Soluções e Dispersões

Se nós colocarmos uma colher de sal de cozinha em um copo com água e agitarmos, veremos que ele irá se dissolver totalmente. Porém, o mesmo não acontecerá se fizermos a mesma coisa com uma colher de areia. Toda a areia irá se depositar. Podemos, então, dizer que o sal de cozinha (daqui por diante chamado de cloreto de sódio, NaCl) formou uma solução aquosa, ou seja, uma solução em água, ou ainda, uma dispersão. Onde o NaCl é o disperso (ou soluto) e a água é o dispergente (ou solvente). Mas, o que são soluções mesmo?

CARACTERÍSTICAS

Podemos definir uma dispersão como sendo um sistema no qual uma substância está disseminada (ou dissolvida), sob a forma de pequenas partículas, numa outra substância. Como em cada solução o tamanho das partículas varia de composto para composto, utiliza-se este método para classificar as dispersões. Desse modo, temos:

Nome da dispersão Tamanho médio das partículas
Soluções verdadeiras Entre 0 e 1 nm
Soluções coloidais Entre 1 e 100 nm
Suspensões Acima de 100 nm

Não esquecendo que 1nm (um nanômetro) corresponde a 10-9m

SOLUÇÕES VERDADEIRAS

  1. Natureza das partículas – Átomos e íons.
  2. Tamanho médio das partículas – Entre 0 e 1 nanômetro.
  3. Visibilidade das partículas – As partículas não podem ser vistas nem com auxílio de um ultra-microscópio.
  4. Sob centrifugação – As partículas não se depositam nem sob uma ultra-centrífuga.
  5. Filtração – As partículas não são retidas por nenhum tipo de filtro.
  6. Sob o efeito de um campo elétrico – Caso a solução seja não-iônica (solução molecular), não há passagem de corrente elétrica. Quando é iônica, os cátions se dirigem para o pólo negativo, enquanto que os ânions se dirigem para po pólo positivo. (ocorrendo o fenômeno da eletrólise).

SOLUÇÕES COLOIDAIS

  1. Natureza das partículas – Aglomerados de átomos, íons (podendo ser íons grandes) ou moléculas (podendo ser moléculas grandes).
  2. Tamanho médio das partículas – Entre 1 e 100 nanômetros.
  3. Visibilidade das partículas – As partículas podem ser vistas com auxílio de um ultra-microscópio (desde que seja um sistema heterogêneo).
  4. Sob centrifugação – As partículas depositam-se sob ação de uma ultra-centrífuga.
  5. Filtração – As partículas podem ser retidas por meio de um ultra-filtro.
  6. Sob o efeito de um campo elétrico – As partículas de um determinado colóide possuem carga elétrica de mesmo sinal; assim, todas elas migram para um mesmo pólo elétrico (partículas de carga positiva migram para o pólo negativo e vice-versa), ocorrendo o fenômeno da eletroforese.

SUSPENSÕES

  1. Natureza das partículas – Grandes aglomerados de átomos, íons ou moléculas.
  2. Tamanho médio das partículas – Acima de 100nm.
  3. Visibilidade das partículas – As partículas podem ser vistas com auxílio de um microscópio comum (desde que seja um sistema heterogêneo).
  4. Sob centrifugação – As partículas se depositam sob ação de uma centrífuga comum.
  5. Filtração – As partículas podem ser retidas por nenhum tipo de filtro comum (como um papel de filtro).
  6. Sob o efeito de um campo elétrico – As partículas não se movimentam pela ação de um campo elétrico.

Abaixo, citamos exemplos de cada um dos sistemas explicados:

Sistema Exemplo
Soluções
verdadeiras
Açúcar em água, sal em água, éter em álcool etc.
Soluções
coloidais
Gelatina em água, aerosóis, neblina etc.
Suspensões Terra suspensa em água, giz em água etc.

 

SOLUÇÕES VERDADEIRAS

Talvez, a mais importante das soluções, seja a solução verdadeira, já que é com a qual mais se trabalha. A partir de agora vamos estudá-la em seus detalhes, passando a chamá-la apenas de “solução” para facilitar, certo?

