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.

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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.

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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).

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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.

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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).

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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.

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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.

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