Leituras para esta secção

Petrucci: Capítulo 13 (secções 1 – 6)

Introdução

Soluções são misturas homogéneas de mais do que uma substância. A palavra homogênea implica que a mistura é uma única fase onde as propriedades serão as mesmas não importa onde uma amostra seja retirada.

Podemos confirmar que uma mistura de mais de um componente é uma solução na maioria das vezes apenas olhando para a nossa mistura. Se pudermos ver através da mistura (Clear) então é muito provavelmente uma única fase, o que significa uma solução. Se a mistura for opaca, então há provavelmente duas ou mais fases que não se misturam uma com a outra e, portanto, espalham a luz, tornando-a turva. Assim, o suco de maçã é uma solução enquanto o leite tem água, gotículas de óleo e alguns sólidos de leite, todos em suspensão mas não se dissolvendo uns nos outros. Podemos ver isso melhor se deixarmos o leite não homogeneizado sentar um pouco. O creme (óleos) subirá para cima, deixando um líquido mais translúcido (principalmente água com alguns sólidos em suspensão, chamado leite de manteiga) por baixo. Com um tratamento físico adicional (por exemplo, centrifugação), podemos separar ainda mais os componentes do leite. Claramente, a mistura que vimos como ‘leite’ não era uma solução embora possa ter havido alguns componentes que foram (por exemplo, mais de um tipo de óleo dissolvido um no outro para fazer o óleo parte do creme.

Quando você está fazendo observações de misturas líquidas em um laboratório, é importante, portanto, indicar a cor (vermelho, azul, rosa…), mas também a clareza (claro, opaco, turvo, leitoso…) da amostra líquida que você está descrevendo. Assim, o suco de maçã é uma solução clara e amarela enquanto que o leite é uma mistura opaca e branca. A observação da claridade nos permite dizer com confiança que o suco de maçã é uma única fase e portanto é uma solução enquanto o leite não é uma única fase e portanto não é uma única solução.

Soluções podem ser sólidas, líquidas ou gasosas (soluções líquidas são mais interessantes para os químicos).

Fase gasosa

Soluções de fase gasosa são facilmente formadas a partir de qualquer mistura de gases uma vez que as moléculas do gás tão raramente interagem entre si. Se a mistura de gases não reagir, então uma solução de fase gasosa irá quase certamente formar-se (pelo menos à temperatura e pressão ambiente)

Fase líquida

Na fase líquida, as moléculas estão suficientemente próximas que as forças intermoleculares se tornam importantes. Nesta fase, uma solução só formará entre (digamos) duas espécies A e B se as forças intermoleculares A—A, B—B e A–B forem aproximadamente as mesmas.

Por exemplo, hexano e heptano são dois líquidos não polares. As forças intermoleculares em cada um destes líquidos puros são principalmente forças de dispersão, devido a dipolos temporários. Estas são forças bastante fracas. Entretanto, as forças intermoleculares que existiriam entre o hexano e o heptano também seriam principalmente de dispersão na natureza. Assim, formar-se-á uma solução líquida. Diz-se que os dois líquidos são completamente miscíveis um no outro.

Se as forças de uma das moléculas para a sua própria espécie forem muito maiores do que para a outra, uma solução pode não se formar. Tomemos, por exemplo, a Água e o hexano. A água é uma molécula polar e, além disso, liga-se a outras moléculas de água com ligações de hidrogênio. Estas são duas forças intermoleculares mais fortes (e mais fortes) (em comparação com as forças de dispersão). O hexano, por outro lado, não se pode envolver em nenhum destes dois tipos de interacções e, portanto, não se mistura com a água. Estes dois líquidos são ditos imiscíveis um no outro.

Fase sólida (Cristais)

Na fase sólida, não só as forças intermoleculares estão muito bem definidas, mas também os cristais de forma sólida são arranjos rígidos de átomos cujo espaçamento é bastante regular. Para que um segundo tipo de molécula se encaixe, deve ter tamanho e forma semelhantes às moléculas (ou átomos) do hospedeiro.

