SOLUBILIDADE E CURVAS DE SOLUBILIDADE

INTRODUÇÃO

Na natureza, raramente encontramos substâncias puras. O mundo que nos rodeia é

constituído por sistemas formados por mais de uma substância: as

misturas

.

As misturas homogêneas são denominadas

soluções

.

Vejamos algumas soluções presentes em nosso dia-a-dia:

Pelos exemplos, podemos perceber que as

soluções são sistemas homogêneos formados por

uma ou mais substâncias dissolvidas (

solutos

) em

outra substância presente em maior proporção na

mistura (

solvente

).

Soluções

são misturas de duas ou mais substâncias que apresentam aspecto uniforme.

O ar que envolve a Terra é uma solução gasosa formada, principal-mente, pelos gases N₂e O₂.

A água dos oceanos é uma solu-ção líquida na qual encontramos vários sais dissolvidos, como o NaCl, MgCl2 e MgSO4, além de

vários gases, como, por exemplo, o oxigênio (O2).

Ricar

do Azoury/Pulsar

Eur

opean Space Agency/SPL

As ligas metálicas são soluções sólidas. O latão (Cu+ _{+ Zn), por exemplo, é utilizado na fabricação de}

Nos laboratórios, nas indústrias e no nosso dia-a-dia, as soluções de sólidos em

líqui-dos são as mais comuns. Um exemplo muito conhecido é o soro fisiológico (água + NaC

l

).

Nesses tipos de soluções, a água é o solvente mais utilizado, sendo conhecida por

solvente universal

. Essas soluções são denominadas

soluções aquosas

.

SOLUBILIDADE E CURVAS

DE SOLUBILIDADE

Ao preparar uma solução, isto é, ao dissolver um

soluto

em um dado

solvente

, as

moléculas ou os íons do soluto separam-se, permanecendo dispersos no solvente.

Podemos estabelecer uma relação entre diferentes solutos e as características de

suas soluções aquosas por meio de experimentos bem simples, feitos à mesma

tempe-ratura. Observe as situações a seguir.

Ao compararmos as soluções

A

e

B

, notamos que o sal é menos solúvel que o

açú-car e, a partir desse fato, podemos generalizar:

A quantidade máxima de sal (NaC

l

) que se dissolve em 100 g de H

₂

O a 20 ºC é 36 g.

Essa solução é denominada

solução saturada

.

Unidade 10 — Soluções

Lavagem a seco,

mas nem tanto...

A diferença entre lavagem convencional e a seco é que, em vez de água, será usado um solvente apolar para remover a mancha de óleo ou gordura. Portanto, lavar a seco não significa lavagem sem utilização de substâncias líquidas, como o nome sugere. 50 g de açúcar

(C12H22O11)

100 mL H2O (20 ºC) 100 g H2O

+ =

50 g de sal (NaCl)

100 mL H2O (20 ºC) 100 g H2O

14 g de corpo de chão (NaCl(s))

+ =

B A

Substâncias diferentes se dissolvem em quantidades diferentes, numa mesma

quantidade de solvente, na mesma temperatura.

Solução saturada

é a que contém a máxima quantidade de soluto numa

dada quantidade de solvente, a uma determinada temperatura; essa

quanti-dade máxima é denominada

coeficiente de solubilidade

.

Logo, o coeficiente de solubilidade do NaC

l

obtido na situação

B

é:

36 g de NaC

l

/100 g de água a 20 ºC

Uma solução com quantidade de soluto inferior ao coeficiente de solubilidade é

denominada

solução não-saturada

ou

insaturada

.

Se submetermos a aquecimento, sob agitação, o sistema formado por 100 mL de

água a que se adicionam 50 g de sal, conseguiremos dissolver o sal totalmente. Deixando

o novo sistema esfriar, em repouso absoluto, até a temperatura inicial (20 ºC), teremos

uma solução que contém maior quantidade de soluto (50 g) do que a respectiva solução

saturada (36 g). Essa solução é denominada

supersaturada

e é muito instável.

Agitando-a ou Agitando-adicionAgitando-ando Agitando-a elAgitando-a um pequeno cristAgitando-al de soluto, ocorrerá Agitando-a precipitAgitando-ação de 14 g do

sal, que é exatamente a quantidade dissolvida acima da possível para saturação (36 g).

Conhecendo o coeficiente de solubilidade de uma substância, a diferentes

tempera-turas, poderemos construir um gráfico relacionando a solubilidade e a temperatura. Veja

o exemplo do cloreto de amônio (NH

₄

C

l

):

Note que a solubilidade do NH

4

C

l

aumenta com a elevação da temperatura

(curva ascendente), que é o que se verifica

com a maioria das substâncias não-voláteis.

Porém, existem substâncias sólidas que, ao serem dissolvidas em água, têm a sua

solubilidade diminuída com a elevação da temperatura. Nesses casos, a curva de

solu-bilidade será descendente.

PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA

20 40

temperatura (ºC) 70

60 50 40 30 20 10

45,8

60 80

55,2 65,6

37,2

g de NH4Cl/100 g de água

t (ºC)

20 40 60

Coeficiente de solubilidade

em 100 g de H₂O

37,2 45,8 55,2

80 65,6

Gases dissolvidos em líquidos

No nosso cotidiano, encontramos outras soluções contendo gases dissolvidos em líquidos, como, por exemplo, água mineral com gás, refrigerantes, cervejas etc.

Na produção dessas soluções, o gás car-bônico (CO₂) é introduzido na mistura líquida a uma pressão maior que a atmosférica e numa temperatura normalmente menor que a ambiente.

Ao abrirmos a garrafa ocorre, momen-taneamente, uma diminuição de pressão, o que acarreta a liberação do CO₂ dissolvido no líquido.

No lago do Ibirapuera (SP), a agitação da água possibilita maior aeração.

➤

0

Unidade 10 — Soluções

Isso é fácil de perceber devido à formação de bolhas, o que ocorrerá de maneira mais inten-sa se o refrigerante ou a água com gás não estiver gelado ou for aquecido. A elevação da tem-peratura favorece a liberação do gás.

Os peixes conseguem absorver o gás oxigênio (O2) dissolvido na água.

Na natureza, a quantidade adequada de O2é providenciada pelo próprio ambiente. No

entan-to, o descaso e o não-tratamento das águas utilizadas, tanto nas indústrias como nas nossas casas, é responsável pela introdução de grandes quantidades de resíduos em rios e lagos.

Esses resíduos podem reagir com o gás oxigênio ou favorecer o desenvolvimento de bac-térias aeróbias que provocam a diminuição da quantidade de oxigênio na água, o que acaba causando uma grande mortandade de peixes.

Uma das maneiras de abrandar a ação desses poluentes consiste em manter a água des-ses rios em constante agitação. Tal procedimento propicia maior aeração dessa água, o que favorece a respiração de peixes e outros seres vivos.

Esse método de aeração da água também pode ser utilizado para amenizar os estragos cau-sados pelo despejo de líquidos aquecidos em rios e lagos, pois o aumento de temperatura da água também provoca a diminuição do oxigênio nela dissolvido.

