1. 1.Quanto a natureza das espécies: MISTURA- União de duas ou mais
•Homogênea – apresentam as espécies químicas diferentes (formando
mesmas propriedades em todas um sistema).
a sua extensão.
•Heterogênea – apresentam
propriedades diferentes em
toda sua extensão.
2.Quanto ao de fases:
•Monofásica – apresenta um único
aspecto.
•Polifásica: Bifásica – 2 aspectos
Trifásica – 3 aspectos
Tetrafásica – 4 aspectos.
2. 3.Quanto ao tamanho das partículas: Solução
Homogênea Disseminação Colóide
Mistura
Heterogênea Suspensão
1 nm 100 nm
0 nm 10 A 1000 A
Soluções Colóides Suspensões Mis. Heterogêneas
grosseiras
Mistura Sistema
Homogênea Disseminação
Homogêneo
“DISPERSÃO”
DISPERSÃO- Sistema homogêneo nos quais uma substância está contida em outra
na forma de pequenas partículas.
3. Disperso ou fase dispersa (que é dissolvido).
“DISPERSÃO”
Dispersante ou dispergente (que dissolve).
COLÓIDES-Dispersão em que o SUSPENSÃO- Dispersão em que
diâmetro médio das partículas o diâmetro médio das
fica entre 1 a 100 nm partículas fica acima de 100
(nanômetro). nm e o disperso é SÓLIDO e o
dispersante é LÍQUIDO.
4. SOLUÇÕES-Dispersão Disperso = Soluto (que é dissolvido).
em que o diâmetro
médio das partículas
fica abaixo de 1 nm.
Dispersante = Solvente (que dissolve).
Tipos de Solventes Classificação:
Universal Orgânicos: Agregação Natureza do Soluto
Água • Álcool
•Éter
•Acetona
Razão soluto/solvente
•Benzina.
5. 1.Quanto a agregação: 2.Quanto a natureza do soluto:
•Sólidas – ligas metálicas, aço, •Moleculares – não liberam íons
cobre, etc. em meio aquoso e sim
•Líquidas – café c/ leite, água do moléculas (açúcar c/ água).
mar, etc. •Iônicas – liberam íons em meio
•Gasosas – ar atmosférico, etc. aquoso (sal c/ água).
3.Quanto a razão soluto/solvente:
•Diluída- Possuem pouca quantidade de soluto em relação a do solvente.
•Concentrada-Possuem uma quantidade mais próxima ao nível ideal em
relação ao solvente. Por ter um nível mais baixo que o ideal é chamada
também de Insaturada.
•Saturada-possui a quantidade máxima de soluto permitida pelo solvente
naquela temperatura.
•Supersaturada-possui uma quantidade superior ao permitido pelo solvente.
6. Soluto: é o componente que encontra-se dissolvido no solvente.
Os soluto estão divididos em:
Eletrólitos Fortes – Substâncias que em água se dissociam,
quase que completamente, conduzindo corrente elétrica;
Ácidos Fortes, Bases Fortes e Sais Solúveis;
Eletrólitos Fracos – Substâncias que em água se dissociam pouco, conduzindo
pouca corrente elétrica; Ácidos Fracos, Bases Fracas e Sais pouco Solúveis;
Não Eletrólitos – Substâncias que não se dissociam em água, não conduzem
corrente elétrica;
7. Tipos de dispersões Tamanho médio das
partículas dispersas
Soluções < 1nm
Dispersões coloidais 1-100nm
Suspensões >100nm
As soluções podem ser classificadas em:
Soluções Insaturadas: Quando o produto de solubilidade ainda não foi atingido. O
solvente pode solubilizar mais soluto;
Soluções Saturadas: O produto de solubilidade foi atingido. Com uma pequena
quantidade a mais do soluto, ocorre a precipitação deste excesso;
Soluções Supersaturadas: O produto de solubilidade ainda foi extrapolado, e
existe a formação de corpo de fundo. Quando esta solução é submetida ao
aquecimento este corpo de fundo torna-se solúvel, formando, desta forma, uma
solução supersaturada.
