Soluções. Universidade Federal de Campina Grande Centro de Ciências e Tecnologia Agroalimentar Profª Roberlúcia A. Candeia Disciplina: Química Geral

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(1)Misturas. Universidade Federal de Campina Grande Centro de Ciências e Tecnologia Agroalimentar Profª Roberlúcia A. Candeia. Heterogênea. Disciplina: Química Geral. Suspensão. Soluções. Diâmetro superior a 10-4cm. Homogênea. Dispersão Coloidais Diâmetro entre 10-7 e 10-4 cm. Soluções. Diâmetro inferior a 10-7cm. Solvente (ou dispersante): componente presente em maior quantidade. Soluto (ou disperso): componente presente em menor quantidade, e que são dissolvidos no solvente.. Classificação das Soluções. II. Quanto à Condução de Corrente Elétrica:. I. Quanto à fase de agregação:. a). a) Solução Sólida: Liga. Soluto. Solvente. Bronze. Sn. Cu. Amálgama dental. Hg. Ag. Ouro 18 quilates 750 (75%). Ag, Cu. Au. cujos. Solução eletrolítica: também chamadas de soluções iônicas, nessas soluções as partículas do soluto são íons. Essas soluções conduzem corrente elétrica.. 2O NaCl( s ) H   Na  ( aq)  Cl  ( aq). b). Solução Gasosa: ar atmosférico, principais são: N2 (78%), O2, Ar e CO2.. componentes. c). Solução líquida: gás-líquido (água mineral com gás, refrigerantes, cervejas, etc.), líquido-líquido (água oxigenada, álcool hidratado) e sólido–líquido (soro fisiológico – NaCl + água; álcool iodado; etc).. b) Solução não eletrolítica: também chamadas de soluções moleculares, pois as partículas do soluto são moléculas neutras. Essas soluções não conduzem corrente elétrica. 2O C12H 22O11( s ) H   C12H 22O11( aq).

(2) III. Quanto à Concentração do soluto na solução a) Solução diluída: quando a concentração do soluto é considerada pequena. Admite-se, geralmente, que soluções de concentração até 0,1 mol/L são diluídas.. b) Solução concentrada: concentração do soluto é considerada elevada, geralmente, superior a 0,1 mol/L.. IV. Quanto ao Coeficiente de Solubilidade Coeficiente de Solubilidade representa a maior massa que pode ser dissolvida em certa quantidade padrão de um solvente, em determinada temperatura.. Ex.: NaCl = 35,7 g/100 g de H2O à 0ºC. a) Solução insaturada: quantidade de soluto dissolvido é inferior ao coeficiente de solubilidade. Ex.: NaCl = 3 g/100 g de H2O à 0ºC.. b) Solução saturada: quantidade de soluto dissolvido é igual ao coeficiente de solubilidade. Ex.: NaCl = 35,7 g/100 g de H2O à 0ºC.. c) Solução supersaturada: quantidade de soluto dissolvido é superior ao coeficiente de solubilidade. Ex.: NaCl = 36 g/100 g de H2O à 0ºC.. Fatores que afetam a solubilidade. Solução supersaturada. Interações soluto-solvente: • Polaridades dos soluto-solvente; Líquidos miscíveis: misturam-se em quaisquer proporções; Líquidos imiscíveis: não se misturam; • As forças intermoleculares; Solução supersaturada acetato de sódio. de. Ex: água e etanol são miscíveis, porque as ligações de hidrogênio Solução supersaturada de CO2 e água.. • O número de átomos de carbono: quanto mais átomos de carbonos, menos solúvel em água.. rompidas. em. reestabelecidas na mistura;. ambos. os. líquidos. são.

(3) • Influência da Pressão • Influência da Temperatura A solubilidade de um gás em um líquido é inversamente proporcional à temperatura, isto é quanto maior a temperatura, menor a solubilidade do gás.. Lei de Henry: a solubilidade de um gás em um líquido é diretamente proporcional à pressão do gás sobre o líquido. Matematicamente,. C  kP. - C : concentração de gás dissolvido; - k : constante de proporcionalidade; - P : pressão exercida sobre o sistema.. Curva de Solubilidade. Substâncias que liberam calor tendem a ser menos solúvel, enquanto que substâncias que absorve calor, tendem a ser mais solúvel a quente.. Análise da Curva de solubilidade: Aumentando a temperatura, o líquido tende a expulsar o gás. Logo a solubilidade diminui.. Aumentando a pressão sobre o gás, este se solubilizará no líquido. Logo, a solubilidade aumenta com a pressão.. A) Quais as substâncias que sofrem dissociação endotérmica ao entrar em contato com a água? E quais a(s) exotérmica(s)? B) Dentre as substâncias que sofrem dissociação endotérmica, qual possui a maior e a menor massa dissolvida em 100g de água nos seguintes intervalos de temperatura: de 0ºC a 10ºC e de 50ºC a 60ºC? C) Qual a máxima quantidade de Ce2(SO4)3 que conseguimos dissolver em 100 g de H2O a 20 ºC?. D) Considerando apenas as substâncias KCl e NaCl, qual delas é a mais solúvel em água ? E) Qual é a massa de KNO3 que satura 500 g de água a 30 ºC? Indique a massa da solução obtida (massa do soluto + massa do solvente)..