O gráfico representa as curvas de solubilidade das substâncias A,Be C: Com base no diagrama, responda:

a) Qual das substâncias tem sua solubilidade diminuída com a elevação da temperatura? b) Qual a máxima quantidade de Aque conseguimos

dis-solver em 100 g de H2O a 20 ºC?

c) Considerando apenas as substâncias Be C, qual delas é a mais solúvel em água?

d) Considerando apenas as substâncias Ae B, qual delas é a mais solúvel em água?

e) Qual é a massa de C que satura 500 g de água a 100 ºC? Indique a massa da solução obtida (massa do soluto + massa do solvente).

f) Uma solução saturada de Bcom 100 g de água, prepara-da a 60 ºC, é resfriaprepara-da até 20 ºC. Determine a massa de B que irá precipitar, formando o corpo de fundo a 20 ºC.

SOLUÇÃO

a) A única curva descendente é a da substância A, o que indica que sua solubilidade diminui com a elevação da temperatura.

b) Observando o gráfico, percebemos que a 20 ºC conseguimos dissolver 60 g de A em 100 g de água, sendo esse seu coeficiente de solubilidade.

c) Em qualquer temperatura, a substância Bé a mais solúvel (a curva de Bestá sempre acima da curva de C).

d) As curvas de Ae Bse cruzam aproximadamente a 40 ºC, indicando que, a essa temperatu-ra, essas substâncias apresentam a mesma solubilidade. Para temperaturas inferiores a 40 ºC, a solubilidade de Aé maior que a de B; enquanto a temperaturas superiores a 40 ºC, a solubilidade de Bé maior que a de A.

EXERCÍCIO RESOLVIDO

✔

20 0

temperatura (ºC) 120

100 80 60 40 20

40 60 80 100 120

A

B C

solubilidade (g de soluto/100 g de água)

e) A 100 ºC temos:

Essa solução contém 500 g de H₂O e 400 g de C; portanto, sua massa é 900 g.

f) A 60 ºC conseguimos dissolver 80 g de B em 100 g de H2O, enquanto a 20 ºC a

quanti-dade máxima de B dissolvida em 100 g de H2O é 20 g. Portanto, se resfriarmos uma

solução saturada de B a 60 ºC até 20 ºC em 100 g de água, ocorrerá uma precipitação de 60 g de B.

PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA

80 g de C 100 g de H₂O

x 500 g de H2O

saturam

x = 400 g de C

O brometo de potássio apresenta a seguinte tabela de solubilidade:

Considere essas informações e responda às questões 1e 2.

1. Qual a massa de brometo de potássio necessária para saturar:

a) 100 g de água a 50 ºC; b) 200 g de água a 70 ºC.

2. Uma solução foi preparada, a 30 ºC, dissol-vendo-se 40 g de brometo de potássio em 100 g de água. Essa solução é saturada?

Analise o preparo de três soluções de brometo de potássio, a 50 ºC:

Agora, responda às questões 3a 5.

3. Classifique em saturada ou não-saturada cada solução analisada (A,B e C).

4. Apenas uma das soluções está saturada e apresenta corpo de fundo. Identifique-a e cal-cule a massa desse corpo de fundo.

5. Qual das três soluções encontra-se mais diluí-da (menos concentradiluí-da)?

6. O coeficiente de solubilidade de um sal é de 60 g por 100 g de água a 80 ºC. Determine a massa em gramas desse sal, nessa temperatura, necessária para saturar 80 g de H2O.

7. (UnB-DF) Examine a tabela abaixo, em que constam dados sobre a solubilidade da saca-rose (C₁₂H₂₂O₁₁), do sulfato de sódio (Na2SO4) e do clorato de potássio (KClO3) em

água, a duas temperaturas diferentes e julgue os itens seguintes:

(0) A solubilidade de uma substância em deter-minado solvente independe da temperatura. (1) Uma solução aquosa de sulfato de sódio, de concentração 488 g/L, deixa de ser sa-turada, quando aquecida a 60 ºC.

(2) A uma dada temperatura, a quantidade limite de um soluto que se dissolve em determinado volume de solvente é co-nhecida por solubilidade.

(3) Nem todas as substâncias são mais solúveis a quente.

Quais desses itens são corretos?

8. A partir dos valores (aproximados) da tabela a seguir, esboce um diagrama que represente a curva de solubilidade do KNO₃.

Exercícios de classe

g de brometo de potássio/100 g de água

Temperatura (ºC)

70 30

80 50

90 70

40 g

A

80 g

B

100 g

C

100 g de

água 100 g deágua 100 g deágua

Substância Solubilidade em água (g/L)

40 ºC C12H22O11

Na2SO4 KClO3

2 381 488

12

60 ºC 2 873 453

22

0 30 50 60 Temperatura (ºC)

(abscissa)

13 45 85 110 g/100 g de H2O

O gráfico a seguir representa as curvas de solu-bilidade de várias substâncias:

Com base nesse gráfico, responda às questões 9a 13.

9. Considerando apenas as substâncias NaNO3

e Pb(NO₃)₂, qual delas é a mais solúvel em água, a qualquer temperatura?

10. Aproximadamente a qual temperatura a so-lubilidade do KCle do NaClsão iguais?

11. Qual das substâncias apresenta maior aumento de solubilidade com o aumento da temperatura?

12. Compare as solubilidades das substâncias KNO₃e NaNO₃a 68 ºC, abaixo e acima dessa temperatura.

13. Qual a massa de uma solução saturada de NaNO3a 20 ºC obtida a partir de 500 g de H2O?

14. (Unicamp-SP) "Os peixes estão morrendo porque a água do rio está sem oxigênio, mas nos trechos de maior corredeira a quantidade

de oxigênio aumenta." Ao ouvir esta infor-mação de um técnico do meio ambiente, um estudante que passava pela margem do rio ficou confuso e fez a seguinte reflexão: "Estou vendo a água no rio e sei que a água contém, em suas moléculas, oxigênio; então como pode ter acabado o oxigênio do rio?". a) Escreva a fórmula das substâncias

men-cionadas pelo técnico.

b) Qual a confusão cometida pelo estudante em sua reflexão?

15. O processo de dissolução do oxigênio do ar na água é fundamental para a existência de seres vivos que habitam os oceanos, os rios e as lagoas. Este processo pode ser repre-sentado pela equação:

O2+ aq O2(aq)

(aq) = quantidade muito grande de água

Algumas espécies de peixes necessitam, para a sua sobrevivência, de taxas relativa-mente altas de oxigênio dissolvido. Peixes com essas exigências teriam maiores chances de sobrevivência:

I — num lago de águas a 10 ºC do que num lago a 25 ºC, ambos à mesma altitude. II — num lago no alto da cordilheia dos Andes do que num lago na base da cordilheira, desde que a temperatura da água fosse a mesma.

III — em lagos cujas águas tivessem qual-quer temperatura, desde que a altitude fosse elevada.

Qual(ais) afirmação(ões) é (são) correta(s)?

Unidade 10 — Soluções

solubilidade (g/100 g de H2O)

temperatura (o_C)

20 40 60 68 80 100 20

40 60 80 88 100 120 140 160 180

0

AgNO3 KNO3

NaNO3

MgCl2

NaCl

KCl

Pb(NO3)2

Exercícios propostos

Considere duas soluções aquosas de NaNO₃ a 20 ºC, cada qual contendo 100 g de H2O,

cujo coeficiente de solubilidade seja 88 g de NaNO₃/100 g de H₂O.

1. Para que a solução I seja considerada não-saturada a 20 ºC, a quantidade de NaNO₃ dis-solvida deve ser igual a 88 g ou maior ou menor que 88 g?

2. Para que a solução I seja considerada satu-rada a 20 ºC, a quantidade de NaNO3

dis-solvida deve ser igual a 88 g ou maior ou menor que 88 g?