Sólidos comuns “soluções” deste tipo podem ser encontrados em pedras preciosas e em ligas metálicas, entre outras.

Composição de soluções:

Molaridade

Existem vários métodos comuns para relatar a composição de soluções com as quais estamos lidando. O método particular que utilizamos depende em grande parte do uso que vamos dar a ele. Na maioria das soluções relativamente diluídas onde precisamos de cálculos rápidos e fáceis que relacionam o número de moles em solução com o volume, usamos a molaridade. Concentração, em Molaridade pode ser calculada como:

onde n = número de moles de soluto e V = volume de solução. Isto dá-nos uma concentração em unidades de :
M ≡ moles × Litros-1 ou mol × L-1.

Tenha cuidado com as equações. Os alunos frequentemente misturam os símbolos variáveis usados nas equações com os símbolos de unidade usados nos cálculos. Este é um caso em questão. A equação aqui não tem a letra M como uma variável. A maiúscula M é usada como uma variável em outro lugar para representar a massa molar, portanto não deve ser usada nesta equação para representar a concentração. A variável C é usada para representar concentração de qualquer unidade e aqui, CM significa concentração em molaridade. O símbolo para unidades de concentração chamadas molaridade é um maiúsculo em itálico M , que usamos como atalho para as unidades totalmente escritas de moles de soluto por litro de solução (ou apenas mol/L),

Por exemplo:

Uma amostra de 0,243 moles de um composto em pó seco é dissolvida em 1,45 L de um solvente líquido. Qual é a concentração molar da solução?

Podemos usar a equação acima para resolver isto com uma ressalva. O volume na equação é suposto ser litros de solução, mas o volume dado neste exemplo é litros do solvente. Não podemos usar apenas um volume no lugar do outro, como regra geral. Neste caso, porém, estamos adicionando uma pequena quantidade de um composto a um grande volume de líquido, portanto, embora o volume do líquido deva ter mudado, não mudou muito. Se assumirmos que a mudança é insignificante, ou seja, o volume da solução é igual ao volume do solvente então podemos prosseguir.

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Poderíamos ter, alternativamente (minha preferência real), simplesmente descoberto como fazer isso usando a análise dimensional. Como sabemos que as unidades finais de concentração que queremos são toupeiras por litro, simplesmente dividimos o número de toupeiras de soluto pelo volume de solução em Litros e presto! mesma resposta sem equação para memorizar.

A única desvantagem de usar molaridade é que o volume de solvente não é necessariamente o volume de solução e, portanto, devemos medir a quantidade de soluto antes de misturar, mas medir o volume de solução após a mistura e depois calcular. As concentrações de molaridade são muito úteis para experiências em que estamos a fazer medições volumétricas. As titulações são um excelente exemplo de um experimento em que a molaridade é a unidade mais conveniente de se usar. Numa titulação, medimos um volume de solução adicionado a partir de uma bureta e podemos rapidamente calcular o número de moles que adicionamos.

\

Em conclusão, repito: use a análise dimensional para descobrir como fazer isto em vez de memorizar estas equações. Uma vez entendidos os números reais que você precisa usar para n e para V, você não precisa mais da equação.

Molality

Em alguns casos, não é fácil medir volumes de soluções após a mistura ou talvez, simplesmente não é importante. Nesses casos, a molaridade pode não ser uma unidade útil definida para ser usada. Um conjunto de unidades alternativas para concentração é a molalidade. A molalidade não é uma unidade volumétrica e não seria útil para situações em que precisamos medir volumes de soluções líquidas. No entanto, é muito útil em situações em que simplesmente precisamos criar soluções de concentrações conhecidas. As unidades de molality são moles de soluto por quilograma de solvente. Usamos o atalho de minúsculas m em itálico para molal. Este conjunto de unidades significa que podemos rapidamente medir gravimetricamente tanto o soluto como o solvente, misturá-los e obter uma solução com uma concentração facilmente calculada em unidades de molalidade.