Antes de tudo, vamos dar uma pequena definição a ela. Podemos definir solução como sendo uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias. Como foi dito na página anterior, o disperso, ou seja, a substância que se dissolve é chamado de soluto, enquanto que o dispersante é chamado de solvente. Assim, se dissolvermos alguns gramas de cloreto de sódio (nessa altura, recuso-me a dizer que cloreto de sódio é o sal de cozinha) em água, quem é quem? Acertou quem disse que o sal de cozinha, desculpem, o cloreto de sódio é o soluto, já que se dispersou, e a água é o solvente, já que dispersou o sal.

Nós entramos em contato com todos os tipos de soluções. Apesar da maioria pensar que soluções são apenas misturas entre líquidos, podemos ter soluções sólido-sólido (como as ligas metálicas), sólido-líquido (como a nossa “água salgada” exemplificada acima), líquido-líquido (água e álcool), líquido-gás (como a água gaseificada), gás-gás (como o ar que respiramos), só para citar alguns. Em nosso estudo, daremos maior atenção às soluções sólido-líquido.

“Ó grande Alquimista! Eu, por acaso, posso dissolver uma substância em outra eternamente? Não há limite para isso?” Muitos fazem esta pergunta e a resposta é: Claro que tem limite! Uma substância pode ser muito solúvel, mediamente solúvel, pouco solúvel ou completamente insolúvel em determinada substância. Como regra geral, podemos dizer que “semelhante dissolve semelhante”. Melhor com um exemplo, certo? O iodo puro (I2), é muito pouco solúvel em água (sendo mais solúvel em álcool, éter etc.); mas quando fazemos uma solução aquosa de iodeto de potássio (KI), que é bastante solúvel em água, o iodo passa a ser mais facilmente solúvel (atribui-se a isso a formação do complexo tri-iodeto de potássio – KI3). Outro exemplo é o enxofre (S), que é insolúvel em água, mas totalmente solúvel em dissulfeto de carbono (CS2).

A água é um composto covalente polar, isso explica por que ela dissolve mais facilmente outras substâncias polares e não dissolve direito (ou mesmo é incapaz disso) substâncias orgânicas que são, em sua maioria, covalentes apolares. Contudo, toda regra tem exceção. E para que se tenha uma idéia do que é dissolvido pela nossa amiga ou não, temos a tabela abaixo:

Função Química Solubilidade em H2O Principais
Exceções
Ácidos Solúveis -
Hidróxidos Insolúveis em geral Hidróxidos de metais alcalinos e de amônio.
Nitratos, cloratos e acetatos Solúveis
Cloretos, brometos e iodetos Solúveis Ag+; Hg+; Pb+2
Sulfatos Solúveis Ca+2, Sr+2, Ba+2 e Pb+2
Óxidos metálicos Em geral, insolúveis Óxidos de metais alcalinos, alcalino-terrosos e de metais com Nox elevado (por reagirem com a água).
Óxidos
não-metálicos
Em geral solúveis (por reagirem com a água)

SOLUBILIDADE

Vejamos agora um pouco mais detalhadamente o fenômeno da solubilidade. Como foi dito na página anterior, para tudo tem limite, ou seja, não se pode dissolver uma substância em outra eternamente. Toda substância possui uma quantidade necessária (normalmente medida em gramas) capaz de saturar determinado volume de um solvente (normalmente em 100ml). Claro, dependendo da temperatura e pressão ambientes. Essa quantidade é chamada de “Coeficiente ou grau de solubilidade”.

Certo, certo, vamos descomplicar, e com um exemplo é mais fácil compreender. Se se pegar um copo d’água e formos dissolvendo colheradas de sal de cozinha, após certo tempo, vamos notar que não conseguiremos dissolver mais um único grama sequer. Todo o excedente ficará depositado no fundo do copo em questão. Diz-se, então que a água está “saturada” de sal de cozinha. Isso por que atingimos o seu ponto de saturação. O ponto de saturação do cloreto de sódio (já disse que esse é o nome do composto do sal de cozinha) é de aproximadamente 36g por 100ml a 0ºC de água. Se eu tentar dissolver 40g, o que acontecerá? Acertou quem disse que 4g de sal ficará depositado no fundo.