3. Para que a solução Iseja considerada super-saturada a 20 ºC, a quantidade de NaNO3

dis-solvida deve ser igual a 88 g ou maior ou menor que 88 g?

4. A solução II, a 20 ºC, encontra-se não-satura-da, saturada ou supersaturada?

5. Se a massa do frasco for igual a 200 g e a massa do corpo de fundo for de 12 g, qual será a massa total do sistema a 20 ºC?

6. (UFGO) O gráfico a seguir representa a solu-bilidade de vários sais em função da tempe-ratura, expressa em gramas do soluto por 100 gramas de água.

Indique os itens corretos:

I — A solubilidade dos sais aumenta com a elevação da temperatura na ordem: NaCl, KCl, RbCl, CsCl.

II — Com exceção do Li₂SO₄, a solubilidade de todos os sais aumenta com a ele-vação da temperatura.

III — A solubilização do KCl aumenta com o aumento da temperatura.

IV — A 0 ºC o NaClé menos solúvel que o KCl.

O brometo de potássio (KBr) apresenta a seguinte tabela de solubilidade:

Uma solução saturada desse sal foi preparada utilizando-se 200 g de H2O a 70 °C e a seguir foi

resfriada a 30 ºC. Com base nessas informações, responda às questões 7a 9.

7. Qual é a massa de KBr que se precipita?

8. Calcule a massa total da solução final.

9. Determine a menor massa de água neces-sária para dissolver 40 g de KBr a 50 ºC.

10. (UFCE) O gráfico mostra a curva de solubilidade de um sal em água. Considerando que em uma determinada temperatura 40 g deste sal foram dissolvidos em 100 g de água, indique:

a) a característica desta solução, quanto à con-centração, nos pontos A,Be Cdo gráfico; b) a quantidade de sal que será possível

cris-talizar, resfriando-se a solução até 30 ºC; c) a quantidade de sal que será cristalizada,

quando se evapora 20 g de água a 40 ºC.

11. (Fuvest-SP) Descargas industriais de água pura aquecida podem provocar a morte de peixes em rios e lagos porque causam: a) o aumento do nitrogênio dissolvido. b) o aumento do gás carbônico dissolvido. c) a diminuição do hidrogênio dissolvido. d) a diminuição do oxigênio dissolvido. e) a alteração do pH do meio aquático. Obs.: o pH nos indica a acidez ou a basici-dade de um meio aquoso.

12. (Fuvest-SP) Um rio nasce numa região não poluída, atravessa uma cidade com ativi-dades industriais, das quais recebe esgoto e outros efluentes, e desemboca no mar após percorrer regiões não poluidoras. Qual dos gráficos a seguir mostra o que acontece com a concentração de oxigênio (O₂) dis-solvido na água, em função da distância per-corrida desde a nascente?

Considere que o teor de oxigênio no ar e a temperatura sejam praticamente constantes em todo o percurso.

a) d)

b) e)

c)

PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA

gramas de sal/100 g H2O

0

temperatura (o_C)

CsCl

RbCl

LiCl

KCl

NaCl

Li2SO4

20 40 60 80 100 20 40 60 80 100 120 140 160 180 30 Temperatura (ºC) 70 50 80 70 90

g de KBr/100 g de água

nascente cidade mar

conc. O

2

distância

nascente cidade mar

conc. O

2

distância

nascente cidade mar

conc. O

2

distância

nascente cidade mar

conc. O

2

distância

nascente cidade mar

conc. O 2 distância 10 20 30 40 50

20 30 40 50 A

B

C gramas de soluto/100 g H2O

Massa

Representação

soluto

m1

solvente

m2

solução

m

ASPECTOS QUANTITATIVOS

DAS SOLUÇÕES

Em laboratório, as soluções normalmente são preparadas dissolvendo-se uma massa

determinada de soluto em uma certa quantidade de solvente.

Observações:

1. Quando se prepara uma solução utilizando uma pequena quantidade de soluto sólido, verifica-se que o volume da soluçãoé praticamente igualao volume de águaadicionado.

2. Para facilitar nosso trabalho, adotaremos o índice 1 para indicarmos o soluto, o índice 2 para indicarmos o solvente, e os dados relacionados à solução não conterão índices.

Assim:

O conhecimento das quantidades de soluto, solvente e solução nos permite

esta-belecer algumas relações matemáticas, denominadas concentração das soluções.

CONCENTRAÇÕES DAS SOLUÇÕES

Concentração comum (C)

É a relação entre a massa do soluto e o volume da solução:

O rótulo do frasco ao lado nos indica que existem

50 g de NiSO

₄

em 1,0 L de solução:

Assim, temos:

Densidade da solução (d)

É a relação entre a massa da solução e o seu volume:

Unidade 10 — Soluções

C =

massa do soluto

C = g/L; g/mL; …

volume da solução

m

₁

V

C = = = C = 50 g/L

m

1

V

50 g

1,0 L

d =

massa da solução

d = g/L; g/mL; …

volume da solução

m

V

50 g de NiSO

₄

1,0 L de solução

x

mg soluto

kg solvente (solução)

x

ppm =

O rótulo do frasco da página anterior nos indica que 1,05 g da solução apresentam

um volume de 1,0 mL, ou seja:

Assim, temos:

Título (T) (

τ

), porcentagem em massa e ppm

Esse tipo de concentração, que relaciona as massas de soluto e solução, é um dos

mais utilizados nas indústrias químicas e farmacêuticas:

O rótulo do soro fisiológico nos indica que a

por-centagem em massa é 0,9%, ou seja, que existem 0,9 g de

soluto (NaC

l

) em cada 100 g de solução:

Atualmente, para indicar concentrações

extrema-mente pequenas, principalextrema-mente de poluentes do ar, da

terra e da água, usamos a unidade

partes por milhão

,

representada por

ppm

.

Esse termo é freqüentemente utilizado para soluções

muito diluídas e indica quantas partes do soluto existem

em um milhão de partes da solução.

Assim, uma solução 20 ppm

contém 20 gramas do soluto em

1 milhão de gramas da solução.

Como a solução é muito

diluí-da, a massa de solvente é

pratica-mente igual à massa da solução.

Então, quando trabalhamos com

ppm

, consideramos que a massa do

solvente corresponde à massa da

solução.

A relação matemática para a determinação do ppm pode ser dada por:

ou:

ou ainda:

PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA

d = = = 1,05 g/mL

m

V

1,05 g

1,0 mL

τ

= =

τ

=

m

1

m

m

₁

m

1

+ m

2

massa do soluto

massa do soluto + massa do solvente

0,9

100

O soro fisiológico pode ser usado no tratamento da desidratação.

Detritos domésti-cos e industriais são lançados nas águas e, mesmo em pequenas quantidades (ppm), provocam poluição.

Stock Photos

1,05 g de solução 1,0 mL de solução

1 050 g de solução 1 000 mL de solução (1,0 L)

d = 1,05 g/mL ou d = 1 050 g/L

m

₁

= 0,9 g

m = 100 g

τ

= = 0,009 = 0,9% em massa de NaC

l

na solução

x

g soluto

10

6

g solvente

(solução)

x

ppm =

d = ?

m = 1,05 g

V = 1,0 mL

x

g soluto

x

g solvente (solução)

x

ppm =

. 10

–6

Thales T

Vejamos um exemplo prático da utilização do ppm:

De acordo com a padronização internacional, a água potável não pode conter mais

do que 5,0 · 10

–4

mg de mercúrio (Hg) por grama de água. Essa quantidade máxima

per-mitida de Hg pode ser expressa em ppm da seguinte maneira:

Então:

Título em volume e porcentagem em volume (

τ

V

)

Como é fácil medir o volume dos líquidos, a concentração de suas soluções é

fre-qüentemente expressa em porcentagem em volume. No álcool comum e nas bebidas

alcoólicas, esta relação é indicada em ºGL (Gay-Lussac):

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:

O álcool comum ou álcool etílico hidratado pode ser

usado como combustível e desinfetante.