(4) Concentração das Soluções. • Como preparar soluções. Consiste na relação estabelecida entre quantidade do soluto e do solvente (ou da solução).. a. - Determinar a massa do soluto a ser dissolvida; - Estabelecer a quantidade do volume final da solução;. Aplicação: • Teor alcoólico nas bebidas (vinho 12%, cervejas 4,3% etc.), Bafômetro 0,05 mg.L-1 de álcool no ar; • Concentração normal de glicose no sangue (75 a 110 mL – valores acima indica diabetes); • Nos medicamento apresentam determinada substância química;. a. concentração. de. •Poluentes atmosféricos dentre outros.. Dependendo da utilização da solução as mesmas devem ser consideradas segundo duas características básicas: a) soluções padrão: usadas para fins analíticos contendo uma quantidade exatamente conhecida de um reagente qualquer, na unidade de volume. Essa concentração é expressa com exatidão (quatro decimais) Ex.: 0,1538 g/L (massa/volume) 0,8543 mol/L (número de mols/volume). b) soluções não padronizadas: usadas para fins não analíticos sendo sua concentração aproximada. Não é requerida a mesma exatidão, com relação às soluções padronizadas (um ou dois decimais) Ex.: 0,5 g/L (massa/volume) 1,0 mol/L (número de mols/volume). Tipos de Concentrações de soluções. Padrões primários: a) a substância deve ser de fácil obtenção, purificação, dessecação e conservação; b) não pode ser volátil; c) as impurezas devem ser facilmente identificáveis com ensaios qualitativos de sensibilidade conhecida; d) a substância não deve ser higroscópica (absorver umidade do ambiente) ou eflorescente; e) deve ser bastante solúvel.. Ex: Carbonato de cálcio; Tetraborato de sódio; Ácido benzóico; Nitrato de Prata; Cloreto de sódio (após dessecação a peso constante); Tiocianato de potássio; Ácido oxálico; Oxalato de sódio e; Dicromato de potássio.. Densidade da Solução: É a relação entre a massa (m) e o volume (V) da solução. Matematicamente,. a) Concentração comum (C): é a relação entre a massa do soluto e o volume da solução. Matematicamente,. Exemplo, Qual a concentração, em g/L, de uma solução de NaOH, a qual foi utilizada 4g de NaOH, dissolvida a um volume de 500 mL? Dado:. m1  4 g V  500mL. C. 4g  8g / L 0,5L. Exemplo, Qual a densidade da solução anterior, em g/L, considerando que teve 4g de NaOH, dissolvida a um volume de 1 litro? Dado:. m1  4 g m2  1000 g V  1,0 L. d. m1  m2 4  1000   1004 g / L ou g.L1 V 1.

(5) Aplicação:. Densímetro. Avaliar a qualidade do leite (1,028 a 1,033 g/mL). Avaliar a qualidade da gasolina (0,700 a 0,750 g/mL). b) Título ou fração em massa (τ): é a relação entre a massa do soluto e a massa total da solução (soluto+solvente). Matematicamente,. m1 m. . ou. . m1 m1  m2.  %   .100. Em que: τ = Título em massa m1 = massa do soluto m2 = massa do solvente m = massa da solução.. Exemplo - O rótulo de um soro fisiológico nos indica que a porcentagem em massa é 0,9%, ou seja, que existem 0,9 g de soluto (NaCl) em cada 100 g de solução:. . m1 0,9   0,009  0,9% m 100. Em massa de NaCl na solução.. 0   %  100%. c) Relação entre a Concentração e o Título da solução:. C. msoluto m C  1 Vsolução m. m1 C m  V   solução  m1  Vsolução m. C. m m   soluto    1 M solução m. Importante: quando o título for em volume, corresponde a percentagem volumétrica da solução. Ocorre em solução líquido-líquido. Exemplo, O álcool comum apresenta uma porcentagem em volume de 96%, o que quer dizer que existem 96 mL de álcool (etanol) em 100 mL de solução. No álcool comum e nas bebidas alcoólicas, esta relação é indicada em ºGL (Gay-Lussac).. C. . . msolução Vsolução. . C. . d. ou. C  d. Densidade da solução. d) Concentração Molar ou Molaridade (M): Definição: É a quantidade, em mols, do soluto existente em 1 litro de solução. Matematicamente, tem-se que:. m ou M . nde mols do soluto n  1  mols.L1 Volume da solução V ( L). Essa concentração também é chamada de molar ou quantidade de matéria.. m. . n1 V ( L). n1 . massa do soluto m1  Massa Molar M1. Eq (2). Substituindo a Equação (2) na Equação (1), tem-se que. m. m1 n1 M 1 m1    V L M 1V ( L). Eq (1). m . m1 M 1V ( L). Em que: m é a molaridade (mol.L-1) m1 é a massa do soluto (g) M1 é a massa molar do soluto (g/mol) V é o volume da solução (L).

