Aula 6 Soluções

Soluções

1 2

A

matéria

é formada por

moléculas, que por sua vez são

formadas por partículas

minúsculas chamadas de átomos.

3

H

H

+

H

H

Ligações intramoleculares ou interatômicas

O

H

H

+

+

O

H

H

Átomos _Moléculas

Átomos e moléculas

Substância Fórmula Classificação

Gás hidrogênio H2 Simples

Gás oxigênio O2 Simples

Gás ozônio O3 Simples

Água H2O Composta

Cloreto de sódio NaCl Composta

Açúcar (sacarose)

C₁₂H₂₂O₁₁ Composta

4

Substâncias simples e compostas

5

H H

H H

H H

H H

O

H

H

O

H

H

O

H

H

Simples Composta

Substâncias puras

6

Uma

mistura

é constituída por

duas ou mais substâncias puras,

sejam elas simples ou compostas.

7

Homogênea Heterogênea

Ar Água + Areia

Misturas

8 • Se diferentes fases podem ser vistas a olho nu ou por meio de

um microscópio, a mistura é heterogênea (NÃO É SOLUÇÃO). • A distinção entre misturas homogêneas e heterogêneas por

meio visual é algumas vezes difícil ou impraticável (partículas muito pequenas).

Misturas

9

Distinção entre misturas

homogêneas e heterogêneas

Medida da temperatura de mudança de fase.

• Uma curva de aquecimento obtida de uma mistura homogênea de dois componentes sólidos apresenta dois patamares de temperatura, em intervalos nos quais a temperatura de fusão de cada componente permanece constante.

• A curva de aquecimento e ponto de fusão de uma solução sólida apresenta uma quebra (mudança de inclinação) quando a fusão inicia e outra quebra quando esta termina.

Misturas

10

Figura 1: Curvas de aquecimento e pontos de fusão. (a) Mistura heterogênea de dois componentes. (b) Solução de dois componentes.

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Definição

• Uma solução é uma mistura homogênea de soluto (presente em menor quantidade) e solvente (presente em maior quantidade).

• Somente uma fase está presente.

• Os soluto e solvente são componentes da solução. • Exemplo: açúcar + água

ar

ligas metálicas (ouro 18 quilates: 75% de Au com 25% de Cu ou 25% de Ag)

12

13

Tipos de Solução

 Soluções gasosas

• Todos os gases misturam-se uniformemente com o outro em qualquer proporção (mistura homogênea). • Soluções gasosas têm estruturas típicas de todos os gases.

• A diferença entre uma solução gasosa e um gás puro é que em uma solução as moléculas não são todas iguais.

Ar : Oxigêneo (21%) + Nitrogêneo (78%) + outros gases (1%)

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Tipos de Solução

 Soluções líquidas

• Possuem arranjo molecular típico de um líquido puro. • Uma solução líquida é composta de diferentes partículas, o que a diferencia de um líquido puro. • Exemplo: água mineral (sem gás), soro ficiológico, bebidas...

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Tipos de Solução

 Soluções sólidas

• Solução sólida substituinte:

Estrutura cristalina com regularidade estrutural, mas na qual a estrutura foi feita ao acaso ou pela existência de partículas diferentes ocupando pontos do retículo. Exemplo: mistura de KCl e KBr separados em KCl puro e KBr puro.

Para cada composição intermediária, uma única fase cristalina é formada, mas apresenta íons Cl- e Br- preferencialmente distribuídos nos sítios dos ânions.

Os raios do Cl- e Br- são próximos o suficiente para permitir permuta de um pelo outro.

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Tipos de Solução

• Solução sólida intersticial:

Átomos diferentes, íons ou moléculas ocupam os vértices e fissuras ou interstícios, no retículo hospedeiro. Exemplo: austenita, na qual átomos de carbono ocupam alguns dos interstícios em um arranjo cúbico de face centrada de ferro.

Muitos dos elementos de transição podem formar tais soluções sólidas com átomos pequenos como H, B, C e N.

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Unidades de concentração

• Solvente e soluto.

