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SOLUÇÕES VERDADEIRAS OU SOLUÇÕES
São misturas homogêneas de duas ou mais substâncias.
Disperso: menor quantidade- soluto
Dispersante: maior quantidade- solvente
SOLUÇÕES são misturas
homogêneas de duas ou mais
substâncias.
SOLUÇÕES
SOLUÇÃO = SOLUTO + SOLVENTE
menor proporção
em geral H2O
Exemplos:
açúcar em água, ar, ligas metálicas,...
SOLUÇÕES
Como se forma uma solução ?
A disseminação do soluto no solvente ocorre de
forma espontânea !
substância A substância B mistura A + B (solução)
     O O O O  O  O  O  O  O
     O O O O O  O  O  O  O 
     O O O O  O  O  O   O
parede de separação removendo a parede
TIPOS DE SOLUÇÕES
 SOLUÇÃO SÓLIDA
Exemplo:
LIGAS METÁLICAS
LIGA SOLVENTE SOLUTO
BRONZE Cu Sn
Ouro 18 quilates Au Ag e Cu
SOLUÇÃO GASOSA
Exemplo:
AR - N2 78%
-O2 21%
-Ar , CO2 , etc. 1%
?
 SOLUÇÕES LÍQUIDAS
1)Formadas por gás e líquido
Exemplos: água com gás, refrigerante, cerveja...
O aumento da pressão sobre o gás favorece a
dissolução do gás no líquido.
2) Formadas por líquidos
Exemplos: álcool comum ( C2H6O+ H2O)
água oxigenada ( H2O2 + H2O)
3)Formadas por sólidos e líquidos
Exemplos: - soro fisiológico
- vinagre
- água sanitária
SOLUÇÕES
Classificação das Soluções
1) Quanto ao estado físico:
- SÓLIDAS: ligas metálicas, medicamentos
na forma de comprimidos,...
- LÍQUIDAS: água mineral (sem gás), soro
fisiológico, bebidas,...
- GASOSAS: ar (isento de poeira),...
COEFICIENTE DE SOLUBILIDADE ( CS )
É a quantidade máxima de um soluto A
capaz de se dissolver totalmente numa quantidade
padrão (100g, 1000g, 100mL, 1L) do solvente B
em determinada temperatura.
CS
1) Quanto a quantidade de soluto dissolvido
Classificação das Soluções
SOLUÇÃO QUANTIDADE DE SOLUTO
DISSOLVIDO
EXEMPLO
SATURADA MÁXIMA A DADA TEMPERATURA 36g de NaCl em 100g de H2O
a 20C
INSATURADA MENOR QUE A SATURADA 30g de NaCl em 100g de H2O
a 20C
SUPERSATURADA MAIOR QUE A SATURADA 40g de NaCl em 100g de H2O
a 20C
OBS: a solução supersaturada é
instável, agitando-a ou
adicionando-lhe um pequeno
cristal do soluto ( gérmen de
cristalização), ocorrerá
imediata precipitação do soluto
dissolvido em excesso, voltando
a ser saturada.
Adicionando um pequeno cristal à solução
supersaturada de acetato de sódio, a cristalização inicia-se
com formação de cristais na forma de agulhas e continua até
que todo o soluto em excesso se cristalize.
Germen de cristalização = macro-cristal do soluto, sobre o
qual o excesso dissolvido se aglutina.
2) Quanto a proporção entre soluto e solvente
Solução Quantidade
de soluto
Exemplo
DILUÍDA PEQUENA 1g de NaCl em 100g de H2O
a 20C
CONCENTRADA GRANDE 30g de NaCl em 100g de
H2O a 20C
3) Quanto a natureza das partículas dispersas
 SOLUÇÃO IÔNICA OU ELETROLÍTICA - As
partículas dispersas são íons ou íons e moléculas
provenientes de dissociação iônica ou ionização do
soluto. A presença de íons faz com que esta solução
conduza corrente elétrica.