(6) Exemplos 1. Em um recipiente, foram dissolvidos 20 mol de NaOH em água suficiente para 1 litro de solução. Qual a sua concentração molar? 1. Dados: n1 = 20 mol. litro solução. de. e) Relação entre a Concentração Comum e a Molaridade. Concentração: C . n1. mV. . 20 (mol )  20 mol.L1 1 ( L). 2. São dissolvidos 19,6 g de H2SO4 em água suficiente para 800 cm³ de solução. Qual a sua concentração molar dessa solução? m1 Dados:  m1 = 19,6 g M 1V ( L) 19,6 g 0,8 L V = 800 cm³   0,25 mol.L1 98 ( g mol). 0,8( L) M1 =98 g. mol-1. m. m. m1 (massa do soluto ) V (volume da solução ). n1. Relacionando estas duas expressões,. m1. dividindo tem-se:. Molaridade: m  V  m  M 1V. m1 C C  V   M1 m1 m m M 1V. C/m,. A concentração de uma solução é igual à sua molaridade vezes a massa molar do soluto. Caso Particular da Molaridade dos Íons. Exemplos 1. Em um recipiente, tem-se 400 mL de uma solução 0,15 M de NaOH. Determine a massa de NaOH nessa solução e a concentração em g/L.. Dados: M = 0,15 molar (mol.L-1) V=400 mL = 0,4 L M1 = 40 g/mol. m. . 0,15 . C  M1 x m. • Este caso, é estabelecido para substâncias iônica, quando a solução aquosa contiver os íons da substância em questão.. m1 M 1V ( L). Exemplo 1: Numa solução com 350 mL contêm 5g de cloreto de cálcio (CaCl2), totalmente dissociado. Calcule a molaridade do cloreto de cálcio e dos íons cloreto e cálcio, em mols por litro. (Massa atômica: Ca=40;Cl=35,5). m1  m1  2,4 g 40 x0,4. Dados: V = 350 mL= 0,35 L. C  40 x 0,15  6 g.L1. m=5g. molaridadeCaCl2 . MCaCl2 = 111 g/mol. m M CaCl2 xV. . 5  0,1287  0,13mol.L1 111x0,35. CaCl2  Ca 2  2Cl  1 mol  1 mol  2 mol 0,13 mol.L-1. Exemplo 2: A concentração de íons fluoreto em uma água de uso domestico é de 4,5.10-5 mol. L-1 (massa molar do fluoreto: 19 g/mol). Uma pessoa toma 2,0 L dessa água por dia, qual é, ao fim de um dia, a massa de fluoreto (em miligramas), que essa pessoa ingere? Dados:. m ou M = 4,5 10-5mol. L-1 V=2L M = 19 g/mol. m M xV massa  4,5.10 5 x 19 x 2  1,71.10 3 g 1,71.10 3 g  1,71 mg. 0,26 mol.L-1. Exemplo 3: Uma solução aquosa de fosfato de magnésio (Mg3(PO4)2), contêm 20g a um volume de 750 mL. Calcule a molaridade do fosfato de magnésio e dos íons Mg 2+ e (PO4)3- ?(massa atômica: Mg=24 ;P=31 ;O=16) Dados: V = 750 mL= 0,75 L. m=20g. molaridadeMg3 ( PO4 ) 2 . molaridade . 0,13 mol.L-1. m M Mg ( PO ) xV 3. MMg3(PO4)2)= 262 g/mol . 4 2. 20  0,102mol.L1 262 x0,75. M g3 (PO4 ) 2  3M g2  2PO4 1 mol 0,102 mol.L-1. 3.  3 mol  2 mol 0,306 mol.L-1. 0,204 mol.L-1.

(7) f) Fração em mols ou Fração molar (X) Em uma solução considera-se duas frações molares: a) Fração molar do soluto (x1): Consiste na razão entre o número de mols do soluto e o numero total de mols na solução (soluto+solvente). Matematicamente,. Para qualquer solução, a soma das frações molares é sempre igual a 1: Matematicamente,. x1  x2  1. Em que: x1 é a fração em mols do soluto n1 é o número em mols do soluto n2 é o número em mols do solvente. n1 x1  n1  n 2. b) Fração molar do solvente (x2): Consiste na razão entre o número de mols do solvente e o numero total de mols na solução (soluto+solvente). Matematicamente,. x2 . n2 n1  n 2. Exemplos 1. Uma solução contém 5 mols de moléculas de soluto dissolvidos em 20 mols de moléculas de solventes. Determine as frações molares do solvente e do soluto. Dados: n1 = 5 mols n2 = 20 mols. Fração molar do soluto. x1 . n1 n1  n 2. x1 . 5  0,2 5  20. Fração molar do solvente. x2 . n2 n1  n 2. x2 . 20  0,8 5  20. g) Concentração molal ou molalidade (W) Definição: É a quantidade, em mols, de soluto existente em 1 Kilograma de solvente. Matematicamente,. W. n1(mol) m2 ( Kg ). ou W . 1000n1 1000m1 W  m2 ( g ) m2 M 1. Em que: W é a molalidade (mol.Kg-1 ou molal) n1 é o numero de mols do soluto m2 é a massa do solvente (Kg). 2. Foram dissolvidos 12,6 g de HNO3 em 23,4 g de água. Calcule as frações molares do soluto e do solvente dessa solução. Dados: HNO3 é o soluto: n1 = 12,6=0,2 mol 63 H2O é o solvente: n2 = 23,4=1,3 mol 18 n1 0,2 x1  x1   0,13 n1  n 2 0,2  1,3. x2 . n2 n1  n 2. x2 . 1,3  0,87 0,2  1,3. Exemplo 1: Qual a molalidade numa solução que contém 55,2 g de ácido sulfúrico, dissolvidos em 200 g de água? (massa atômica: H=1;S=32;O=16). Importante: Esta concentração relaciona a quantidade do soluto com a quantidade do solvente (apenas solvente!!!). E não com a quantidade da solução.. Atenção!!! Diferença entre Molaridade e Molalidade é a... Concentração da quantidade de matéria, isto é, a molaridade expressa o volume enquanto que a molalidade expressa a massa.. Dados: m = 55,2 g. m2=200g. MassaH2SO4=98 g.mol-1. W. n1(mol ) 1000m1  m2 ( Kg ) m2 xM 1. W. 1000 x55,2  2,8mol / Kg 98 x 200.