• Os termos concentrado e diluído são usados para dar uma indicação qualitativa da concentração do soluto em uma solução.

• A composição de uma solução é descrita quantitativamente especificando as concentrações de seus componentes.

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Fração Molar

A fração molar, X, de um componente em solução é a razão da quantidade de matéria de um certo componente pela quantidade de matéria total de todos os componentes.

XA = n A nA + nB + nC + ... XB = n B nA + nB + nC + ... XA + XB + XC + ... = 1.

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Percentagem molar

A percentagem molar, é uma unidade relativa a fração molar. % em mol de A = nA nA + nB + nC + ... x 100 20

Molaridade

A molaridade, ou concentração molar, é a quantidade de matéria do soluto dissolvido por litro de solução.

molaridadel de A = nA Vsolução, L

21

Molalidade

A molalidade é a quantidade de matéria do soluto dissolvido por quilograma do solvente.

molalidade de A = nA

massasolvente, Kg

Uma solução contendo 3 mol de soluto por quilograma de solvente diz-se 3-molal.

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Percentagem em massa

A percentagem em massa, ou massa percentual, é a quantidade de um componente de uma solução espressa como uma percentagem da massa total:

% em massa de A =

massa A

massa A + massa B + massa C + ...

x 100

23 1. Se 28,6 g de sacarose (C12H22O11) forem

dissolvidos em 101,4 g de água, qual é a fração molar da sacarose na solução (Massa molecular da C12H22O11 = 342,3 g/mol; massa molecular da água

= 18,02 g/mol)?

nH2O + nsacarose

Resposta: 28,6/342,3 = 8,36 x 10E-2 101,4/18,02 = 5,627 Xsacarose = n sacarose = 1,46x10E-2

24 2. Qual é a percentagem molar da sacarose na solução descrita acima?

RESPOSTA: 1,46%

3. Qual é a molalidade da sacarose na solução descrita acima?

RESPOSTA: 0,8245 mol/Kg

4. 10,0 g de ácido as córbico (vitamina C / MM=176,1) são dissolvidos em água suficiente para preparar 125 mL de solução. Calcule a molaridade deste componente.

RESPOSTA: n=5,68 x 10E-2 mol M = 0,454 mol/L

25

Solubilidade

Definição:

• É a capacidade de uma substância de se dissolver em outra.

• Esta capacidade é limitada, ou seja , existe um máximo de soluto que podemos dissolver em certa quantidade de um solvente.

• A temperatura interfere na capacidade de dissolução de um solvente com relação a um certo soluto, assim a cada temperatura teremos um determinado valor para a solubilidade.

26

Solubilidade

1. Adição de soluto ao solvente.

2. Desintegração do estado sólido da estrutura e ataque das moléculas do solvente ao retículo cristalino.

27

Solubilidade

A dissolução de um soluto em um solvente depende da intensidade relativa de três forças:

(1) Forças soluto-soluto (forças entre as partículas do soluto antes da dissolução);

(2) Forças solvente-solvente (forças entre as moléculas do solvente após dissolução);

(3) Forças soluto-solvente (forças formadas entre soluto e solvente durante a dissolução.

28 A interação entre as moléculas do solvente (água) e as do soluto são responsáveis pelo processo de solubilização:

- quando uma substância iônica é dissolvida em água, os cátions são atraídos pelo lado "negativo" da molécula de água e os ânions pelos lados "positivos“ (hidratação). A hidratação dos íons é que promove a "quebra" do retículo cristalino da substância iônica, ou seja, a dissolução: as forças existentes entre os cátions e ânions no sólido (ligação iônica – soluto-soluto) são substituidas por forças entre a água e os íons (soluto-solvente).

Solubilidade

Solubilidade

• Considere o NaCl (soluto) dissolvendo-se em água (solvente):

– as ligações de H da água têm que ser quebradas, – o NaCl se dissocia em Na+ _{e Cl}-_,

– formam-se forças íon-dipolo: Na+…_-OH

2 e Cl- …+H2O. – Dizemos que os íons são solvatados pela água. – Se água é o solvente, dizemos que os íons são

hidratados.