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Aqui, Cm é a variável que representa a concentração em molalidade (minúscula m) n são os moles de soluto, como na definição de molaridade e a variável m é a massa de solvente (em kg).

Nota que a letra m é usada de duas maneiras aqui. Como variável, m representa a massa do solvente em kg, mas como unidade, m é o símbolo da molaridade. A unidade associada com a variável concentração Cm é m, que é o atalho que representa os átomos de soluto por quilograma de soluto (ou apenas mol/kg).

Exemplo:

Qual é a concentração molal de uma solução formada pela adição de 0.213 g de ácido oxálico (COOH)2 a 1200 g de água?

A equação que precisamos é:

Precisamos do número de moles, n, do soluto, ácido oxálico. Podemos usar a massa molar do ácido oxálico para converter g em toupeiras de ácido oxálico.

Agora, podemos calcular a concentração da solução

Fração do molar

Escalas como a molaridade e a molalidade só são úteis no caso de soluções relativamente diluídas em que uma das espécies é claramente a mais abundante (denominada de solvente) e a outra em proporções relativamente pequenas (o soluto). A maioria das soluções de concentração não é acessível utilizando este tipo de teminologia. e se tivermos uma solução feita de igual número de moles de A e B? Qual é o soluto? Qual é o solvente?

Uma medida que funciona para qualquer faixa de concentração e não necessita de distinções soluto/solvente é a fração molar $\chi$ quando discutimos soluções que se formam em uma ampla faixa de concentrações. Para esta variável de concentração usamos a letra grega chi ( $\chi$, não capital X), que é equivalente à nossa letra C. No entanto, frequentemente não fazemos a distinção

Fração molar de um componente (i) em uma mistura de múltiplos componentes (I é o número de componentes) é definido como

onde $\chi_i$ é a fração molar do componente i, ni é o número de moles do componente i e $n_T\;=\;^I n_i$ é o número total de moles na solução. A fração molar de cada componente $\chi_i$ pode variar em valor de 0 a 1, onde 0 significa que não há compostos na solução e 1 significa que a solução é 100% composta de compostos i. A soma de todas as frações molares deve ser sempre igual a uma, $\sum_i^I \chi_i^;=\;1$ .

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Equilíbrio líquido-vapor

Numa solução ideal de dois componentes A e B, as forças intermoleculares entre as moléculas A—A, B—B e A—B são todas idênticas. Na realidade, nunca podemos conseguir que isto ocorra, mas podemos encontrar soluções onde as forças são muito próximas de iguais. Um exemplo de uma mistura que forma soluções quase ideais é o hexano e o heptano. Estes dois hidrocarbonetos de “cadeia reta” têm massa molecular semelhante (são seis e sete átomos de carbono de comprimento, respectivamente). Ambos são não polares e, portanto, só podem interagir usando forças intermoleculares do tipo dispersão.

Considerar uma mistura de hexano (A) e heptano (B). Como estes dois líquidos são voláteis, esperamos que a solução também tenha uma pressão de vapor. O vapor será constituído por uma mistura dos dois gases. A pressão total desta mistura, de acordo com a lei de Dalton é:

P*Soln = pA + pB {sum das pressões parciais}

Para soluções ideais, podemos determinar o componente de pressão parcial num vapor em equilíbrio com uma solução em função da fracção molar do líquido na solução. Esta é a lei de Raoult:

pA = xAP*A e pB = xBP*B

Substituindo na primeira equação, obtemos,

P*Soln = xAP*A + xBP*B ou
P*Soln = xAP*A + (1-xA)P*B
= P*B + xA(P*A – P*B )

A partir desta relação, vemos que a pressão de vapor de uma solução de A e B é uma função linear da fracção molar de A (ou de B) onde P*B é a intercepção e P*A – P*B é a inclinação.

