A diferença fundamental entre uma solução e uma suspensão é o tamanho das partículas dispersas

2. A adição de solutos a solventes pode originar três tipos de sistemas — soluções, suspensões e colóides • A diferença fundamental entre uma solução e uma suspensão é o tamanho das partículas dispersas • misturas cujas partículas dispersas são muito menores do que aquelas que podem ser vistas a olho nu, mas muito maiores que moléculas individuais. Tais partículas são denominadas partículas coloidais

3. CLASSIFICAÇÃO DOS COLÓIDES Dependendo do tipo da partícula coloidal e do meio dispergente, os colóides podem ser classificados de várias maneiras, ou seja, recebem nomes particulares: • Aerossol — consiste em um sólido ou um líquido disperso em um gás.

4. • Emulsão — são colóides formados por líquido disperso em outro líquido ou sólido. Os exemplos mais conhecidos desse tipo de colóide são a maionese, o queijo e a manteiga. • Espuma— consiste em um gás disperso em sólido ou líquido. Sol — são colóides formados pela dispersão de um sólido em líquido. O plasma sangüíneo é formado por grandes moléculas orgânicas dispersas em água.

5. Gel — é um colóide formadopela dispersão de um líquido em um sólido. Pode ser considerado um tipo de sol, no qual as partículas do dispersante sólido compõem um retículo contínuo, de estrutura aberta e semi-rígida. Nesse tipo de colóide, tanto o disperso (líquido) como o dispersante (sólido) são contínuos

7. Saber expressar quantitativamente essa concentração; Estudar soluções para....?????? Compreender o significado da concentração de soluções;

8. 1 – CONCEITO: São misturas de duas ou mais substâncias que formam um única fase (homogênea).

9. 2-COMPONENTES DA SOLUÇÃO As soluções apresentam composição variável, são sistemas homogêneos, formados por uma ou mais substâncias dissolvidas (soluto) num líquido (solvente), que não forma depósitos no fundo do recipiente (corpo de chão). Seus componentes não podem ser separados por filtração. Sua separação é possível usando outros processos físicos como por exemplo a destilação.

11. 3 – TIPOS DE SOLUÇÕES 3.1- Quanto ao estado físico

13. 3.2- Quanto a natureza do soluto: Soluções Iônicas (eletrolíticas) São aquelas em que o soluto é um composto iônico. Exemplo: água + sal de cozinha. Soluções Moleculares (não - eletrolíticas) São aquelas em que o soluto é um composto molecular. Exemplo: água + açúcar. Obs.:os ácidos são compostos moleculares, que em água, originam uma solução eletrolítica.

14. 3.3 – Quanto a solubilidade A substância que se dissolve é o soluto, a substância na qual o soluto se dissolve é o solvente. A mistura homogênea resultante é a solução.

16. "Solutos diferentes apresentam solubilidades diferentes“ - Solução diluída - quantidade grande de solvente em relação ao soluto Ex: 2 g de NaCl em 100ml de H2O a 18ºC - Solução concentrada- quantidade grande de soluto em relação ao solvente Ex: 30g de NaCl em 100ml de H2O a 18ºC

17. - Solução saturada- contém a máxima quantidade de sal que se dissolve em 100ml de H2O a uma determinada temperatura. • Ex: 36g de NaCl em 100ml de H2O a 18ºC • Solução supersaturada-apresenta uma maior quantidade de soluto do que o solvente consegue dissolver. Essa solução apresenta corpo de chão, corpo de fundo ou precipitado. • Ex: 40 g de NaCl em 100 mL de H2O a 18ºC

18. OBS: a solução supersaturada é instável, agitando-a ou adicionando-lhe um pequeno cristal do soluto ( gérmen de cristalização), ocorrerá imediata precipitação do soluto dissolvido em excesso, voltando a ser saturada.

19. Adicionando um pequeno cristal à solução supersaturada de acetato de sódio, a cristalização inicia-se com formação de cristais na forma de agulhas e continua até que todo o soluto em excesso se cristalize.

20. 4 – COEFICIENTE E CURVA DE SOLUBILIDADE Coeficiente de solubilidade : É a quantidade máxima de uma substância capaz de dissolver uma quantidade fixa de solvente. Em certas condições experimentais. A quantidade pode ser expressa em g ou mol por 100g de solvente. Geralmente o Cs é expresso em m1/ 100 g de H2O.

