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SOLUÇÕES
Aula 2
QUI 116 – Turma 11
UNIVERSIDADE FEDERAL DE OURO PRETO
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS E BIOLLÓGICAS
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
Data: 20/08/2010
Na última aula:
Foi abordado soluções binárias em que um componente é
volátil (solvente) e o outro componente (soluto) não é volátil.
NA AULA DE HOJE:
Estudo de soluções binárias em que ambos os
componentes, solvente e soluto, são voláteis.
O conceito de solução ideal estende-se a soluções que apresentam vários
componentes voláteis
A soma da pressão total, agora, é dada pela
soma das pressões parciais dos componentes
presentes na solução
......321  ippppp
Para cada componente da solução, na fase
vapor:
o
iii pp .
pi = pressão parcial do componente i
na fase vapor
i = fração molar do componente i na
fase líquida
pi
o = pressão de vapor do líquido i puro
Quando a solução é diluída com relação a todos os componentes, exceto ao
solvente, esse solvente obedece a lei de Raoult
Assim, no caso de uma solução binária em que os dois componentes são
voláteis, a mesma é definida como ideal quando todos os componentes seguem
a lei de Raoult em todo o intervalo de concentrações.
Características de uma solução ideal com os componentes voláteis
o
iii pp .
......321  ippppp
i
o
ii RT  ln
Hmist = 0
Vmist = 0

i
iimistura nRTG  ln

i
iimistura nRS  ln
Qual o motivo desse comportamento?
Interações intermoleculares entre A-B, A-A e B-B são
equivalentes do ponto de vista energético
p
p
y ii 
yi = fração molar do
componente i na fase vapor
A pressão total de vapor e as duas
pressões parciais de uma mistura
binária ideal variam linearmente com
as frações molares dos componentes
(segue a Lei de Raoult)
Dois líquidos semelhantes (benzeno e
tolueno) comportam-se quase
idealmente, e a variação das
respectivas pressões de vapor com a
composição é muito parecida com a
variação em uma solução binária ideal
Algumas soluções tem comportamento significativamente diferente do previsto pela
lei de Raoult
50 mL de 
etanol …
… e 50 mL de 
água…
… quando 
misturado, 
fornece uma 
solução com 
volume menor do 
que 100 mL .
A Lei de Raoult é obedecida com boa aproximação quando o componente em
excesso (solvente) se aproxima da pureza (  1)
Pressão
Fração molar do 
dissulfeto de carbono
0 1
Total
SOLUÇÃO DILUÍDA IDEAL
Solução real em baixa concentração
- pressão de vapor do soluto é proporcional à sua fração molar
- pressão de vapor do soluto não é proporcional à pressão de vapor do
soluto puro
acetona
dissulfeto de carbono
LEI DE HENRY
BBB Kp .
pB = pressão de vapor do soluto na fase vapor
B = fração molar do soluto na fase líquida
KB = constante de Henry do soluto b (tem
dimensão de pressão)
Lei de Raoult Não é seguida dentro da faixa
ampla de concentração
Lei de Henry  Seguida por todos os Solutos no
limite de extrema diluição (xB→0)
No limite de extrema diluição (xB→0 e xA→1)
O solvente obedece a Lei de Raoult
O soluto obedece a Lei de Henry
Soluções em que o soluto segue a Lei de Henry e o solvente segue 
a Lei de Raoult são chamadas de soluções diluídas ideais
Bolas azuis – moléculas do soluto
Bolas rosas – moléculas do solvente
Qual a explicação para esse fenômeno?
Situação em que a solução está diluída:
Solvente – ambiente semelhante ao do líquido puro
Soluto – ambiente diferente em função da presença de grande quantidade de
solvente – comporta-se de forma diferente, comparado ao seu estado
puro.
Quando moléculas de soluto e solvente são bastante semelhantes, a interação
entre elas é semelhante e o soluto também obedece à Lei de Raoult
Pressão
Fração molar do 
dissulfeto de carbono
0 1
AcetonaDissulfeto de carbono
Lei de Henry
Lei de Raoult
p0
p0
KB
KB
clorofórmio
acetona
Potenciais Químicos da Solução diluída Ideal
Para o solvente: segue a Lei de Raoult
i
o
ii RT  ln
Para o soluto: segue a Lei de Henry
)()( vapBlB  
BvapB
o
vapB pRT ln)()(  
BBvapB
o
lB RTKRT  lnln)()( 
BBB Kp .
µj* = potencial químico de B onde xB= 1,
Se a Lei de Henry é obedecida no intervalo 0 ≤ xB ≤ 1
Definindo tem-se: 
BvapB
o
lB KRT ln)()(
*  
BBB RT  ln* 
Lei de Henry e a Solubilidade dos Gases
-Os gases se dissolvem nos líquidos para formarem soluções verdadeiras.
-Lei de Henry → a partir da fração molar do soluto no equilíbrio, pode-se
relacionar a solubilidade do mesmo na solução e sua pressão parcial na fase
vapor.
nB
nA na + nb
+ na >> nb
B
B
B p
K
x
1