 SOLUÇÃO MOLECULAR OU NÃO
ELETROLÍTICA - As partículas dispersas são
moléculas pois não ocorre dissociação iônica nem
ionização do soluto. Não tem íons logo não conduz
corrente elétrica.
Solução de glicose
SOLUÇÕES
Classificação das Soluções
2) Quanto à natureza do soluto:
- MOLECULARES: o soluto é formado por moléculas, que
não se dissociam.
C6H12O6(sólido) ) C6H12O6(aquoso)
- IÔNICAS: o soluto não apenas se dissolve, mas se separa
em íons.
NaCl(sólido) Na+
(aquoso) + Cl-
(aquoso)
* A solução iônica conduz corrente elétrica !
H2O
H2O
CURVAS DE SOLUBILIDADE
Uma curva de solubilidade relaciona os valores de
T e os valores de coeficiente de solubilidade.
SUPERSATURADA
INSATURADA
SATURADA
A
B
C
D
Diretamente
proporcional
Inversamente
proporcional
Não se altera
Sal hidratado
Ponto de inflexão
TºC
CS
TIPOS DE CURVAS DE SOLUBILIDADE
Solubilidade e temperatura
Para solutos sólidos, em geral, o aumento da
temperatura provoca aumento na solubilidade.
Esse efeito varia de substância para substância e
pode ser facilmente evidenciado em diagramas de
solubilidade. Para substâncias gasosas o
fenômeno é oposto pois o aumento da
temperatura diminui a solubilidade. Por esse
motivo devemos conservar um refrigerante, após
aberto, em geladeira, pois a menor temperatura
favorece a dissolução do CO2.
SOLUÇÕES Solubilidade e temperatura
O quadro ao lado
mostra a
variação da
solubilidade de
KNO3 com a
temperatura,
identificando as
regiões de
soluções
insaturadas,
saturadas e
supersaturadas.
SOLUBILIDADE DE UM SAL HIDRATADO
Exemplo:
Uma solução saturada de nitrato de potássio ( KNO3)
constituída além do sal por 100g de água esta à temperatura
de 70C. Esta solução é resfriada a 40C, ocorrendo
precipitação de parte do sal dissolvido.
Calcule:
1)A massa do sal que precipitou.
2)A massa do sal que permanece em solução.
7040
64
138
138 - 64 = 74
64
C
O
N
C
E
N
T
R
A
Ç
Õ
E
S
Concentração é a relação entre
a quantidade de soluto (massa, no
de mols, volume,..) e a quantidade
de solução.
Exemplo
Soro fisiológico (NaCl) 0,9 %
- em cada 100 gramas dessa
solução há 0,9 gramas de NaCl e
99,1 gramas de H2O.
C
O
N
C
E
N
T
R
A
Ç
Õ
E
S
Unidades de massa
grama = 103 miligramas
quilograma (kg) = 103 gramas
miligrama = 10-3 gramas = 10-6 kg
Unidades de volume
Litro = 103 mililitros = dm3
m3 = 103 litros
mililitro = cm3 = 10-3 litro
C
O
N
C
E
N
T
R
A
Ç
Õ
E
S
Concentração Comum (C)
É a razão entre a massa, em
gramas, do soluto (m1) e o
volume, em litros (V), da solução.
V
mC 1
 unidades: grama/litro
C
O
N
C
E
N
T
R
A
Ç
Õ
E
S
Exemplo
Uma solução de NaOH apresenta
200 mg dessa base num volume de 400
mL de solução. Qual a Concentração
(g/L)?