(8) Exemplo 2: Uma solução contêm 87g de glicerina (C3H8O3) em 550g de água, e apresenta densidade igual a 1,044 g/cm³. (massa atômica: H=1;C=12;O=16). Calcule: a) molalidade da solução Dados:. mC3H8O3 = 87 g. mágua = 550 g d C3H8O3=1,044 g/cm³ MassaC3H8O3=92 g.mol-1. b) molaridade da solução.. Massa total da solução = 87 g + 550 g=637 g. Volume da solução:. V. m 637   610,15mL d 1,044. h) Concentração em massa, em partes por milhão (ppm) e em partes por bilhão (ppb) • Estas concentrações são utilizadas em soluções muito diluídas, apresentando uma quantidade de soluto extremamente dissolvido numa quantidade muito grande de solvente (ou da solução). Ex: Avaliar a poluição dos detritos domésticos e industriais, aplicação de produtos agrícolas, e outros. As concentrações em massa de um componente em uma solução, é dado por: massa do componente na solução % massa do componente . 1cm³equivale 1mL. W. m. • Para expressar a concentração de solução extremamente diluída, faz uso da concentração de partes por milhão (ppm) :. m1 87   1,55molar ou mol / L M 1 V 92 x0,6102. Para soluções que sejam ainda mais diluídas, usa-se parte por bilhão (ppb), expressar como:. massa do soluto ( g ) 109 massa total da solução ( g ). Por exemplo, uma solução 5 ppb apresenta 5g de soluto em 1 bilhão de grama de solução.. Exemplo 1: Uma solução é preparada dissolvendo-se 13,5 g de glicose (C6H12O6) em 100 g de água. Qual é a percentagem em massa de soluto nessa solução? massa da gli cos e % massa da gli cos e . massa da solução. x 100. 13,5 g % massa da gli cos e  x 100  11,9% 13,5 g  100 g. Exemplo 2: Uma amostra de 2,5g água de um poço artesiano, apresentou 5,4 µg de Zn2+. Qual é a concentração de Zn2+em partes por milhão? massa do soluto ( g ) 6 ppm  ppm . x 100. Por exemplo, uma solução de HCl a 36% em massa contém 36g de HCl para cada 100g de solução.. 1000m1 1000 x87   1,72molal ou mol / Kg m2 M 1 550 x92. ppb . massa da solução. massa total da solução ( g ). ppm . massa do soluto ( g ) x106 massa total da solução ( g ). Exemplo 3: A água potável não pode conter mais do que 5,0 . 10 -4 mg de mercúrio (Hg) por grama de água. Para evitar inconveniente os químicos utilizam a concentração em ppm. Calcule a quantidade máxima permitida de mercúrio na água potável correspondente. ppm . massa do soluto em mg 5,0 x104   0,5 ppm massa do solvente em Kg 103. Exemplo 4: Uma amostra de 15 g de esgoto industrial apresentou 0,2 g de Chumbo. Qual é a concentração do chumbo em partes por milhão e bilhão? massa do Chumbo( g ) ppm  x106 massa total da solução ( g ). ppm . 0,2 g x106  1,3 x10 4 ppm 15 g. ppb . massa do Chumbo( g ) 109 massa total da solução ( g ). ppb . 0,2 g 9 10  1,33x107 ppb 15 g. x10. 5,4 x10 6 g x10 6  2,2 ppm 2,5 g. Diluição das Soluções • Consiste em adicionar a uma solução, uma porção do próprio solvente puro. • Esta ação pode ser observada em: produtos de limpeza, sucos, café, produtos agrícolas, remédios e outros.. Por exemplo, uma solução 5 ppm apresenta 5g de soluto em 1 milhão de grama de solução.. Analogamente, para as demais concentrações (molaridade, molalidade, e outras.. CV  C 'V ' mV  m'V ' WV  W 'V '. Procedimento para a diluição comum realizado em laboratório:. Concentrando uma solução mi  mi  CV V mf No Final : C '   mf  C 'V ' V' No Início : C . mi  m f CV  C 'V '. Atenção!! Quando o volume aumenta a concentração diminui.. • Esta operação é a inversa da diluição, ou seja, concentrar uma solução significar adicionar soluto ou retirar o solvente da solução. Tal procedimento pode ser efetuado pelo aquecimento da solução. Ex: Nas salinas, o sol e o vento fazem evaporar a água do mar com o intuito de cristalizar o sal comum. Atenção!! Este procedimento no laboratório só é eficiente quando o soluto não é volátil..

