Módulo 2 - Aula 25 - Soluções

Introdução

Soluções são misturas homogêneas de duas ou mais substâncias.

Diversas soluções fazem parte de nossa vida: o soro fisiológico, o ouro 18 quilates, o ar atmosférico (isento de partículas de poeira), os refrigerantes, etc.

Chama-se solvente o componente de uma solução que é encontrado em maior quantidade. Já o componente que se encontra em menor quantidade é denominado soluto.

CARACTERÍSTICAS DAS SOLUÇÕES

• Quanto ao tamanho médio das partículas do soluto ⇒ até 1 nm*.

• Quanto à natureza das partículas ⇒ íons ou moléculas.

• Quanto à sedimentação ⇒ não sedimentam (até em ultracentrífugas).

• Quanto à separação por filtração ⇒ não há a separação do soluto e do solvente por esse processo mecânico (em qualquer tipo de filtro).

CLASSIFICAÇÃO

Quanto à natureza do soluto

Soluções iônicas (eletrolíticas)

O soluto é formado por íons ou por uma mistura de íons com moléculas.

Esse tipo de solução é obtido por dissolução de ácidos, bases ou sais em água, ou seja, substâncias iônicas ou moleculares que sofrem ionização**.

A característica principal de uma solução iônica é a propriedade de condução de corrente elétrica. Um bom exemplo é a solução líquida encontrada em baterias de automóveis, em que existe ácido sulfúrico (H₂SO₄) dissolvido em água.

Soluções moleculares (não eletrolíticas)

Soluções em que o soluto é constituído somente de moléculas, que, após a dissolução, não sofrem o processo de ionização.

Como essas soluções não possuem íons disseminados no solvente, elas não podem conduzir corrente elétrica. Um bom exemplo desse tipo de solução é a mistura de água e açúcar (sacarose).

Quanto aos estados de agregação de seus componentes

Como essas soluções não possuem íons disseminados no solvente, elas não podem conduzir corrente elétrica. Um bom exemplo desse tipo de solução é a mistura de água e açúcar (sacarose).

Quanto aos estados de agregação de seus componentes

Quanto à quantidade de soluto em relação ao solvente

No nosso dia a dia, usamos expressões como “café fraco” e “café forte”. Quando as utilizamos, estamos dizendo que, no primeiro caso, a quantidade de soluto (pó dissolvido) é pequena em relação à quantidade de solvente. Entretanto, no segundo caso, a quantidade de soluto é elevada em relação ao solvente.

Classificamos o “café fraco” como sendo uma solução diluída em comparação ao “café forte”, solução concentrada.

Solução diluída: Solução em que a quantidade de soluto é pequena quando comparada com a quantidade de solvente.

Solução concentrada: Solução em que a quantidade de soluto é elevada quando comparada com a quantidade de solvente.

COEFICIENTE DE SOLUBILIDADE

As classificações diluída e concentrada não são científicas, porque o fato de uma pessoa considerar um café “forte” não impede que outra o considere “fraco” e vice-versa.

Dessa forma, foi necessário criar um conceito científico claro e muito bem definido para expressar a relação entre as quantidades de soluto e solvente. O conceito que expressa bem esse tipo de relação soluto / solvente é o coeficiente de solubilidade.

Coeficiente de solubilidade (C.S.) ⇒ É a quantidade máxima de soluto que uma quantidade padrão de solvente consegue dissolver a uma dada temperatura

Exemplo: 39,8 g de NaCl/100 g de H2O (100ºC)

Isso significa que, na temperatura de 100ºC, 100g de água conseguem dissolver, no máximo, 39,8g de NaCl.

O coeficiente de solubilidade depende pouco da pressão em solução líquida, porém a sua dependência da temperatura, para qualquer tipo de solução, é tão grande que podemos expressá-la por um gráfico denominado curva de solubilidade.

Quando o aumento de temperatura aumenta o coeficiente de solubilidade, dizemos que a dissolução do soluto é endotérmica. Quando o aumento da temperatura diminui o coeficiente de solubilidade, a dissolução é exotérmica.

