1. Aspectos Gerais
1.1. É uma mistura homogênea na qual existe o soluto (que está em menor quantidade) e o solvente (que está em maior quantidade)
1.1.1. Quando o solvente for água será considerada uma solução aquosa
1.1.2. Uma solução é formada quando uma substância se dispersa uniformemente em outra
1.2. Estados Físicos
1.2.1. Sólidos
1.2.1.1. Exemplo: Liga metálicas. O ouro 18K, que é 75% ouro e 25% de outros metais
1.2.2. Líquidos
1.2.2.1. Exemplo: NaCl em água
1.2.3. Gases
1.2.3.1. Qualquer mistura de gases será homogênea
1.2.3.2. Exemplo: O ar atmosférico. O nitrogênio será o solvente e o oxigênio o soluto
1.3. Condução Elétrica
1.3.1. Eletrolítica
1.3.1.1. Possui íons livres, logo conduz eletricidade
1.3.2. Não-Eletrolítica
1.3.2.1. Não conduz eletricidade
1.4. Classificação
1.4.1. Saturada
1.4.1.1. Solução em equilíbrio com o soluto não dissolvido
1.4.1.2. Está no coeficiente de solubilidade
1.4.2. Insaturada
1.4.2.1. Soluto em menor quantidade para formar uma solução saturada
1.4.2.2. Abaixo do coeficiente de solubilidade
1.4.3. Supersaturada
1.4.3.1. É uma solução formada quando dissolve-se mais soluto do que em uma solução saturada
1.4.3.2. Está acima do coeficiente de solubilidade
1.4.3.3. Bastante instável
1.4.4. Solubilidade
1.4.4.1. Capacidade de uma substância em se dissolver em outra
1.4.4.2. Fatores que afetam a solubilidade
1.4.4.2.1. Interação Soluto - Solvente
1.4.4.2.2. Pressão
1.4.4.2.3. Temperatura
1.4.5. Coeficiente de Solubilidade
1.4.5.1. A massa máxima que se dissolver em um líquido em uma dada concentração, temperatura e pressão
1.5. Energia e Solução
1.5.1. Energia de Solvatação
1.5.1.1. O processo de solvatação requer consumo de energia, que é usada para quebrar as ligações entre os íons solutos e a interação das moléculas do solvente
1.5.1.2. Por outro lado, a liberação de energia é formada devido à interação entre o soluto e o solvente que formam a fase exotérmica
1.5.1.3. Entalpia da Solução = Entalpia de Retículo + Entalpia de Hidratação
1.5.1.3.1. O ΔH da solução pode ser positivo ou negativo
1.5.2. Formação de Solução com Mudança de Energia
1.5.2.1. Ocorre em três fases
1.5.2.1.1. 1 - Separação das moléculas do soluto (Energia Reticular)
1.5.2.1.2. 2 - Separação das moléculas do solvente
1.5.2.1.3. 3 - Formação das interações soluto-solvente (Energia de Hidratação)
1.5.2.2. "Semelhante dissolve semelhante"
1.5.2.3. O ΔH da solução depende do equilíbrio entre a entalpia reticular e a entalpia de hidratação
1.5.2.4. Se a entalpia de rede for pequena e a entalpia de hidratação for grande, logo a partícula será bem solúvel
1.5.2.5. Se a entalpia de rede for maior e a entalpia de hidratação for grande, logo a partícula será insolúvel
1.5.3. Espontaneidade
1.5.3.1. A mudança na energia livre determina se a solubilidade é espontânea ou não
1.5.3.2. ΔG = ΔH - T.ΔS
1.5.3.2.1. Se for menor que zero, significa que é espontânea
1.5.3.3. Geralmente, quando um sólido ordenado se dissolve, a entropia aumenta
2. Formas de Expressar as Concentrações
2.1. Concentração Comum (C)
2.1.1. C = m/v
2.2. Concentração em Quantidade de Matéria
2.2.1. Concentração em quantidade de matéria = quantidade de matéria do soluto / volume de solução
2.3. Título (τ)
2.3.1. τ = m (soluto) / m (solução) x 100
2.3.2. τ = v (soluto) / v (solução) x 100
