Aula iii soluções

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Aula iii soluções

  1. 1. III – SOLUÇÕESIII.1 – Classificação das Misturas: Soluções e Dispersões. Frequentemente as substâncias químicas (elementos ecompostos) encontram-se misturadas umas às outras. Osangue, a água do mar, o solo e o próprio ar são exemplos demisturas. As misturas podem ser heterogêneas ouhomogêneas. a) Misturas heterogêneas: são constituídas de duas ou mais fases. Uma fase de uma mistura é identificada por possuir um aspecto visual uniforme, mesmo ao microscópio mais potente. As propriedades organolépticas e algumas propriedades físicas são constantes ao longo de uma fase. As misturas heterogêneas são também chamadas de DISPERSÕES. As dispersões são formadas por um constituinte em maiorquantidade de matéria chamado de DISPERGENTE e um oumais constituintes em menor quantidade de matéria chamadosde DISPERSOS. As dispersões podem ser classificadas, quanto aotamanho das partículas do disperso, em dispersões grosseiras(diâmetro das partículas superior a 1000 Å) e dispersõescoloidais (diâmetro de partículas entre10 e 1000 Å). 1 Å = 10-10 m b) Misturas homogêneas: são misturas que apresentam uma única fase, são também chamadas de SOLUÇÕES. As soluções são formadas por partículas que apresentam diâmetros inferiores a 10 Å.
  2. 2. As soluções são formadas por um constituinte, geralmenteem maior quantidade de matéria chamada de SOLVENTE e umou mais constituintes em menor quantidade chamados deSOLUTOS. A figura abaixo resume a classificação das misturas quantoaos tamanhos das partículas que as formam:III.2 –Classificação das soluções a) Classificação quanto às fases de agregação: As soluções podem ser sólidas, líquidas ou gasosas. A fase de agregação do solvente é quem determina a fase de agregação da solução. Soluções sólidas: latão, bronze, ouro, aço; Soluções líquidas: água do mar, gasolina, soro fisiológico; Soluções gasosas: ar, gás de cozinha; b) Classificação quanto à condução da corrente elétrica: As soluções podem ser classificadas em não eletrolíticas e eletrolíticas. b.1). Soluções não eletrolíticas: são também chamadas de soluções moleculares, pois as partículas do soluto são moléculas neutras. Essas soluções não conduzem corrente elétrica. Exemplo: solução de sacarose em água, solução de etanol em água.
  3. 3. b.2). Soluções eletrolíticas: são também chamadas de soluções iônicas, nessas soluções as partículas do soluto são íons. Essas soluções conduzem corrente elétrica. Exemplo: cloreto de sódio em água, solução de hidróxido de sódio e sulfato de sódio. HCl ⎯⎯ → H + + Cl − ⎯ H 2O NaOH ⎯⎯ → Na + + OH − ⎯ H 2O Na 2 SO4 ⎯⎯ → 2 Na + + SO4 − ⎯ H 2O 2c) Classificação quanto à concentração do soluto na solução: As soluções podem ser classificadas em diluídas e concentradas. c.1). Soluções diluídas: uma solução é considerada diluída quando a concentração do soluto é considerada pequena. Porém, não existe um parâmetro rigoroso para estabelecer se uma solução é diluída. Admite-se, geralmente, que soluções de concentração até 0,1 mol/L são diluídas. c.2). Soluções concentradas: são soluções onde a concentração do soluto é considerada elevada, geralmente, superior a 0,1 mol/L.
  4. 4. III.3 –Concentração das soluções Podemos expressar concentração das soluçõesrelacionando a quantidade de soluto existente em certaquantidade padrão de solução ou de solvente. Dependendo das grandezas utilizadas para expressar asquantidades de soluto e de solvente teremos diferentesexpressões de concentração. Essas expressões deconcentração podem ser físicas ou químicas.III.3.1 –Expressões físicas de concentração As expressões físicas de concentração são aquelas quenão dependem da massa molar do soluto. a) Título em massa (τ): o titulo em massa indica o número de unidades de massa de soluto existente em 100 unidades de massa da solução.