Solução:
m1 = 200 mg = 0,2 g ; V = 400 mL = 0,4 L
C = 0,2 g / 0,4 L = 0,5 grama/Litro
Resposta: C = 0,5 g/L
C
O
N
C
E
N
T
R
A
Ç
Õ
E
S
Título ou % em massa (T)
É a razão entre a massa, em
gramas, do soluto (m1) e a massa,
em gramas, da solução(m).
mm
m
m
mT
21
11

 sem unidades
Ainda: T% = T . 100
C
O
N
C
E
N
T
R
A
Ç
Õ
E
S
Exemplo
Foram dissolvidas 80 gramas de
NaCl em 320 gramas de água. Qual o
título da solução ?
Solução:
m1 = 80 g ; m2 = 320 g ; m = 400 g
T = 80 / 80 + 320 = 80 / 400 = 0,2
Resposta: T = 0,2 ou T% = 20 %
C
O
N
C
E
N
T
R
A
Ç
Õ
E
S
Título em volume (Tv)
É a razão entre o volume, em L ou
mL, do soluto (V1) e o volume, em
L ou mL, da solução(V).
sem unidades
VV
V
V
V
T
21
11
v


Ainda: Tv% = Tv . 100
O Título em volume é
usado para expressar
a graduação alcoólica
das bebidas.
Ex.: 38o GL = 38 %
C
O
N
C
E
N
T
R
A
Ç
Õ
E
S
Exemplo
Uma bebida alcoólica apresenta
25% de etanol (álcool). Qual o volume,
em mL, do etanol encontrado em 2 litros
dessa bebida ?
Solução:
Tv% = 25%  Tv = 0,25 ; V = 2 L
V1 = Tv. V = 0,25.2 = 0,5 L = 500 mL
Resposta: V1 = 500 mL = 0,5 L
C
O
N
C
E
N
T
R
A
Ç
Õ
E
S
Concentração Molar ou
Molaridade (M)
É a razão entre o no de mols do
soluto (n1) e o volume, em litros
(V), da solução.
unidades: mol/litro ou M
V
n1
M
C
O
N
C
E
N
T
R
A
Ç
Õ
E
S
Exemplo
Uma solução de H2SO4 contém 0,75
mols desse ácido num volume de 2500
cm3 de solução. Qual a Molaridade ?
Solução:
n1 = 0,75 mol ; V = 2500 mL = 2,5 L
M = n1 / V = 0,75 / 2,5 = 0,3 mol/L ou 0,3 M
Resposta: M = 0,3 mol/L
C
O
N
C
E
N
T
R
A
Ç
Õ
E
S
Relações entre C e T
V
mC 1

mm
m
m
mT
21
11


dividindo C por T, resulta
ouddensidade
V
m
m
m
V
m
T
C
1
1

C
O
N
C
E
N
T
R
A
Ç
Õ
E
S
Observações:
1. A Concentração (C) sempre
deve ser expressa em g/L;
2. Se a densidade também está
expressa em g/L a relação resultará
C = T . d
3. Se a densidade está expressa
em g/mL (ou g/cm3) a relação resultará
C = T . 1000 . d
C
O
N
C
E
N
T
R
A
Ç
Õ
E
S
Relações entre C, T e M
V
mC 1

mm
m
m
mT
21
11


V
n1
M
como n1 = m1 / M1
m1 = massa do soluto M1 = massa
molar do soluto
M = M
d1000T
M
C
MV
m
V
n
111
11
..
.

C
O
N
C
E
N
T
R
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Ç
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S
Exemplo
Uma solução de HCl contém 36,5 %, em massa do
ácido e densidade 1,2 g/mL.Qual a Molaridade ?
Solução:
T% = 36,5 %  T = 0,365; d = 1,2 g / mL
M = T . 1000 . d / M1 = 0,365 . 1000 . 1,2 / 36,5
M = 12,0 mol ou 12,0 M ou 12,0 Molar
Resposta: M = 12,0 mol/L
Professora Cláudia Bacchi
Diluição e Concentração
de Soluções
Professora Cláudia Bacchi
No dia a dia:
Professora Cláudia Bacchi
No laboratório:
Solução de KMnO4 C=10g/L
Acrescentar
200mLde H2O
Solução diluída C<10g/L
Professora Cláudia Bacchi
Concentrar uma solução
a) Solução aquosa de CuSO4 3M
b) Evapora-se parte do solvente
c) Solução mais concentrada
Professora Cláudia Bacchi
Titulação de uma solução
Medindo o volume de soluções que
reagem é possível determinar a
concentração de uma delas desde
que se conheça a da outra.