(9) Exemplo 1: Diluindo 350 L de solução a 10 molar de cloreto de sódio a 500L, qual será a molaridade final??. miVi  m f V f mf . Exemplo 3: Pipetou-se 10 mL de uma solução aquosa de NaOH de concentração 1,0 mol. L-1 . Em seguida, adicionou-se água suficiente para atingir o volume final de 500mL. Calcule a concentração da solução resultante, em mol.L-1 ?. 10 x350  7 mol.L1 500. miVi  m f V f mf . mol.L-1. Exemplo 2. Uma solução contendo 5 L de NaCl 1 é diluída com água suficiente para atingir o volume de 500L. Qual a concentração dessa nova solução?. 1x0,01  0,02mol.L1 0,5. miVi  m f V f mf . 1x5  0,01mol.L1 500. Misturas de duas Soluções de um Mesmo Soluto. Misturas de Soluções Uma solução pode ser preparada apartir da mistura de outras soluções. Exemplo: sucos de abacaxi c/ hortelã e água potável; café c/ leite), tintas de cores diferentes, afim de obter novas tonalidades) e nos laboratório (misturando duas ou mais soluções). Durante o processo de misturas de soluções, podem ocorre ou não interferência entre o soluto e solvente, formando outro produto. As misturas podem ser: • De duas soluções de um mesmo soluto; • De duas soluções cujos solutos sejam diferente e que não reagem entre si; • De duas soluções de solutos diferentes e que reagem entre si.. Este problema também pode ser resolvido pela concentração final da média ponderada das concentrações iniciais. Ou seja, m A  C AV A Massa do soluto na solução A: mB  C BVB Massa do soluto na solução B: Massa do soluto na solução final: m  C V. Como a massa do soluto se somam (m=mA+mB), tem-se que: C AVA  CBVB. CV  C AVA  CBVB  C  C. V. C AVA  CBVB VA  VB. Sendo assim, aplicando a fórmula ao problema, tem-se:. C. C AVA  CBVB 70 x0,1  40 x0,2   50 g.L1 VA  VB 0,1  0,2. Considere soluções:. duas. Na solução final (A+B): • A massa do soluto é igual à soma das massas do soluto A e B. Logo, m = 7 + 8 = 15 g de NaCl • O volume da solução é igual à soma dos volumes das soluções A e B. Logo, V = 100 + 200 = 300 mL de solução De acordo com estes valores, a concentração da solução final (A+B) é:. Atenção: a concentração final terá sempre o valor entre o intervalo da CA e CB, ou seja, 70g.L-1>50g.L-1>40g.L-1.. 300 mL da solução  15 g de NaCl 1000 mL da solução  C C  50 g .L1 ou C . m 15   50 g .L1 V 0,3. Exemplo, 200 mL de ácido clorídrico, cuja concentração é desconhecida, foi misturado à uma solução contendo 500mL de acido clorídrico a 5 M, perfazendo uma solução de concentração molar de 6 M. Qual a Molaridade do ácido inicial?. Dados: Volume de HCl na solução A: 200mL e a Molaridade: ?? Volume do HCL na solução B:500mL Molaridade da solução B: 5M Somando as massas, tem-se:. m=. m AVA  m BVB VA  VB 6. m A x0,2  5 x0,5  m A  8,5Molar 0,2  0,5.

(10) 2. Qual é o volume de uma solução de NaOH 1,5 M que deve ser misturado a 300mL de uma solução 2 M da mesma base, a fim de torná-la solução de 1,8 M? Dados: Volume de NaOH na solução A: ?? e a Molaridade: 1,5 M. Misturas de duas Soluções de Solutos Diferentes que não reagem entre si • Nesta mistura tem-se que: os solutos são diferentes e não reagem entre si. Entretanto, os volumes da solução A e B se somam, resultando no volume da solução final;. Volume de NaOH na solução B: 300 mL e a Molaridade : 2 M Molaridade da solução resultante: 1,8 M. mrVr  m AVA  m BVB. • Neste caso, os problemas são solucionados independentemente como uma simples diluição. Pois, as quantidades dos solutos permanecem constantes, mas os volumes são dispersados em grande quantidade;. mr (VA  VB )  m AVA  m BVB 1,8 x(VA  300)  1,5 xV A  2 x300 VA . 60  200mL 0,3. Resolução: Para o NaCl:. CaVa  V f C f onde V f  Va  Vb CaVa 70 x0,1 Cf    23,3g / L (Va  Vb ) 0,3. • As concentrações finais dos dois solutos serão menores em relação as iniciais.. Supondo que o problema peça as concentrações dos íons presentes na solução final: a) Para o NaCl:. b) Para o KCl:. CaVa  C f V f onde V f  Va  Vb Cf . CbVb  V f C f onde V f  Va  Vb CV. Para o KCl:. NaCl. CbVb  V f C f onde V f  Va  Vb CbVb 40 x0,2 Cf    26,6 g / L (Va  Vb ) 0,3. 40 x0,2. b b CaVa 70 x0,1 Cf    26,6 g / L   23,3mol.L1 (Va  Vb ) 0,3 (Va  Vb ) 0,3. → Na+ +. → K+ +. KCl. Cl-. 23,3mol  23,3mol  23,3mol. Cl-. 26,6mol  26,6mol  26,6mol. Conseqüentemente, as molaridades presentes na solução final serão:. em. relação. aos. íons. Para Na+: 23,3 mol; Para K+: 26,6 mol e Para Cl-: 23,3 + 26,6 =49,9 mol.. Misturas de duas Soluções de Solutos Diferentes que reagem entre si Esta mistura ocorre quando as soluções apresenta: • Uma solução ácida com outra solução básica, resultando no sal e água; • Ou uma solução de um oxidante com outra solução redutora. A resolução para este problema, deve ser por intermédio do cálculo estequiométrico. Entretanto, quando os solutos reagem podem ocorrer duas situações: 1. Os dois solutos possuem a mesma quantidade para reagir (proporção estequiométrica), reagindo integralmente, não havendo sobras de reagentes; 2. Quando os solutos estão em quantidades diferentes, resultará em algum reagente em excesso, ou seja, sobrará o reagente que está em excesso.. Quando os solutos estão em proporções estequiométrica iguais Exemplo 1: Uma mistura foi efetuada com 300 mL de HCl a 0,4M, e 200 mL de NaOH 0,6M. Pergunta-se: Qual serão as molaridades da solução final referente ao ácido, a base e ao sal formado? Será que tem HCl + NaOH → NaCl + H2O excesso de reagente??. • Para o HCl: m. n V.  n  mxV  0,4 x0,3  0,12 mol de HCl. Só saberemos no final do cálculo estequiométrico!!!. • Para o NaOH: m. n V.  n  mxV  0,6 x0,2  0,12 mol de NaOH.