  5. 5. O título em massa pode ser igualmente expresso emtermos percentuais, nesse caso, é denominado deporcentagem em massa do soluto. Uma solução de KCl 10% possui 10 g de soluto em 100 g de solução ou 90 g de água. Uma solução de KCl 30% possui 30 g de soluto em 100 g de solução ou 70 g de água.Exemplo: Uma massa de 40g de NaOH são dissolvidas em160g de água. Qual a porcentagem, em massa, de NaOHpresente nesta solução? b) Título em volume (τV): o titulo em volume indica o número de unidades de volume de soluto existente em 100 unidades de volume da solução. O título em volume pode ser igualmente expresso emtermos percentuais, nesse caso, é denominado deporcentagem em volume do soluto.
  6. 6. Exemplo: Calcule a porcentagem em volume de etanol em umasolução preparada pela dissolução de 80 g de etanol em 1L deágua destilada. Considere a densidade do etanol como sendoigual a 0,8 g/mL e a densidade da solução resultante comosendo igual a 0,998 g/mL. c) Concentração em massa (C): a concentração em massa indica a massa de soluto (msoluto) que se encontra dissolvida em um volume padrão de solução (Vsolução). Geralmente a concentração do soluto é expressa em g/L,porém, pode ser expressa eventualmente em g/mL, kg/L,mg/dL, etc.Exemplo: 40 g de nitrato de potássio foram dissolvidos em 190cm3 de água destilada, fornecendo 200 cm3 de solução. Calculea concentração em massa dessa solução em g/L.Exemplo: Num balão volumétrico de 250 mL adicionou-se 2 gde sulfato de amônio [(NH4)2SO4]. Qual a concentração dasolução obtida, em g/L.
  7. 7. d) Concentração em partes por milhão (ppm): a concentração em partes por milhão indica quantas partes do soluto existem em um milhão de partes da solução (em volume ou em massa). 1 ppm= 1 parte do soluto / 106 partes de soluçãoConcentração em ppm expressa em volume/volume –ppm(v/v): unidade usada para expressar concentrações desoluções gasosas. 1 ppm (v/v) = 1 cm3 de soluto / 1 m3 de solução çãConcentração em ppm expressa em massa/massa –ppm(m/m): unidade usada para expressar concentrações demisturas sólidas. 1 ppm (m/m) = 1 mg de soluto / 1 kg de mistura çãConcentração em ppm expressa em massa/volume –ppm(m/v): unidade usada para expressar concentrações desoluções muito diluídas. 1 ppm (m/v) = 1 mg de soluto / 1 L de solução çã
  8. 8. Exemplo: Quantos gramas de cloreto existem em 1000 L deuma água que possui uma concentração de cloretos igual a250 ppm (m/v). e) Concentração em partes por bilhão (ppb): a concentração em partes por bilhão indica quantas partes do soluto existem em um bilhão de partes da solução (em volume ou em massa) 1 ppb= 1 parte do soluto / 109 partes de solução f) Densidade (d): a densidade de uma solução é a razão entre a massa e o volume dessa solução. A densidade de uma solução varia de acordo com aquantidade de soluto dissolvida em uma dada quantidadepadrão de solução. Assim, a densidade pode ser usada comouma unidade de concentração. Geralmente, se expressa àdensidade em g/mL, porém outras unidades podem serusadas. Através da densidade podemos relacionar o título e aconcentração em massa de uma solução: C(g/L) = 1000 (mL/L) x d (g/mL) x τExemplo: Misturando-se 30 mL de etanol e 70 mL de águaobtém-se uma solução de densidade igual a 0,97 g/mL a 20°C,sabendo que a densidade do etanol é 0,8 g/mL calcule aporcentagem em massa de etanol na solução e a suaconcentração em g/L.
  9. 9. III.3.2 – Expressões químicas de concentração As expressões químicas de concentração são aquelas quedependem da massa molar (MM) do soluto. Neste ponto devemos lembrar que a massa molar de umasubstância expressa à massa em gramas de um mol dessasubstância. A quantidade de matéria (n) pode ser calculada dividindo-se a massa de uma substância por sua massa molar: a) Fração em quantidade de matéria (X): a fração em quantidade de matéria de um soluto em uma solução é a razão entre a quantidade de matéria do soluto e a quantidade total de matéria da solução. Analogamente, temos:EXEMPLO: Calcular as frações em quantidade de matéria dosoluto e do solvente em uma solução preparada a partir damistura de 80 g de metanol (CH3OH→ 32 g/mol) e 720 g deágua (H2O→ 18 g/mol).
