
c) Unidade: Gramas por litro, g/l ou g/ml.
d) Significado:
A concentração nos indica a quantidade de soluto, em gramas, que existe em um litro ou em um
ml de solução.
Exemplo:
- Uma solução 1 g/l possui um grama de soluto dissolvido em um litro de solução; uma solução 20
g/l possui 20 gramas de soluto dissolvidos em um litro de solução.
1 g/l........1 g de soluto..........1 l de solução;
20 g/l........20 g de soluto..........1 l de solução;
30 g/ml........30 g de soluto..........1 ml de solução.
3.2. Condentração em massa ou título
a) Conceito
É a razão entre a massa de soluto e a massa de solução.
b) Expressão matemática
Onde:
T = título
m1 = massa do soluto
m2 = massa do solvente
m1 + m2 = m (massa da solução).
c) Unidade
O título de uma solução é um número sem unidades, maior que zero e menor que um. Geralmente
utiliza-se o título expresso em porcentagem. Para isso, multiplica-se o título em massa por 100.
d) Significado
O título nos dá a porcentagem em peso de uma solução, ou seja, a quantidade em gramas de
soluto que existem em 100 gramas de solução. Exemplo:
- Uma solução de KCl 10 % possui 10 gramas de KCl em 100 g de solução ou em 90 g de água.
0,1 ......0,1 g de soluto......1 g de solução ou 0,9 g de solvente;
10 %......10 g de soluto......100 g de solução ou 90 g de solvente;
30 %......30 g de soluto......100 g de solução ou 70 g de solvente.
3.3. Concentração molar, concentração em mol/l ou molaridade.
a) Conceito
É a razão entre o número de mols de soluto e o volume de solução dado em l.
b) Expressão matemática
Onde:
M = Concentração em mol/l;
n1 = número de mols de soluto;
V = volume de solução (litros);
m1 = massa de soluto (gramas);
Mol = massa molar do soluto.
c) Unidade : mol por litro (mol/l), molar.
d) Significado
A concentração molar ou molaridade, nos indica o número de mols de soluto que existe em um
litro de solução. Exemplo:
- Uma solução 1M possui um mol de soluto dissolvido em um litro de solução. Uma solução 0,5M
possui 0,5 mols de soluto dissolvidos em um litro de solução.
3.4. Concentração molal ou molalidade
a) Conceito
É a razão entre o número de mols de soluto e a massa de solvente, dada em kg.
b) Expressão matemática
Esta equação, no entanto, deve ser multiplicada por mil, porque a molalidade é expressa em
número de mols por quilograma de solvente. Com isso, temos:
Onde:
W = molalidade;
m1 = massa de soluto (gramas);
m2 = massa de solvente (quilogramas);
Mol = massa molar.
c) Unidade: molal.
d) Significado
A concentração molal nos indica o número de mols de soluto que existe em um quilograma de
solvente. Exemplo:
- Uma solução 1 molal, possui um mol de soluto dissolvido em um quilograma de solvente. Uma
solução 4 molal possui 4 mols de soluto em um quilograma de solvente.
1 molal.....1 mol de soluto.....1000 g de solvente;
2 molal.....2 mol de soluto.....1 kg de solvente;
0,3 molal.....0,3 mol de soluto.....1 kg de solvente.
3.5. Fração molar
a) Conceito
A frção molar de uma solução é a relação entre o número de mols deste componente e o número
total de mols da solução.
b) Expressão matemática
Se a solução apresenta apenas um tipo de soluto, a expressão da Fração Molar será:
Onde:
FM1 = fração molar do soluto;
FM2 = fração molar do solvente;
n1 = número de mol de soluto;
n2 = número de mol de solvente.
Se a solução apresentar mais de um soluto, calcula-se a relação entre o número de mols do
soluto ou solvente em questão, e o somatório do número de mols dos demais componentes.
Para obter a percentagem molar de uma solução, multiplica-se a fração molar por 100.
%M = FM x 100
Onde: %M = porcentagem molar.
c) Unidade
A fração molar não tem unidade, é um número maior que zero e menor que um, quando
multiplicado por 100 (porcentagem molar) expressa-se o resultado em mols %.
d) Significado
A porcentagem molar nos indica o númro de mols de um componente de uma solução, que existem
em 100 mols de solução. A fração molar nos indica a fração de mols de um componente por mol
de solução.
Uma solução de NaCl que tem uma porcentagem molar de 5%, possui 5 mols de NaCl dissolvidos
em 95 mols de água, ou 100 mols de solução. Esta mesma solução teria fração molar igual a
0,05 ou 0,05 mols em 0,95 mols de água.
FM1 = 0,1.....0,1 mol de soluto.....1 mol de solução;
% M = 10%.....10 mols de soluto.....100 mols de solução.
A soma das frações molares de todos os componentes de uma solução é igual a uma unidade, e a
soma das porcentagens molares é igual a 100.
3.6. Densidade
a) Conceito
É a razão da massa da solução pelo volume da solução, dada em l ou ml.
b) Expressão matemática
Onde:
d = densidade;
m = massa da solução;
V = volume da solução, dada em l ou ml.
c) Unidade: g/l ou g/ml.
d) Significado
A densidade indica a massa, em gramas, encontrada num litro ou mililitro de solução. Exemplos:
- Uma solução de densidade 1 g/ml possui massa de 1 g por ml de solução, ou seja 1 ml de
solução apresenta massa igual a 1 g.
- Uma solução de densidade 980 g/l possui massa 980 g por 1 l de solução, ou seja, 1 l de
solução apresenta massa igual a 980 g.
3.8 Relações entre as unidades de concentração
a) Relação entre concentração e título
Dividindo a concentração pelo título, temos:
Simplificando a massa, tem-se:
A densidade de uma solução é igual a massa da solução dividida pelo volume.
Numa solução, no entanto, a massa solução é igual a soma da massa de soluto e do solvente,
assim, pode-se escrever:
Logo:
Para obtermos a conventração em g/L, devemos multiplicar a expressão obtida por 1000 (mil)
porque a densidade é expressa em g/mL. Com isso, a relação entre a concentração e o título
fica:
C = 1000. d .
T
b) Concentração e molaridade
e
Dividindo a concentração pela molaridade temos:
Simplificando a massa e o volume, tem-se:
4. Diluição de Soluções
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:
C1.V1 =
C2.V2
Aplicando um raciocínio semelhante para a molaridade, obtém-se a expressão:
M1.V1 =
M2.V2
Através das expressões obtidas para a diluição de soluções, pode-se observar qua a
concentração de uma solução é inversamente proporcional ao volume.
5. 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.
Solução 1
Solução 2
Solução 3
m1 = massa de
soluto
M1 = molaridade
C1 = concentração
m2 = massa de
mr = m1 + m2
soluto
Mr = ?
M2 = molaridade
Cr = ?
C2 = concentração
Para a mistura de soluções tem-se:
Como mr = m1 + m2 e Vr = V1 + V2, pode escrever-se que
.
5.1 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.
5.2 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.
6. Titulação
A titulação é uma prática realizada em química analítica para determinar a concentração de uma
outra a partir da reação química com uma outra solução de concentração exatamente conhecida.
7. Soluções do nosso cotidiano
Solução de ácido sulfúrico: Fórmula: H2SO4(aq) Utilidade: bateria de automóveis
Álcool hidratado: Fórmula: C2H2OH.H2O Utilidade: bebidas, combustívelm 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