Dr. Kimio - Soluções - Regras de Solubilidade

Regras de Solubilidade

                A regra mais geral de solubilidade diz que:

“Uma substância tende a se dissolver em solventes quimicamente semelhantes a ela”, em outras palavras: “Semelhante dissolve semelhante”.

                De fato, muitas substâncias inorgânicas (ácidos, sais, etc.) se dissolvem na água que é um solvente inorgânico, enquanto que muitas substâncias orgânicas se dissolvem em “solventes orgânicos” (exemplo: parafina comum em gasolina).

                Observando a estrutura das substâncias, a regra geral pode ser reescrita:

                “Uma substância polar tende a se dissolver em solventes polares, uma substância apolar tende a se dissolver em solventes apolares”.

                Em particular, falando das soluções de substâncias inorgânicas em água, que são soluções mais comuns, pode-se dizer que:

                ÁCIDOS INORGÂNICOS

                São quase todos solúveis em água.

                HIDRÓXIDOS INORGÂNICOS

                São insolúveis de água, exceto os de metais alcalinos e o de amônio. Os hidróxidos de metais alcalino-terrosos são pouco solúveis em água.

                SAIS INORGÂNICOS

                Os sais de metais alcalinos e de amônio são quase todos solúveis em água;

                Os nitratos são todos solúveis;

                Os acetatos são todos solúveis;

                Os cloretos, brometos e iodetos são solúveis, exceto os de prata, mercuroso e chumbo;

                Os sulfatos são solúveis exceto os de bário, estrôncio e chumbo;

                Os sulfetos são insolúveis, exceto os de metais alcalinos e de amônio (os de metais alcalino-terrosos sofrem hidrólise);

                Os carbonatos e fosfatos normais são insolúveis, exceto os de metais alcalinos e de amônio.

                ÓXIDOS INORGÂNICOS

                Os óxidos de metais pesados são, em geral, insolúveis em água. Os demais (óxidos alcalinos, alcalino-terrosos e óxidos dos não-metais) reagem com a água.

                SOLUBILIDADE DE GASES EM LÍQUIDOS

                Os gases são, em geral, pouco solúveis nos líquidos. Assim, por exemplo, apenas 19 mL de ar dissolve em 1 L de água, a 20°C e pressão de 1 atm. Entretanto, a solubilidade é maior quando o gás tem “semelhança química” com o líquido.  A solubilidade é também maior quando o gás reage com o líquido, como por exemplo amônia (NH₃) e ácido clorídrico (HCl):

            A solubilidade de um gás num líquido depende bastante das condições físicas – temperatura e pressão.

            Aumentando a temperatura, o líquido tende a “expulsar” o gás e, deste modo, sua solubilidade diminui rapidamente.

           Aumentando a pressão sobre o gás, ele tende a se dissolver em maior proporção no líquido. Isto é traduzido pela Lei de Henry:

                “A solubilidade de um gás num líquido é diretamente proporcional à pressão do gás sobre o líquido”.

onde k é uma constante de proporcionalidade que depende do gás, do líquido e da temperatura.

                Se, em vez de um único gás, houver uma mistura gasosa, a Lei de Henry continuará válida desde que se considere a solubilidade de cada gás separadamente, a qual será proporcional à pressão parcial do gás em questão.

VOLTAR

Dr. Kimio - Soluções - Curvas de Solubilidade

Curvas de Solubilidade

         Curva de Solubilidade de uma substância é o gráfico que apresenta o coeficiente de solubilidade da substância, em função da temperatura.

           As curvas de solubilidade têm grande importância nas soluções de sólido em líquidos, pois, neste caso, a temperatura é praticamente o único fator físico que influi na solubilidade (e, em geral, influi bastante).

OBS.:     1) Para a maioria das substâncias, a solubilidade aumenta com a temperatura. Estas substâncias dissolvem com absorção de calor, fazendo com que a solução esfrie. A solubilidade pode aumentar pouco com o aumento da temperatura (NaCl, gráfico acima), pode aumentar muito com a temperatura (KNO₃, gráfico acima).

           2)  Há um menor grupo de substâncias cuja solubilidade diminui com a temperatura (Ce₂(SO₄)₃, gráfico acima).

                       3)  Há certas substâncias, cujas curvas de solubilidade apresentam pontos de inflexão. No gráfico acima, a substância Na₂SO₄, possui um ponto de inflexão, isto é, ponto onde a curva muda a inclinação. Para o sulfato de sódio (Na₂SO₄), a temperatura de 32,4°C é o ponto em que há mudança na estrutura da substância; como a partir desta temperatura há uma nova estrutura, o comportamento da solubilidade é diferente, por isso há uma curva diferente, com nova inclinação. A reação pode se representada por:

                       No gráfico abaixo esta representada a curva de solubilidade do cloreto de cálcio com suas reações, esta substância apresenta dois pontos de inflexão, pois sofre duas reações de desidratação no intervalo de temperatura do gráfico.