  10. 10. b) Concentração em quantidade de matéria (M): é a razão entre a quantidade de matéria de um soluto e o volume da solução em litros. A concentração em quantidade de matéria é a unidade deconcentração recomendada pela IUPAC. Informalmente échamada de molaridade.EXEMPLO: Calcule quantos gramas de hidróxido de sódio(NaOH→ 40 g/mol) são necessários para preparar 500 mL deuma solução 0,8 mol/L desta substância.
  11. 11. c) Molalidade (w): unidade de concentração química que expressa a quantidade de matéria dissolvida numa massa de 1 quilograma de solvente. A molalidade é útil quando grande rigor é exigido namedida da concentração e trabalha-se em condições nãoisotérmicas.EXEMPLO: Calcule a molalidade de uma solução de glicose(C6H12O6 → 180 g/mol), preparada pela dissolução de 45 g deglicose em 1,0 L de água. d) Normalidade (N): a normalidade é a relação entre o número de equivalente-grama do soluto (ne) e o volume da solução em litros (V). O equivalente-grama (E) de uma substância equivale à massa em gramas dessa substância que reage movimentando 1,0 mol de elétrons. Desta forma o equivalente-grama de uma substância dependerá da reação da qual ela participe. Uma substância pode assim ter mais de um equivalente- grama.
  12. 12. No cálculo teórico do equivalente-grama (E) dividimos amassa molar da substância (MM) pela valência (k) da mesma. O valor de k é determinado de forma diferente segundo otipo de substância em questão: Ácidos → k é igual ao número de hidrogênios ionizáveis; Hidróxidos → k equivale ao número de hidroxilas; Sais → k equivale à carga total dos cátions ou dos ânions tomada em módulo; Oxidantes e redutores → k equivale ao número de elétrons trocados durante a reação de oxidação ou redução.EXEMPLO: Calcule o equivalente-grama das seguintessubstâncias: ácido sulfúrico (98 g/mol), ácido fosfórico (98g/mol), ácido fosforoso (82 g/mol), hidróxido de cálcio (74g/mol), sulfato de alumínio (342 g/mo), dicromato de potássio(294 g/mol) (6e-+ H2S + Cr2O72- → 2Cr3++ 7H2O). O número de equivalente-grama (ne) contidos em umamassa qualquer de substância é calculado como a razão entrea massa da substância e o seu equivalente-grama: Dividindo o número de equivalente-grama do soluto pelovolume da solução em litros obtemos a normalidade de umasolução:
  13. 13. EXEMPLO 01: Calcule a normalidade de uma solução de ácidosulfúrico obtida pela dissolução de 4,9 g desse ácido em 500mL de solução.Exemplo 02: O hidróxido de amônio P.A. é vendido sob a formade uma solução contendo entre 28 e 30% de NH4OH (35g/mol), cuja densidade é igual a 0,91 g/mL. Calcule quantosmililitros de hidróxido de amônio P.A devem ser utilizados parapreparar 500 mL de uma solução 0,4 eq/L.III.3.3 – Convertendo unidades químicas de concentração a) Convertendo concentração em quantidade de matéria em concentração em massa: para convertermos a molaridade (concentração em quantidade de matéria) em concentração em massa, devemos multiplicar a molaridade pelo valor da massa molar do soluto.EXEMPLO 01: Qual é a concentração em g/L de uma soluçãode cloreto de sódio (NaCl → 58,5 g/mol) 0,1 mol/L?EXEMPLO 02: Qual é a molaridade de uma solução quecontém 6,3 g/L de ácido nítrico (HNO3 →63 g/mol)? b) Convertendo concentração em quantidade de matéria em molalidade: para convertermos a concentração em quantidade de matéria em molalidade é necessário que a densidade da solução seja conhecida. Os passos a seguir possibilitam a conversão de molaridade em molalidade: 1) Achar a massa correspondente a 1,0 L de soluçãousando a densidade.