30

31

Solubilidade

Solventes Apolares:

Ex.: CCL₄ (tetraédrico) = solvente I4 e S8 = soluto

Não são bons solventes para compostos iônicos e polares (maior energia reticular dos compostos iônicos e polares e interações soluto-solvente fracas)

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Solventes Polares:

Ex.: Água (alta polaridade)= solvente HCl (polar) e NaCl (iônico) = soluto Fortes interações soluto-solvente.

A água é um ótimo solvente para muitos compostos iônicos, porque as forças íon-dipolo na solução são fortes, e cada íon é envolvido por muitas moléculas de água.

A água é mau solvente para substâncias apolares, pois as interações solvente-solvente são tão fortes que não podem ser superadas pelas fracas forças soluto-solvente.

Solubilidade

33

Solubilidade

A água possui alta constante dielétrica devido a: - polaridade de suas moléculas (redução de forças de atração entre íons em solução);

- existência de forças intermoleculares muito fortes (pontes de hidrogênio).

Propriedade Comparação Vantagem para os seres vivos Constante dielétrica

(80 a 20 ºC)

a mais alta de todos os líquidos, exceto H2O2 e HCN

mantém íons separados em solução; permite a mobilidade iônica na fase aquosa

34

Solubilidade

• A ligação de hidrogênio é responsável pelo fato de muitos compostos com grupos hidroxila de baixa polaridade serem solúveis em água.

Ex.: etanol (C2H5OH; momento dipolar 1,70D) – solúvel em água;

cloreto de etila (C2H5Cl; momento dipolar 2,05D) – praticamente insolúvel em água;

sacarose (C12H22O11; baixo momento dipolar / possui 8 grupos –OH) – solúvel em água

35

Saturação e solubilidade

• Solução saturada: maior concentração de soluto que uma solução pode conter.

• Solução insaturada: concentração de soluto menor do que a da solução saturada.

• Solução supersaturada: concentração de soluto maior do que a da solução saturada.

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Saturação e solubilidade

Uréia, CO(NH2)2, é um composto molecular muito

solúvel em água devido as ligações de hidrogênio. A 25ºC, uréia pode ser dissolvida em água até um total de 19 mol por litro de solução formada.

Partículas dispersas: moléculas de uréia.

CO(NH2)2(s) CO(NH2)2 (aq)

Neste ponto a solução é saturada, e o equilíbrio é atingido entre a uréia dissolvida e o sólido em excesso.

37

Calor de solução

Calor de solução, ou entalpia de solução, Hsol, é o

aumento da entalpia em um processo de dissolução, comumente especificado por mol do soluto.

As substâncias dissolvem-se com:

- desprendimento de calor, H < 0 (processo exotérmico) - absorção de calor, H >0 (processo endotérmico)

38 • Há três fases de energia na formação de uma

solução:

– a separação das moléculas do soluto (H1),

– a separação das moléculas do solvente (H2) e

– a formação das interações soluto-solvente (H3).

• Definimos a variação de entalpia no processo de dissolução como

Hdissol = H1 + H2 + H3

• O Hsol pode tanto ser positivo como negativo,

dependendo das forças intermoleculares.

• A quebra de forças intermoleculares é sempre endotérmica.

• A formação de forças intermoleculares atrativas é sempe exotérmica

40 • Para determinarmos se o Hdissol é positivo ou

negativo, consideramos os comprimentos de todas as interações soluto-soluto e soluto-solvente:

–H1 e H2 são ambos positivos.

–H3 é sempre negativo.

– É possível termos tanto H3 > (H1 + H2) quanto H₃ < (H₁ + H₂).

41 42

• Exemplos:

– O NaOH adicionado à água tem Hdissol = -44,48

kJ/mol.

– O NH4NO3 adicionado à água tem Hdissol = + 26,4

kJ/mol.

• ‘Regra’: os solventes polares dissolvem solutos polares. Os solventes apolares dissolvem solutos apolares. Por quê?

– Se o H_dissol é demasiadamente endotérmico, não haverá a formação de uma solução.