Concentração em mol/L ou concentração molar ou molaridade (

!

)

É a relação entre o número de mol do soluto e o

volu-me da solução em litros:

Em cada 100 mL (0,10 L) de suco gástrico produzido

pelo estômago durante o processo de digestão, existem

0,0010 mol de ácido clorídrico (HC

l

). A molaridade dessa

solução é dada por:

Unidade 10 — Soluções

massa do soluto em mg

massa do solvente em kg

ppm =

5,0 . 10

–4

_mg

10

–3

_kg

ppm =

= 5,0 . 10

–1

_{mg/kg = 5,0 . 10}

–1

_{ppm = 0,5 ppm}

volume do soluto

volume da solução

τV

=

96

100

Cl– Cl–

Cl–

Cl–

Cl–

Cl–

Cl–

Cl–

H+ H+ H+

H+ H+

H+

!

=

n

1

V(L)

!

= ou

!

=

m

1

M

1

V(L)

n

º

de mol do soluto

volume da solução (L)

!

=

n

1

=

!

= 0,01 mol/L ou 0,01 M ou [HC

l

] = 0,01 mol/L

V(L)

0,0010 mol

0,10 L

96 mL de álcool (etanol)

100 mL de álcool comum

4 mL de água

τ

V

= = 0,96 = 96%

ou

0,0010 mol HC

l

100 mL de solução

x

1 000 mL de solução (1,0 L)

x = 0,01 mol de HC

l

⇒

0,01 mol de HC

l

em 1 L ⇒

0,01 M

Thales T

RELAÇÕES ENTRE C,

τ

, d,

!

As várias maneiras, já vistas, de expressar as concentrações podem ser

determi-nadas pelas seguintes fórmulas:

as quais apresentam algumas grandezas em comum, o que permite relacioná-las entre si.

PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA

Molaridade de íons

Nas soluções iônicas é possível determinar a molaridade do solu-to assim como a molaridade dos íons provenientes de sua dissociação ou ionização.

A molaridade dos íons é proporcional aos seus coeficientes este-quiométricos nas equações de ionização ou dissociação.

Exemplo:

Al₂(SO₄)_3(aq) 2 Al3+_(aq) + 3 SO_4(aq)2– proporção 1 mol 2 mol 3 mol solução 0,2 mol/L 0,4 mol/L 0,6 mol/L 0,2 M: [Al2(SO4)3] = 0,2 mol/L [Al3+] = 0,4 mol/L [SO42–] = 0,6 mol/L

= 0,2 M 0,4 M 0,6 M

123

123

123

!

=

n

_V

1

m

₁

m

τ

=

d =

m

V

C =

m

1

V

concentração título densidade concentração comum da solução em mol/L

C = d .

τ

=

!

. M

1

unidades: g/L = g/L =

mol . g

L mol

Água oxigenada a 10 volumes

Você já deve ter notado que a água oxigenada é vendida em fras-cos escuros ou em plástifras-cos opafras-cos. Isso se deve ao fato de a luz ser um dos fatores responsáveis pela sua decomposição (fotólise), na qual ocorre a liberação de gás oxigênio. Assim, as concentrações das soluções de água oxigenada são definidas em função do volume de O_2(g)liberado (medido nas CNTP) por unidade de volume da solução. Dessa maneira, uma água oxigenada de concentração 10 volumes libera 10 litros de O_2(g) por litro de solução. Para obtermos 1 litro de uma solução de água oxigenada a 10 volumes, devemos dissolver uma massa (m₁) de H₂O₂ em água, que irá liberar, na sua decom-posição, 10 litros de O2, medidos nas CNTP.

A determinação da massa (m1) é feita da seguinte maneira:

(massa molar do H2O2= 34 g mol–1)

H2O2 H2O + 1/2 O2 34 g 11,2 L (CNTP)

1 mol 0,5 mol m1 10 L

m₁ = 34 g · 10 L _⇒ m₁= 30,3 g de H₂O₂ 11,2 L

Assim, a massa m₁= 30,3 g de H₂O₂é a necessária para produzir 1,0 litro de solução de água oxigenada a 10 volumes.

A enzima catalase, pre-sente no sangue, acele-ra a decomposição da água oxigenada.

(ENCE-UERJ-Cefet-UFRJ) Para a prevenção de cáries, em substituição à aplicação local de flúor nos dentes, recomenda-se o consumo de "água fluoretada". Sabendo que a porcentagem, em massa, de fluoreto de sódio na água é de 2 · 10–4%, um indivíduo que bebe 1 litro dessa água, diariamente, terá ingerido uma massa desse sal igual a: (densidade da água fluoretada: 1,0 g/mL)

a) 2 · 10–3 g. c) 4 · 10–3 g. e) 6 · 10–3g.

b) 3 · 10–3 g. d) 5 · 10–3 g.

SOLUÇÃO

O valor da porcentagem em massa indica que existem:

2 · 10–4 g de NaF 100 g de solução

Como a densidade da solução é 1,0 g/mL, ou seja, 1 000 g/L, se um indivíduo ingerir 1 L dessa solução, ele estará ingerindo 1 000 gramas da solução. Então:

100 g de solução 2 · 10–4 g de NaF 1 000 g de solução x

x = 1 000 g de solução · 2 · 10–4 g de NaF ⇒ x = 2 · 10–3 g de NaF 100 g de solução

Outra maneira de resolvermos essa questão é pela aplicação da fórmula de título (

τ

):

τ

· 100% = % em massa em que: m1= ?

m₁

· 100% = % em massa m = 1 000 g

m % em massa = 2 · 10–4 %

Unidade 10 — Soluções

EXERCÍCIO RESOLVIDO

✔

123

100% = 2 · 10–4%

m1= ⇒m1 = 2 · 10–3 g de NaF

m₁ 1 000 g

2 · 10–4% · 1 000 g 100%

•

Concentração comum

1. Uma solução foi preparada adicionando-se 40 g de NaOH em água suficiente para pro-duzir 400 mL de solução. Calcule a concen-tração da solução em g/mL e g/L.

2. Considere o texto:

“Uma solução que apresenta concentração 60 g/L apresenta .... gramas de soluto, por litro de solução. Portanto, em 10 litros dessa solução devem existir .... gramas de soluto.” Identifique as palavras que preenchem as lacunas corretamente.

3. Ao chorar convulsivamente, uma pessoa elimi-nou 5 mL de lágrima. Considerando que essa

solução apresenta concentração de sais igual a 6 g/L, determine a massa de sais elimina-dos na crise de choro.

4. Considere o esquema a seguir, do qual foram retiradas três alíquotas A,B,C, a partir de uma mesma solução aquosa.

Exercícios de classe

A B C

5 L

C = 10 g/L

0,5 L

2 L

Responda às seguintes questões:

a) Qual a massa de soluto existente no reci-piente A?

b) Calcule a concentração em g/mL da solução contida no recipiente B.

c) Forneça a concentração em mg/cm3 _da

solução contida no recipiente C.

d) Se toda a água presente na solução origi-nal, após a retirada das três amostras, fosse evaporada, qual seria a massa de soluto obtida?