  14. 14. 2) Subtrair a massa de soluto contida em 1,0 L de soluçãoda massa da solução para achar a massa de solvente. 3) Aplicar a definição de molalidade, lembrando detransformar a massa de solvente em kg.EXEMPLO: Calcule a molalidade de uma solução de glicose,C6H12O6 (180 g/mol), cuja concentração em quantidade dematéria é 0,5 mol/L e cuja densidade é 1,014 g/mL. c) Convertendo concentração em quantidade de matéria em normalidade: para convertermos a molaridade (concentração em quantidade de matéria) em normalidade, devemos multiplicar a molaridade pelo valor da valência do soluto. N=k.MEXEMPLO: Qual é a normalidade de uma solução de ácidosulfúrico 0,5 mol/L? d) Convertendo normalidade em concentração em massa: para convertermos a normalidade em concentração em massa devemos multiplicar o valor em normalidade pelo equivalente-grama do soluto.III.4 –Diluição de soluções DILUIÇÃO: processo no qual se adiciona solvente a umasolução de forma a diminuir sua concentração. Obs. 1: O processo inverso à diluição é a concentração.Na operação de concentração retira-se solvente da solução,geralmente por evaporação, aumentando-se a concentração damesma.
  15. 15. Obs. 2: Nos processos de diluição e concentração altera-se o volume de solução, porém, a quantidade de soluto (emmassa, quantidade de matéria ou número de equivalentes)permanece inalterado. ESQUEMA GERAL DE UMA DILUIÇÃO: Quando uma diluição é realizada, podemos escrever aseguinte relação entre as concentrações da solução inicial e dasolução final (resultante da diluição). Onde: Ci e Cf podem ser expressas em concentração emmassa, concentração e quantidade de matéria ou normalidade.EXEMPLO: 20 mL de uma solução de concentração igual a 8g/L de hidróxido de potássio foram diluídos até um volume finalde 100 mL. Calcule a concentração em mol/L da soluçãoresultante.
  16. 16. III.5 –Mistura de soluçõesIII.5.1 –Mistura de soluções de mesmo soluto Quando duas soluções de um mesmo soluto e mesmosolvente, porém, de concentrações diferentes, são misturadas,obtemos uma solução de concentração intermediária entre asduas soluções misturadas. A quantidade de soluto presente na solução resultanteserá igual à soma das quantidades de soluto existentes nassoluções originais. ESQUEMA GERAL DE UMA MISTURA DE SOLUÇÕES: A equação a seguir permite calcular a concentração dasolução resultante da mistura de duas soluções: Teremos que a concentração da solução resultante será: Onde, C1, C2 e C3 são concentrações expressas em g/L,mol/L ou eq/L.
  17. 17. EXEMPLO: Calcule a concentração de uma solução desacarose obtida pela mistura de 200 mL de uma solução 0,2mol/L de sacarose com 600 mL de outra solução 0,6 mol/L desacarose.III.5.2 –Mistura de soluções de solutos diferentes semreação química Na mistura de duas soluções de mesmo solvente,contendo solutos diferentes que não reagem entre si, podemostratar cada soluto isoladamente como se ocorresse umadiluição.EXEMPLO 01: 500 mL de uma solução 0,4 mol/L de glicosesão misturados a 300 mL de uma solução 0,8 mol/L de frutose.Calcule as concentrações de glicose e frutose na soluçãoresultante.EXEMPLO 02: Quando 200 mL de uma solução 0,1 mol/L deNaNO3 são misturados com 300 mL de uma solução 0,2 mol/Lde Ba(NO3)2, a concentração de íons nitrato na soluçãoresultante, expressa em mol/L, será igual a: a) 0,03 b) 0,07 c) 0,14 d) 0,28III.5.3 –Mistura de soluções de solutos diferentes comreação química Quando misturamos soluções de solutos diferentes quereagem entre si, a concentração das espécies presentes nasolução resultante dependerá da quantidade de reagentesconsumidos e da quantidade de produtos formados na reação.Devemos efetuar, então, um balanço de matéria, considerandoas quantidades de matéria inicialmente presentes, quanto foiconsumido e quanto foi gerado de cada espécie pela reação.
  18. 18. REAGENTE LIMITANTE: Num dado sistema reacional chama-se de reagente limitante aquele que se encontra em quantidadeinferior à necessária para reagir estequiometricamente com osoutros reagentes que participam da reação. O reagentelimitante será completamente consumido na reação.REAGENTE EM EXCESSO: Reagente que não é consumidointeiramente na reação por encontrar-se em quantidadesuperior à necessária para reagir estequiometricamente com osoutros reagentes que participam da reação.EXEMPLO: 200 mL de uma solução 0,5 mol/L de ácidosulfúrico foram adicionados a 800 mL de uma solução 0,4mol/L de NaOH. Calcule as concentrações em quantidade dematéria de NaOH, H2SO4 e Na2SO4 na solução resultante.

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