8. Ex:
Saturada
Insaturada Cs Supersaturada
Diluída Concentrada
50g de sal em 1L de água
A B C D
40g de sal 50g de sal 79g de sal 12g de sal
Insaturada Diluída Saturada Concentrada Supersaturada
9. É a massa, em gramas, de uma substância capaz de saturar 100g de água,
numa certa temperatura.
Ex.: 32g de KNO3 saturam 100g de água a 20°C.
40g 30g 32g
A B C
100g de água a 20°C
Podemos dizer que:
•Solução A – Supersaturada
•Solução B – Insaturada
•Solução C - Saturada
10. Se aquecermos a partir de 20°C, com agitação uma solução contendo 40g de sal
dissolvidos em 100g de água até 80°C, conseguiríamos a dissolução total do sal.
A partir de então deixamos a mistura sob lento resfriamento e repouso absoluto
até que atinja a temperatura inicial. Nestas condições, toda quantidade de
soluto encontra-se dissolvida na água de forma instável e basta o acréssimo de
um minúsculo cristal de sal ou pequena agitação para que ocorra a precipitação
de 4g de sal correspondente ao excesso de soluto dissolvido para 20°C.
Cs - NaCl= 36g / 100 água a 20°C
40g
Solução Solução
Saturada Supersaturada
20°C 80°C 20°C 20°C
Germe
Aquecimento Resfriamento
E E 4g de precipitado Solução
Agitação Repouso Saturada c/
Absoluto 36g NaCl/100g H2O
O precipitado também é chamado de corpo de fundo, resíduos ou corpo de
chão.
11. São os gráficos que apresentam a variação dos coeficiente de solubilidade
das substâncias em função da temperatura.
KNO3
Ca(OH)2 NaCl
Dissolução Dissolução Dissolução
Endotérmica Exotermica Permanente
Curva
Curva
Ascendente
Descendente
12. Soluções: são misturas homogêneas que apresentam uniformidades em suas
propriedades. Seus componentes são denominados de solvente e soluto.
Solvente: é o componente que está em maior quantidade na solução.
As soluções estão divididos em:
Soluções Aquosas – O solvente é água;
Soluções Não Aquosas – O solvente é composto orgânico;
Geralmente o Solvente Determina o Estado da Solução
Soluções Líquidas: água do mar;
Soluções Sólidas: ligas metálicas;
Soluções Gasosas: ar;
13. Solubilidade: o termo Solubilidade ou Coeficiente de Solubilidade refere-se à
capacidade que uma substância tem de se dissolver em outra.
A solubilidade do NaCl em água a 20 oC é de 36,0 g em 100 mL de água.
Exercício 1. Uma solução contendo 10 g de sulfato de cobre II (CuSO4) em 30
mL de água, a 20 oC, será saturada ou insaturada? (Dados: densidade da água a
20 oC = 1g.mL-1, solubilidade do CuSO4 a 20 oC = 21 g/100g de H2O).
16. Tarefa: construir um gráfico cartesiano (X,Y) relacionando
o coeficiente de solubilidade (eixo Y) com a temperatura
(eixo X).
Temp.
0 10 20 30 40 50 60 70 80
(°C)
CSA* 13 21 32 46 64 85 110 138 169
CSB 185 176 165 153 141 128 116 106 94
CSC 35 37 39 41 43 45 47 49 51
CSD 90 120 150 180
*Coeficiente de Solubilidade - CS (g/100 g de H2O)
Sugestão: escala de T (0 a 90, de 10 em 10); escala de CS (0 a 200, escala de 10 em 10).
17. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO
É a forma utilizada para descrever, quantitativamente, a composição de uma
solução.
C (g.L-1) = Massa do soluto (g)
Concentração Comum (C) -
Volume da solução (L)
d (g.cm-3) = Massa da amostra (g)
Densidade (d) -
Volume da amostra (cm3)
M (mol.L-1) = Número de mol (mol)
Concentração Molar (M) -
Volume da solução (L)
18. Número de mol (mol) - no mol (mol) = Massa do soluto (g)
Massa molar (g.mol-1)
1 mol de átomos de CARBONO (C) tem massa igual a 12 g, e essas 12
g contêm 6,022 x 1023 ÁTOMOS de CARBONO.