•

Densidade da solução

5. Considere o texto:

“Uma solução aquosa apresenta densidade igual a 1,2 g/mL. Logo, a massa de cada mili-litro dessa solução é igual a .... . Assim, um litro dessa solução apresenta uma massa de .... .”

Identifique as palavras que preenchem corre-tamente as lacunas.

6. Uma solução foi preparada misturando-se 20 g de um sal em 200 g de água. Considerando-se que o volume da solução é igual a 200 mL, determine sua densidade em g/mL e g/L.

7. Uma solução cuja densidade é 1 150 g/L foi preparada dissolvendo-se 160 g de NaOH em 760 cm3 de água. Determine a massa da solução obtida e seu volume.

(Dado:densidade da água = 1,0 g/cm3)

•

Título, porcentagem em massa e ppm

8. Uma solução foi preparada pela dissolução de 40 gramas de açúcar em 960 gramas de água. Determine seu título e sua porcentagem em massa.

9. Um frasco, existente no laboratório, apresen-ta o seguinte rótulo:

Com base nesse rótulo, resolva:

a) Qual a massa de ácido nítrico (HNO₃) exis-tente em 100 gramas da solução?

b) Calcule a massa de água existente em 100 gramas da solução.

c) Determine as massas de água e ácido nítri-co presentes em 500 gramas dessa solução. d) Qual é o título dessa solução?

10. Calcule a massa, em gramas, do solvente contido em uma bisnaga de xilocaína a 2% e massa total 250 g.

11. (Puccamp-SP) Tem-se um frasco de soro gli-cosado a 5% (solução aquosa de 5% em massa de glicose). Para preparar 1 kg desse soro, quantos gramas de glicose devem ser dissolvidos em água?

a) 5,0 · 10–2 d) 50

b) 0,50 e) 5,0 · 102

c) 5,0

12. (Puccamp-SP) No rótulo de uma garrafa de “água mineral” lê-se, entre outras coisas: Conteúdo: 1,5 L

Bicarbonato de cálcio: 20 ppm

A massa do bicarbonato de cálcio, no con-teúdo da garrafa, é:

(Dados: ppm = )

a) 0,03 g. c) 0,01 g. e) 150 mg. b) 0,02 g. d) 0,06 g.

13. Segundo o US Public Helth Service (Serviço de Saúde Pública dos Estados Unidos), a água potável deve ter, no máximo, 0,05% de sais dissolvidos. Transforme essa porcen-tagem em massa em ppm.

14. (UECE) A fluoretação das águas de abaste-cimento público é a medida mais abrangente, segura, econômica e democrática de se diminuir a incidência de cáries dentárias. Sabendo-se que a dose de flúor que ocasiona prejuízos à saúde é de 5 mg por kg de "peso corporal", então o número de litros de água fluoretado com 0,7 ppm em flúor, que pode ocasionar problemas ao organismo de um indivíduo com 70 kg é:

a) 250. c) 350.

b) 500. d) 245.

•

Concentração em mol/L

15. Considere o texto:

"Uma solução 2,0 mol/L, ou 2,0 M, de NaOH apresenta .... mol de soluto para cada litro de solução. Assim, em 10 L dessa solução encontramos .... mol de soluto."

Identifique as quantidades que preenchem corretamente as lacunas.

16. Calcule a concentração em mol/L ou mola-ridade de uma solução que foi preparada dis-solvendo-se 18 gramas de glicose em água suficiente para produzir 1 litro da solução. (Dado: massa molar da glicose = 180 g mol–1₎

PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA

63% em massa de ácido nítrico

(HNO3)

63% em massa de ácido nítrico (HNO3)

17. Observe o frasco abaixo que contém uma solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4),

utilizada em laboratório, e responda às questões a seguir, sabendo que o volume da solução contida no frasco é

2,0 L.

I — Qual o número de mol do soluto presente nessa solução? II — Determine a massa

de soluto presente nessa solução. III — Qual é o volume

dessa solução que contém 0,01 mol de H₂SO₄?

IV — Calcule a massa de soluto presente em 500 mL dessa solução.

(Dado:massa molar do H₂SO₄= 98 g mol–1)

18. (Cesgranrio-RJ) O metal mercúrio (Hg) é tóxi-co, pode ser absorvido, via gastrintestinal, pelos animais e sua excreção é lenta. A análise da água de um rio contaminado re-velou uma concentração molar igual a 5,0 · 10–5 M de mercúrio. Qual é a massa aproximada, em mg, de mercúrio ingerida por um garimpeiro, ao beber um copo contendo 250 mL dessa água?

(Dado: massa molar do Hg = 200 g mol–1)

19. (UFV-MG) Em 100 mL de um soro sanguíneo humano, há 0,585 g de cloreto de sódio (NaCl). A concentração em quantidade de matéria deste sal no sangue é, em mol/L: (Dado: NaCl= 58,5 g/mol)

a) 0,5. c) 0,3. e) 0,1.

b) 0,4. d) 0,2.

20. (Fuvest-SP) A seguir, é apresentada a con-centração, em mg/kg, de alguns íons na água do mar.

Dentre esses íons, os que estão em menor e maior concentração molar são respectiva-mente:

a) Cl–e Mg2+. d) Mg2+ e Cl–. b) SO₄2–e Na+_{. e) SO}2–

4 e Cl–.

c) Mg2+ e Na+_.

(Massas atômicas: O = 16; Na = 23; Mg = 24; S = 32; Cl= 35,5)

21. Calcule as concentrações molares dos íons presentes nas soluções 0,002 mol/L das seguintes substâncias: HClO4, Ba(OH)2,

Al(NO₃)₃.

•

Relações entre C, d,

τ

e !

22. (UFCE) Qual é a molaridade de uma solução aquosa de etanol (C2H6O) de concentração

igual a 4,6 g/L? (massa molar do etanol = 46 g mol–1)

a) 4,6. d) 0,20.

b) 1,0. e) 0,10.

c) 0,50.

23. (UFRS) O formol é uma solução aquosa de metanal (HCHO) a 40%, em massa, e possui densidade de 0,92 g/mL. Essa solução apresenta:

a) 920 g de metanal em 1 L de água. b) 40 g de metanal em 100 mL de água. c) 4 g de metanal em 920 g de solução. d) 4 g de metanal em 10 g de solução. e) 9,2 g de metanal em 100 mL de água.

Unidade 10 — Soluções

0,1 M H2SO4

Mg2+

SO2–

Na+

Cl–

Íon

1 350 2 700 10 500 19 000 Concentração

4

Exercícios propostos

•

Concentração comum

1. (Puccamp-SP) Evapora-se totalmente o sol-vente de 250 mL de uma solução aquosa de MgCl2de concentração 8,0 g/L. Quantos

gra-mas de soluto são obtidos?

a) 8,0. c) 4,0. e) 1,0.

b) 6,0. d) 2,0.

2. (Fuvest-SP) Foi determinada a quantidade de dióxido de enxofre em certo local de São Paulo. Em 2,5 m3 de ar foram encontrados

220 µg de SO₂. A concentração de SO₂, expressa em µg/m3, é:

a) 0,0111. d) 88.

b) 0,88. e) 550.

c) 55.