“Por acaso o coeficiente de solubilidade é o mesmo para todas as substâncias?” Resposta: Não, não é. Assim, se 100ml de água dissolve 36g de NaCl a 0°C, esta mesma quantidade deste solvente dissolverá 1220g de AgNO3 (nitrato de prata) ou 2g de CaSO4 (sulfato de cálcio) à mesma temperatura referida logo acima. “Ah, tá… Mas, vós disseste-nos 0°C, a temperatura influi neste processo. E quanto à pressão?” Obrigado pelo “vós”, mas, continuando, a resposta é SIM, a pressão, assim como a temperatura, também atua de maneira a alterar o coeficiente de solubilidade de uma substância. Desse modo, se eu reunir numa tabela a variação de solubilidade de uma substância em função da temperatura o que poderemos obter? Não sabem? Ora, um gráfico! Neste gráfico podemos analisar a variação da solubilidade em função da temperatura, obtendo assim, uma curva, a chamada “Curva de solubilidade”. Como exemplo, podemos citar a curva de solubilidade do nitrato de potássio (KNO3) abaixo, ao lado da variação de sua solubilidade em função do tempo.

Solubilidade
de KNO3
em H2O
Temp.
0ºC
g/100ml
de H2O
0 13,3
10 20,9
20 31,6
30 45,8
40 63,9
50 85,5
60 110
70 138
80 169
90 202
100 246
esq9.gif

Coeficiente de solubilidade x Temperatura (ºC)
(g de KNO3/100ml de H2O)

Observem que a área compreendida sobre a curva representa a região das soluções supersaturadas (soluções em que há mais soluto na solução do que o coeficiente de solubilidade permite), que são instáveis. Abaixo da curva, há a região da soluções não-saturadas ou insaturadas, que são estáveis. Há casos que uma substância apresenta coeficiente de solubilidade é praticamente nulo. A esse tipo de substância dá-se o nome de insolúvel, como no caso do sulfato de cálcio em água. Mas também há casos em que o coeficiente de solubilidade é enorme, daí dizemos que essas duas substâncias são totalmente miscíveis em todas as proporções (isso é mais comum entre dois líquidos, como água e álcool, pois chega a um ponto em que a água é que passa a se dissolver no álcool).

Se dissolvermos muito lentamente uma substância, digamos acetato de sódio (CH3COONa), em água e formos aquecendo até cerca de 90ºC, e depois deixarmos esta solução em repouso para que esfrie até chegar à temperatura ambiente, iremos obter uma solução supersaturada, certo? Bem, o mais interessante é que, se deixarmos cair um pequeno cristalzinho do acetato de sódio nessa solução, todo ele se recristalizará (claro, o meio era instável e depois da perturbação ele fará de tudo para voltar à estabilidade). Mas, o mais interessante é que a solução devolverá a energia cedida para dissolver a quantidade excedente. Trocando em miúdos, a solução liberará calor. Esta é a base dos sacos de água quente que se aquecem sozinhos. Preparam uma solução supersaturada de um sal (mais comumente o acetato de sódio), com um pequeno disco de metal na respectiva bolsa. Uma mexida neste disco e haverá perturbação no meio e… Calor! Para reaproveitar a bolsa, basta colocá-la em banho-maria e aquecê-la para que o sal se dissolva novamente e assim sucessivamente. Mas, isso só funciona com sais com uma curva de solubilidade pronunciada; no caso do cloreto de sódio não funcionaria, pois a variação de solubilidade é quase nula.

CONCENTRAÇÃO DE SOLUÇÕES

Qual a diferença entre um café com uma ou duas colheres de açúcar? Bem, a segunda é mais doce, claro. Seria devido ao açúcar? Certamente. Mas e as soluções em geral? Isso influi em alguma coisa? Bem, se formos fazer uma reação entre dois compostos, ao alterarmos a concentração de uma das duas soluções teremos maior ou menor intensidade na reação. Muito bem, como se faz para expressarmos isso? Ora, voltando ao exemplo do café, podemos dizer que a segunda xícara é duas vezes mais concentrada que a primeira, então temos: 1ª xícara: 1 colher de açúcar por (digamos) 200mL de café. 2ª xícara: 2 colheres de açúcar por 200mL de café. Muito interessante, mas em química expressar quantidades por colheres (de sopa, normal ou de sobremesa?) por xícaras (de café, de chá ou o quê?) é inviável. Por isso, nós temos as “Unidades de Concentração”.

CONCENTRAÇÃO COMUM (C) - É a razão entre a massa do soluto (sempre medido em gramas) por volume de solução (sempre medida em litros).