A partir do valor do coeficiente de solubilidade e da concentração da solução, podemos classificar as soluções em insaturadas, saturadas ou supersaturadas, dependendo da quantidade de soluto dissolvido no solvente.

Quando se trata de sais hidratados, a curva de solubilidade apresenta pontos de inflexão que representam uma mudança na estrutura do soluto. Essa mudança corresponde à eliminação da água de hidratação que interagia com os íons do soluto.

O CaCl₂.6H₂O possui, em sua rede cristalina, 6mol de moléculas de água de hidratação para cada mol de CaCl₂. O aquecimento de uma solução aquosa de CaCl₂.6H₂O gerará dois pontos de inflexão que correspondem à eliminação de moléculas de água de hidratação.

Solução insaturada (não saturada)

Insaturada é toda solução que possui uma quantidade de soluto dissolvido inferior ao coeficiente de solubilidade.

Exemplo: Solução aquosa contendo 25,0g de NaCl dissolvidos em 100g de água a 20ºC. A análise da curva de solubilidade do NaCl admite a dissolução de 36,0g de NaCl a 20ºC, ou seja, 11,0g a mais do que a massa dissolvida.

Solução saturada

Saturada é toda solução que possui uma quantidade de soluto dissolvido exatamente igual ao coeficiente de solubilidade. Exemplo: Solução aquosa contendo 37,8g de NaCl dissolvidos em 100g de água a 70ºC. A análise da curva de solubilidade do NaCl não admite a dissolução de qualquer quantidade adicional de soluto a 70ºC.

Solução supersaturada

Supersaturada é toda solução metaestável que possui uma quantidade de soluto dissolvido superior ao coeficiente de solubilidade, porém a quantidade adicional ainda continua dissolvida.

Exemplo: Solução aquosa contendo 39,0 g de NaCl dissolvidos em 100 g de água a 50 ºC. Como obter uma solução supersaturada:

Solução saturada com corpo de fundo

Pode-se também agitar ou adicionar um único cristal ou um gérmen de cristalização à solução supersaturada e ela tornar-se-á uma solução saturada com corpo de fundo. O excedente, que antes se encontrava dissolvido, precipita, indo para o fundo do recipiente.

Exemplo: Solução aquosa contendo 39,0 g de NaCl dissolvidos em 100 g de água a 50 ºC. Nesse sistema, 2 g de NaCl encontram-se em excesso e formam o corpo de fundo.

A SOLUBILIDADE DOS GASES NOS LÍQUIDOS

A solubilidade de um gás diminui à medida que a solução é aquecida e / ou a pressão sobre ela diminui. Isso explica por que ocorre o derramamento de refrigerante quando retiramos a tampa da garrafa. Neste exato instante, a pressão diminui e o gás se desprende do líquido.

Portanto,

MECANISMO DE DISSOLUÇÃO

Quando um soluto é dissolvido em um solvente, há o aumento do grau de desordem do sistema (aumento da entropia), o que leva a uma diminuição da energia livre do sistema e a um aumento de sua estabilidade. Dessa forma, as dissoluções de um soluto em um solvente são, termodinamicamente, favoráveis devido ao aumento da entropia do sistema.

Contudo, nem toda dissolução é espontânea. Para que uma dissolução ocorra, algumas interações solvente-solvente e soluto-soluto devem ser substituídas por interações soluto-solvente. Se essas novas interações forem mais intensas (mais estáveis) do que as interações originais, a dissolução é espontânea. Nessas dissoluções, há uma redução de energia do sistema, pois o mesmo fica mais estável. A energia excedente é liberada para o meio na forma de calor e a dissolução é classificada como exotérmica.

As dissoluções em que as interações soluto-solvente são muito menos intensas (menos estáveis) do que as interações soluto-soluto e solvente-solvente são não espontâneas e dizemos que o soluto é insolúvel no solvente. Entretanto, alguns solutos são solúveis em um determinado solvente, mesmo possuindo as interações soluto-solvente menos intensas (menos estáveis) do que as interações soluto-soluto e solvente-solvente. Nessas dissoluções, há um aumento da energia potencial do sistema, que é compensado pela redução de energia devido ao aumento da entropia. Essas dissoluções absorvem uma pequena quantidade de calor do meio devido ao aumento da energia potencial e, consequentemente, diminuição da energia cinética do sistema, sendo levemente endotérmicas.