3. (UMC-SP) O vinagre contém em média 60 g/L de um ácido.

a) Qual é o ácido?

4. (UFPI) Um analgésico em gotas deve ser mi-nistrado em quantidades de 3 mg por quilo-grama de massa corporal, não podendo, entre-tanto, exceder 200 mg por dose. Sabendo que cada gota contém 5 mg de analgésico, quan-tas goquan-tas deverão ser ministradas a um paciente de 70 kg?

5. (UnB-DF — mod.) Em um rótulo de leite em pó integral, lê-se:

modo de preparar

Coloque o leite integral instantâneo sobre água quente ou fria, previamente fervida. Mexa ligeiramente e complete com água até a medida desejada.

Para 1 copo (200 mL) — 2 colheres de sopa bem cheias* (30 g).

composição média do produto em pó:

gordura 26% sais minerais 6% proteínas 30% água 3% lactose 35% lecitina 0,2% no pó

* Considera-se que 1 colher de sopa bem cheia tenha massa igual a 15 g.

A porcentagem em massa nos indica a quan-tidade em gramas de cada componente em 100 g de leite em pó.

Calcule a concentração em massa (em g/L) de proteínas em um copo de 200 mL de leite preparado.

•

Densidade da solução

6. 420 mL de uma solução aquosa foram preparados pela adição de uma certa massa de NaOH a 400 mL de água. Determine a massa de soluto presente nessa solução. (Dados: densidade da solução = 1,19 g/mL; densidade da água = 1,0 g/mL)

7. (UFRN) A massa, em g, de 100 mL de uma solução com densidade 1,19 g/mL é:

a) 1,19. d) 100.

b) 11,9. e) 119.

c) 84.

8. (FESP) O volume de álcool etílico que devemos misturar com 80 cm3de água destilada para obtermos uma solução alcoólica de densidade 0,93 g/cm3 é (despreze a contração de volu-me que acompanha a mistura de álcool com água): (Dados: dH2O = 1 g/cm

3_{; d}

C2H5OH =

= 0,79 g/cm3)

a) 4 cm3. d) 70 cm3. b) 40 cm3. e) 65 cm3. c) 60 cm3.

•

Título, porcentagem em massa e ppm 9. A solução aquosa de cloreto de sódio,

ven-dida no comércio e usada como colírio ou para limpeza de lentes de contato, apresen-ta título igual a 0,9%. Determine a massa de NaClcontida em 1 L da solução.

10. (FEI-SP) As massas, respectivamente, de H₂C₂O₄ e H₂O, que devem ser misturadas para preparar 1 000 g de solução a 5% de H2C2O4são:

a) 60 g e 940 g. d) 108 g e 892 g. b) 90 g e 910 g. e) 70 g e 930 g. c) 50 g e 950 g.

11. (Fuvest-SP) Um litro de "água de lavadeira" custa R$ 0,30. Sua densidade é 1,0 kg por litro e seu poder alvejante equivale a uma solução aquosa com cerca de 3% em massa de cloro (Cl₂). Calcule quanto se deverá pagar para adquirir uma quantidade de tal produto que corresponderia a um mol de cloro. (Cl= 35,5)

a) R$ 0,71. d) R$ 2,84. b) R$ 0,355. e) R$ 1,00. c) R$ 1,42.

12. (Fuvest-SP) Certo tipo de anemia pode ser diagnosticado pela determinação de hemo-globina no sangue. Atribui-se o índice de 100% à dosagem de 16 g de hemoglobina por 100 mL de sangue. Para mulheres sadias, são considerados normais índices acima de 70%. Supondo-se que o método uti-lizado apresente incertezas de ± 0,5 g de hemoglobina por 100 mL de sangue, designe as pacientes anêmicas dentre as examina-das, conforme os dados da tabela a seguir:

13. Leia o texto.

”Quando a notação ppm torna-se inadequa-da para indicar quantiinadequa-dades muito reduziinadequa-das de soluto, os técnicos podem usar a notação ppb (partes por bilhão).

Por exemplo, 1,0 ppb de cádmio nas águas de um rio significa 1,0 g de cádmio para um bilhão de gramas (109g) de solução.”

Com relação a esse texto, transforme 1,0 ppb de cádmio em:

a) ppm; b) % em massa de soluto. PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA

1 Número da

paciente

9,7

2 12,3

3 4

11,0 11,5

5 10,2

14. (Puccamp-SP) A dispersão dos gases SO₂, NO2, O3, CO e outros poluentes do ar fica

prejudicada quando ocorre a inversão térmi-ca. Considere que numa dessas ocasiões a concentração do CO seja de 10 volumes em 1 · 106 volumes de ar (10 ppm = 10 partes por milhão). Quantos m3 de CO há em 1 · 103 m3do ar?

a) 100. c) 1,00. e) 0,010.

b) 10,0. d) 0,10

•

Concentração em mol/L

15. (Fuvest-SP) A concentração de íons fluoreto em uma água de uso doméstico é de 5,0 · · 10–5 mol/litro. Se uma pessoa tomar 3,0 litros dessa água por dia, ao fim de um dia, a massa de fluoreto, em miligramas, que essa pessoa ingeriu é igual a: (massa molar do fluoreto: 19,0 g/mol)

a) 0,9. c) 2,8. e) 15.

b) 1,3. d) 5,7.

16. (Vunesp-SP) O limite máximo de concen-tração de íon Hg2+ admitido para seres humanos é de 6 miligramas por litro de sangue. O limite máximo, expresso em mol de Hg2+por litro de sangue, é igual a: (massa molar de Hg = 200 g/mol)

a) 3 · 10–5. d) 6. b) 6 · 10–3. e) 200. c) 3 · 10–2.

17. (Fuvest-SP) Tem-se uma solução aquosa 1,0 · · 10–2molar de uréia (composto não-dissocia-do). Calcule, para 2,0 · 102 mL de solução: (Dados: massa molar da uréia = 60 g/mol; número de Avogadro = 6,0 · 1023mol–1) a) a massa de uréia dissolvida;

b) o número de moléculas de uréia dissolvida.

18. (Vunesp-SP) No ar poluído de uma cidade detectou-se uma concentração de NO₂ cor-respondente a 1,0 · 10–8 mol/L. Supondo que uma pessoa inale 3 litros de ar, o número de moléculas de NO₂inaladas por essa pes-soa será igual a:

a) 1,0 · 108 d) 2,7 · 1022 b) 6,0 · 1015 e) 6,0 · 1023 c) 1,8 · 1016

19. (Fuvest-SP) A concentração de glicose (C6H12O6) na urina é determinada pela

medi-da medi-da intensimedi-dade medi-da cor resultante medi-da reação deste açúcar com o ácido 3,5 dinitro-salicílico. O gráfico mostra a relação entre a concentração da glicose em solução e a intensidade da cor resultante.

a) Calcule a concentração, em gramas por litro, de uma solução de glicose que, após a reação, apresenta intensidade de cor igual a 0,8.

b) Calcule o número de mol de glicose con-tido em 150 mL dessa solução.

(massa molar da glicose = 180 g/mol)

(UnB-DF) Leia o texto seguinte para responder às questões 20 e 21.