Importante :
Ácidos + Bases  Sal + H2O
Professora Cláudia Bacchi
10 Passo
Pipeta-se um volume definido de uma solução
com concentração conhecida e transfere-se
para um erlenmeyer.
Professora Cláudia Bacchi
2o Passo
Carrega-se a bureta com uma solução que reaja com a outra solução e que tenha
concentração conhecida.
Coloca-se um indicador na solução desconhecida de modo que se visualize o término
da titulação.
Concentração
conhecida
HCl + NaOH  NaCl + H2O
Concentração
desconhecida
Professora Cláudia Bacchi
D
I
L
U
I
Ç
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S
Diluir uma solução é
adicionar solvente
(em geral água)
mantendo a
quantidade de soluto
constante.
+ Vágua
Solução 1 Solução 2
M = n1/ V M’ = n1/ V’
n1 = M.V n1 = M’.V’
M . V = M’ . V’
D
I
L
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Ç
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Exemplo
Foram adicionados 750 mL de água destilada à 250 mL
de uma solução 0,5 M de HCl. Qual a molaridade da solução
formada ?
Solução:
Vágua = 0,75 L ; V = 0,25 L ; M = 0,5 ; M’ = ?
M .V = M’.V’  M’ = M.V / V’
M’ = 0,5 . 0,25 / 1,0 = 0,125 mol/L ou 0,125 M
Resposta: M = 0,125 mol/L
D
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I - MESMO SOLUTO (sem reação química)
Solução 1
n1 = M.V
Solução 2
n1
’ = M’.V’
Solução 3
n1
’’ = M’’.V’’
+
+ =
donde resulta:
n1 + n1
’ = n1
’’
M.V + M’.V’ = M’’ .V‘’
Exemplo
Foram misturados 0,5 L de solução 1 M de NaOH, com
1,5 L de solução 2 M, da mesma base. Qual a Molaridade
resultante ?
Solução:
M = 1 ; V = 0,5 ; M’ = 2 ; V’ = 1,5 ; V’’ = 2,0 ; M’’ = ?
M .V + M’.V’ = M’’.V’’  M’’ = M.V + M’ V’ / V’’
M’’ =(1 . 0,5) + (2 . 1,5) / 2,0 = 1,75 mol/L = 1,75 M
Resposta: M = 1,75 M
M
I
S
T
U
R
A
S
II - SOLUTOS DIFERENTES (c/ reação química)
Ex.: solução de HCl + solução de NaOH
Nesse caso devemos levar em conta a estequiometria da
reação, no seu ponto final.
HCl + NaOH  NaCl + H2O
1 mol 1 mol
No ponto final da reação
no mols ácido = no mols da base
nácido = nbase
Mácido.Vácido = Mbase . Vbase
M
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S
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R
A
S
II - SOLUTOS DIFERENTES (c/ reação química)
Nesse caso
adiciona-se uma
solução sobre a
outra e o ponto
final da reação
pode ser
visualizado pela
adição de um
indicador ácido-
base.
ácido
base
M
I
S
T
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R
A
S
Exemplo
Foram neutralizados 600 mL de solução 1 M de NaOH,
com 1,5 L de solução de HCl. Qual a Molaridade da solução
ácida ?