NaNO_2(s) + H₂O_(l) → NaNO_2(aq) ΔH > 0

Regra de solubilidade

Existe uma regra para prever se haverá a dissolução de um soluto em um determinado solvente. Essa regra é conhecida como Regra dos Semelhantes.

Segundo essa regra, se um soluto

• é polar ou iônico, ele é solúvel em um solvente polar como a água;

• é apolar, ele é solúvel em um solvente apolar, como o tetracloreto de carbono (CCl₄). Contudo, essa regra possui muitas exceções:

• alguns sais são insolúveis em água, como o PbSO₄;

• os gases atmosféricos apolares CO₂, N₂ e O₂ são solúveis em água;

• alcoóis de cadeia carbônica longa (com mais de 10 átomos de carbono) são compostos polares devido à presença do grupo hidroxila, mas são insolúveis em água.

Portanto, essa regra deve ser utilizada com muito cuidado.

_________________

* 1 nm ⇒ nanômetro = 10^–9 m

** Ionização ⇒ processo em que há a quebra de uma ou mais ligações de uma molécula, originando íons

A concentração de uma solução é a medida proporcional à quantidade de soluto presente na mesma. Essa proporção de soluto pode ser determinada em relação à quantidade da solução. As principais formas de se exprimirem as concentrações de uma solução são:

• Concentração em gramas por litro (C_g.L^–1);

• Concentração em porcentagem em massa (C_m/m);

• Concentração em mol por litro (C_mol.L^–1);

• Concentração em partes por milhão (C_p.p.m.).

OBSERVAÇÃO

• As unidades de concentração definidas em função do volume dependem da temperatura.

DENSIDADE

A densidade de uma solução é a relação entre a massa da solução (m) e o volume (V) ocupado pela mesma. A massa e o volume da solução são obtidos pela soma das massas e dos volumes, respectivamente, do soluto e do solvente.

d = m/v

A massa da solução pode ser medida em gramas (g) ou quilogramas (kg), e o volume, em mililitros (mL), centímetros cúbicos (cm³), litros (L), entre outras unidades. Sendo assim, a unidade de medida da densidade de uma solução pode assumir qualquer unidade de medida de massa e de volume. As mais comuns são g.mL^–1, g.cm^–3, g.L^–1 e kg.L^–1.

Exemplo:

O rótulo do frasco de uma solução aquosa de ácido nítrico, a ser utilizada para a fabricação do explosivo nitroglicerina, que foi utilizado na implosão do edifício Palace II, na Barra da Tijuca, em março de 1998, apresenta r = 1,20g .cm^–3. Significado físico: A massa de 1,0cm³ de solução corresponde a 1,20 gramas.

UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO

Concentração em massa/volume*

É a relação entre a massa de soluto, em gramas (m1), e o volume (V) da solução, em litros.

C_g/L = m(g)/ V(L)

Exemplo:

O rótulo do frasco de Guaraná Antarctica diet apresenta a concentração, em gramas por litro, Cg.L^–1 = 0,358 g.L^–1 do edulcorante artificial sacarina sódica.

Significado físico: Em cada 1,0L do refrigerante, a massa de sacarina sódica dissolvida é de 0,358g.

Concentração em massa/massa**

É a relação entre a massa do soluto (m₁) e a massa da solução (m), em gramas.

A massa da solução (m) é obtida pela soma da massa do soluto (m₁) com a massa do solvente (m₂).

m = m₁ + m₂

Essa unidade de concentração é adimensional. Toda grandeza adimensional, em Química, expressa uma porcentagem; nesse caso, a porcentagem do soluto na massa da solução.

C_m/m% = C_m/m . 100

Exemplo: A água do mar*** possui 3,5% de salinidade, ou seja, Cm/m = 0,035.

Significado físico: Em uma amostra de 100 g da água do mar, 3,5 g são de sal (NaCl).

Concentração em partes por milhão (p.p.m.)