O rótulo de uma garrafa de água mineral indica a seguinte composição química provável, em mg/L:

bicarbonato de bário 0,04

bicarbonato de estrôncio 0,01

bicarbonato de cálcio 4,04

bicarbonato de magnésio 2,16

bicarbonato de potássio 13,88

óxido de alumínio 0,13

óxido de silício 30,00

20. Com base no texto e considerando que, em uma análise laboratorial, foi encontrado um resíduo após a evaporação de uma amostra da água mineral, julgue os itens a seguir. a) A garrafa contém uma solução cujo

sol-vente é o óxido de hidrogênio.

b) O resíduo mencionado poderia ter sido obtido também pelo processo de decantação.

c) Pela composição química fornecida, con-clui-se que essa água mineral é formada por 7 elementos químicos.

d) A massa provável de resíduo obtida na evaporação de 100 mL de água será de 5,026 mg.

21. Considerando a massa molar do óxido de silí-cio igual a 60 g/mol, julgue os itens a seguir: a) A concentração do óxido de silício na água

mineral é igual a 0,5 mol/L.

b) Em cada litro da água mineral, existem 30 mg de silício.

c) Cinco das substâncias indicadas no rótu-lo podem ser obtidas por neutralização parcial do ácido carbônico.

Unidade 10 — Soluções

intensidade da cor

0

0,1 0,2 0,3 0,4 0,5 0,6 0,7 0,8 0,5

1,0

DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES

Uma solução pode ser preparada

adicionando-se solvente a uma

solução inicialmente mais

concentra-da. Este processo é denominado

diluição.

A adição de mais solvente

provo-ca aumento no volume da solução; a

quantidade de soluto, porém,

per-manece constante.

Como:

quantidade inicial de soluto = quantidade final de soluto,

22. (FMTM-MG) Os metais pesados apresentam

o fenômeno de bioacumulação, isto é, suas concentrações aumentam, progressiva-mente, ao longo da cadeia alimentar. A agên-cia ambiental americana EPA (Environmental Protection Agency), em 1993, publicou uma lista de reservatórios de água potável que excediam os níveis de 15 ppb (partes por bi-lhão) de chumbo. Centenas de cidades e vilarejos tinham níveis mais altos que 484 ppb. Baseados nestas descobertas, o EPA estimou níveis de chumbo no sangue supe-riores a 10 µg/dL, a cada 6 crianças ameri-canas, com idade abaixo de 6 anos.

(Dados:densidade da água = 1 g/mL; massa molar Pb = 207 g/mol)

a) Se a concentração de chumbo em uma água potável é de 100 ppb, quantos gra-mas de chumbo se consomem ao beber 1 L dessa água?

b) Qual a concentração de chumbo nessa água em mol/L?

23. (UFMS) O sulfato de amônio dissolve-se na água formando uma solução condutora de corrente elétrica que contém íons NH+4e SO42–.

Em face das informações anteriores, é cor-reto afirmar:

a) A fórmula do sulfato de amônio é (NH₄)₂SO₄.

b) A equação que representa a dissolução na água é NH₄SO₄ NH+₄ + SO₄2–. c) A molaridade do NH+₄na solução será igual

à molaridade do SO42–.

d) A molaridade do NH+₄ na solução será a metade da molaridade do SO42–.

e) Se for dissolvido 0,100 mol de sulfato de amônio em água para formar 500 mL de solução, as concentrações dos íons amônio e sulfato serão respectivamente 0,400 mol/L e 0,200 mol/L.

f) O sulfato de amônio é um composto de natureza iônica, mas contém na sua estru-tura ligações covalentes.

•

Relações entre C, d,

τ

e !

24. (PUC-MG) Num refrigerante do tipo "cola", a análise química determinou uma concen-tração de ácido fosfórico igual a 0,245 g/L. A concentração de ácido fosfórico em mol/L, nesse refrigerante, é igual a:

a) 2,5 · 10–3. d) 5,0 · 10–2. b) 5,0 · 10–3. e) 2,5 · 10–1. c) 2,5 · 10–2.

25. (UFES) Temos as seguintes soluções con-centradas:

As concentrações molares das soluções hidróxido de sódio e ácido sulfúrico são, respectivamente:

a) 13,53 e 14,30. b) 14,30 e 27,06. c) 27,06 e 1,35. d) 14,30 e 13,53. e) 1,43 e 1,35.

PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA

hidróxido de sódio

ácido sulfúrico Solução

1,43 1,70 Densidade (g/mL)

40,0 78,0 Porcentagem em

massa

40 98

Massa molar (g/mol)

solvente

soluto

aumento da massa da

podemos ter as seguintes relações entre a solução inicial e a final:

MISTURA DE SOLUÇÕES

Uma solução também pode ser preparada a partir da mistura de outras soluções,

procedimento muito comum em indústrias e laboratórios.

Vamos agora estudar alguns casos de mistura de soluções.

Mistura de soluções sem reação química

Mesmos soluto e solvente

Imaginemos a seguinte situação:

Como podemos notar pelo exemplo, na solução final a quantidade de soluto, a

massa da solução e o volume da solução correspondem às somas de seus valores nas

soluções iniciais.

Logo, para a solução final, temos:

A partir desses fatos, vamos estabelecer algumas relações:

Unidade 10 — Soluções

inicial

Concentração

comum C =

m1

V

Concentração em mol/L concentração molar

(molaridade)

!= n1 V

Título τ = m_m1

final

C’ = m1 V’

!’ = n1 V’

τ’ = m_m’1

relação

C V = C’ V’

!V = !’ V’

τm = τ’ m’

70 g

2,0 L

14243

m

1

V

n

1

V

!

=

n’

1

=

!

’

V’

n

1

"

=

!

"V" n

1

’ + n

1

" =

!

V

⇒

!

V

=

!

’V’

+

!

"V"

solução

A

solução

B

solução

final

+

m

1

= 70 g NaOH

M

1

= 40 g mol

–1

C =

= 35 g/L

Para exemplificar o uso dessas fórmulas, vamos determinar a concentração da

solução final no exemplo dado:

CV = C’V’ + C’’V’’

C · 2,0 L = 20 g/L · 1,0 L + 50 g/L · 1,0 L

C = 35 g/L

Mesmo solvente com solutos diferentes

Nesse caso, o que ocorre é uma simples diluição dos dois solutos, pois suas

quanti-dades permanecem constantes, porém dispersas num volume maior. As concentrações

finais dos dois solutos serão menores que as iniciais.

Vamos estudar a seguinte mistura:

Na solução final:

Da mesma forma como fizemos com a molaridade, podemos efetuar cálculos para

as outras maneiras de expressar a concentração das soluções.

Mistura de soluções com reação química

Na mistura de soluções formadas por um mesmo solvente, porém

com solutos diferentes, pode ocorrer uma reação química. Essa

pos-sível reação ocorre de acordo com uma proporção estequiométrica.

Isso nos permite determinar a concentração desconhecida de uma

solução por

meio de uma

técnica

conhe-cida por

titu-lação.

A titulação

é muito usada

no estudo das reações ácido-base,

com a ajuda de indicadores.

Para exemplificar, vejamos

co-mo se determina a concentração

desconhecida de uma solução

aquo-sa de HC

l

, com o auxílio de uma

solução aquosa de NaOH de

concen-tração conhecida e do indicador

fenolftaleína.

PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA

0,1 mol de NaC_l

1 L

+

_{0,2 mol}

de C₁₂H₂₂O₁₁

1 L 2 L

0,2 mol de C₁₂H₂₂O₁₁

0,1 mol de NaC_l

n

1

V

0,1 mol

2 L

a b

Solução aquosa de HClde concentração

desconhecida.