Solução:
Mb = 1 ; Vb = 600 mL = 0,6 L ; Ma = ? ; Va = 1,5
Para essa reação, no ponto final,
Ma.Va = Mb. Vb
Ma = 1 . 0,6 / 1,5 = 0,4 mol/L
Resposta: M = 0,4 mol/L
M
I
S
T
U
R
A
S
PROFESSORA CLÁUDIA BACCHI
CONCENTRAÇÃO E APLICAÇÃO
DAS SOLUÇÕES NO COTIDIANO
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  • 1.
  • 2. SOLUÇÕES VERDADEIRAS OU SOLUÇÕES São misturas homogêneas de duas ou mais substâncias. Disperso: menor quantidade- soluto Dispersante: maior quantidade- solvente
  • 3. SOLUÇÕES são misturas homogêneas de duas ou mais substâncias. SOLUÇÕES SOLUÇÃO = SOLUTO + SOLVENTE menor proporção em geral H2O Exemplos: açúcar em água, ar, ligas metálicas,...
  • 4. SOLUÇÕES Como se forma uma solução ? A disseminação do soluto no solvente ocorre de forma espontânea ! substância A substância B mistura A + B (solução)      O O O O  O  O  O  O  O      O O O O O  O  O  O  O       O O O O  O  O  O   O parede de separação removendo a parede
  • 5. TIPOS DE SOLUÇÕES  SOLUÇÃO SÓLIDA Exemplo: LIGAS METÁLICAS LIGA SOLVENTE SOLUTO BRONZE Cu Sn Ouro 18 quilates Au Ag e Cu
  • 6. SOLUÇÃO GASOSA Exemplo: AR - N2 78% -O2 21% -Ar , CO2 , etc. 1% ?
  • 7.  SOLUÇÕES LÍQUIDAS 1)Formadas por gás e líquido Exemplos: água com gás, refrigerante, cerveja... O aumento da pressão sobre o gás favorece a dissolução do gás no líquido.
  • 8.
  • 9. 2) Formadas por líquidos Exemplos: álcool comum ( C2H6O+ H2O) água oxigenada ( H2O2 + H2O) 3)Formadas por sólidos e líquidos Exemplos: - soro fisiológico - vinagre - água sanitária
  • 10. SOLUÇÕES Classificação das Soluções 1) Quanto ao estado físico: - SÓLIDAS: ligas metálicas, medicamentos na forma de comprimidos,... - LÍQUIDAS: água mineral (sem gás), soro fisiológico, bebidas,... - GASOSAS: ar (isento de poeira),...
  • 11. COEFICIENTE DE SOLUBILIDADE ( CS ) É a quantidade máxima de um soluto A capaz de se dissolver totalmente numa quantidade padrão (100g, 1000g, 100mL, 1L) do solvente B em determinada temperatura. CS
  • 12. 1) Quanto a quantidade de soluto dissolvido Classificação das Soluções SOLUÇÃO QUANTIDADE DE SOLUTO DISSOLVIDO EXEMPLO SATURADA MÁXIMA A DADA TEMPERATURA 36g de NaCl em 100g de H2O a 20C INSATURADA MENOR QUE A SATURADA 30g de NaCl em 100g de H2O a 20C SUPERSATURADA MAIOR QUE A SATURADA 40g de NaCl em 100g de H2O a 20C
  • 13. OBS: a solução supersaturada é instável, agitando-a ou adicionando-lhe um pequeno cristal do soluto ( gérmen de cristalização), ocorrerá imediata precipitação do soluto dissolvido em excesso, voltando a ser saturada.
  • 14. Adicionando um pequeno cristal à solução supersaturada de acetato de sódio, a cristalização inicia-se com formação de cristais na forma de agulhas e continua até que todo o soluto em excesso se cristalize. Germen de cristalização = macro-cristal do soluto, sobre o qual o excesso dissolvido se aglutina.
  • 15.