21. Curvas Ascendentes : São substâncias que se dissolvem com a absorção de calor, isto é, a dissolução é endotérmica. Curvas Descendentes : São substâncias que se dissolvem com a liberação de calor, isto é, a dissolução é exotérmica. Observe o gráfico a dissolução do KNO3, do K2CrO4 e do NaCl é endotérmica. Dentre essas, a dissolução do KNO3 é a que mais varia com a temperatura (observe a inflexão da curva). A dissolução do Ce2(SO4)3 é exotérmica.

22. SUPERSATURADA SATURADA INSATURADA

23. TIPOS DE CURVAS DE SOLUBILIDADE CS Ponto de inflexão Diretamente proporcional A D Salhidratado C Não sealtera Inversamenteproporcional B TºC

24. 357 g de NaCl 400 g de NaCl 1L de água a 0°C 1L de água a 0°C 1L de água a 0°C • CS do NaCl a 0°C = 35,7 g / 100g de H2O • CS do NaCl a 25°C = 42,0 g / 100g de H2O insaturada Saturada

25. 400 g de NaCl 1L de água a 0°C 1L de água a 0°C 1L de água a 25°C SOLUÇÃO SUPERSATURADA Supersaturada • A concentração na solução final está acima do CS do NaCl a 0°C.

26. Solubilidade de compostos iônicos em àgua Por ser polar, a água aproxima-se dos íons que formam um composto iônico (sólido) pelo pólo de sinal contrário à carga de cada íon, conseguindo assim anular suas cargas e desprendê-las do resto do sólido. Uma vez separado do sólido, os íons são rodeados por moléculas de água, evitando que eles regressem ao sólido (ex. NaCl).

27. O lado da molécula da água que contém os átomos dehidrogênio (+) atrairá os íons Cl-, e os íons Na+ serão atraídos pelo lado do átomo de oxigênio (-) da água. Esta é a maneira como as substâncias sólidas iônicas se dissolvem na água, e este processo é chamado de hidratação. Quando o solvente é outro que não a água, o processo é denominado de solvatação.

28. 5 - Preparo de soluções no laboratório THE NEXT/CID O soluto é transferido para o frasco e, em seguida, adiciona-se um pouco de água destilada e agita-se até que todo o sólido se dissolva. Finalmente, acrescenta- -se água com auxílio de uma pisseta até atingir a marca de 1.000 mL. Massa do soluto = 80 g M(NaOH) = 40 g • mol–1 1 Introdução às expressões de concentração das soluções aquosas

29. Unidades de massa grama = 103 miligramas quilograma (kg) = 103 gramas miligrama = 10-3 gramas = 10-6 kg Unidades de volume Litro = 103 mililitros = dm3 m3 = 103 litros mililitro = cm3 = 10-3 litro

30. 6 – Tipos de Concentrações • Concentração Comum C (g/L)– Indica a massa do soluto em 1 L da solução. • C = m1 Onde: m1 = massa do soluto • V V = volume da solução em litros • EXEMPLO • Uma solução de NaOH apresenta 200 mg dessa base num volume de 400 mL de solução. Qual a Concentração (g/L)? • Solução: • m1 = 200 mg = 0,2 g ; V = 400 mL = 0,4 L • C = 0,2 g / 0,4 L = 0,5 grama/Litro A solução preparada contém 80 g de soluto dissolvidos em 1,0 L de solução.

31. Concentração Molar ou molaridade M ( mol/L )–Indica o nº de mols do soluto em 1 L da solução. • OBS: Um solução 2 molar significa que apresenta 2 mols do soluto por litro da solução. • M = n1 onde: n1 = número de mols do soluto. • V V = Volume da solução em litros.

32. Exemplo Uma solução de H2SO4 contém 0,75 mols desse ácido num volume de 2500 cm3 de solução. Qual a Molaridade ? Solução: n1 = 0,75 mol ; V = 2500 mL = 2,5 L M = n1 / V = 0,75 / 2,5 = 0,3 mol/L ou 0,3 M

33. Contando íons em solução

35. Título em massa tm– É a razão entre a massa do soluto e a massa da solução. sem unidades Ainda: T% = T . 100

36. Exemplo Foram dissolvidas 80 gramas de NaCl em 320 gramas de água. Qual o título da solução ? Solução: m1 = 80 g ; m2 = 320 g ; m = 400 g T = 80 / 80 + 320 = 80 / 400 = 0,2 Resposta: T = 0,2 ou T% = 20 %

