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QUÍMICA
                              A Ciência Central
                                 9
                                 9ª Edição


                 Capítulo 4
       Reações em soluções aquosas e
         estequiometria de soluções


                               David P. White

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Propriedades gerais das
                            soluções aquosas

                    Propriedades eletrolíticas
• As soluções aquosas - em água - têm o potencial de conduzir
  eletricidade.
• A habilidade da solução em ser um bom condutor depende do
                         ç                            p
  número do seu número de íons.
• Há três tipos de solução:
   • eletrólitos fortes,
   • eletrólitos fracos e
   • não-eletrólitos.


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Propriedades gerais das
                            soluções aquosas

                Propriedades eletrolíticas




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Propriedades gerais das
                            soluções aquosas

                  Compostos iônicos em água
• Os íons se dissociam em água.
• Em solução, cada íon é rodeado por moléculas de água.
• O transporte de íons através da solução provoca o fluxo de
  corrente.




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Propriedades gerais das
                            soluções aquosas

             Compostos moleculares em água
• Compostos moleculares em água, por exemplo, o CH3OH, não
  formam íons.
• Se não existem íons em solução, não existe nada para transportar a
  carga elétrica.
         lét i




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Propriedades gerais das
                            soluções aquosas

                    Eletrólitos fortes e fracos
• Eletrólitos fortes: dissociam-se completamente em solução.
Por exemplo:
                 HCl(aq)              H+(aq) + Cl-(aq)
• Eletrólitos fracos: produzem uma pequena concentração de íons
  quando se dissociam.
             dissociam
• Esses íons existem em equilíbrio com a substância não-ionizada.
Por exemplo:
               HC2H3O2(aq)             H+(aq) + C2H3O2-(aq)

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Reações de precipitação


• Quando duas soluções são misturadas e um sólido é formado, o
  sólido é chamado de um precipitado.




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Reações de precipitação




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                                                      03
Reações de precipitação


           Reações de dupla troca (metáteses)
• As reações de metátese envolvem a troca de íons em solução:
                      AX + BY → AY + BX.
• As reações de metátese levarão a uma alteração na solução se um
  dos t ê
  d três eventos abaixo acontecer:
              t   b i         t
   – forma-se um sólido insolúvel (precipitado),
   – formam-se eletrólitos fracos ou não eletrólitos ou
     formam se                       não-eletrólitos
   – forma-se um gás insolúvel.




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Reações de precipitação

                              Equações iônicas
                              E    õ iô i

• E
  Equação iônica: utilizada para realçar a reação entre íons.
       ã iô i       ili d           l          ã        í
• Equação molecular: todas as espécies listadas como moléculas:
          HCl(aq) + NaOH(aq) → H2O(l) + NaCl(aq)

• Equação iônica completa: lista todos os íons:
    q ç                 p
 H+(aq) + Cl-(aq) + Na+(aq) + OH-(aq) → H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq)

• E
  Equação iônica simplificada: li somente íons ú i
       ã iô i     i lifi d lista          í    únicos:
                  H+(aq) + OH-(aq) → H2O(l)


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Reações ácido-base
                                      ácido-

                                Ácidos
                                Á id
• Dissociação = os íons pré-formados no sólido se separam em
  solução.
  solução
• Ionização = uma substância neutra forma íons em solução.
• Ácido = substâncias que se ionizam para formar H+ em solução
  (por exemplo, HCl, HNO3, CH3CO2H, limão, lima, vitamina C).
• Ácidos com um próton ácido são chamados monopróticos (por
  exemplo, HCl).
  exemplo HCl)
• Ácidos com dois prótons ácidos são chamados dipróticos (por
  exemplo, H2SO4).
        p ,       )
• Ácidos com muitos prótons ácidos são chamados polipróticos.


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Reações ácido-base
                                      ácido-

                                Bases
• Bases = substâncias que reagem com os íons H+ formados por
  ácidos (por exemplo, NH3, Drano™, Leite de Magnésia™).




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Reações ácido-base
                                      ácido-

                Ácidos b
                Á id e bases fortes e fracos
                             f t      f
• Ácidos e bases fortes são eletrólitos fortes.
   – Eles estão completamente ionizados em solução.
                                                solução

• Ácidos e bases fracas são eletrólitos fracos.
   – Eles estão parcialmente ionizados em solução.




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Reações ácido-base
                                      ácido-

         Identificando eletrólitos fortes e fracos

• Iônico e solúvel em água = eletrólito forte (provavelmente).
   ô i       lú l     á       l óli f         (       l     )

• Solúvel em água e não iônico, mas é um ácido (ou base) forte =
                    não-iônico
  eletrólito forte.

• S lú l em água e não-iônico, e é um ácido ou uma base fraca =
  Solúvel       á   ã iô i            á id         b    f
  eletrólito fraco.

• Caso contrário, o composto é provavelmente um não-eletrólito.


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Reações ácido-base
                                      ácido-


         Identificando eletrólitos fortes e fracos




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Reações ácido-base
                                      ácido-

               Reações d neutralização e sais
               R   õ de     t li    ã      i
• A neutralização ocorre quando uma solução de um ácido e a de
  uma base são misturadas:
            HCl(aq) + NaOH(aq) → H2O(l) + NaCl(aq)

• Observe que formamos um sal (NaCl) e água.
• Sal = composto iônico cujo cátion vem de uma base e o ânion de
  um ácido.
• A neutralização entre um ácido e um hidróxido metálico produz
              ç                                          p
  água e um sal.


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Reações ácido-base
                                      ácido-


      Reações ácido-base com formação de gás
• Os íons sulfeto e carbonato podem reagir com H+ de uma maneira
  similar ao
  OH−.
            2HCl(aq) + Na2S(aq) → H2S(g) + 2NaCl(aq)
                     2H+(aq) + S2-(aq) → H2S(g)
      HCl(aq) + NaHCO3(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) + CO2(g)
           ( q)           ( q)         ( q)     ()




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Reações oxirredução

                         Oxidação e redução
• Quando um metal sofre corrosão, ele perde elétrons e forma
  cátions:
     i
                Ca(s) +2H+(aq) → Ca2+(aq) + H2(g)
• Oxidado: o átomo, a molécula ou o íon torna-se mais carregado
  positivamente.
   – A oxidação é a perda d elétrons.
           id          d de l
• Reduzido: o átomo, a molécula ou o íon torna-se menos carregado
  positivamente.
      iti     t
   – Redução é o ganho de elétrons.

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Reações oxirredução

                              Oxidação e redução




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Reações oxirredução

                              Oxidação e redução




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                                                             03
Reações oxirredução

                       Números de oxidação

•   O número de oxidação para um íon: é a carga no íon.
•   O número de oxidação para um átomo: é a carga hipotética que
    um áátomo teria se fosse um íon.
                 i     f        í
•   Os números de oxidação são determinados por uma série de
    regras:
    1. Se o átomo estiver em sua forma elementar, o número de
        oxidação é zero. Por exemplo, Cl2, H2, P4.
             ç                    p ,
    2. Para um íon monoatômico, a carga no íon é o estado de
        oxidação.

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Reações oxirredução

                   Números de oxidação
1. Os não-metais normalmente têm números de oxidação
   negativos:
        i
   a) O número de oxidação do O geralmente é –2. O íon
      peróxido O22-, tem oxigênio com um número de oxidação
      peróxido,
      de –1.
   b) O número de oxidação do H é +1 quando ligado a não-
    )                    ç             q      g
      metais e –1 quando ligado a metais.
   c) O número de oxidação do F é –1.
2.
2 A soma d números d oxidação para o átomo é a carga na
           dos ú        de id ã           á
   molécula (zero para uma molécula neutra).


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Reações oxirredução


           Oxidação de metais por ácidos e sais
•   Os metais são oxidados por ácidos para formarem sais:
               Mg(s) +2HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g)

•   Durante a reação, 2H+( ) é reduzido para H2( )
    D    t        ã      (aq)    d id          (g).

•   Os metais também podem ser oxidados por outros sais:
                 Fe(s) +Ni2+(aq) → Fe2+(aq) + Ni(s)

•   Observe que o Fe é oxidado para Fe2+ e o Ni2+ é reduzido para Ni.



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Reações oxirredução

                              Série de atividade
•   Alguns metais são facilmente oxidados; outros, não.
•   Série de atividade: é uma lista de metais organizados em ordem
       i d i id d             li d         i       i d         d
    decrescente pela facilidade de oxidação.
•   Quanto mais no topo da tabela estiver o metal, mais ativo ele é.
                                             metal                é
•   Qualquer metal pode ser oxidado pelos íons dos elementos abaixo
    dele.




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© 2005 by Pearson Education   Capítulo 04
                                       03
Concentrações de soluções

                              Molaridade
•  Solução = é o soluto dissolvido em solvente.
•  Soluto: está presente em menor quantidade.
                                    quantidade
•  A água como solvente = soluções aquosas.
•  Altera-se a concentração utilizando-se diferentes quantidades de
   soluto e solvente.
            solvente
 Concentração em quantidade de matéria: Mols de soluto por litro de
                                 solução.
• Se soubermos a concentração em quantidade de matéria e o
   volume de solução, podemos calcular a quantidade de matéria (e a
   massa) do soluto.




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Concentrações de soluções



       Concentração em quantidade de matéria




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Estequiometria de soluções e
                         análise química

•   Existem dois tipos diferentes de unidades:
    – unidades de laboratório (unidades macroscópicas: medida em
        laboratório);
    – unidades químicas (unidades microscópicas: referem-se a
        mols).
            l)
•   Sempre converta inicialmente as unidades de laboratório em
    unidades químicas.
               q
    – Gramas são convertidos em mols utilizando-se a massa molar.
    – O volume ou a quantidade de matéria é convertido em mols
        utilizando se
        utilizando-se c = mol/L.
•   Utilize os coeficientes estequiométricos para mover entre
    reagentes e produto.

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Estequiometria de soluções e
                         análise química




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Estequiometria de soluções e
                         análise química

                              Titulações
                              Tit l õ




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Estequiometria de soluções e
                         análise química

                              Titulações
                              Tit l õ
•   Suponha que sabemos a concentração em quantidade de matéria
    de uma solução de NaOH e que queremos encontrar a
    concentração em quantidade de matéria de uma solução de HCl.
•   Sabemos:
    – a concentração em quantidade de matéria de NaOH, o volume
                                                 NaOH
        de HCl.
•   O que queremos?
    – A concentração em quantidade de matéria de HCl.
                t ã          tid d d      té i d HCl
•   O que devemos fazer?
    – Tome um volume conhecido da solução de HCl, meça o
        volume em mL de NaOH necessário para reagir
        completamente com o HCl.


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Estequiometria de soluções e
                         análise química

                              Titulações
                              Tit l õ
•   O que temos?
    – O volume de NaOH. Sabemos a concentração em quantidade
                    NaOH
       de matéria do NaOH, então, podemos calcular a quantidade de
       matéria de NaOH.
•   Qual o próximo passo?
    – Sabemos também que HCl + NaOH → NaCl + H2O.
       Portanto, sabemos a quantidade de matéria de HCl.
•   Podemos finalizar?
    – Sabendo a quantidade de matéria (HCl) e o volume de HCl
       (acima de 20,0 mL), podemos calcular a concentração em
       q
       quantidade de matéria.

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Fim do Capítulo 4:
       Reações em soluções aquosas e
         estequiometria de soluções



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Slides cap.4: Reações em soluções aquosas e estequiometria de soluções

  • 1. QUÍMICA A Ciência Central 9 9ª Edição Capítulo 4 Reações em soluções aquosas e estequiometria de soluções David P. White © 2005 by Pearson Education Capítulo 04
  • 2. Propriedades gerais das soluções aquosas Propriedades eletrolíticas • As soluções aquosas - em água - têm o potencial de conduzir eletricidade. • A habilidade da solução em ser um bom condutor depende do ç p número do seu número de íons. • Há três tipos de solução: • eletrólitos fortes, • eletrólitos fracos e • não-eletrólitos. © 2005 by Pearson Education Capítulo 04
  • 3. Propriedades gerais das soluções aquosas Propriedades eletrolíticas © 2005 by Pearson Education Capítulo 04
  • 4. Propriedades gerais das soluções aquosas Compostos iônicos em água • Os íons se dissociam em água. • Em solução, cada íon é rodeado por moléculas de água. • O transporte de íons através da solução provoca o fluxo de corrente. © 2005 by Pearson Education Capítulo 04
  • 5. Propriedades gerais das soluções aquosas Compostos moleculares em água • Compostos moleculares em água, por exemplo, o CH3OH, não formam íons. • Se não existem íons em solução, não existe nada para transportar a carga elétrica. lét i © 2005 by Pearson Education Capítulo 04
  • 6. Propriedades gerais das soluções aquosas Eletrólitos fortes e fracos • Eletrólitos fortes: dissociam-se completamente em solução. Por exemplo: HCl(aq) H+(aq) + Cl-(aq) • Eletrólitos fracos: produzem uma pequena concentração de íons quando se dissociam. dissociam • Esses íons existem em equilíbrio com a substância não-ionizada. Por exemplo: HC2H3O2(aq) H+(aq) + C2H3O2-(aq) © 2005 by Pearson Education Capítulo 04
  • 7. Reações de precipitação • Quando duas soluções são misturadas e um sólido é formado, o sólido é chamado de um precipitado. © 2005 by Pearson Education Capítulo 04
  • 8. Reações de precipitação © 2005 by Pearson Education Capítulo 04 03
  • 9. Reações de precipitação Reações de dupla troca (metáteses) • As reações de metátese envolvem a troca de íons em solução: AX + BY → AY + BX. • As reações de metátese levarão a uma alteração na solução se um dos t ê d três eventos abaixo acontecer: t b i t – forma-se um sólido insolúvel (precipitado), – formam-se eletrólitos fracos ou não eletrólitos ou formam se não-eletrólitos – forma-se um gás insolúvel. © 2005 by Pearson Education Capítulo 04
  • 10. Reações de precipitação Equações iônicas E õ iô i • E Equação iônica: utilizada para realçar a reação entre íons. ã iô i ili d l ã í • Equação molecular: todas as espécies listadas como moléculas: HCl(aq) + NaOH(aq) → H2O(l) + NaCl(aq) • Equação iônica completa: lista todos os íons: q ç p H+(aq) + Cl-(aq) + Na+(aq) + OH-(aq) → H2O(l) + Na+(aq) + Cl-(aq) • E Equação iônica simplificada: li somente íons ú i ã iô i i lifi d lista í únicos: H+(aq) + OH-(aq) → H2O(l) © 2005 by Pearson Education Capítulo 04
  • 11. Reações ácido-base ácido- Ácidos Á id • Dissociação = os íons pré-formados no sólido se separam em solução. solução • Ionização = uma substância neutra forma íons em solução. • Ácido = substâncias que se ionizam para formar H+ em solução (por exemplo, HCl, HNO3, CH3CO2H, limão, lima, vitamina C). • Ácidos com um próton ácido são chamados monopróticos (por exemplo, HCl). exemplo HCl) • Ácidos com dois prótons ácidos são chamados dipróticos (por exemplo, H2SO4). p , ) • Ácidos com muitos prótons ácidos são chamados polipróticos. © 2005 by Pearson Education Capítulo 04
  • 12. Reações ácido-base ácido- Bases • Bases = substâncias que reagem com os íons H+ formados por ácidos (por exemplo, NH3, Drano™, Leite de Magnésia™). © 2005 by Pearson Education Capítulo 04
  • 13. Reações ácido-base ácido- Ácidos b Á id e bases fortes e fracos f t f • Ácidos e bases fortes são eletrólitos fortes. – Eles estão completamente ionizados em solução. solução • Ácidos e bases fracas são eletrólitos fracos. – Eles estão parcialmente ionizados em solução. © 2005 by Pearson Education Capítulo 04
  • 14. Reações ácido-base ácido- Identificando eletrólitos fortes e fracos • Iônico e solúvel em água = eletrólito forte (provavelmente). ô i lú l á l óli f ( l ) • Solúvel em água e não iônico, mas é um ácido (ou base) forte = não-iônico eletrólito forte. • S lú l em água e não-iônico, e é um ácido ou uma base fraca = Solúvel á ã iô i á id b f eletrólito fraco. • Caso contrário, o composto é provavelmente um não-eletrólito. © 2005 by Pearson Education Capítulo 04
  • 15. Reações ácido-base ácido- Identificando eletrólitos fortes e fracos © 2005 by Pearson Education Capítulo 04
  • 16. Reações ácido-base ácido- Reações d neutralização e sais R õ de t li ã i • A neutralização ocorre quando uma solução de um ácido e a de uma base são misturadas: HCl(aq) + NaOH(aq) → H2O(l) + NaCl(aq) • Observe que formamos um sal (NaCl) e água. • Sal = composto iônico cujo cátion vem de uma base e o ânion de um ácido. • A neutralização entre um ácido e um hidróxido metálico produz ç p água e um sal. © 2005 by Pearson Education Capítulo 04
  • 17. Reações ácido-base ácido- Reações ácido-base com formação de gás • Os íons sulfeto e carbonato podem reagir com H+ de uma maneira similar ao OH−. 2HCl(aq) + Na2S(aq) → H2S(g) + 2NaCl(aq) 2H+(aq) + S2-(aq) → H2S(g) HCl(aq) + NaHCO3(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) + CO2(g) ( q) ( q) ( q) () © 2005 by Pearson Education Capítulo 04
  • 18. Reações oxirredução Oxidação e redução • Quando um metal sofre corrosão, ele perde elétrons e forma cátions: i Ca(s) +2H+(aq) → Ca2+(aq) + H2(g) • Oxidado: o átomo, a molécula ou o íon torna-se mais carregado positivamente. – A oxidação é a perda d elétrons. id d de l • Reduzido: o átomo, a molécula ou o íon torna-se menos carregado positivamente. iti t – Redução é o ganho de elétrons. © 2005 by Pearson Education Capítulo 04
  • 19. Reações oxirredução Oxidação e redução © 2005 by Pearson Education Capítulo 04
  • 20. Reações oxirredução Oxidação e redução © 2005 by Pearson Education Capítulo 04 03
  • 21. Reações oxirredução Números de oxidação • O número de oxidação para um íon: é a carga no íon. • O número de oxidação para um átomo: é a carga hipotética que um áátomo teria se fosse um íon. i f í • Os números de oxidação são determinados por uma série de regras: 1. Se o átomo estiver em sua forma elementar, o número de oxidação é zero. Por exemplo, Cl2, H2, P4. ç p , 2. Para um íon monoatômico, a carga no íon é o estado de oxidação. © 2005 by Pearson Education Capítulo 04
  • 22. Reações oxirredução Números de oxidação 1. Os não-metais normalmente têm números de oxidação negativos: i a) O número de oxidação do O geralmente é –2. O íon peróxido O22-, tem oxigênio com um número de oxidação peróxido, de –1. b) O número de oxidação do H é +1 quando ligado a não- ) ç q g metais e –1 quando ligado a metais. c) O número de oxidação do F é –1. 2. 2 A soma d números d oxidação para o átomo é a carga na dos ú de id ã á molécula (zero para uma molécula neutra). © 2005 by Pearson Education Capítulo 04
  • 23. Reações oxirredução Oxidação de metais por ácidos e sais • Os metais são oxidados por ácidos para formarem sais: Mg(s) +2HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g) • Durante a reação, 2H+( ) é reduzido para H2( ) D t ã (aq) d id (g). • Os metais também podem ser oxidados por outros sais: Fe(s) +Ni2+(aq) → Fe2+(aq) + Ni(s) • Observe que o Fe é oxidado para Fe2+ e o Ni2+ é reduzido para Ni. © 2005 by Pearson Education Capítulo 04
  • 24. Reações oxirredução Série de atividade • Alguns metais são facilmente oxidados; outros, não. • Série de atividade: é uma lista de metais organizados em ordem i d i id d li d i i d d decrescente pela facilidade de oxidação. • Quanto mais no topo da tabela estiver o metal, mais ativo ele é. metal é • Qualquer metal pode ser oxidado pelos íons dos elementos abaixo dele. © 2005 by Pearson Education Capítulo 04
  • 25. © 2005 by Pearson Education Capítulo 04 03
  • 26. Concentrações de soluções Molaridade • Solução = é o soluto dissolvido em solvente. • Soluto: está presente em menor quantidade. quantidade • A água como solvente = soluções aquosas. • Altera-se a concentração utilizando-se diferentes quantidades de soluto e solvente. solvente Concentração em quantidade de matéria: Mols de soluto por litro de solução. • Se soubermos a concentração em quantidade de matéria e o volume de solução, podemos calcular a quantidade de matéria (e a massa) do soluto. © 2005 by Pearson Education Capítulo 04
  • 27. Concentrações de soluções Concentração em quantidade de matéria © 2005 by Pearson Education Capítulo 04
  • 28. Estequiometria de soluções e análise química • Existem dois tipos diferentes de unidades: – unidades de laboratório (unidades macroscópicas: medida em laboratório); – unidades químicas (unidades microscópicas: referem-se a mols). l) • Sempre converta inicialmente as unidades de laboratório em unidades químicas. q – Gramas são convertidos em mols utilizando-se a massa molar. – O volume ou a quantidade de matéria é convertido em mols utilizando se utilizando-se c = mol/L. • Utilize os coeficientes estequiométricos para mover entre reagentes e produto. © 2005 by Pearson Education Capítulo 04
  • 29. Estequiometria de soluções e análise química © 2005 by Pearson Education Capítulo 04
  • 30. Estequiometria de soluções e análise química Titulações Tit l õ © 2005 by Pearson Education Capítulo 04
  • 31. Estequiometria de soluções e análise química Titulações Tit l õ • Suponha que sabemos a concentração em quantidade de matéria de uma solução de NaOH e que queremos encontrar a concentração em quantidade de matéria de uma solução de HCl. • Sabemos: – a concentração em quantidade de matéria de NaOH, o volume NaOH de HCl. • O que queremos? – A concentração em quantidade de matéria de HCl. t ã tid d d té i d HCl • O que devemos fazer? – Tome um volume conhecido da solução de HCl, meça o volume em mL de NaOH necessário para reagir completamente com o HCl. © 2005 by Pearson Education Capítulo 04
  • 32. Estequiometria de soluções e análise química Titulações Tit l õ • O que temos? – O volume de NaOH. Sabemos a concentração em quantidade NaOH de matéria do NaOH, então, podemos calcular a quantidade de matéria de NaOH. • Qual o próximo passo? – Sabemos também que HCl + NaOH → NaCl + H2O. Portanto, sabemos a quantidade de matéria de HCl. • Podemos finalizar? – Sabendo a quantidade de matéria (HCl) e o volume de HCl (acima de 20,0 mL), podemos calcular a concentração em q quantidade de matéria. © 2005 by Pearson Education Capítulo 04
  • 33. Fim do Capítulo 4: Reações em soluções aquosas e estequiometria de soluções © 2005 by Pearson Education Capítulo 04