O Vapor que se acumula sobre a solução terá uma composição que não é necessariamente a mesma que a do líquido. O componente mais volátil evapora mais facilmente e assim terá uma fração molar mais alta na fase de vapor do que na fase líquida.
Podemos escrever

Fração do feixe A na fase de vapor = yA

Fração do feixe B na fase de vapor = yB

Podemos calcular estes valores a partir das concentrações da solução usando a Lei de Daulton da seguinte forma.

A curva de composição do vapor pode ser plotada como mostrado na figura abaixo. São realmente dois gráficos, um (a linha reta) é a pressão de Vapour da solução versus a composição líquida xA e o outro, (a linha curva) é a mesma pressão de Vapour da solução, mas plotado em função da composição de Vapour yA. Poderia ser pensado como puxando a linha de Líquido para a direita (em direção ao líquido mais volátil A). As linhas de ligação horizontais unem as duas curvas de forma que para qualquer pressão de Vapour a composição do líquidoxA e a correspondente composição de vapor yA pode ser determinada como indicado pelas setas nas figuras.

Normalmente, não realizamos experimentos a uma temperatura tão constante como parece estar indicado nas duas figuras anteriores e na discussão correspondente. Para isso, seriam necessários dispositivos complicados de medição de pressão, recipientes rígidos selados e dispositivos de temperatura constante. Podemos muito mais facilmente fazer uma medição de temperatura a uma pressão fixa (digamos uma barra) em função da fracção molar. Assim, obteríamos um gráfico do ponto de ebulição da solução em função da fracção molar da solução. A isto, podemos adicionar um gráfico da composição do vapor. Esta curva pode ser calculada usando conceitos muito semelhantes aos discutidos acima para o caso da temperatura constante. A curva resultante (vista abaixo) é deslocada para a componente de pressão de vapor mais elevada, tal como no diagrama acima.

Neste caso, como já sabemos que a pressão de vapor não é uma função linear da Temperatura (c.f. a equação de Clausius-Clapeyron), não esperamos um gráfico em linha reta do ponto de ebulição em função da composição. Contudo, para uma solução ideal, a curvatura da linha é apenas ligeira.

Vamos explorar a linha de ligação com mais detalhes. O gráfico de “T vs. fracção molar A” acima tem três regiões nele.

1. Acima das curvas, é uma única fase. Em qualquer condição de temperatura e fracção molar, todos os componentes estão na fase de vapor.
2. Below the curve, é uma única fase. Em qualquer condição de temperatura e fração molar abaixo das curvas, todos os componentes estão na fase líquida.
3. Ainda situação de temperatura/composição entre as duas linhas, há duas fases em equilíbrio uma com a outra. Uma é uma fase gasosa com fracções moles componentes yi. A outra é a fase líquida com fracções moles componentes xi.

Para qualquer configuração experimental que tenha um ponto de temperatura/composição entre as duas fases, podemos calcular as quantidades relativas (número total de moles) das duas fases usando os comprimentos relativos dos segmentos da linha de ligação em ambos os lados do ponto. O diagrama abaixo é um sopro da região da linha de ligação da figura anterior; a linha azul representa a composição da solução líquida, a linha verde é a composição do vapor. O eixo vertical é Temperatura e o eixo horizontal é Mole fraciton do componente A numa mistura de dois componentes de A e B. A linha vertical roxa representa a fracção molar global do sistema (fase líquida e fase de vapor). A posição vertical da linha de ligação representa a temperatura do sistema.

De acordo com a regra da alavanca (que foi inicialmente desenvolvida para alavancas reais mas funciona aqui também), o comprimento do segmento vezes o número de moles do segmento para um lado é igual ao comprimento vezes moles do outro lado.

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n1 × L1 = n2 × L2

ao rearranjar um pouco isto, podemos determinar a proporção de toupeiras de líquido n1 para toupeiras de vapor n2 usando os comprimentos L1 e L2 da seguinte forma:

Isto faz sentido se olharmos para o gráfico. Se L1 é mais curto que L2 (como ilustrado), então a composição geral do sistema é mais próxima da do líquido que da da fase de vapor. Isso significa que a maioria dos moles do material está na fase líquida.