VOLTAR

Dr. Kimio - Soluções - Coeficiente de Solubilidade

Coeficiente de Solubilidade

                Coeficiente ou Grau de Solubilidade é a quantidade de uma substância (em geral, em gramas) necessária para saturar uma quantidade (em geral 100 g, 1000 g ou 1 litro) de um solvente, em determinadas condições físicas de temperatura e pressão.

                Exemplos:  357 g NaCl (cloreto de sódio) por litro  de água a 0°C;

                                   1220 g AgNO₃ (nitrato de prata) por litro de água a 0°C;

                                   2 g de CaSO₄ (sulfato de cálcio) por litro de água a 0°C.

                Quando o coeficiente de solubilidade é praticamente nulo dizemos que a substância é “insolúvel”; por exemplo,  AgCl (cloreto de prata) 0,014 g / L. Quando lidamos com dois líquidos diz-se que são líquidos imiscíveis como água e óleo.

                        Quando o coeficiente é infinito, dizemos que as substâncias são “totalmente miscíveis” ou “infinitamente solúveis”; como acontece com água e álcool etílico, que se misturam em qualquer quantidade.

VOLTAR

Dr. Kimio - Soluções - Classificação das Soluções

Classificação das Soluções

1)      De acordo com o estado de agregação da solução:

a)   Soluções sólidas: liga metálica cobre-níquel;

b)   Soluções líquidas: sal-água;

c)    Soluções gasosas: ar atmosférico.

2)      De acordo com os estados de agregação do soluto e do soluto:

a)    Soluções sólido-líquido: sal-água;

b)   Soluções líquido-líquido: álcool-água;

c)    Soluções gás-líquido: gás carbônico em bebidas gaseificadas;

d)   Soluções gás-gás: todas as misturas gasosas;

e)   Soluções sólido-sólido: liga metálica cobre-níquel.

3)      De acordo com a natureza das partículas dispersas:

a)    Soluções moleculares: açúcar-água (moléculas de açúcar  dissolvidas em água);

b)   Soluções iônicas: sal-água (íons sódio e cloro dispersos em água).

4)      De acordo com a proporção entre soluto e solvente:

Adicionando aos poucos sal à água, com temperatura constante e sob agitação contínua, verifica-se que, em dado momento, o sal não se dissolve mais na água, mas se deposita ou “precipita” no fundo do recipiente. Neste ponto, diz-se que a solução está saturada ou que atingiu o ponto de saturação.

O ponto de saturação depende do soluto, do solvente e das condições físicas – a temperatura sempre influencia e a pressão passa a ser importante em soluções onde existam gases.

OBS.: o fato de uma solução estar saturada com um soluto (sal, por exemplo) não a impede de dissolver o outro soluto (açúcar, por exemplo).

Assim, em função do Ponto de Saturação, classificamos as soluções em:

     A solução saturada corresponde ao “limite de estabilidade”, ao passar deste limite (adição de mais soluto) forma-se solução supersaturada que é sempre instável. Basta uma pequena agitação na solução supersaturada ou uma simples adição de um pequeno cristal de soluto (germe de cristalização) para que todo o excesso de soluto precipite, voltando a solução ao ponto de saturação.

    A solução supersaturada pode ser formada pela adição de soluto à solução mediante aquecimento, deixando-a resfriar lentamente.

  Quando a solução supersaturada volta a ser saturada, o precipitado (excesso de soluto que é separado da solução) pode receber dois nomes: corpo de fundo (quando o soluto possui maior densidade e fica no fundo) ou sobrenadante (quando o soluto possui menor densidade e fica na superfície da solução).

VOLTAR

Dr. Kimio - Soluções - Definições

Definições

                   Soluções verdadeiras (ou somente soluções) são misturas homogêneas de duas ou mais substâncias.

                    As soluções podem ter seus componentes separados por Processos Físicos de Separação.

                   Nas soluções, o disperso recebe o nome de soluto ou dissolvido, o dispersante o nome de solvente ou dissolvente. Assim, por exemplo, quando dissolvemos o sal comum em água, o sal é o soluto e a água o solvente.

                 No entanto, nem sempre é fácil distinguir o soluto e o solvente de uma solução; é o que acontece numa solução água-álcool. A regra geral é então considerar como soluto a substância que aparece em menor quantidade. Em soluções gasosas, entretanto, não há interesse em distinguir o soluto do solvente e, então, todas as substâncias são chamadas indistintamente de componentes da solução.

VOLTAR

Dr. Kimio - Soluções - Introdução

INTRODUÇÃO

                               Usa-se o termo Dispersão para sistema em que há uma, ou mais, substâncias disseminadas (difundidas, misturadas) sob forma de pequenas partículas numa segunda substância.