– NaCl em gasolina: as forças íon-dipolo são fracas, uma vez que a gasolina é apolar. Conseqüentemente, as forças íon-dipolo não são compensadas pela separação de íons.

43 • Um processo espontâneo ocorre sem intervenção

externa.

• Quando a energia do sistema diminui (por exemplo, deixar um livro cair e permitir que ele caia para uma energia potencial mais baixa), o processo é espontâneo.

• Alguns processos espontâneos não envolvem a variação do sistema para um estado de energia mais baixa (por exemplo, uma reação endotérmica).

Espontaneidade e desordem

44 • Se o processo leva a um maior estado de desordem,

então o processo é espontâneo.

• Exemplo: um mistura de CCl4 e C6H14 é menos

ordenada do que os dois líquidos separados.

Conseqüentemente, eles se misturam

espontaneamente, apesar do H_dissol ser muito próximo de zero.

• Há soluções que se formam a partir de processos físicos e outras por processos químicos.

Espontaneidade e desordem

45

Espontaneidade e desordem

46

Espontaneidade e desordem

• Exemplo: uma mistura de CCl4 e C6H14 é menos

ordenada. • Considere:

Ni(s) + 2HCl(aq)  NiCl2(aq) + H2(g)

• Observe que a forma química da substância sendo dissolvida se alterou (Ni  NiCl2).

• Quando toda a água é removida da solução, não se encontra o Ni, apenas NiCl2·6H2O(s).

Conseqüentemente, a dissolução do Ni em HCl é um processo químico.

47

Espontaneidade e desordem

• Exemplo:

NaCl(s) + H2O (l)  Na+(aq) + Cl-(aq).

• Quando a água é removida da solução, encontra-se NaCl. Conencontra-seqüentemente, a dissolução do NaCl é um processo físico.

48

Efeitos da pressão

• A solubilidade de líquidos e sólidos em solvente líquidos é praticamente independente da pressão.

• De acordo com o princípio de Le Châtelier: um aumento na pressão favoreceria o processo de dissolução se o volume da solução for menor que o volume dos componentes antes da mistura.

• A alteração do volume que acompanha o processo de dissolução é sempre pequena, de forma que a influencia da pressão sobre a solubilidade de sólidos e líquidos é negligenciável.

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Efeitos da pressão

• A solubilidade de um gás em um líquido é uma função da pressão do gás.

• Quanto maior a pressão, mais próximas as moléculas de gás estarão do solvente e maior a chance da molécula de gás atingir a superfície e entrar na solução.

– Conseqüentemente, quanto maior for a pressão, maior a solubilidade.

– Quanto menor a pressão, menor a quantidade de moléculas de gás próximas ao solvente e menor a solubilidade.

50

Efeitos da pressão

Lei de Henry: A solubilidade de um gás dissolvido em um líquido é proporcional a pressão parcial do gás acima do líquido.

• Se Sg é a solubilidade de um gás, k é uma constante

e Pg é a pressão parcial de um gás, então, a Lei de

Henry nos fornece:

g g

kP

S



51 A lei de Henry aplica-se somente quando a concentração do soluto e a sua pressão parcial são baixas, isto é, quando o gás e sua solução são essencialmente ideais e quando o soluto não interage fortemente de nenhuma maneira com o solvente.

Efeitos da pressão

K x 10-5 atm-1 Gás OºC 20ºC 40ºC 60ºC H2 1,72 1,46 1,31 1,21 N2 1,86 1,32 1,00 0,874 O2 3,98 2,58 1,84 1,57 52

Efeitos da pressão

• As bebidas carbonadas são engarrafadas com uma pressão parcial de CO2 > 1 atm.

• Ao abrirmos a garrafa, a pressão parcial de CO2

diminui e a solubilidade do CO2 também diminui.

• Conseqüentemente, bolhas de CO2 escapam da

solução.

53

Efeitos da temperatura

• O açúcar se dissolve melhor em água quente do

que em água fria.

• Geralmente, à medida que a temperatura aumenta, a solubilidade dos sólidos aumenta.

