Soluções

As misturas podem ser homogêneas ou heterogêneas.

As misturas homogêneas possuem uma fase distinta.
As misturas heterogêneas possuem duas ou mais fases distintas.

Uma solução é sempre formada pelo soluto e pelo solvente.

Soluto – substância que será dissolvida.
Solvente – substância que dissolve.

A água é chamada de solvente universal. Isso porque ela dissolve muitas substâncias e está presente em muitas soluções.

As soluções podem ser formadas por qualquer combinação envolvendo os três estados físicos da matéria: sólido, líquido e gasoso.

Exemplos de soluções no nosso dia-a-dia:

- álcool hidratado 
- acetona
- água mineral
- soro fisiológico

Tipos de Dispersão

Dispersão – são sistemas nos quais uma substância está disseminada, sob a forma de pequenas partículas, em uma segunda substância.

Um exemplo é a mistura entre água e areia em um copo. No início, a mistura fica turva, mas com o passar do tempo, as partículas maiores vão de depositando no fundo do copo. Mesmo assim, a água ainda fica turva na parte de cima. A água não ficará totalmente livre de areia.

De acordo com o tamanho das partículas, podemos classificar estas dispersões em solução verdadeira, colóide e suspensão.

Veja a seguir o diâmetro médio das partículas dispersas:

Obs. 1nm (nanômetro) = 1.10-9m

SOLUÇÃO

São misturas homogêneas translúcidas, com diâmetro médio das partículas entre 0 e 1nm.

Exemplos: açúcar na água, sal de cozinha na água, álcool hidratado.
 

COLÓIDES

São misturas homogêneas que possuem moléculas ou íons gigantes. O diâmetro médio de suas partículas é de 1 a 1.000nm. Este tipo de mistura dispersa facilmente a luz, por isso são opacas, não são translúcidas.

Podem ser sólidas, líquidas ou gasosas.

O termo colóide vem do grego e significa "cola" e foi proposto por Thomas Grahm, em 1860 para as denominar as substâncias como o amido, cola, gelatina e albumina, que se difundiam na água lentamente em comparação com as soluções verdadeiras (água e açúcar, por exemplo).

Apesar dos colóides parecerem homogêneos a olho nu, a nível microscópico são heterogêneos. Isto porque não são estáveis e quase sempre precipitam.

Exemplos: maionese, shampoo, leite de magnésia, neblina, gelatina na água, leite, creme.

Suspensão – são misturas com grandes aglomerados de átomos, íons e moléculas. O tamanho médio das partículas é acima de 1.000nm.

Exemplos: terra suspensa em água, fumaça negra (partículas de carvã suspensam no ar).
 

COEFICIENTE DE SOLUBILIDADE

Quando adicionamos sal a um copo com água, dependendo da quantidade colocada neste copo, o sal se dissolverá ou não. O mesmo acontece quando colocamos muito açúcar no café preto. Nem todo o açúcar se dissolverá no café. A quantidade que não se dissolver ficará depositada no fundo.

O Coeficiente de Solubilidade é a quantidade necessária de uma substância para saturar uma quantidade padrão de solvente, em determinada temperatura e pressão.

Em outras palvras, a solubilidade é definida como a concentração de uma substância em solução, que está em equilíbrio com o soluto puro a uma dada temperatura.

Exemplos:
AgNO3 – 330g/100mL de H2O a 25°C
NaCl – 357g/L de H2O a 0°C
AgCl – 0,00035g/100mL de H2O a 25°C

Veja que o AgCl é muito insolúvel. Quando o coeficiente de solubilidade é quase nulo, a substância é insolúvel naquele solvente.

Quando dois líquidos não se misturam chamamos de líquidos imiscíveis (água e óleo, por exemplo). Quando dois líquidos se misturam em qualquer proporção, ou seja, o coeficeinte de solubilidade é infinito, os líquidos são miscíves (água e álcool, por exemplo).  
 

Classificação das Soluções Quanto à Quantidade de Soluto

De acordo com a quantidade de soluto dissolvida na solução podemos classificá-las em: solução saturada, solução insaturada e solução supersaturada.

Solução Saturada – são aquelas que  atingiram o coeficiente de solubilidade. Está no limite da saturação. Contém a máxima quantidade de soluto dissolvido, está em equilíbrio com o soluto não-dissolvido, em determinada temperatura. Dizer que uma solução é saturada é o mesmo que dizer que a solução atingiu o ponto de saturação. 

Solução Insaturada (Não-saturada) – são aquelas que contém menos soluto do que o estabelecido pelo coeficiente de solubilidade. Não está em equilíbrio, porque se for adicionado mais soluto, ele se dissolve até atingir a saturação.

Solução Supersaturada – são aquelas que contém mais soluto do que o necessário para formar uma solução saturada, em determinada temperatura. Ultrapassa o coeficiente de solubilidade. São instáveis e podem precipitar,  formando o chamado precipitado (ppt) ou corpo de chão.