Matematicamente: C = m1
    V

Sua unidade é expressa em gramas de soluto por litros de solução, ou seja, g/L. Note que a massa do soluto recebe índice 1. Qualquer unidade que se refira ao soluto (volume, massa, moles etc) receberá índice 1. Se se referir ao solvente, o índice será 2. Se não hover índice nenhum, então a unidade se referirá à solução como um todo. Deve-se lembrar que o volume refere-se à solução e não ao solvente. Assim, uma solução a 4g/L de um soluto X, deverá ser preparada dissolvendo 4g deste soluto em uma determinada quantidade de solvente e só DEPOIS é que se completa o volume até 1 litro, certo?

PERCENTAGEM EM PESO (% p/p) - É a representação percentual da massa do soluto em relação à massa da solução, ambas em gramas.

Matematicamente: % p/p = m1 . 100
    m

PERCENTAGEM EM PESO/VOLUME (% p/v) - Similar à percentagem em peso, só que esta representa percentual da massa do soluto (em gramas) em relação ao volume da solução (em mililitros).

Matematicamente: % p/p = m1 . 100
    V

MOLARIDADE (M) - De início deve-se dizer que o símbolo da molaridade é uma letra M meio “afrescalhada”. Para não utilizar uma imagem gif só por causa de uma letra, prefiro representá-la por um M maiúsculo e apresento minhas desculpas aos puristas. Esta unidade de concentração também é chamada “concentração molar” e é uma das mais importantes por ser uma das mais utilizadas nos trabalhos em laboratório. A molaridade pode ser definida como sendo a razão entre o número de moles do soluto e o volume da solução, ou seja, M= n1/V . Como o número de moles de uma substância é calculada dividindo sua massa em gramas pelo valor de sua molécula-grama (também chamada mol) – n1 = m1 / Mol1 – podemos, então, dizer que a molaridade é a razão entre a massa do soluto e o produto entre o mol deste soluto e o volume da solução em litros.

Matematicamente: M = m1
    Mol1 . V

NORMALIDADE (N) - Esta unidade de concentração também é chamada “concentração normal” e, da mesma forma que a molaridade, muito importante nos trabalhos laboratoriais. A normalidade pode ser definida como sendo a razão entre o número de equivalentes do soluto e o volume da solução, ou seja, N = neq.1 / V . Como o número de equivalentes de uma substância é calculado dividindo sua massa em gramas pelo valor de seu equivalente-grama – neq.1 = m1 / Eq1 – podemos, então, dizer que a normalidade é a razão entre a massa do soluto e o produto entre o equivalente-grama deste soluto e o volume da solução em litros.

Matematicamente: N = m1
    Eq1 . V

OBSERVAÇÕES
• Podemos definir equivalente-grama de um elemento químico como sendo a massa deste elemento que é capaz de reagir (ou deslocar) com 1g de hidrogênio ou 8g de oxigênio. Já que as substâncias reagem equivalente a equivalente, podemos determinar o equivalente-grama de uma substância através de outra substância.

• Para se calcular o equivalente-grama das substâncias utiliza-se o seguinte critério:

  1. Ácidos – O equivalente-grama dos ácidos é igual à razão entre seu mol pelo número de hidrogênios ionizáveis que ele produz, ou seja, o número de íons hidroxônios (H+ liberados na solução).
  2. Bases – O equivalente-grama das bases é igual à razão entre seu mol pelo número de hidroxilas (OH-) liberadas na solução.
  3. Sais – O equivalente-grama dos sais é igual à razão entre seu mol e a carga (em módulo, ou seja, sem levar o sinal em conta) total do ânion ou cátion.
  4. Oxidantes e redutores – O equivalente-grama dos oxidantes e redutores é igual à razão entre seu mol e o número total de elétrons que cede ou recebe, respectivamente, numa reação.

Fração Molar (X) – É a razão entre o número de moles do soluto (ou do solvente) pelo número total de moles da solução, ou seja, o número de, moles do soluto mais o número de moles do solvente. Se houver mais de um soluto na solução, o número de todos eles deverão entrar na conta. Para representar matematicamente esta unidade, devemos levar em conta que podemos calcular a fração molar tanto do soluto como do solvente. Assim, a expressão matemática de cada um fica:

Fração Molar
do soluto
X1 = n1
  n1 + n2
 
Fração Molar
do solvente
X2 = n2
  n1 + n2

Esta unidade de concentração é adimensional, ou seja, não é acompanhada de nenhuma dimensão (metro, quilograma, mol, segundo etc.). E, considerando que o denominador será maior ou igual que o numerador (nesse último caso, não haverá uma solução, mas uma substância pura), podemos afirmar que a fração molar variará na faixa: 0 < x < 1.