• Algumas vezes, a solubilidade diminui quando a temperatura aumenta (por exemplo Ce2(SO4)3).

55 • A experiência nos mostra que as bebidas carbonadas

ficam insípidas ao serem aquecidas.

• Conseqüentemente, os gases se tornam menos solúveis à medida que a temperatura aumenta. • A poluição térmica: se os lagos se aquecem muito, o

CO2 e o O2 tornam-se menos solúveis e ficam

indisponíveis para as plantas ou animais.

Efeitos da temperatura

56

57

Propriedades coligativas

Propriedades de uma solução que dependem da concentração de partículas do soluto e não de sua natureza.

58

Propriedades coligativas

Abaixamento da pressão de vapor

• A tendência de escape de um solvente é medida pela

sua pressão de vapor, a qual diminui pela presença de algum soluto.

59

Abaixamento da pressão de vapor

Propriedades coligativas

60

Propriedades coligativas

Abaixamento da pressão de vapor

• Os solventes não voláteis reduzem a habilidade

das moléculas da superfície do solvente de escaparem do líquido.

• Conseqüentemente, a pressão de vapor é reduzida.

• A quantidade da redução da pressão de vapor depende da quantidade de soluto.

61

Propriedades coligativas

Abaixamento da pressão de vapor

• Lei de Raoult: a pressão parcial de vapor de um

componente na solução líquida é proporcional à fração molar daquele componente multiplicado pela sua pressão de vapor.

onde, PA é a pressão de vapor da solução (pressão do solvente

na solução), PA é a pressão de vapor do solvente puro e

A é a fração molar do solvente na solução. A A A

P

P







62

Propriedades coligativas

Se XA = 1 – XB, onde o subíndice B representa o

soluto,

PA = (1 – XB) PA

Ou, resolvendo para XB,

X_B = PA - PA

PA

Assim, PA - PA é o abaixamento da pressão de vapor provocado pela presença de um soluto.

P_A - P_A é o abaixamento da pressão de vapor relativo.

PA

63 O composto não-volátil sulfanilamida (C6H8O2N2S)

dissolve-se rapidamente em acetona C3H6O). Qual a

pressão de vapor a 39,5ºC de uma solução contendo 1,00 g de sulfanilamida dissolvida em 10,0g de acetona, se a pressão de vapor da acetona pura a esta temperatura é 400 mmHg?

Exercitando

Resposta: nsulfenilamida = 2,82 x 10 -3 _mol nacetona = 0,172 mol Xacetona = 0,967 Psolução = 3,87 x 10 2 mmHg 64

Propriedades coligativas

Abaixamento da pressão de vapor

• A solução ideal: aquela que obedece à lei de Raoult. • A lei de Raoult falha quando as forças

intermoleculares solvente-solvente e soluto-soluto são maiores do que as forças intermoleculares soluto-solvente.

65

Propriedades coligativas

Abaixamento da pressão de vapor

• Desvio positivo da lei de Raoult: a pressão parcial

de vapor de cada componente (pressão total de vapor) é maior do que em uma solução ideal. • Isto ocorre porque a tendência de escape de cada

componente é mais alta de que quando puro. • Assim, as atrações intermoleculares na solução são

mais fracas que aquelas no componente puro. • Processo de formação da solução é endotérmico

(ΔHsol > 0).

66

Propriedades coligativas

Abaixamento da pressão de vapor

• Desvio negativo da lei de Raoult: tendência de

escape de cada componente na solução é baixa. • Assim, as forças intermoleculares na solução são

mais fortes que nos componentes puros.

• Processo de formação da solução é exotérmico (ΔHsol

< 0).

67

Propriedades coligativas

Intensidades relativas das forças intermoleculares

Desvio da lei de Raoult

Componentes puros

Solução ΔHsol Exemplo Positivo Mais forte Mais

fraca

Positivo Acetona + dissulfeto de

carbono Negativo Mais fraca Mais

forte

Negativo Acetona + clorofórmio Nenhum

(Ideal)

Igual (Igual) Zero Benzeno + Tolueno

68

Elevação do ponto de ebulição

• Um líquido ferve à temperatura na qual sua pressão de vapor é igual à pressão atmosférica.