Quando uma solução é muito diluída, é mais conveniente determinar a sua concentração em p.p.m.

C_p.p.m. = massa do soluto (mg)/ massa da solução (Kg)

A concentração em p.p.m. também pode ser calculada utilizando-se os dados relativos aos volumes do soluto e da solução.

C_p.p.m. = volume do soluto (cm³)/ volume da solução (m³)

Exemplo:

A concentração de CO₂ na atmosfera vem aumentando e, atualmente, atinge recordes de 335p.p.m., ou seja, 0,0335% de todo o ar atmosférico. Significado físico: Em cada 1m³ de ar atmosférico filtrado, 335mL são de gás carbônico (CO₂).

Concentração em quantidade de matéria/volume

É a relação entre a quantidade de matéria do soluto (n₁), em mols, e o volume da solução (V), em litros:

C_mol.L^–1 = n₁/V

A quantidade de matéria do soluto pode ser calculada pela expressão:

n_{1 =} massa do soluto (g)/ massa molar do soluto (g.mol^–1)

Assim,

C_mol.L^–1 = m₁/ M₁ . V

Exemplo:

Os agricultores utilizam hormônios vegetais sintéticos, especialmente auxinas, para conseguir vários resultados na produção de pepinos e tomates. Quando a concentração das auxinas é superior a 0,3 mol.L^–1, o pepino e o tomate não desenvolvem sementes. Significado físico: Em cada 1 L de solução, estão dissolvidos 0,3 mol de auxinas.

RELAÇÕES ENTRE AS UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO

Algebricamente, pode-se manipular as equações das unidades de concentração e obter relações diretas e simples entre elas.

OBSERVAÇÃO

• Essa equação só é válida para densidades expressas em g.L^–1. Quando a densidade é expressa em g.mL^–1 ou g.cm^–3, a equação anterior é multiplicada pelo fator 1000, para se obter a concentração em g.L^–1. Assim,

C_g.L–1 = 1 000 . d . C_m/m

Relação entre C_mol.L^–1 e C_g.L^–1

Como,

C_mol.L^–1 = m₁/ M₁ . V

isolando-se a massa do soluto, tem-se:

m₁ = C_mol.L^–1 . M₁ . V

___________

* Antigamente, essa unidade de concentração era denominada concentração comum.

** Antigamente, essa unidade de concentração era denominada concentração título em massa.

*** Deve-se supor, para essa análise, que toda a massa de sal encontrada no mar seja de NaCl e que a água do mar é um sistema homogêneo.

DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES

Diluir uma solução consiste em diminuir a sua concentração, por retirada de soluto ou por adição de solvente puro. Experimentalmente, adicionar solvente puro é o processo mais utilizado. Assim, a concentração da solução após a diluição (solução final) será sempre menor que a concentração da solução antes da diluição (solução inicial) porque o aumento da massa de solvente leva ao aumento do volume da solução, permanecendo constante a quantidade de soluto.

Equações de diluição

Em um processo de diluição por adição de solvente à solução, a quantidade de soluto (massa, quantidade de matéria, etc.) é sempre constante; logo,

m_{1 inicial} = m_{1 final}

Como

C_g.L^–1 =  m₁ ∴ m₁ = C_g.L^–1 . V

               V

portanto,

C_{g.L–1 i} . V_i = C_g.L^–1 _f . V

e, ainda,

n_{1 inicial} = n₁ final

como,

C_mol.L^–1 =  n₁ ∴ n₁ = C_{mol. L}^–1 . V

                V

Portanto,

C_{mol.L–1 i} . V_i = C_gmol.L^–1 _f . V_f

Lembrando que,

V_f = V_i + V_adicionado

Com base no raciocínio apresentado, pode-se deduzir todas as equações para a diluição, utilizando-se qualquer tipo de unidade de concentração.

MISTURA DE SOLUÇÕES DE MESMO SOLUTO E MESMO SOLVENTE

A adição pura e simples de uma solução a outra é denominada mistura de soluções.