(11) Conhecendo os números de mol do soluto, o próximo passo é relacioná-los com a equação: HCl + NaOH → NaCl + H2O. 1mol. Para provar que a solução final é neutra, determinar-se o cálculo: a) Número de mol de OH- proveniente do NaOH 1NaOH  Na   OH . 1mol  1mol. 0,12mol. Conclui-se que: Tanto o HCl e NaOH possuem molaridade final igual a zero. Entretanto, o NaCl mostra formação de 0,12 mol desse sal dissolvido na solução final, cujo volume é: 300 mL + 200 mL = 500 mL. Portanto, a molaridade do NaCl é:. m. n. V. . 1HCl  H   Cl  0,12mol 0,12mol Tendo em vista que, o número de mol de H+ é igual ao de OH-, a solução será neutra.. 0,12  0,24mol.L1 0,5. Exemplo 2: Uma mistura foi efetuada com 0,5 L de H2SO4 a 0,1 M, e 0,5 L de NaOH 0,2 M. Pergunta-se: Qual serão as molaridades da solução final referente ao ácido, a base e ao sal formado?. Conhecendo os números de mol do soluto, o próximo passo é relacioná-los com a equação: H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O. • Para o H2SO4 : n V.  n  mxV  0,1x0,5  0,05 mol de H 2 SO4. • Para o NaOH: m. n V.  n  mxV  0,2 x0,5  0,10 mol de NaOH. 2mol  1mol. 1mol. H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O. m. 0,12mol. b) Número de mol de H+ proveniente do HCl. 0,12mol  0,12mol. 0,12mol. 0,05mol. 0,10mol. 0,05mol. Conclui-se que: Os reagentes estão presentes em quantidades estequiométricas. De modo que, a solução final será neutra, visto que, não ocorre excesso do ácido nem da base. Pois, consumiram-se todos, originando sal e água. Portanto, o numero de mols do Na2SO4 é igual a 0,05 mol, obedecendo a proporção estequiométrica, e na solução final permanece dissolvido totalmente. A concentração molar deste é:. m. Para provar que a solução final é neutra, determinar-se o cálculo: a) Número de mol de OH- proveniente do NaOH 1NaOH  Na   OH  0,10mol. 0,10mol. b) Número de mol de H+ proveniente do H2SO4 1H 2 SO4  2 H   SO42 0,05mol. 0,10mol. Tendo em vista que, o número de mol de H+ é igual ao de OH-, a solução será neutra.. n V. . 0,05  0,05mol.L1 1. Quando os solutos estão em proporções estequiométrica diferentes Considere uma mistura das soluções de HCl e de NaOH a seguir: HCl: 0,1L e 0,3M; NaOH: 0,4L e 0,1M. Pergunta-se: Qual serão as molaridades da solução final referente ao ácido, a base e ao sal formado?. HCl + NaOH → NaCl + H2O • Para o HCl: m. n V.  n  mxV  0,3x0,1  0,03 mol de HCl. • Para o NaOH: m. n V.  n  mxV  0,1x0,4  0,04 mol de NaOH.