• A pressão de vapor de uma solução a cada temperatura diminui como resultado da presença de um soluto, portanto, é necessário aquecer a solução a uma temperatura mais alta a fim de alcançar seu oonto de ebulição.

Propriedades coligativas

69

Propriedades coligativas

70

Propriedades coligativas

Elevação do ponto de ebulição

• A elevação do ponto de ebulição é proporcionalà

molalidade das partículas do soluto .

• A 1 atm (ponto de ebulição normal de líquido puro) existe uma pressão de vapor mais baixa da solução. Conseqüentemente, uma temperatura mais alta é necessária para atingir uma pressão de vapor de 1 atm para a solução (Te).

• Se Te representa a elevação do ponto de ebulição e é igual

a (Te)solução – (Te)solvente, então

m

K

T

_e



_e



Molalidade do soluto Constante de proporcionalidade 71

Propriedades coligativas

O valor de Ke depende somente do solvente e representa o aumento do ponto de ebulição provocado pela adição de um mol de partículas do soluto a um quilograma de solvente, caso a solução se comporte idealmente..

72

Propriedades coligativas

Diminuição do ponto de congelamento

• A 1 atm (ponto de ebulição normal para líquido puro)

não há abaixamento por definição.

• Quando uma solução congela, congela-se quase só o solvente puro primeiro.

– Conseqüentemente, a curva de sublimação para o solvente puro é a mesma da solução.

– Portanto, o ponto triplo ocorre a uma temperatura mais baixa em virtude da pressão de vapor mais baixa para a solução.

73

Propriedades coligativas

Diminuição do ponto de congelamento

• A solução congela a uma temperatura mais baixa (Tf)

do que o solvente puro.

• A diminuição do ponto de congelamento (Tf) é

diretamente proporcional à molalidade (Kf é a

constante de abaixamento do ponto de congelamento molal):

m

K

T

_f



_f



74

Diminuição do ponto de congelamento

Propriedades coligativas

75

Propriedades coligativas

Osmose

• Membrana semipermeável: permite a passagem de alguns componentes de uma solução.

• Exemplo: membranas celulares.

• Osmose: é o movimento de um solvente a partir de uma concentração baixa de soluto para uma concentração alta de soluto.

• Existe movimento em ambos os sentidos através de uma membrana semipermeável.

• À medida que o solvente move-se através da membrana, os níveis de fluidos nos braços se tornam irregulares.

76

Propriedades coligativas

Osmose

• Conseqüentemente, a diferença de pressão entre os braços interrompe a osmose.

77

Propriedades coligativas

Osmose

• A pressão osmótica, , é a pressão necessária para prevenir a osmose:

MRT

RT

V

n

nRT

V























78

Propriedades coligativas

Osmose

• Soluções isotônicas: duas soluções com o mesmo

 separadas por uma membrana semipermeável. • Solução hipotônica: uma solução de  mais baixo

(menor concentração de soluto) do que uma solução hipertônica (maior concentração de soluto).

• A osmose é espontânea.

• Os glóbulos vermelhos são envolvidos por membranas semipermeáveis.

79

Propriedades coligativas

Osmose

• Crenadura:

– glóbulos vermelhos colocados em solução hipertônica (em relação à solução intracelular); – existe uma concentração de soluto mais baixa na

célula do que no tecido circundante;

– a osmose ocorre e a água passa através da membrana fora da célula.

– A célula murcha.

80

Osmose

• Hemólise:

– glóbulos vermelhos colocados em uma solução hipotônica;

– existe uma concentração maior de soluto na célula;

– a osmose ocorre e a água entra na célula; – a célula se rompe.

Propriedades coligativas

81

Propriedades coligativas

Osmose

Hemólise Crenadura 82

Propriedades coligativas

Osmose

– O pepino em solução de NaCl perde água murchando e se transformando em picles.

– A cenoura mole colocada em água se torna firme porque a água entra via osmose.

– A comida salgada provoca a retenção de água e o inchamento de tecidos (edema).