Exercício 2. Quantas moléculas de água existem em 1 L de água?
18 g de H2O corresponde a 6,022 x 1023 moléculas.
1000 g de H2O corresponde a X
1000 g de água existe 3,34 x 1025 molécuas.
19. Concentração Normal (N) - N (eq.L-1) = No de Equivalente de Soluto
Volume da solução (L)
No eq (mol.c) = Massa do Soluto (g)
No de Equivalente -
Equivalente Grama (g.mol-1.c-1)
Eq (g.mol-1.c-1) = Massa Molar (g . mol-1)
Equivalente Grama (Eq) -
Carga (c)
- CARGA (c):
1. Número de Hidrogênio ionizáveis de um ácido;
2. Número de Hidroxilas ionizáveis de uma base;
3. Número Total de Cargas (+) ou (-) em um Sal;
4. Número Total de Elétrons Recebidos (Agente Oxidante);
5. Número Total de Elétrons Cedidos (Agente Redutor);
20. N (eq.L-1) = No de Equivalente de Soluto
Volume da solução (L)
N (eq.L-1) = Massa do Soluto (g)
Eq (g.mol-1.c-1) Volume da solução (L)
N (eq.L-1) = Massa do Soluto (g)
Massa Molar (g.mol-1).Volume da solução (L)
Carga (c)
N (eq.L-1) = Massa do Soluto (g).Carga (c)
MMolar (g. mol-1).Vol da solução (L)
N (molc.L-1) = M. do Soluto (g).Carga (c)
MMolar (g.mol-1).Vol. da sol. (L)
N (molc.L-1) = M. do Soluto (g).Carga (c)
21. Fração Molar (XA) – é a razão entre o número de mols de um componente e o
número total de mols da solução.
SOLUÇÃO A + B
XA = (nA) XB = (nB)
(nA + nB + nc +...) (nA + nB + nc +...)
QUANDO: XA = 1; Composto A Puro;
XB = 1; Composto B Puro;
XA = XB; ½ A e ½ B.
22. Porcentagem em massa (% massa) e Titulo (T) – é a razão entre a massa do
soluto e a massa da solução.
Massa(solução) = massa(soluto) + massa(solvente)
% massa(soluto) = massa (soluto) . 100
massa(solução)
T = massa (soluto)
massa(solução)
% massa(soluto) = T . 100
23. Exercício 3. Um estudante em um laboratório de rotina precisa determinar K em
uma amostra de solo. Para extrair este nutriente do solo ele utilizará 30 mL do
Extrator de Mehlch, composto de H2SO4 0,025 N e HCl 0,05 N. Para preparar o
extrator ele encontra no laboratório um fracos lacrado de 1L de HCl, contendo as
seguintes informações:
HCl – 32,47%; d – 1,16 g/mL; MM – 36,47 g/mol.
Qual o procedimento o aluno deverá adotar para preparar 500 mL da solução de
HCl 0,05 N,?
d= m(g)
V (mL) % massa(soluto) = massa (soluto) . 100
massa(solução)
1,16 g/mL = m(g)
32,47 % = massa (soluto) . 100
1000 mL
1160 g
m = 1160 g de Solução
24. m(soluto) = 376,65 g em 1 L de solução
M= 376,65 g
36,47 g.mol-1 . 1L
M = 10,32 mol.L-1
N = M.x
N = 10,32 molc.L-1
25. DILUIÇÃO
A diluição é uma prática comum em vários ramos da ciência. Ela se faz necessária
quando precisamos preparar uma solução a partir de uma solução concentrada
(Solução Estoque).
Quando um volume pequeno de uma solução estoque é diluído em um volume
maior, o número total de mols no soluto na solução não muda, no entanto, a
concentração do soluto diminui.
Para Concentração Comum temos: C1. V1 = C2.V2
Para Concentração Molar temos: M1. V1 = M2.V2
Para Concentração Normal temos: N1. V1 = N2.V2
26. Exercício 4. Em uma solução concentrada de ácido sulfúrico (H2SO4) a
concentração é 10,32 mol.L-1. Preparar, a partir da solução concentrada de H2SO4,
uma solução 0,05 mol.L-1 em um balão volumétrico de 500 mL.