CURVAS DE SOLUBILIDADE

São gráficos que apresentam variação dos coeficientes de solubilidade das substâncias em função da temperatura.

Veja os coeficientes de solubilidade do nitrato de potássio em 100g de água. A a partir destes dados é possível montar a curva de solubilidade.

Para qualquer ponto em cima da curva de solublidade, a solução é saturada.
Para qualquer ponto acima da curva de solubilidade, a solução é supersaturada.
Para qualquer ponto abaixo da curva de solubilidade, a solução é insaturada.

Através do gráfico também é possível observar que a solubilidade aumenta com o aumento da tempratura. Em geral, isso ocorre porque quando o soluto se dissolve com absorção de calor (dissolução endotérmica). As substâncias que se dissolvem com liberação de calor (dissolução exotérmica) tendem a ser menos solúveis a quente.

Curva de Solubilidade de alguns sais
FONTE: https://www.furg.br/furg/depto/quimica/solubi.html

 
FONTE: https://luizclaudionovaes.sites.uol.com.br/solub.1.gif

Observando o gráfico acima sobre a solubilidade de alguns sais, responda:
1) Qual o soluto mais solúvel a 0°C?

É o KI, porque solubiliza quase 130g em 100g de água.

2) Qual o C.S. aproximado do NaNO3 a 20°C?

90

3) Se a temperatura de uma solução baixar de 70°C para 50°C, qual será aproximadamente a massa do KBr que precipitará?

70°C = 90g
50°C = 80g
Então: 90-80 = 10g

4)  Qual sal tem a solubilidade prejudicada pelo aquecimento?

Na2SO4

5) Se o KNO3 solubiliza 90g em 100g de água a 50°C, quanto solubilizará quando houver 50g de água?

x = 45g de sal KNO3

6) Que tipo de solução formaria 80g do sal NH4Cl a 20°C?

Solução Supersaturada.

Soluções Importantes no Cotidiano:

Quanto à proporção do soluto/solvente

A solução pode ser:
- Concentrada: grande quantidade de soluto em relação ao solvente.
Exemplo: H2SO4 conc = ácido sulfúrico 98% + água

- Diluída: pequena quantidade de soluto em relação ao solvente.
Diluir significa adicionar mais solvente puro a uma determinada solução.
Exemplo: água + pitada de sal de cozinha.

TIPOS DE CONCENTRAÇÃO

Concentração é o termo que utilizamos para fazer a relação entre a quantidade de soluto e a quantidade de solvente em uma solução. 
As quantidades podem ser dadas em massa, volume, mol, etc.
Observe: 
m1= 2g
n2 = 0,5mol
V = 14L

Cada grandeza tem um índice. Utilizamos índice:
1 = para quantidades relativas ao soluto 
2 = para quantidades relativas ao solvente
nenhum índice = para quantidades relativas à solução

Exemplos:
massa de 2g do soluto NaCl: m1= 2g
número de mols de 0,5mol do solvente água: n2 = 0,5mol
volume da solução de 14L: V = 14L

As concentrações podem ser:

1. Concentração Comum
2. Molaridade
3. Título
4. Fração Molar
5. Normalidade

Concentração Comum (C)

É a relação entre a massa do soluto em gramas e o volume da solução em litros. 

Onde:                                                                                                           
C = concentração comum (g/L)
m1= massa do soluto(g)
V = volume da solução (L)

Exemplo:
Qual a concentração comum em g/L de uma solução de 3L com 60g de NaCl?

Concentração comum é diferente de densidade, apesar da fórmula ser parecida. Veja a diferença:

A densidade é sempre da solução, então:

Na concentração comum, calcula-se apenas a msoluto, ou seja, m1

Molaridade (M)

A molaridade de uma solução é a concentração em número de mols de soluto e o volumede 1L de solução. 

Onde:                                                            
M = molaridade (mol/L)
n1= número de mols do soluto (mol)
V = volume da solução (L)

O cálculo da molaridade é feito através da fórmula acima ou por regra de três. Outra fórmula que utilizamos é para achar o número de mols de um soluto:

Onde:
n = número de mols (mol)
m1 = massa do soluto (g)
MM = massa molar (g/mol)

Exemplo:       
Qual a molaridade de uma solução de 3L com 87,75g de NaCl? 
                     