Quando se misturam duas soluções, contendo o mesmo soluto e o mesmo solvente, na solução final, a quantidade do soluto será igual à soma destas quantidades do soluto das soluções misturadas, enquanto o volume final resulta da soma dos volumes dessas soluções.

C_g.L^–1 _f = valor entre C_g.L^–1 _A e C_g.L^–1 _B

C_mol.L^–1 _f = valor entre C_mol.L^–1 _A e C_mol.L^–1 _B

Equações de uma mistura de soluções

Ao se misturarem duas soluções, a concentração da solução final é dada por uma média ponderada das concentrações das soluções originais.

Significado físico: A concentração da solução final é um valor intermediário à concentração das soluções originais.

Em uma mistura de soluções, as massas e as quantidades de matéria dos solutos somam-se, logo,

OBSERVAÇÃO

• Para essas equações, os volumes devem estar, obrigatoriamente, na mesma unidade.

MISTURA DE SOLUÇÕES DE SOLUTOS DIFERENTES

Quando se misturam duas soluções com solutos diferentes, duas situações podem ocorrer. Esses solutos podem ou não reagir entre si.

Sem reação química

Com reação química

Titulação

A titulação é um procedimento que visa determinar a concentração de uma solução, fazendo-a reagir com outra solução de concentração conhecida. Dessa forma, a titulação é uma aplicação importante de misturas de soluções cujos solutos reagem entre si.

Classificação das titulações

As titulações ácido-base dividem-se em:

A. Acidimetria: Determinação da concentração de uma solução ácida.

B. Alcalimetria: Determinação da concentração de uma solução básica.

Quando se deseja descobrir a porcentagem de pureza de uma substância em uma mistura, também se realizam titulações.

Realização de uma titulação

A solução ácida ou básica, cuja concentração deve ser definida, é denominada solução-problema ou titulada. Ela é colocada em um erlenmeyer, no qual é adicionada uma substância indicadora*, fenolftaleína, por exemplo. 

Em uma bureta, é colocada a solução de concentração conhecida, solução-padrão ou titulante.

Deixa-se escorrer, cuidadosamente, a solução-padrão, observando-se o término da titulação pela mudança de coloração da solução-problema.

O ponto em que há essa mudança de coloração é denominado ponto de viragem. Quando se utiliza fenolftaleína como indicador, e a solução-problema é básica, esse ponto é, exatamente, o ponto em que a neutralização foi completada (o meio encontra-se neutro). Entretanto, se a solução-problema for ácida, para se verificar a viragem, é necessário acrescentar uma gota adicional de base, pois a fenolftaleína é incolor em meio ácido e neutro. Na prática, esse excesso é desprezado, pois o volume de uma gota é 0,05mL.

Princípio da equivalência

        Toda titulação segue o princípio da equivalência: a neutralização só se completa quando o número de hidrogênios ionizáveis é igual ao número de hidroxilas dissociáveis.

quantidade em mol de H⁺ = quantidade em mol de OH^–

Como

C_mol.L^–1 = V n ∴ n = C_mol.L^–1 . V

Quando o número de íons H⁺ (ionizáveis) e OH^– (dissociáveis), por fórmula, são iguais, tem-se:

n_ácido = n_base

C_mol.L^–1 _ácido . V_ácido = C_{mol.L–1 base} . V_base

Quando o número de íons H⁺ e OH^–, por fórmula, são diferentes, tem-se, genericamente,

x . C_mol.L^–1 _ácido . V_ácido = y . C_mol.L^–1 _base . V_base

em que

• x = número de hidrogênios ionizáveis por fórmula.

• y = número de hidroxilas dissociáveis por fórmula.

Análise microscópica da titulação

O esquema a seguir mostra a titulação alcalimétrica, em que a solução de ácido clorídrico é a solução-padrão, enquanto que a solução de hidróxido de sódio é a solução-problema. O ponto de viragem da fenolftaleína está na faixa de pH entre 8,3 e 10,0, e é verificado, nesse caso, quando a solução-problema se torna incolor.

________

* Substância indicadora: Substância química que possui cores específicas em função da constituição do meio. Os indicadores ácido-base possuem coloração diferente para os meios ácido, básico e, algumas vezes, neutro.