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