2.3.3. τ = m (soluto) / v (solução) * 100
2.4. PPM
2.4.1. ppm = massa do componente da solução / massa total da solução x 1.000.000
2.5. PPB
2.5.1. PPB = massa do componente na solução / massa total da solução x 1.000.000.000
2.6. Concentração Mol/L
2.6.1. n = m / v (l) . M
2.6.2. n = n / v (l)
2.7. Molalidade
2.7.1. w = m (soluto) / 1kg (solvente
2.8. Fração Molar
2.8.1. É a relação estabelecida entre o número de moles de uma determinada substância e o número de moles de toda a mistura de substâncias inseridas. A letra que representa esta relação é um X maiúsculo
2.8.2. Xi = Ni / Nt
2.9. Diluições
2.9.1. É o acréscimo de solvente a alguma solução
2.9.2. O volume aumenta
2.9.3. A concentração diminui
2.9.4. A massa do soluto será a mesma
2.9.5. C1 . V1 = C2 . V2
3. Propriedades Coligativas
3.1. Pressão de Vapor
3.1.1. Pressão dos vapores acima do líquido a uma dada temperatura constante
3.1.2. Lei de Raoult
3.1.2.1. P = x (solvente) x P°
3.1.2.1.1. A pressão de vapor do solvente diminui devido à presença do soluto e é proporcional à fração molar do solvente
3.1.2.1.2. Soluções que obedecem essa lei são consideradas soluções ideais
3.1.2.1.3. Solução ideal: não existe distinção entre as interações solvente-solvente, soluto-soluto e solvente-soluto
3.1.2.1.4. Soluções reais podem obedecer a lei de Raoult quando o soluto estiver em baixa concentração. (Não eletrólito : 0,1 mol/L e eletrólito: 0,01 mol/L)
3.1.3. Quando a velocidade de evaporação for igual a velocidade de condensação, teremos um equilíbrio dinâmico
3.1.4. Fator que afeta a pressão de vapor
3.1.4.1. Líquidos diferentes
3.1.4.1.1. Isso por causa das interações intermoleculares
3.1.4.1.2. di di < dp dp < ligação de hidrogênio
3.1.4.1.3. Quanto maior a intensidade = menor volátil = menor pressão de vapor
3.2. Ebulição
3.2.1. O processo de ebulição ocorre quando a pressão de vapor se iguala com a pressão atmosférica do local onde se encontra
3.2.2. Dois líquidos podem ter a mesma pressão de vapor
3.2.2.1. Para isso, devem estar em suas temperaturas de ebulição, mas no mesmo local
3.2.3. A pressão atmosférica é inversamente proporcional em relação a altitude
3.3. Tonoscopia
3.3.1. Tonoscopia é uma propriedade coligativa que estuda o abaixamento da pressão máxima de vapor de um solvente ao ser adicionado um soluto não volátil a ele
3.3.2. A adição de um soluto não - volátil a um solvente puro causa a diminuição da pressão de vapor
3.4. Ebulioscopia
3.4.1. É a propriedade coligativa correspondente ao aumento do ponto de ebulição de um líquido quando se acrescenta a ele um soluto não-volátil (que não evapora)
3.4.2. Ou seja, a adição de um soluto não - volátil a um solvente puro causa aumento na temperatura de ebulição
3.4.3. ΔTb = Kb . M
3.5. Crioscopia
3.5.1. É uma propriedade coligativa que estuda o abaixamento do ponto de congelamento de um solvente pela adição de um soluto não volátil
3.5.2. ΔTf = Kf . M
3.6. Osmose
3.6.1. Fenômeno espontâneo
3.6.2. Passagem do meio menos concentrado para o mais concentrado
3.6.3. Finalidade de igualar as concentrações
3.6.4. Isso ocorre nas membranas das células
3.6.5. Pressão osmótica
3.6.5.1. Equação de van’t Hoff
3.6.5.1.1. Fórmulas
3.7. Osmose Reversa
3.7.1. Passagem forçada do solvente do meio mais concentrado para o menos concentrado