(12) Para calcular a concentração em mol/L do NaOH na solução final, deve-se proceder da seguinte maneira:. Conhecendo os números de mol do soluto, o próximo passo é relacioná-los com a equação: HCl + NaOH → NaCl + H2O. 1mol. m. 1mol  1mol. •Análise Volumétrica Titulação). 0,03mol 0,04mol 0,03mol (excesso de 0,01mol) O número de mol do sal formado (NaCl) é igual a 0,03 mol, de acordo com a proporção estequiométrica, ele permanece dissolvido na solução final, cujo volume é 0,5L. A Molaridade deste sal é: n 0,03 1. m. V. . nexcesso 0,01   0,02mol.L1 V 0,5. 0,5.  0,06mol.L. Como existe excesso de 0,01 mol de NaOH, a solução final será básica.. • A técnica de titulação é muito usada em laboratório (reações ácido-base com ajuda de indicadores), assim como nas indústrias químicas, farmacêuticas, alimentícias, etc... Com o intuito de controlar a pureza das matérias-primas e dos produtos fabricados.. Procedimento utilizado para se determinar a concentração de uma solução aquosa desconhecida:. (ou. Volumetria,. ou. ainda,. A volumetria ou titulometria é um processo clássico na análise química quantitativa. Tendo em vista, que visa determinar a concentração de uma solução (ou a quantidade de um soluto existente na solução) desconhecida, pela medição do volume, através de uma reação com uma segunda solução cuja concentração é conhecida.. 3. Adiciona duas gotas do indicador (que para esta reação é a fenolftaleína) na solução-problema de HCl; 4. Efetua o procedimento de titulação, adicionando alíquotas de NaOH na solução de HCl, lentamente, até ocorrer o ponto de viragem do indicador (ou ponto de equivalência da titulação), e fechar a torneira da bureta.Em seguida lê-se o volume gasto do NaOH. E faz-se os cálculos.. Suponha que se deseja saber qual a concentração de HCl. 1.. Prepara-se uma solução aquosa de NaOH (base), com concentração conhecida. E a coloca numa bureta de 50mL, e então, está solução passa a ser chamada de solução titulante; 2. Em seguida, recolhe com o auxílio de uma pipeta volumétrica, uma alíquota da solução de HCl (solução-problema), cuja concentração é desconhecida e, a coloca no erlenmeyer de 250mL;. Início. Ponto de equivalência do indicador ou ponto de viragem:. Ponto de equivalência atingido quando:. Exemplo1: Deseja-se conhecer a molaridade de uma solução de hidróxido de sódio (NaOH), sabendo que 50mL dessa solução reagem completamente com 15mL de HCl 2M. é. nº de mol de H   nº de mol de OH . Quando se Início (Incolor) aproxima. do ponto de viragem (traços de cor rosa claro). Ponto final (rosa). Término. Logo, ao final da titulação, lêse na bureta o volume gasto de NaOH.. 1º acha-se o nº de mol do HCl (solução titulante que estava na bureta): m. n V.  n  mxV  2 x0,015  0,03 mol de HCl. 2º Escreve a reação deste problema, e representa as suas proporções: HCl + NaOH → NaCl + H2O. 1mol. 1mol  1mol. 0,03mol X X  0,03mol. 3º Este 0,03mol de NaOH está presente em 50mL da solução. Logo, aplicando na formula de molaridade para o NaOH, têm-se:. m. 0,03  0,6 mol de NaOH 0,05.

(13) Exemplo 2: Deseja-se conhecer a pureza de 1,24g de ferro impuro que foi dissolvido em 20mL de HCl a 3M, produzindo cloreto ferroso e hidrogênio. Após essa reação, o excesso de HCl foi neutralizado por 10mL de NaOH a 2 M. 1º acha-se o nº de mol do NaOH (solução titulante que estava na bureta):. m. n V. Fe + 2HCl → FeCl2 +H2. 1mol 2mol X 0,04mol. Quantidade de ferro em gramas:.  n  mxV  2 x0,01  0,02 mol de NaOH. 1mol de Ferro 0,02mol. 2º Escrever a reação deste problema, e representa as suas proporções: Fe + 2HCl → FeCl2 +H2. X. 1mol  1mol 0,02mol. X  0,02mol de HCl em excesso. 55,8g Y → Y = 1,116g de ferro puro. Sendo que em 1,24g de ferro impuro, da amostra inicial têm-se:. Excesso de HCl + NaOH → NaCl + H2O 1mol. → X = 0,02mol. 1,24g de Fe impuro 100% 1,116g Fe puro Pureza Pureza= 90%. A quantidade de HCl que realmente reagiu com o ferro:. n  0,06  0,02  0,04mol. A quantidade de HCl no início, em nº de mol: m. n V.  n  mxV  3x0,02  0,06 mol de HCl. Propriedades Coligativas: são propriedades de uma solução que dependem da concentração de partículas do soluto e não da sua natureza. Ou seja, depende da quantidade de partículas presente do soluto não volátil presente na solução, mas não depende da natureza dessas partículas.. 1. Tonoscopia ou Tonometria (∆P): Consiste no estudo da diminuição da pressão máxima de vapor de um solvente, provocada pela adição de um soluto não volátil. Solutos não voláteis podem ser: moleculares. e. iônicos. Tais propriedades são classificadas em: • • • •. Tonoscopia ou tonometria; Ebulioscopia ou ebuliometria; Crioscopia ou criometria; Osmometria.. 75. Pressão Máxima de Vapor: Volatilidade. Quanto mais fraca forem as ligações intermoleculares, mais fácil será a evaporação (volatilidade). = Equilíbrio. O abaixamento da pressão de vapor na solução se deve exclusivamente da quantidade de solvente na fase vapor, pois o soluto adicionado na solução não é volátil. Este abaixamento está relacionado mediante a expressão:. Ex:. ∆P=P2-P Em que: P2 é a pressão máxima de vapor do solvente puro P é a pressão máxima de vapor do solvente na solução. 77. Pressão máxima de vapor (P) é a pressão exercida pelo vapor quando existe um equilíbrio entre as fases líquida e 78 vapor numa dada temperatura..

