ÁGUA E SOLUÇÕES (2)

SOLUÇÕES

Conceito – Uma solução é uma mistura homogénea de duas ou mais substâncias, em que os seus componentes estão misturados a nível molecular. Os componentes de uma solução, são:

1. O soluto, que é a substância que existe em menor quantidade.
   
2. O solvente, que é a substância que existe em maior quantidade.
   

Classificação - As soluções podem ser:

• Sólidas . Como exemplo desse tipo de soluções temos as ligas metálicas ou os materiais básicos da indústria electrónica, constituídas por silício e pequenas quantidades de fósforo.
  
• Gasosas. Como exemplo temos o ar que respiramos.
  
• Líquidas. Há muitos exemplos de soluções líquidas sendo o mais abundante a água do mar. As soluções líquidas por sua vez, podem ser do tipo:
  
  • Sólido-líquido
    
  • Líquido-líquido
    
  • Gás-líquido.
    

A maior parte das reacções químicas dá-se em em soluções líquidas, provávelmente devido á maior mobilidade das susbstâncias nestes meios, podendo reagir entre si mais rápidamente. Os químicos usam tanto os solventes aquosos como os não aquosos, mas para os bioquímicos o meio por excelência é a água. Por isso, daremos mais atenção às soluções aquosas, não só por a água ser o líquido mais abundante na natureza, como pelo facto de que muito do que se pode dizer para as soluções aquosas, é igualmente válido para os solventes não aquosos.

Os solutos em solução aquosa, podem ser classificados em electrólitos e não electrólitos.

• Electrólito: um electrólito é uma substância que quando dissolvida na água se dissocia em iões com carga eléctrica, produzindo uma solução capaz de conduzir a corrente elétrica. Os electrólitos por sua vez, classificam-se em fortes e fracos.
  
  • Um electrólito forte, dissocia-se nos seus iões, em solução aquosa, se a sua concentração não for muito elevada. Se a concentração dos iões for muito elevada, estes têem tendência a interactuar uns com os outros formando associações iónicas. Nos sistemas biológicos em que as concentrações dos sais são baixas, os electrólitos fortes, podem considerar-se totalmente dissociados. Exemplo de electrólitos fortes são o NaCl ou o KNO₃.
    
  • Os electrólitos fracos são substâncias que não se dissociam completamente, sendo as percentagens de dissociação função das respectivas constantes de equilíbrio. Por exemplo, o ácido acético (CH₃COOH) só se dissocia parcialmente nos seus iões (HO₃+ e acetato), ou amónia (NH₄OH), que também se dissocia só parcialmente em ião amónio (NH₄+) e ião hidróxido (OH-).
    
  • Os açúcares ou os álcoois que se dissolvem fácilmente em água, mas que não possuem carga eleétrica nem se dissocam em espécies com carga, são classiciados como não-electrólitos.
    

O processo de dissolução pode ser decomposto nos seguintes passos:

1. Separação das partículas do soluto, vencendo as forças de atração soluto-soluto.
   
2. Introdução das partículas do soluto no meio do solvente, vencendo as forças de interação solvente-solvente.
   
3. Solvatação das moléculas do soluto pelas do solvente. Chama-se de solvatação ao processo pelo qual um ião ou molécula fica rodeado por moléculas do solvente dispostas de maneira definida. Quando o solvente é a água, o processo desigana-se por hidratação.
   

De modo geral, pode dizer-se que igual dissolve igual, ou seja, os compostos químicos tendem a dissolver-se em solventes que lhes sejam químicamente semelhantes: solutos polares dissolvem-se em solventes polares, enquanto que os solutos não polares dissolvem-se em solventes não polares. Esta regra reflete o facto de que para a solubilização se dar é necessário que algumas das interacções entre moléculas de soluto e algumas interações entre as moléculas do solvente sejam substituídas por interações formadas entre o soluto e o solvente. Se estas interações forem do mesmo tipo, pouca energia será necessária para a dissolução.