37. Título em volume tv–É a razão entre o volume do soluto e o volume da solução. sem unidades O Título em volume é usado para expressar a graduação alcoólica das bebidas. Ex.: 38o GL = 38 % Ainda: Tv% = Tv . 100

38. Exemplo Uma bebida alcoólica apresenta 25% de etanol (álcool). Qual o volume, em mL, do etanol encontrado em 2 litros dessa bebida ? Solução: Tv% = 25%  Tv = 0,25 ; V = 2 L V1 = Tv. V = 0,25.2 = 0,5 L = 500 mL Resposta: V1 = 500 mL = 0,5 L

39. Densidade da Solução– É a relação entre a massa do soluto e o seu volume. • d = m • V

40. Ampliando: Densímetro Densímetros 1,06 g/cm3 1,03 g/cm3 Urina com densidade fora do normal Urina normal

41. Relações entre C e T dividindo C por T, resulta

42. Observações: 1. A Concentração (C) sempre deve ser expressa em g/L; 2. Se a densidade também está expressa em g/L a relação resultará C = T . d 3. Se a densidade está expressa em g/mL (ou g/cm3) a relação resultará C = T . 1000 . d

43. M M = Relações entre C, T e M m1 = massa do soluto M1 = massa molar do soluto como n1 = m1 / M1

44. Exemplo Uma solução de HCl contém 36,5 %, em massa do ácido e densidade 1,2 g/mL.Qual a Molaridade ? Solução: T% = 36,5 %  T = 0,365; d = 1,2 g / mL M= T . 1000 . d / M1 = 0,365 . 1000 . 1,2 / 36,5 M = 12,0 mol ou 12,0 M ou 12,0 Molar

45. : : : : – – – – 104 104 104 104 Partes por milhão (ppm)em massa e em volume Para valores de título e porcentagem muito pequenos Pode se referir ao título em massa ou ao título em volume. 0,05 ppm em massa massa de solutomassa de solução 0,000005 g100 g 0,000005100 0,05 g1.000.000 g = = = = 0,000005% 30 ppm em volume volume de solutovolume de solução 0,0030 L100 L 0,0030100 30 L1.000.000 L = = = 0,003% =

46. A concentração da água oxigenada H2O2 (aq) . . Solução de H2O2: 11,2 volumes ─ solução aquosa contendo 1,0 mol de peróxido de hidrogênio dissolvido em 1,0 L de solução.

47. Fração em quantidade de matéria ou Fração Molar Razão entre a quantidade de matéria de um dos componentes da solução e a de matéria total na solução: sendo xsoluto a fração em quantidade de matéria do solutoe xsolvente a fração em quantidade de matéria do solvente.

48. Molalidade – W É calculada pela da razão entre a quantidade de matéria de soluto e a massa (em kg) de solvente.

49. Concentração normal ou normalidade - N - é a relação entre o no de equivalentes do soluto e o volume da solução expresso em litros. Regras práticas para o cálculo do equivalente-grama (E): 1- Dos elementos químicos: é o quociente do átomo-grama pela valência do elemento. Ex: Sódio: E = A/1 = 23/1 = 23g E = átomo-grama Cálcio: E = A/2 = 40/2 = 20g valência (no oxidação do elemento) 2- Dos ácidos: é o quociente da molécula-grama do ácido pela valência total dos H ionizáveis (V) ou é a massa desse ácido que libera um mol de íon H+. Ex: Ácido Clorídrico: E = M/1 = 36,5/1 = 36,5g E = PM Nº H+ Ácido fosfórico: E = M/3 = 98/3 = 32,6 g

50. 3- Das bases: é o quociente da molécula grama (M) da base pela valência total das hidroxilas (OH-) Ex: Hidróxido de sódio: NaOH : E = M/1 = 40/1 = 40g E = P.M Hidróxido de cálcio: Ca(OH)2: E = M/2 = 74/2 = 37g Nº OH- 4 - Dos sais normais: é o quociente da molécula grama (M) do sal pela valência do cátion ou do ânion (V) ou carga total do cátion (ou do ânion) do sal. Ex: valência total do cátion é o produto da valência do cátion pelo no de cátions presentes na fórmula do sal. E = MM C Ex: sulfato de alumínio: Al2(SO4)3 cátion Al3+ valência do cátion +3 +6 número de cátions 2 ânion SO42- valência do ânion -2  -6 número ânions 3 Valência total em valor absoluto é 6 => E = M/6 = 342/6 = 57g