– A água entra nas plantas via osmose.

– O sal adicionado à carne ou o açúcar à fruta evita infecção bacteriana (uma bactéria colocada no sal perderá água através de osmose e morrerá).

83

Propriedades coligativas

Osmose

• O transporte ativo é o movimento de nutrientes e sobras através de um sistema biológico.

• O transporte ativo não é espontâneo.

84

Colóides

• Os colóides são suspensões nas quais as partículas suspensas são maiores do que as moléculas, mas pequenas demais para saírem da suspensão devido à gravidade.

• Tamanho da partícula: 10 a 2000 Å. • Existem vários tipos de colóides:

– aerosol (gás + líquido ou sólido; por exemplo, névoa e fumaça),

– espuma (líquido + gás; por exemplo, creme chantilly), – emulsão (líquido + líquido; por exemplo, leite), – sol (líquido + sólido; por exemplo, tinta),

85

Colóides

– espuma sólida (sólido + gás; por exemplo, marshmallow),

– emulsão sólida (sólido + líquido; por exemplo, manteiga),

– sol sólido (sólido + sólido; por exemplo vidro rubi). • Efeito Tyndall: habilidade de um colóide de dispersar

a luz. O feixe de luz pode ser visto através do colóide.

86

Colóides

87 Colóides hidrófilos e hidrofóbicos

• Os colóides mais importantes são aqueles nos quais o meio dispersante é a água.

• Colóides ‘amantes de água’: hidrófilos. • Colóides ‘inimigos da água’: hidrofóbicos.

• As moléculas se ordenam de forma que as partes hidrofóbicas estejam orientadas no sentido de si mesmas. • Se uma grande macromolécula hidrofóbica (molécula

gigante) precisa existir em água (por exemplo, em uma célula) as moléculas hidrofóbicas fixam-se na macromolécula deixando as extremidades hidrofílicas interagirem com a água.

Colóides

88

Colóides

89

Colóides

Colóides hidrófilos e hidrofóbicos

• Grupos hidrófilos típicos são polares (contêm ligações

C-O, O-H, N-H) ou carregados.

• Os colóides hidrofóbicos precisam ser estabilizados em água.

• Adsorção: quando algo se fixa à uma superfície dizemos que ele é adsorvido.

• Se os íons são adsorvidos na superfície de um colóide, o colóide mostra-se hidrófilo e é estabilizado em água. • Considere uma pequena gota de óleo em água. • Adicione estearato de sódio à água.

90

Colóides

91

Colóides hidrófilos e hidrofóbicos

• O estearato de sódio tem uma longa cauda hidrófila (CH₃(CH₂)₁₆-) e uma pequena ponta hidrofóbica (-CO₂

-Na+_).

• A cauda hidrofóbica pode ser absorvida em uma gota de óleo, deixando a cabeça hidrófila na superfície. • As cabeças hidrófilas, então, interagem com a água, e a

gota de óleo é estabilizada em água.

Colóides

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Colóides

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Colóides

Colóides hidrófilos e hidrofóbicos

• A maior parte das manchas de sujeira nas pessoas e nas

roupas são baseadas em óleo. Sabões são moléculas com longas caudas hidrofóbicas e pontas hidrófilas que removem a sujeira, estabilizando o colóide em água. • A bile excreta substâncias como o estereato de sódio, que

forma uma emulsão com gorduras em nosso intestino delgado.

• Agentes emulsificadores ajudam a formar uma emulsão.

94

Colóides

Remoção de partículas coloidais

• As partículas coloidais são pequenas demais para serem separadas por meios físicos (por exemplo, a filtração). • As partículas coloidais são coaguladas (aumentadas) até

que possam ser removidas por filtração. • Métodos de coagulação:

– calor (as partículas de colóide se movem e são atraídas entre si quando colidem);

– adição de um eletrólito (neutraliza as cargas de superfície nas partículas do colóide).

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Colóides

Remoção de partículas coloidais

• Diálise: com a utilização de membranas semipermeáveis separa-se os íons das partículas coloidais.