A solubilidade de um composto depende assim da competição entre as moléculas do solvente e os iões do soluto, tentando separá-los, e os iões do soluto entre si, tentando regenerar o cristal. Será então de esperar que todos os factores que influenciam a energia reticular dos solutos, a energia de interacção soluto-solvente e a energia de interação entre os iões em solução, afetarão a solubilidade dos respectivos compostos, nomeadamente a carga, o raio e a configuração electrónica dos iões.

No entanto, não são só as energias de interação que determinam as solubilidades. Estas energias contribuem para a variação da entalpia, ΔH, mas as variações da entropia ΔS, são igualmente importantes. Ambas concorrem para a variação da energia livre de Gibbs, ΔG. O processo de dissolução é sempre acompanhado por um aumento da desordem. Tanto o soluto como o solvente possuem uma certa ordem, no estado puro. Esta ordem é destruída quando o soluto se dissolve no solvente. Este aumento da desordem favorece o processo de dissolução.

Soluções de líquidos em líquidos

Quando se mistura etanol em água há dissolução completa de um no outro, em todas as proporções, por isso se dizem líquidos miscíveis. No caso do etanol e da água, a dissoulução verifica-se porque a interacção soluto-solvente se faz através de ligações hidrogénio, comparáveis às que se estabelecem entre as moléculas de água por um lado, e as moléculas de etanol, por outro. Por razões ideênticas, o tetracloreto de carbono (CCl₄) se dissolne fácilmente em benzeno (C₆H₆), porque as forças intermoleculares que se estabelecem entre estas duas são forças de London, exactamente do mesmo tipo das existentes em cada uma das moléculas, separadamente. Pelo contrário, o benzeno não é miscível em água (isto é, os dois líquidos não se misturam), porque as forças atractivas entre a água e o benzeno são do tipo dipolo induzido (forças de Keesom) e de London, que são muito mais fracas que as ligações pontes de hidrogénio que se estabelecem entre as moléculas de água e que as forças de London que se estabelecem entre as moléculas de benzeno.

Soluções de sólidos em líquidos

Em geral, os compostos iónicos e os moleculares dissolvem-se em certos solventes, mas os metais e muitos sólidos covalentes com estrutura em rede, não se dissolvem em nenhum solvente.

1. Compostos iónicos – Em geral, os compostos iónicos são mais solúveis em solventes polares (dissolução de NaCl em água), como a água ou o amoníaco, do que em solventes não polares, como o benzeno ou clorofórmio. Como a solubilidade dos compostos iónicos em água, é regidas pela lei de Coulomb, são mais solúveis os iões de menor carga e maior tamanho. Os iões fosfato (PO₄^3-) que têm carga fortemente negativa (-3), são fortemente atraídos pelos catiões do sólido, e a sua solubilidade em água é baixa, o que é uma vantagem para os animais cujo esqueleto é básicamente formado por fosfato de cálcio [Ca₃(PO₄)₂], mas é um inconveniente para a agricultura, devido á dificuldade em usar sais de fosfato como fertilizante. A solubilidade dos sais de fosfato pode ser aumentada, transformando-os em hidrogenofosfato (HPO₄²), que por terem carga -2, já são muito mais solúveis.
2. Composto moleculares – São compostos em que entre as suas moléculas se exercem interacções do tipo van der Waals e, em certos caso, ligações de hidrogénio. Vimos, por exemplo, que iodo (I₂) se dissolve em solventes não polares e a sua solubilidade em água é muito baixa. Também as gorduras, que são misturas de compostos formados por longas cadeias de hidrocarbonetos, se dissolvem bem em benzeno e outros solventes não polares, mas não em água. No dióxido de carbono (CO₂), cada ligação C=O é polar mas os dois dipolos têem direcções opostas e anulam-se. Estes gazes são então pouco solúveis em água. Certos organismos (como o homem) possuem proteínas solúveis que transportam ou armazenam o CO₂, como a hemoglobina e a mioglobina. O dióxido de carbono produzido por processos metabólicos difunde-se para os eritrócitos, onde é convertido em H₂CO₃, pela anidrase carbónica.
3. Compostos anfipáticos – São compostos que têm uma parte polar e outra parte apolar. O exemplo desse tipo de composto são os sabões, que são formados por uma longa cadeia carbonada hidrofóbica, que se chama cauda, e uma parte constituída por um grupo carboxilato (-CO₂^-), que se chama cabeça, e que é hidrofílica. Nos detergentes actuais se adicionam compostos com esta dupla função, a que se chamam de surfactantes. Compostos desse tipo são muito eficazes na remoção da gordura, devido á sua dupla função: Por um lado a cadeia de hidrocarbonetos de cada molécula penetra nas gordura, enquando que a cabeça hidrofílica interactua com a moléculas de água, fazendo com que toda a mancha de gordura possa dissolver-se na água. Quando em concentrações mais elevadas, os detergentes formam micelas, que são pequenos agregados em que as cabeças das moléculas estão viradas para a água e as caudas ficam no interior da gordura.
   

1. De maneira geral, as regiões não polares dos compostos anfipáticos tendem a constituir agregados de forma a apresentar uma área hidrofóbica o mais pequena possível ao solvente, e as regiões polares tendem a arrnajar de forma a maximizar as suas interações com o solvente. Quando dispersas na água, estas susbstâncias formam monocamadas, micelas ou bicamadas, dependendo da concentração e de outros factores.
   

Muitas moléculas biológicas são anfipáticas: proteínas, pigmentos, algumas vitaminas e ainda os esteróides e fosfolipídeos da membrana. Os agregados estruturais formados por estas moléculas são estabilizados por interacções hidrofóbicas nas suas partes não polares. As interações hidrofóbicas entre os lípidos, e entre os lípidos e proteínas, são fundamentais na estruturas biológicas da membranas. As membranas celulares adoptam uma disposição em bicamada.

Soluções verdadeiras, suspensões e soluções coloidais

Solução saturada – Chama-se solução saturada, a uma solução que contenha uma máxima quantidade de soluto, num dado solvente, a uma temperatura determinada. Antes de se atingir o ponto de saturação, a solução diz-se insaturada. Quando as soluções contêm uma quantidade de soluto maior de uma solução saturada, chamam-se sobressaturadas.

Solubilidade: É a quantidade máxima de um soluto que se pode dissolver numa determinada quantidade de solvente, a uma dada temperatura. Uma solução saturada, representa então a capacidade limite de um soluto de se dissolver numa dada quantidade de solvente.

Solubilidade molar: de uma dada substância, é a concentração da sua solução saturada, expressa em molaridades.

Quando as substâncias são pouco soluúveis e a solubilidade é excedida , dá-se a precipitação ficando os iões da parte dissolvida, em equilíbrio com o material no estado sólido (precipitado). Este equilíbrio é dinâmico, o sólido continua a dissolver-se, mas a velocidade a que se dissolve é exactamente igual á velocidade a que o soluto volta ao estado sólido.

Soluções coloidais: O tamanho das partículas de um sólido formado por precipitação, varia muito. Num dos extremos, estão as supensões coloidais, cujas partículas possuem um diâmetro que varia entre 10-7 a 10-4 cm, são invisíveis a olho nu, e as partículas sólidas, não têem qualquer tendência a depositar-se. No outro extremo, estão partículas cuj dimensões estão na ordem da décima de milímetro, cuja dispersão temporária se chama de suspensão cristalina.

CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES

Espressão das concentrações: A concentração das soluções, são a forma de exprimir em unidades de grandeza o número relativo de moléculas de soluto e de solvente. Na tabela abaixo, resumem-se as várias unidades de concentração que normalmente se usam em química. Embora seja útil conhecermos todas, as mais importantes saão fracção molar, a molalidade, a molaridade e a percentagem (muito usada em soluções farmacológicas).

Fracção molar (x) – É a razão entre o número d moless de um componente de uma mistura e o número total de moles de todos os componentes de uma mistrura. Para o caso de um soluto dissolvido numa solução de não electrólito:

Molaridade(M) – Também chamada de concentração molar. É uma maneira muito corrente de expressar a concentração das soluções. Ela é definida como o número de moles de soluto dividido pelo volume da solução. Representa-se por M.

Molalidade (m)- É o número de moles de soluto numa solução dividido pela massa de solvente em quilogramas. Representa-se normalmente pela letra m.