  • 16. 2) Quanto a proporção entre soluto e solvente Solução Quantidade de soluto Exemplo DILUÍDA PEQUENA 1g de NaCl em 100g de H2O a 20C CONCENTRADA GRANDE 30g de NaCl em 100g de H2O a 20C
  • 17. 3) Quanto a natureza das partículas dispersas  SOLUÇÃO IÔNICA OU ELETROLÍTICA - As partículas dispersas são íons ou íons e moléculas provenientes de dissociação iônica ou ionização do soluto. A presença de íons faz com que esta solução conduza corrente elétrica.
  • 18.  SOLUÇÃO MOLECULAR OU NÃO ELETROLÍTICA - As partículas dispersas são moléculas pois não ocorre dissociação iônica nem ionização do soluto. Não tem íons logo não conduz corrente elétrica. Solução de glicose
  • 19. SOLUÇÕES Classificação das Soluções 2) Quanto à natureza do soluto: - MOLECULARES: o soluto é formado por moléculas, que não se dissociam. C6H12O6(sólido) ) C6H12O6(aquoso) - IÔNICAS: o soluto não apenas se dissolve, mas se separa em íons. NaCl(sólido) Na+ (aquoso) + Cl- (aquoso) * A solução iônica conduz corrente elétrica ! H2O H2O
  • 20. CURVAS DE SOLUBILIDADE Uma curva de solubilidade relaciona os valores de T e os valores de coeficiente de solubilidade. SUPERSATURADA INSATURADA SATURADA
  • 21.
  • 22. A B C D Diretamente proporcional Inversamente proporcional Não se altera Sal hidratado Ponto de inflexão TºC CS TIPOS DE CURVAS DE SOLUBILIDADE
  • 23. Solubilidade e temperatura Para solutos sólidos, em geral, o aumento da temperatura provoca aumento na solubilidade. Esse efeito varia de substância para substância e pode ser facilmente evidenciado em diagramas de solubilidade. Para substâncias gasosas o fenômeno é oposto pois o aumento da temperatura diminui a solubilidade. Por esse motivo devemos conservar um refrigerante, após aberto, em geladeira, pois a menor temperatura favorece a dissolução do CO2.
  • 24. SOLUÇÕES Solubilidade e temperatura O quadro ao lado mostra a variação da solubilidade de KNO3 com a temperatura, identificando as regiões de soluções insaturadas, saturadas e supersaturadas.
  • 25. SOLUBILIDADE DE UM SAL HIDRATADO
  • 26.
  • 27. Exemplo: Uma solução saturada de nitrato de potássio ( KNO3) constituída além do sal por 100g de água esta à temperatura de 70C. Esta solução é resfriada a 40C, ocorrendo precipitação de parte do sal dissolvido.
  • 28. Calcule: 1)A massa do sal que precipitou. 2)A massa do sal que permanece em solução. 7040 64 138 138 - 64 = 74 64
  • 29.
  • 30. C O N C E N T R A Ç Õ E S Concentração é a relação entre a quantidade de soluto (massa, no de mols, volume,..) e a quantidade de solução. Exemplo Soro fisiológico (NaCl) 0,9 % - em cada 100 gramas dessa solução há 0,9 gramas de NaCl e 99,1 gramas de H2O.