Exemplo: um sistema fechado contendo dois líquidos miscíveis voláteis A e B é permitido para alcançar o equilíbrio. O número total de toupeiras do sistema é de 1,32 toupeiras. Em equilíbrio, 0,36 moles é encontrado na fase de vapor. Qual é a relação de comprimentos dos segmentos de linha L1 e L2 em um diagrama de linha de ligação como ilustrado acima?

moles de líquido (n1) = total de moles (nT)- moles de vapor (n2)

n1 = 1.32 mol – 0,36 mol = 0,96 mol.

Então, a proporção dos comprimentos dos dois segmentos de linha será de 2,66. Ou, L2 é 2,66 vezes maior que L1,

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Destilação

Se tivéssemos que recolher todo o vapor acima do líquido no ponto de ebulição e depois condensá-lo, teríamos um líquido que era maior no componente mais volátil do que no material inicial. Se depois voltarmos a ferver este líquido, aumentamos novamente o componente mais volátil no destilado resultante. Com passos repetitivos de ebulição, condensação e ebulição de novo, podemos eventualmente separar completamente os dois componentes. Isto exigiria, contudo um número infinito de passos.

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Azeótropos

Temos uma situação mais complicada no caso de dois líquidos, A e B, que se misturam completamente mas onde as forças intermoleculares diferem significativamente. Há duas possibilidades:

1. As forças intermoleculares médias na solução são mais fortes que nos líquidos individuais
2. As forças intermoleculares médias na solução são mais fracas que nos líquidos individuais.

Desde que as forças intermoleculares que mantêm um líquido junto determinam a pressão de vapor (e consequentemente o ponto de ebulição de um líquido), podemos prever que no primeiro caso (1), o ponto de ebulição esperado da solução deve ser superior ao de qualquer um dos líquidos puros enquanto que no segundo caso (2), a solução irá ferver a uma temperatura inferior ao ponto de ebulição de qualquer um dos dois líquidos puros.

Considerar uma solução de benzeno e etanol. O benzeno e o etanol são totalmente miscíveis, mas as forças intermoleculares na solução são menores do que as dos líquidos individuais. Como as forças que retêm as moléculas são menores, a energia (temperatura) necessária para quebrar essas forças é menor. Assim, esperamos que haja um mínimo na curva do ponto de ebulição (ver figura abaixo). no ponto de ebulição mínimo da solução (fração molar do etanol = 0,46) também descobrimos que a composição do vapor é idêntica à do líquido. Isto é chamado de mistura azeotrópica e o ponto particular na curva do ponto de ebulição é chamado de azeótropo.

A máxima ebulição do azeótropo acontece quando as forças intermoleculares da mistura são mais fortes do que os líquidos individuais. Isto resulta numa mistura com um maior ponto de ebulição (menor pressão de vapor) do que o indivíduo. Neste caso, o vapor em equilíbrio com o líquido tem composições longe da composição da mistura azeotrópica, em direção ao líquido puro.

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Equilíbrio do líquido sólido

Se você resfriar uma solução o suficiente, ela irá congelar. Permitindo que o congelamento ocorra lentamente o suficiente e o sólido que se cristaliza para fora será puro. A temperatura à qual a solução começa a congelar depende da composição da solução. Tome, por exemplo, uma mistura de ácido acético e água. A água pura congela a 0ºC e o ácido acético puro congela a +16,6ºC. Para efeitos da ilustração seguinte, desejo esclarecer a distinção entre a palavra estado e a palavra fase.

• Um estado é um dos três estados, sólido, líquido ou gás. Nenhuma distinção é dada quanto ao material nesse estado.

• Uma fase representa um estado onde a composição do material nesse estado é especificada.