Podemos utilizar uma única fórmula unindo a molaridade e o número de mols:

Onde:
M = molaridade (mol/L)
m1 = massa do soluto (g)
MM1= massa molar do soluto (g/mol)
V = volume da solução (L)

Título () e Percentual (%)

É a relação entre soluto e solvente de uma solução dada em percentual (%). 
Os percentuais podem ser:
- Percentual massa/massa ou peso/peso: 
%m/m ; %p/p

- Percentual massa/volume:
%m/V ; %p/V

   
- Percentual volume/volume:
%v/v

Exemplos: 
NaCl 20,3% = 20,3g em 100g de solução
50% de NaOH = 50g de NaOH em 100mL de solução (m/v)
46% de etanol = 46mL de etanol em 100mL de solução (v/v)
O título não possui unidade. É adimensional. Ele varia entre 0 e 1. 
O percentual varia de 0 a 100.
   ou   

Para encontrar o valor percentual através do título:

Relação entre concentração comum, densidade e título:

      
Relação entre outras grandezas:

Ou simplesmente:
 

 

Exemplo:
1) Uma solução contém 8g de NaCl e 42g de água. Qual o título em massa da solução? E seu título percentual?
                        % = ?
                          
               
                                                                         
                                  
   
                                   

2) No rótulo de um frasco de HCl há a seguinte informação:
título percentual em massa = 36,5%
densidade = 1,18g/mL
Qual a molaridade desse ácido?
Transformar o percentual em título:

Depois aplicar a fórmula:

Para achar a molaridade:

Fração Molar (x)

A fração molar é uma unidade de concentração muito utilizada em físico-química. Pode ser encontrado o valor da fração molar do soluto e também do solvente. É uma unidade adimensional. 
     ou     

    ou     

Então:

Onde:
x = fração molar da solução
x1= fração molar do soluto
x2 = fração molar do solvente
n1= n°de mol do soluto
n2 = n° de mol do solvente
n = n° de mol da solução

Observação:

Exemplo:

Adicionando-se 52,0g de sacarose, C12H22O11 a 48,0g de água para formar uma solução, calcule para a fração molar da sacarose nesta solução:

Para achar a fração molar do soluto (sacarose):

Normalidade (N ou η)

É a relação entre o equivalente-grama do soluto pelo volume da solução. A unidade é representada pela letra N (normal). Está em desuso, mas ainda pode ser encontrada em alguns rótulos nos laboratórios.

Onde:                                                            
N = normalidade (N)
n Eqg1 = número de equivalente-grama do soluto
V = volume da solução

Como calcular o equivalente-grama?
Para ácido:

Onde: 
1E ácido = 1 equivavelnte-grama do ácido
MM = massa molar

Exemplo:
Quantas gramas tem 1E (um equivalente-grama) de HCl?
            

Para base: 

Onde: 
1E base = 1 equivavelnte-grama da base
MM = massa molar

Exemplo: 
Quantos equivalentes-grama tem em 80g de NaOH?
       

Para sal: 

Onde:
1E sal = 1 equivavelnte-grama do sal
MM = massa molar

Exemplo: 
Quantas gramas tem 1E de NaCl?
       

Resumindo as três fórmulas, o equivalente-grama pode ser dado por:

Onde:
MM = massa molar
x = n° de H+, n° de OH- ou n° total de elétrons transferidos

Algumas relações entre normalidade, molaridade e massa:

Exemplo de cálculo envolvendo normalidade:
Qual a massa de ácido sulfúrico (H2SO4) contida em 80mL de sua solução 0,1N?
Dados: 
MM = 98g/mol
V = 80mL = 0,08L
N = 0,1N
m1= ?
Calcular o equivalente-grama:

Calcular a massa:
            

DILUIÇÃO

Consiste em adicionar mais solvente puro a uma determinada solução.
A massa de uma solução após ser diluída permance a mesma, não é alterada, porém a sua concentração e o volume se alteram. Enquanto o volume aumenta, a concentração diminui. Veja a fórmula:

Onde: 
M1 = molaridade da solução 1
M2 = molaridade da solução 2
V1 = volume da solução 1
V2 = volume da solução 2

Para esta fórmula, sempre M1 e V1 são mais concentrados e M2 e V2 são mais diluídos. 

Exemplo:
Um químico deseja preparar 1500mL de uma solução 1,4mol/L de ácido clorídrico (HCl), diluindo uma solução 2,8mol/L do mesmo ácido. Qual o volum de solução que havia na primeira solução a ser diluída?
Dados:

Observe que as unidades de volume foram mantidas em mL. Se uma das unidades for diferente, deve-se transformar para litros.

MISTURA DE SOLUÇÕES

- De mesmo soluto: na mistura de soluções de mesmo soluto não há reação química entre estas soluções. Neste caso, o valor do volume final é a soma das soluções. 

Onde:
C = concentração comum (g/L)
M = molaridade (mol/L)
V = volume (L)

Exemplo: 
Qual a molaridade de uma solução de NaOH formada pela mistura de 60mL de solução a 5mol/L com 300mL de solução a 2mol/L?

- De diferente soluto que reagem entre si: ocorre reação entre as substâncias que compõe a mistura. Para que a reção seja completa entre os solutos, os volumes misturados devem obedecer a proporção estequiométrica que corresponde à reação química.
Veja as fórmulas utilizadas:

Reação de Neutralização:

Fonte: