Concentração, Diluição e Misturas

(1)

Concentração

Diluição

Misturas

Thales Macedo – EPUFABC

(2)

Concentração

• Amplamente utilizada na química, mas está presente no cotidiano

• Exemplo: Tabela nutricional

A concentração de gordura no pão de forma é de 2,3g para cada 50g

(3)

Concentração

• Exemplo: Combustíveis

Pela legislação, a concentração máxima de álcool na gasolina

(4)

Concentração

• Teste de sangue

De acordo com o teste abaixo, a concentração de glicose no sangue do paciente é de 144mg/dL, a

concentração é útil, pois assim o médico pode encaminhar para o tratamento correto

(5)

Revisão: Solução

• Uma solução é formada por um soluto e por um solvente

• Concentração por definição é a quantidade de soluto existente na solução ou dissolvido no solvente

𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 = 𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜

(6)

Tipos de concentração

• Dependendo da unidade adotada para o soluto ou solvente (grama ou litro), podem variar os tipos de concentrações, os principais:

– Concentração comum – Título

– Molaridade – ppm

Para definir concentrações, vamos considerar:

Soluto = ÍNDICE 1 (m1, V1, C1...) Solvente = ÍNDICE 2 (m2, V2, C2...)

(7)

Concentração comum

• Soluto em gramas e solvente em litros

• Exemplo: 50 g/L

• NÃO CONFUNDIR COM DENSIDADE!

• Apesar da unidade parecida (g/mL), não são a mesma coisa

𝐶 = 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑔)

𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 (𝐿) ⇒ 𝐶 =

𝑚1 𝑉

(8)

Título

• Soluto em gramas e solução em gramas • Soluto em litros e solução em litros

• Se considerarmos que a solução é composta de soluto e solvente juntos, temos:

𝑇 = 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑔) 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 𝑔 ⇒ 𝑇 = 𝑚1 𝑚 𝑇 = 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝐿) 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 (𝐿) ⇒ 𝑇 = 𝑉1 𝑉 𝑚 = 𝑚1 + 𝑚2 V = V1 + V2

(9)

Título

• O título é adimensional, por isso ele é comumente usado na forma de porcentagem, para isso basta multiplicar o título por 100

𝑇 = 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑔) 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜(𝑔) + 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 (𝑔) ⇒ 𝑇 = 𝑚1 𝑚1 + 𝑚2 𝑇 = 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝐿) 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜(𝐿) + 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 (𝐿) ⇒ 𝑇 = 𝑉1 𝑉1 + 𝑉2 𝑇% = T x 100

(10)

Molaridade

• Muito usada na química para simplificar os cálculos estequiométricos

• Motivo: Não é correto dizer que há o mesmo número de moléculas em 1 g de NaOH e 1 g de HCl, mas é possível afirmar com certeza que 1 mol de NaOH tem a mesma quantidade de moléculas que 1 mol de HCl

• Reagentes diluídos requerem o uso da concentração

(11)

Molaridade

• Já vimos como converter de grama para mol:

• Outra maneira de escrever molaridade:

𝑀 = 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑚𝑜𝑙 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 (𝐿) ⇒ 𝑀 = 𝑛1 𝑉 𝑛 = 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑔) 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 (𝑔/𝑚𝑜𝑙) ⇒ 𝑛 = 𝑚1 𝑀𝑀1 𝑀 = 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑔) 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 _{𝑚𝑜𝑙 𝑥 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 (𝐿)}𝑔 ⇒ 𝑀 = 𝑚1 𝑀𝑀1 𝑥 𝑉

(12)

ppm

• Concentração relativamente nova nos

vestibulares, usado para coisas pequenas • 1 parte por milhão:

• Qualquer relação que satisfaça essa divisão é considerada ppm • Exemplos: 𝑝𝑝𝑚 = 1 106 𝑝𝑝𝑚 = 𝑔 (10 0₎ 𝑡𝑜𝑛𝑒𝑙𝑎𝑑𝑎 (106₎ 𝑝𝑝𝑚 = 𝑚𝑔(10−3) 𝑘𝑔(103₎

(13)

Relação entre concentrações

• Concentração comum – Título

• Concentração comum – Molaridade

• Desafio: Achar a relação entre molaridade e título

𝐶 = 𝑇 𝑥 𝑑𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑥 1000

(14)

Diluição

• Quando adicionamos água em uma solução, aumentamos o volume para que os compostos se movimentem, diminuindo sua concentração Concentração inicial Massa inicial Volume inicial

+ H

2 O =

Concentração final Massa final Volume final

(15)

Diluição

• As massas iniciais e finais não se alteram, logo:

• Da definição de concentração 𝐶 = 𝑚1_𝑉 , temos:

• O volume final pode ser considerado o volume inicial + volume de água adicionado

𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 = 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙

(16)

Exemplo

• Qual deve ser o volume de água adicionado a 50 mL de solução de NaOH de concentração 60 g/L para que seja obtida uma solução a 5 g/L?

𝐶𝑖 𝑥 𝑉𝑖 = 𝐶𝑓 𝑥 𝑉𝑓

60 x 0,05 = 5 x (0,05 + VH2O)

3 = 0,25 + 5V V = 2,75 / 5

(17)

Misturas

• Quando juntamos 2 ou mais soluções, estamos fazendo uma mistura

• Podem ser de mesmo soluto ou de solutos diferentes

• Se forem de solutos diferentes, pode haver ou não reação química entre os solutos

(18)

Mistura de mesmo soluto

• Quando enchemos o tanque de gasolina, geralmente fazemos uma mistura da gasolina antiga com a nova que abastecemos

Concentração inicial Massa inicial Volume inicial

+ =

Concentração final Massa final Volume final Concentração adicionada Massa adicionada Volume adicionada

(19)

Mistura de mesmo soluto

• A massa final é um somatório das 2 soluções:

• Da definição de concentração 𝐶 = 𝑚_𝑉 , temos:

𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 = 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 + 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑎𝑑𝑖𝑐𝑖𝑜𝑛𝑎𝑑𝑎

(20)

Exemplo

• Qual a molaridade de uma solução de NaOH formada pela mistura de 60mL de solução a 5mol/L com 300mL de solução a 2mol/L? 𝑀𝑓 𝑥 𝑉𝑓 = 𝑀𝑖 𝑥 𝑉𝑖 + 𝑀𝑎 𝑥 𝑉𝑎 M x (Vi + Va) = 5 x 0,06 + 2 x 0,3 M x 0,36 = 0,3 + 0,6 M x 0,36 = 0,9 M = 2,5 mol/L

(21)

Mistura de solutos diferentes

• SEM OCORRÊNCIA DE REAÇÃO

• Se tratando de concentração, os íons das soluções podem sofrer diluição ou mistura

• Exemplo: Quando adicionamos adoçante líquido ao café, não ocorre reação química (o que sentimos são sensações organolépticas), no entanto temos uma mistura de soluções

(22)

Exemplo

• Calcular as concentrações iniciais e finais da mistura das seguintes soluções:

Copo 1 = NaCl 400 mL 0,2 mol/L Copo 2 = Na2SO4 600 mL 0,8 mol/L

Copo 1 = Copo 2 =

NaCl = Na+_{+ Cl}- _Na₂_SO₄_{= 2 Na}+_{+ SO}_42-

1 : 1 : 1

0,2 0,2 0,2 mol/L mol/L mol/L

1 : 2 : 1

CUIDADO COM A ESTEQUIOMETRIA!

(23)

Exemplo

• Copo 3 = mistura dos íons Cl-, SO42- e Na+

• Cl- estará diluído (originado de 1 copo)

𝑀𝑖 𝑥 𝑉𝑖 = 𝑀𝑓 𝑥 𝑉𝑓 0,2 x 0,4 = M x (V1 + V2)

0,08 = M x (0,6 + 0,4) M = 0,08 mol/L • SO42- estará diluído (originado de 1 copo)

0,48 = M x (0,6 + 0,4) M = 0,48 mol/L

(24)

Exemplo

• Na+ estará misturado (originado dos 2 copos) 𝑀𝑓 𝑥 𝑉𝑓 = 𝑀𝑖 𝑥 𝑉𝑖 + 𝑀𝑎 𝑥 𝑉𝑎 M x (V1 + V2) = 0,2 x 0,4 + 1,6 x 0,6

M x 1 = 0,08 + 0,96 M = 1,04 mol/L

(25)

Mistura de solutos diferentes

• COM OCORRÊNCIA DE REAÇÃO

• Ocorre formação de algum composto (gás ou precipitado) que diminui a concentração de algum íon em solução

• Para esses exercícios, o cálculo

estequiométrico é fundamental, o

(26)

Exemplo

• Calcular as concentrações iniciais e finais da mistura das seguintes soluções:

Copo 1 = BaCl2 500 mL 0,5 mol/L

Copo 2 = Na2SO4 750 mL 0,4 mol/L

Copo 1 = Copo 2 =

BaCl2 = Ba2+ + 2 Cl- Na2SO4 = 2 Na+ + SO42-

1 : 1 : 2

0,5 0,5 1 mol/L mol/L mol/L

1 : 2 : 1

CUIDADO COM A ESTEQUIOMETRIA!

(27)

Exemplo

• Nesse caso ocorre uma reação de precipitação:

BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2 NaCl

• Ou todo íon Ba2+ _{ou todo íon SO}₄2-_{foi precipitado,}

qual?

• É preciso comparar o número de mols em cada solução, se forem diferentes, temos um reagente em excesso

(28)

Exemplo

BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2 NaCl 1 : 1 : 1 : 2 𝑀 = 𝑛 𝑉 𝑀 = 𝑛 𝑉 0,5 = 𝑛 0,5 0,4 = 𝑛 0,75

𝑛 = 0,25 𝑚𝑜𝑙 𝑛 = 0,30 𝑚𝑜𝑙 Conclusão: Existem íons SO42- que

estão em excesso de 0,05 mols, logo eles não reagirão e permanecerão em solução´. Não haverá nenhum íon Ba2+ _{em solução}

(29)

Exemplo

• Cl- estará diluído (originado de 1 copo)

𝑀𝑖 𝑥 𝑉𝑖 = 𝑀𝑓 𝑥 𝑉𝑓 1 x 0,5 = M x (V1 + V2)

0,5 = M x (0,5 + 0,75) M = 0,4 mol/L • SO42- estará diluído (originado de 1 copo)

0,25 = M x (0,5 + 0,75) M = 0,2 mol/L

(30)

Exemplo

• Na+ estará diluído (originado de 1 copo) 𝑀𝑖 𝑥 𝑉𝑖 = 𝑀𝑓 𝑥 𝑉𝑓

0,8 x 0,75 = M x (V1 + V2) 0,5 = M x (0,5 + 0,75)