  • 31. C O N C E N T R A Ç Õ E S Unidades de massa grama = 103 miligramas quilograma (kg) = 103 gramas miligrama = 10-3 gramas = 10-6 kg Unidades de volume Litro = 103 mililitros = dm3 m3 = 103 litros mililitro = cm3 = 10-3 litro
  • 32. C O N C E N T R A Ç Õ E S Concentração Comum (C) É a razão entre a massa, em gramas, do soluto (m1) e o volume, em litros (V), da solução. V mC 1  unidades: grama/litro
  • 33. C O N C E N T R A Ç Õ E S Exemplo Uma solução de NaOH apresenta 200 mg dessa base num volume de 400 mL de solução. Qual a Concentração (g/L)? Solução: m1 = 200 mg = 0,2 g ; V = 400 mL = 0,4 L C = 0,2 g / 0,4 L = 0,5 grama/Litro Resposta: C = 0,5 g/L
  • 34. C O N C E N T R A Ç Õ E S Título ou % em massa (T) É a razão entre a massa, em gramas, do soluto (m1) e a massa, em gramas, da solução(m). mm m m mT 21 11   sem unidades Ainda: T% = T . 100
  • 35. C O N C E N T R A Ç Õ E S Exemplo Foram dissolvidas 80 gramas de NaCl em 320 gramas de água. Qual o título da solução ? Solução: m1 = 80 g ; m2 = 320 g ; m = 400 g T = 80 / 80 + 320 = 80 / 400 = 0,2 Resposta: T = 0,2 ou T% = 20 %
  • 36. C O N C E N T R A Ç Õ E S Título em volume (Tv) É a razão entre o volume, em L ou mL, do soluto (V1) e o volume, em L ou mL, da solução(V). sem unidades VV V V V T 21 11 v   Ainda: Tv% = Tv . 100 O Título em volume é usado para expressar a graduação alcoólica das bebidas. Ex.: 38o GL = 38 %
  • 37. C O N C E N T R A Ç Õ E S Exemplo Uma bebida alcoólica apresenta 25% de etanol (álcool). Qual o volume, em mL, do etanol encontrado em 2 litros dessa bebida ? Solução: Tv% = 25%  Tv = 0,25 ; V = 2 L V1 = Tv. V = 0,25.2 = 0,5 L = 500 mL Resposta: V1 = 500 mL = 0,5 L
  • 38. C O N C E N T R A Ç Õ E S Concentração Molar ou Molaridade (M) É a razão entre o no de mols do soluto (n1) e o volume, em litros (V), da solução. unidades: mol/litro ou M V n1 M
  • 39. C O N C E N T R A Ç Õ E S Exemplo Uma solução de H2SO4 contém 0,75 mols desse ácido num volume de 2500 cm3 de solução. Qual a Molaridade ? Solução: n1 = 0,75 mol ; V = 2500 mL = 2,5 L M = n1 / V = 0,75 / 2,5 = 0,3 mol/L ou 0,3 M Resposta: M = 0,3 mol/L
  • 40. C O N C E N T R A Ç Õ E S Relações entre C e T V mC 1  mm m m mT 21 11   dividindo C por T, resulta ouddensidade V m m m V m T C 1 1 
  • 41. C O N C E N T R A Ç Õ E S Observações: 1. A Concentração (C) sempre deve ser expressa em g/L; 2. Se a densidade também está expressa em g/L a relação resultará C = T . d 3. Se a densidade está expressa em g/mL (ou g/cm3) a relação resultará C = T . 1000 . d
  • 42. C O N C E N T R A Ç Õ E S Relações entre C, T e M V mC 1  mm m m mT 21 11   V n1 M como n1 = m1 / M1 m1 = massa do soluto M1 = massa molar do soluto M = M d1000T M C MV m V n 111 11 .. . 
  • 43. C O N C E N T R A Ç Õ E S Exemplo Uma solução de HCl contém 36,5 %, em massa do ácido e densidade 1,2 g/mL.Qual a Molaridade ? Solução: T% = 36,5 %  T = 0,365; d = 1,2 g / mL M = T . 1000 . d / M1 = 0,365 . 1000 . 1,2 / 36,5 M = 12,0 mol ou 12,0 M ou 12,0 Molar Resposta: M = 12,0 mol/L
  • 44. Professora Cláudia Bacchi Diluição e Concentração de Soluções
  • 46. Professora Cláudia Bacchi No laboratório: Solução de KMnO4 C=10g/L Acrescentar 200mLde H2O Solução diluída C<10g/L
  • 47. Professora Cláudia Bacchi Concentrar uma solução a) Solução aquosa de CuSO4 3M b) Evapora-se parte do solvente c) Solução mais concentrada
  • 48. Professora Cláudia Bacchi Titulação de uma solução Medindo o volume de soluções que reagem é possível determinar a concentração de uma delas desde que se conheça a da outra. Importante : Ácidos + Bases  Sal + H2O
  • 49. Professora Cláudia Bacchi 10 Passo Pipeta-se um volume definido de uma solução com concentração conhecida e transfere-se para um erlenmeyer.