(14) Influência da Temperatura na Pressão Máxima de Vapor: Ex: A água em diferentes aquecimento de temperatura.. Lei de Raoult: estabelece que o abaixamento absoluto da pressão máxima de vapor da solução é igual ao produto da pressão de vapor do soluto e a fração molar do solvente . Matematicamente,. 0 PSolução X SolutoPSolvente • Á medida que aquecemos o líquido, a quantidade de vapor aumenta, acarretando um aumento na pressão de vapor. • A energia cinética das moléculas aumenta, favorecendo a passagem das moléculas do líquido para o estado vapor. Graficamente, têm-se:. Outra maneira de calcular o efeito tonoscópico, é relacioná-lo com a molalidade da solução. Matematicamente, tem-se:. P  K tW Psolvente Kt . onde. K t  Cons tan te Tonoscópica. massa molecular do solvente 1000. 2. Ebulioscopia ou Ebuliometria (∆TE) :. Observações: • A lei de Raoult só é válida para soluções moleculares de soluto não volátil, cuja concentração seja inferior a 1 mol.L-1. • Em soluções diluídas, a molalidade pode ser considerada igual à molaridade. Logo, a lei de Raoult também pode ser expressa de. P  Kt  P2. Consiste no estudo da elevação da temperatura de ebulição do solvente, provocada pela adição de um soluto não-volátil a este. Exemplo, Em padarias e bares, o café é mantido quente por banho-maria.. O aumento da variação da temperatura de ebulição (∆tE) é justificada pela diminuição da pressão máxima de vapor, devido à presença de partículas do soluto. Logo, para ocorrer a ebulição da solução, é necessário que esta seja aquecida até que a pressão de vapor seja igual a pressão atmosférica.. 82. 3. Crioscopia ou Criometria (∆TC): Consiste no estudo da diminuição da temperatura de congelamento do solvente, provocada pela adição de um soluto não-volátil. Em lugares onde a neve é Exemplo, freqüente, é comum espalhar sais de sódio ou cálcio, sobre o gelo (que recobre as ruas e calçadas), a fim de provocar o processo de fusão desse, e assim, facilitar o fluxo dos transporte nas vias, e passagem dos pedestres.. A adição do soluto não-volátil ao solvente provoca uma diminuição na temperatura de congelamento (∆tc) do solvente, o que é explicado pelo fato das partículas do soluto dificultarem à cristalização do solvente. 84.

(15) Ebulioscopia e a Crioscopia Graficamente, estes dois processos podem ser visualizados abaixo. Quanto maior for o nº de partículas do soluto não volátil na solução, maior a elevação do ponto de ebulição do solvente; Como também, maior será o abaixamento do ponto de fusão do solvente.. TE  K EW e TC  K CW. 85. 4. Osmometria. Pressão Osmótica (π). A osmose consiste no fenômeno da passagem do solvente de uma solução mais diluída, para uma solução mais concentrada, por meio de uma membrana semipermeável. Exemplo,. Consiste na pressão externa que deve ser aplicada a uma solução mais concentrada para evitar a sua diluição, por meio de membrana semipermeável.. A Membrana semipermeável pode ser membrana celulares ou celofane. Serve para permitir a passagem de moléculas do solvente, mas não do soluto (principalmente e estes tiverem tamanhos grandes, tal como, aminoácidos, lipídeos, etc...). 87. A pressão osmótica normal do sangue é de aprox. 7,4 atm quando comparada da água pura. Os glóbulos vermelhos (hemácias) do sangue, assim como todas as células vivas do organismo, são afetados por diferenças de pressões, conforme ilustra a figura abaixo:. Solução com pressão osmótica maior que a da célula (hipertônica).. Solução com pressão osmótica igual à da célula (isotônica).. A pressão osmótica está relacionada com a molaridade da solução (M) e com a temperatura em Kelvin (T), da seguinte maneira:. n V . V  nRT      RT  MRT   MRT. 88. A Osmose reversa consiste no procedimento contrário da osmose. possuem utilização nos dessalinizadores da água do mar.. Solução com pressão osmótica menor que a da célula (hiportônica).. 89. 90.

(16) Fator “i” de Van’t Hoff Consiste em um fator de correção para soluções iônicas, devido o fenômeno da dissociação ou ionização. Por sua vez, o numero de partículas presentes na solução (moléculas ou íons) é maior do que o numero de partículas dissolvidas, provocando um aumento no efeito coligativo. Esse fator é representado pela letra “i” e foi proposto por Van’t Hoff. Matematicamente,. P  K t M .i P2. Ex:. CaCl2  Ca 2  2Cl  1mol. 1mol. 2mol. P  x1.i P2 t E  K EW .i tC  K CW .i. 3mol→i=3 partículas dissolvidas. 91.

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