                               Estas duas substâncias recebem nomes especiais, a primeira substância, que foi disseminada, chama-se Disperso ou Fase Dispersa, a segunda chama-se Dispersante ou Fase de Dispersão.

                               CLASSIFICAÇÃO DAS DISPERSÕES:

                               As dispersões são classificadas, comumente, segundo o tamanho médio das partículas dispersas.

Características principais dos Principais Sistemas Dispersos:

Características	Soluções Verdadeiras	Soluções Coloidais	Suspensões
Sedimentação das partículas dispersas	Não há sedimentação de nenhum modo	Há sedimentação, utilizando ultra-centrífugas	Há sedimentação espontânea ou com uso de centrífugas comuns
Separação das partículas dispersas por filtração	Não é possível a separação	Há separação utilizando, ultra-filtros	Há fácil separação por uso de filtros comuns
Visibilidade das partículas	As partículas, não são vistas por nenhum processo	As partículas são visíveis ao ultra-microscópio	As partículas são visíveis ao microscópio comum

OBS.:   Ultra-centrífuga – é uma centríguga de alta rotação;

             Ultra-filtro – é um filtro com porosidade extremamente fina;

             Ultra-microscópico – é um microscópio óptico comum, de boa qualidade, onde as partículas em observação são fortemente iluminadas por um lado e observados contra um fundo escuro, para aumentar o efeito de contraste (efeito Tyndall).

VOLTAR

Dr. Kimio - Caso específico: Excesso

Questão: calcule a massa de água formada pela reação de 5 mols de gás oxigênio com 69 g de etanol.

1º) Calcular a massa molar do C₂H₆O;

                                               C₂H₆O: 12 x 2 + 1 x 6 + 16 = 46 g/mol

                       2º) Converter 138 g de etanol para mol;

                                               1 mol etanol → 46 g de etanol

                                                         X        → 69 g de etanol

                                                            X = 1,5 mols de etanol

                            3º) Retirar a relação entre os reagentes da equação balanceada;

                               Da equação: a reação de 1 mol de C₂H₆O reagem com 3 mols de O_2.

                  4º) Montar Regra e Três com as quantidades dos reagentes dadas para verificar se há excesso de algum reagente;

                                               1 mol C₂H₆O    → 3 mols O₂

                                               1,5 mol C₂H₆O →     Y

                                                               Y = 4,5 mols O₂ irão reagir com os 1,5 mols C₂H₆O.

                                O resultado indica que ao reagir 1,5 mols de C₂H₆O serão gastos 4,5 mols de O₂. Como há 5 mols de O₂, este reagente está em excesso; assim, quando reagir 4,5 mols de O₂ serão gastos 1,5 mols de C₂H₆O e a reação cessará. Como o C₂H₆O será totalmente consumido e fará com que a reação pare, este reagente é chamado Reagente Limitante. A quantidade de O₂ disponível é maior do que a necessária, por isso este reagente é chamado Reagente em Excesso.

                       5º) Calcular a quantidade de produto formado;

                          Como a duração da reação é limitada pela quantidade de C₂H₆O disponível (reagente limitante), usa-se este reagente para calcular a quantidade de produto formado.

                                               1 mol C₂H₆O    → 3 mols H₂O

                                               1,5 mol C₂H₆O →     Z

                                                               Z = 4,5 mols de H₂O são formados.

                       6º) Transformar 4,5 mols de H₂O em massa utilizando massa molar da água;

                                               H₂O: 1 g x 2 + 16 g = 18 g/mol

                                                         1 mol H₂O → 18 g de H₂O

                                                     4,5mols H₂O → W

                                                               W = 81 g de H₂O serão formados.

VOLTAR

Dr. Kmio - Caso específico: pureza

Questão: qual a massa de etanol consumida ao se produzir 1,5 mols de água, sabendo que o etanol tem 90% de pureza?

1º) Calcular a massa molar do C₂H₆O;

                                               C₂H₆O: 12 x 2 + 1 x 6 + 16 = 46 g/mol

                            2º) Retirar a relação entre os componentes da equação balanceada;

                                              Da equação: a reação de 1 mol de C₂H₆O formam 3 mols de H₂O

                               3º) Montar regra de três com as quantidades;

                                               46 g de C₂H₆O (1 mol)   →   3 mols de H₂O

                                                                     X                →   1,5 mols de H₂O

                                                                              X = 23 g de etanol serão consumidos.

                               4º) Ajustar a quantidade de etanol a ser consumida de acordo com  pureza;

                                         A pureza do etanol é 90%, isto significa que numa amostra de 100 g deste etanol, temos 90 g de etanol e 10 g de impureza, com isso monta-se uma regra de três para determinar a quantidade de etanol impuro que deve ser usado para garantir que haja os 46 g de etanol para a reação:

                                               100 g amostra → 90 g de etanol

                                                          Y          → 23 g de etanol

                                                                          Y = 25,6 g de amostra devem ser usados na reação.

VOLTAR