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45 Respostas

  1. muito obrigada por ter me ajudado a ter uma boa nota com essas informaçoes

  2. vlw pela a ajuda ;D
    ieiopwewwe :&

  3. Valeu pela ajuda FOI 10!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!

  4. Obrigada pela ajuda!!!!!!!!!!!!!

  5. ótimo site!
    Adorei
    foi muito útil! parabéns! e obrigada ;)

  6. Valeu mesmo adorei foi de bom serventia…

  7. Adorei a explicação. Descomplicou um pouco da química.

  8. O site realmente eh mto bom. Contem informaçoes ralmente fundamentais para o conhecimento do estudo da quimica e realmente

  9. descomplicou um pouco minha vida na quimica.

  10. Ótima matéria, descomplicada e muito bem humorada! Parabéns!

  11. foi muito bom pq eu aprendi e fisso minha pesquisa……….

  12. Olá,
    Gostaria de saber o que significa a unidade dag/kg?
    Obrigada,

  13. Oi, Ana.

    “dag” é abreviação de “decagrama” (1 dag = 10 g). Esta é uma forma de referencia de concentração em massa. dag/kg significa “decagrama por quilograma. Esta unidade é usada em análise de constituintes do solos, empregado pela agricultura para determinar o quão fértil ele (o solo) pode ser.

    Sugiro que vc dê uma pesquisada no site da EMBRAPA.

    Abraços.

  14. valeu pelo força, vc foi a luz no fundo do meu tuneoooooo

  15. valeu isso foi muito ultil para mim
    me ajudou muito no meu trabalho

  16. Primeiramente muito obrigado por me ajudar nas pesquisas do meu trabalho,e com isso aprendo mais….

  17. quando se dissolve iodeto de potassio em agua quais os ions formados

  18. Os íons iodeto (I–) e potássio (K+).

  19. Obrigado!

  20. Parabens..Esse site é ótimooo

  21. Ameeeeei. Toow revisando para FEDERAL já do final do ano, e ameei a suua ajuda! OBRIGADA!

  22. Opaa vlw mesmo em ;D
    Aposto quee vaii tem um infeliz da minha sala quee vai vim ver essa mesmaa pag ;x

  23. Só espero que ele escreva melhor que você.

  24. Gostei.
    valeu, vocês me ajudaram muito. ;D

  25. Muita Boa a explicação. Irei até mostrar ao meu professor de quimica. Valeu pelas dicas

  26. muito obrigada pela ajuda foi muito proveitosa valeu.
    S2

  27. muito bom site…serviu-me pouco, pois eu queria saber bastante tb sobre disperções e ali fala quase tudo sobre soluções mais valeu

  28. Muito fixe adorei, vou utilizar ist para o meu trabalho! Adorei, não sei o que dizer de melhor, porque está fantástico!

  29. Ótimo!!! Adorei essas explicações.

  30. muito bom!!!!!

  31. valeu !!!
    humm otimo site e descomplica um poukinho ki estava complicado…
    vlw
    aihhh
    pela ajudinhahhhh

    estão de parabens

  32. Muito bom o seu trabalho! Adorei! Muitos alunos assim como eu, acabam deixando dúvidas a serem respondidas de último momento! Essas informações postadas neste site são de grande ajuda na hora do estudo!
    Continue assim!

  33. muito intereçante mesmo muiticima obrigada grata
    foi muito util♥.

  34. vc poderia me informar a referencia bibliográfica?

  35. Qualquer livro de ensino médio.

  36. OOBBRRIIGGAADDOO!!

  37. valew obrigado!!!!

  38. Muito com esse artigo !!

  39. foi espetaculoso…. achei tudo o que eu queria; e se ñ fosse isso aí eu ñ teria feito um maldito trabalho de químicaaaaa… \o/

  40. muito muito bom amei!!!!

  41. Parabéns gostei muito é bem completo.

  42. Adorei a explicação, consegui fazer um otimo trabalho!!!

  43. muuuuuito bom!

  44. adorei, vcs me ajudaram bastante no meu teste
    perfeito..

  45. Gostei muito,fiquei impressionada o quanto pude aprender…..Legal!!!!!!!!!!!!!!

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