  • 50. Professora Cláudia Bacchi 2o Passo Carrega-se a bureta com uma solução que reaja com a outra solução e que tenha concentração conhecida. Coloca-se um indicador na solução desconhecida de modo que se visualize o término da titulação. Concentração conhecida HCl + NaOH  NaCl + H2O Concentração desconhecida
  • 52. D I L U I Ç Õ E S Diluir uma solução é adicionar solvente (em geral água) mantendo a quantidade de soluto constante.
  • 53. + Vágua Solução 1 Solução 2 M = n1/ V M’ = n1/ V’ n1 = M.V n1 = M’.V’ M . V = M’ . V’ D I L U I Ç Õ E S
  • 54. Exemplo Foram adicionados 750 mL de água destilada à 250 mL de uma solução 0,5 M de HCl. Qual a molaridade da solução formada ? Solução: Vágua = 0,75 L ; V = 0,25 L ; M = 0,5 ; M’ = ? M .V = M’.V’  M’ = M.V / V’ M’ = 0,5 . 0,25 / 1,0 = 0,125 mol/L ou 0,125 M Resposta: M = 0,125 mol/L D I L U I Ç Õ E S
  • 55. M I S T U R A S I - MESMO SOLUTO (sem reação química) Solução 1 n1 = M.V Solução 2 n1 ’ = M’.V’ Solução 3 n1 ’’ = M’’.V’’ + + = donde resulta: n1 + n1 ’ = n1 ’’ M.V + M’.V’ = M’’ .V‘’
  • 56. Exemplo Foram misturados 0,5 L de solução 1 M de NaOH, com 1,5 L de solução 2 M, da mesma base. Qual a Molaridade resultante ? Solução: M = 1 ; V = 0,5 ; M’ = 2 ; V’ = 1,5 ; V’’ = 2,0 ; M’’ = ? M .V + M’.V’ = M’’.V’’  M’’ = M.V + M’ V’ / V’’ M’’ =(1 . 0,5) + (2 . 1,5) / 2,0 = 1,75 mol/L = 1,75 M Resposta: M = 1,75 M M I S T U R A S
  • 57. II - SOLUTOS DIFERENTES (c/ reação química) Ex.: solução de HCl + solução de NaOH Nesse caso devemos levar em conta a estequiometria da reação, no seu ponto final. HCl + NaOH  NaCl + H2O 1 mol 1 mol No ponto final da reação no mols ácido = no mols da base nácido = nbase Mácido.Vácido = Mbase . Vbase M I S T U R A S
  • 58. II - SOLUTOS DIFERENTES (c/ reação química) Nesse caso adiciona-se uma solução sobre a outra e o ponto final da reação pode ser visualizado pela adição de um indicador ácido- base. ácido base M I S T U R A S
  • 59. Exemplo Foram neutralizados 600 mL de solução 1 M de NaOH, com 1,5 L de solução de HCl. Qual a Molaridade da solução ácida ? Solução: Mb = 1 ; Vb = 600 mL = 0,6 L ; Ma = ? ; Va = 1,5 Para essa reação, no ponto final, Ma.Va = Mb. Vb Ma = 1 . 0,6 / 1,5 = 0,4 mol/L Resposta: M = 0,4 mol/L M I S T U R A S
  • 60. PROFESSORA CLÁUDIA BACCHI CONCENTRAÇÃO E APLICAÇÃO DAS SOLUÇÕES NO COTIDIANO
  • 61. PROFESSORA CLÁUDIA BACCHI Verificação da qualidade a gasolina