O diagrama de fases acima mostra quatro regiões codificadas por cores diferentes.

• A área amarela é uma solução líquida monofásica.
• A área azul representa uma região monofásica mas bifásica onde o gelo sólido e os cristais sólidos de ácido acético são misturados (pode ser solução sólida ou não, suponha que não).
• A área vermelha representa um equilíbrio de dois estados entre o gelo sólido puro e uma solução onde a composição da solução para qualquer temperatura é representada pela posição da linha que separa as áreas vermelha e amarela.
• A área violeta representa um equilíbrio de dois estados entre o ácido acético sólido puro e a solução cuja composição (para qualquer temperatura) é representada pela posição da linha que separa as áreas púrpura e amarela.

A intersecção entre a borda vermelha-amarela e a borda púrpura-amarela representa o ponto eutéctico. Isto representa a composição do ponto de fusão mais baixo para esta solução. Para o ácido acético, água, esse ponto está a uma temperatura de -26,7ºC. Abaixo desta temperatura, qualquer mistura de gelo e ácido acético é sólida.

Este diagrama pode ser usado para explicar vários tipos de fenômenos.

Se uma solução líquida com uma fração molar de ácido acético = 0,1 é resfriada lentamente, a partir da temperatura ambiente. Que transições de fase irão ocorrer à medida que o processo de resfriamento progride. Siga a linha vertical (marcada com um asterisco) a x = 0,1,

• A primeira mudança de fase ocorre à temperatura correspondente ao ponto onde a linha vertical cruza para a zona vermelha. A esta temperatura, o gelo começa a cristalizar a partir da solução. Isto remove a água da solução, tornando-a mais concentrada em ácido acético. Assim, o ponto de congelação diminui. Este processo continua à medida que a temperatura baixa de tal forma que a composição da solução segue a borda vermelho-amarela até o ponto Eutectic.
• Below the eutectic point both ice and solid acetic acid crystallize.

Usamos estas propriedades nas nossas experiências diárias, por exemplo, nos radiadores dos automóveis, colocamos uma mistura de etilenoglicol e água. As proporções correctas destes dois compostos podem dar uma solução que congela a temperaturas tão baixas como -50ºC. Mesmo que congele, fá-lo-á lentamente, baixando o ponto de congelação como o faz e criando uma mistura viscosa em vez de uma única fase sólida. Assim, mesmo a temperaturas extremamente frias, como as encontradas no norte do Canadá, a mistura do ‘refrigerante’ do radiador fluirá através do motor e não o ligará.

Veja novamente o diagrama. Se fizermos uma experiência a 10ºC (abaixo do ponto de fusão do ácido acético puro) na qual começamos com água pura e lentamente adicionamos cristais de ácido acético, podemos traçar o progresso ao longo da linha azul tracejada.

No início, o ácido acético dissolve-se na água. À medida que a proporção de ácido acético aumenta, chegamos ao ponto em que a linha tracejada atravessa a região púrpura. Para além da margem púrpura-amarela, veríamos cristais de ácido acético sentados no fundo do copo. A solução estaria saturada (em equilíbrio) e não importa quanto mais ácido acético sólido adicionamos ao copo, não haverá mais nenhum aumento líquido na quantidade que se dissolverá. Entretanto, se aumentarmos a temperatura até a temperatura ambiente, veremos o resto do ácido acético se dissolver ao cruzarmos de volta para a região amarela no diagrama de fases. Portanto, podemos usar o diagrama para determinar a solubilidade (concentração em equilíbrio) do ácido acético na água para qualquer temperatura em particular.

Todos os diagramas de fase deste tipo têm as mesmas características. Os líquidos puros têm pontos de fusão característicos e o ponto eutético representa a composição do ponto de fusão mais baixo da solução. Existem sempre as mesmas quatro regiões e sempre, podemos explicar os processos de congelamento/dissolução usando estes diagramas.