A solubilidade de um componente volátil é proporcional à pressão parcial
desse componente na fase gasosa, que está em equilíbrio com o líquido
A solubilidade de gases em líquidos – normalmente pequena – satisfaz a
condição de solução diluída ideal
Exemplo (Aplicação da Lei de Henry)
Para estimar a solubilidade molar do oxigênio em água, a 25 oC, e sob a pressão
parcial de 21 kPa, que é a pressão parcial do oxigênio na atmosfera ao nível do mar,
escreve-se:
B
B
B p
K
x
1

KB para o O2 é 7,92 x 10
4 kPa
kPax
kPa
xB 41092,7
21

4107,2  xxB
Assim, a solubilidade do oxigênio na água, a 25 oC, 
no nível do mar, é de 0,027 %.
M
molm
Mp
RT
K
Kn
n
nndiluídaSolução
Knn
n
xatmppSe
nM
p
RTn
nM
V
p
RTn
V
V
V
o
o
jj
j
o
jo
j
j
o
j
o
jo
joj
o
o
o
j
jl
o
o
o
jo
gj
l
o
gj
j






)/022414,0(
1
1
1
3
)()(
)(
)(



















Muitas vezes a solubilidade dos gases é dada em termos de  (coeficiente
absorção de Bunsen)
Coeficiente
de Bunsen
Constante da lei de Henry
0 ºC, 1 atmSolvente a
1 atm
Conhecendo o valor de Kj, pode-se 
determinar o valor de j.
Equilíbrio Químico na Solução Diluída Ideal
i
i
idndG  
A relação entre G e a composição é dada por:
QRTGG o ln
A variação de G com a composição da solução é dada por:
onde Q é o quociente das frações
molares dos solutos na solução
diluída ideal
Na situação em que a solução diluída ideal encontra-se no equilíbrio:
KRTGo ln
onde K é a constante de equilíbrio, em
termos das frações molares dos
solutos na solução diluída ideal
Exemplo (Equilíbrio químico na solução diluída ideal)
A 25 oC, o valor da constante de equilíbrio, K, para a reação
CO2(aq) + H2O(l)  H2CO3(aq)
é de 2,58 x 10-3. Sendo Gof(CO2,aq)= -386,0 kJ.mol
-1 e
Gof(H2O,l)= -237,18 kJ.mol
-1, determine o Gof(H2CO3,aq).
R: -608,4 kJ.mol-1
Resolução:
KRTGo ln
onde Go é a variação da energia de Gibbs da reação
311 1058,ln15,298..314,8  xKKxmolKJGo
1.77,14  molkJGo
reagentes
o
fprodutos
o
f
o GnGnG  
)(
),(),(),( 2232 laqaq OH
o
fCO
o
fCOH
o
f
o GGGG 
1
),(
.4,608
32
 molkJG
aqCOH
o
f
Referências Bibliográficas
1. G. Castellan, Fundamentos de Físico Química, LTC Editora, Rio de Janeiro,
1991.
2. P. W. Atkins, J. Paula, Físico-Química Vol. 1, LTC Editora, Oitava Edição, Rio
de Janeiro, 2008.