Na química orgânica, muitas vezes usamos as propriedades das soluções para dizer se separamos corretamente um composto desejado. Por exemplo, nas experiências de síntese, que você faz no laboratório, você testa a pureza dos cristais que você faz medindo seu ponto de fusão. Se seus cristais derretem à temperatura correta a uma temperatura bem definida, então seus cristais estão provavelmente perto da pureza. Se, por outro lado, eles derretem em uma grande faixa de temperatura ou bem abaixo do ponto de fusão correto, você pode ter certeza de que seus cristais não são muito puros.

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Solubilidade

Por vezes, os componentes sendo misturados para formar as soluções têm pontos de fusão que são muito diferentes. Tomemos por exemplo, a mistura de água e um sal como o KCl. O sal derrete a uma temperatura muito elevada (770 ºC). A única parte do diagrama de fases que nos interessa é a parte mostrada na figura acima. As mesmas quatro regiões são visíveis como notamos no diagrama de fases água/ácido acético. No entanto, neste caso, estamos olhando apenas para concentrações relativamente baixas de KCl na água.

Sigamos da (esquerda para a direita) a linha horizontal que representa a temperatura ambiente. À medida que adicionamos sal à nossa água, o sal dissolve-se no início. O sal continuará a dissolver-se enquanto a concentração estiver na zona amarela. Eventualmente, o sal já não se dissolve, limita-se a assentar no fundo do copo. A concentração da solução que existe em equilíbrio com o sal sólido é representada pela intersecção da linha horizontal com a linha da borda púrpura-amarela. Esta é a solubilidade do sal na fracção molar. Normalmente medimos a solubilidade em soluto moles por litro de solução. Podemos facilmente converter a fracção molar determinada aqui em unidades mais comuns, como a molaridade. Podemos facilmente ver que à medida que a temperatura da solução é elevada, a solubilidade sobe também.

Também podemos ver que à medida que o sal é adicionado à água, tal como no caso anterior, o ponto de fusão da água é baixado. Assim, a adição de sal ao gelo nas calçadas e estradas diminui o ponto de fusão e (esperemos) o gelo derrete. Em muitas partes do Canadá, como Saskatchewan, a temperatura no inverno é muitas vezes bem abaixo do ponto onde o sal fará qualquer bem (~-20ºC) e, portanto, raramente é usado lá.

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Lei de Henry

A experiência comum diz-nos que os gases também se dissolvem nos líquidos. Por exemplo, os peixes podem viver debaixo de água, separando o oxigénio dissolvido da água usando as suas guelras. Se a água ficar estagnada e o conteúdo de oxigénio dissolvido for reduzido devido à falta de aeração (mistura com ar), muitas espécies de peixes não podem viver nela. Outras espécies desenvolveram mecanismos especiais para lidar com os baixos níveis de oxigénio. Mas isso é outra história.

Também vemos o efeito do gás dissolvido em líquido sempre que abrimos uma bebida carbonatada. A bebida tem dióxido de carbono dissolvido nela e enquanto a lata (ou garrafa) está fechada, a pressão do gás acima do líquido está em equilíbrio com a solução de gás dissolvido. Esta, naturalmente, é a pressão do vapor do CO2 na solução. Quando a lata é aberta, o CO2, cuja pressão de vapor é superior à pressão ambiente normal, é libertado para a atmosfera e o líquido começa a borbulhar à medida que o CO2 dissolvido volta a evoluir para a fase gasosa. Se sacudirmos a lata antes de abri-la, a pressão do CO2 sobre o líquido é aumentada notavelmente, porque?

Vemos por este conjunto de observações que a quantidade de gás dissolvido em um líquido depende de duas coisas. A primeira é a pressão parcial do gás acima do líquido. A segunda é a taxa de dissolução/evolução do gás.

Vamos nos preocupar apenas com a primeira opção e assumir que já passou tempo suficiente para alcançar o equilíbrio.

A Lei de Henry expressa matematicamente o que vimos experimentalmente,