Thales T

rigo

Titulação da solução de concentração desconhecida.

para o NaC

l

:

!

= = = 0,05 mol/L

para o C

12

H

22

O

11

:

!

= = = 0,1 mol/L

n

1

V

0,2 mol

2 L

Fotos: Thales T

a) A solução de NaOH, de concentração conhecida, contida na bureta, é adicionada a

um volume conhecido de solução de ácido clorídrico, de concentração desconhecida,

misturada previamente com a fenolftaleína contida no erlenmeyer.

b) A formação de uma coloração rósea no erlenmeyer indica que todo o ácido foi

con-sumido pela base adicionada. Nesse instante dizemos que foi atingido o ponto de

equivalência:

n

º

de mol de H

+

= n

º

de mol de OH

–

e lemos na bureta o volume de NaOH gasto.

Para entender quantitativamente esse procedimento, vamos estudar um exemplo:

n

NaOH

=

!

· V = 0,1 · 10

–2

= 10

–3

mol de NaOH

A reação que ocorre pode ser representada por:

Para neutralizar 10

–3

_{mol de NaOH, devemos ter 10}

–3

_{mol de HC}

_l

_{na solução de ácido.}

Assim, a concentração mol/L da solução de HC

l

é 0,04 M.

Unidade 10 — Soluções

NaOH + HC

l

NaC

l

+ H2O

proporção: 1 mol 1 mol 1 mol

10–3mol 10–3mol 10–3mol

Vgasto na titulação

= 10 mL = 10

–2

L

!

= 0,1 mol/L

para o NaOH

n = 10

–3

mol

V = 25 mL = 25 · 10

–3

L

para o HC

l

123

123

50 mL 40 mL

NaOH 0,1 mol/L

25 mL HClx mol/L + fenolftaleína

!

HCl

= = = 0,04 mol/L

n

1

V(L)

10

–3

mol

25 · 10

–3

L

Pela titulação, foi possível determinar a concentração da solução.

Thales T

PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA

EXERCÍCIOS RESOLVIDOS

✔

proporção na solução

proporção na solução

1 mol 5 L

2,6 mol 5 L

0,8 mol 5 L

!_H2SO4= n1 = ! · V(L) H2SO4 2 H++ SO42–

n₁ = 0,25 mol/L · 0,04 L 1 mol 2 mol

n1 = 0,01 mol de H2SO4 0,01 mol 0,02 mol

Aqueceu-se um frasco contendo uma solução aquosa de CuSO₄ 5 · 10–2 molar. O aqueci-mento foi interrompido quando restavam 100 mL de uma solução aquosa de CuSO₄1,2 M. Determine o volume da solução inicial e o volume da água perdida pelo aquecimento.

SOLUÇÃO

O número de mol do soluto não irá variar. m_i · V_i= m_f· V_f

5 · 10–2_{· V}

i= 1,2 · 100 ⇒ Vi= 2 400 mL

Assim, o volume de água perdida = V_f – V_i= 2 300 mL

Considere que as soluções a seguir foram misturadas.

I— 1,0 L NaCl1,0 M II— 4,0 L CaCl2 0,2 M

Determine a molaridade dos íons Na+, Ca2+ e Cl–na solução resultante.

SOLUÇÃO

A partir do conhecimento das molaridades das soluções Ie II, determinaremos as molaridades dos íons na mistura:

Uma amostra impura de NaOH, de massa igual a 8,0 g, foi dissolvida até obter-se 200 mL de solução aquosa. Uma alíquota (amostra líquida) de 25 mL dessa solução foi neutralizada totalmente quando titulada com 40 mL de H2SO4 0,25 mol/L. Admitindo que as impurezas não

reagem com o ácido, determine o teor de pureza do NaOH. (massa molar do NaOH = 40 g mol–1)

SOLUÇÃO

Inicialmente, vamos determinar o número de mol de H2SO4e o número de mol de H+consumidos:

n1

V(L) 1.

2.

solução I:

1 NaCl 1 Na+ + 1 Cl–

1 mol 1 mol 1 mol

1 mol 1 mol 1 mol

solução II:

1 CaCl₂ 1 Ca2+ + 2 Cl–

1 mol 1 mol 2 mol

0,8 mol 0,8 mol 1,6 mol

mistura: Na+: 1 mol em 5 L ⇒ !Na+= = 0,20 M

Cl–: 2,6 mol em 5 L ⇒!Cl-= = 0,52 M

Ca2+: 0,8 mol em 5 L ⇒!Ca2+ = = 0,16 M

Assim, 0,02 mol de H+ neutraliza 0,02 mol de OH–, pois:

1 H+ + 1 OH– H2O

Na amostra de 25 mL da solução de NaOH deve existir, então, 0,02 mol de OH–:

25 mL 0,02 mol de OH– 0,02 mol · 200 mL

200 mL x 25 mL

x = 0,16 mol de OH–

Como: NaOH Na+ + OH–

1 mol 1 mol

então: 40 g 1 mol

x 0,16 mol

x = ⇒ x = 6,4 g de NaOH

Portanto, 6,4 g de NaOH é a parte pura da amostra de 8,0 g. Assim, temos:

8,0 g 100%

6,4 g x

Unidade 10 — Soluções

x =

123

0,16 mol · 40 g 1 mol

x = 80% de pureza

123

•

Diluição de solução

1. (UFPI) A uma amostra de 100 mL de NaOH de concentração 20 g/L foi adicionada água sufi-ciente para completar 500 mL. A concen-tração, em g/L, dessa nova solução é igual a: a) 2. b) 3. c) 4. d) 5. e) 8.

2. (Unicamp-SP) Um dos grandes problemas das navegações do século XVI referia-se à limi-tação de água potável que era possível trans-portar numa embarcação. Imagine uma situa-ção de emergência em que restaram apenas 300 litros (L) de água potável (considere-a completamente isenta de eletrólitos). A água do mar não é apropriada para o consumo devi-do à grande concentração de NaCl (25 g/L), porém o soro fisiológico (10 g NaCl/L) é. Se os navegantes tivessem conhecimento da composição do soro fisiológico, poderiam usar a água potável para diluir água do mar de modo a obter soro e assim teriam um volume maior de líquido para beber.

a) Que volume total de soro seria obtido com a diluição se todos os 300 litros de água potável fossem usados para este fim? b) Considerando-se a presença de 50

pes-soas na embarcação e admitindo-se uma

distribuição eqüitativa do soro, quantos gramas de NaClteriam sido ingeridos por cada pessoa?

c) Uma maneira que os navegadores usavam para obter água potável adicional era reco-lher água de chuva. Considerando-se que a água da chuva é originária, em grande parte, da água do mar, como se explica que ela possa ser usada como água potável?

3. (Fuvest-SP) Se adicionarmos 80 mL de água a 20 mL de uma solução 0,1 molar de hidró-xido de potássio, obteremos uma solução de concentração molar igual a:

a) 0,010. c) 0,025. e) 0,050. b) 0,020. d) 0,040.

4. (UERJ) Diluição é uma operação muito empre-gada no nosso dia-a-dia, quando, por exemplo, preparamos um refresco a partir de um suco concentrado.

Considere 100 mL de determinado suco em que a concentração do soluto seja de 0,4 mol L–1. O volume de água, em mL, que deverá ser acrescentado para que a concentração do soluto caia para 0,04 mol L–1, será de: a) 1 000. c) 500.

b) 900. d) 400.

•

Mistura de soluções sem reação química

5. Um volume de 200 mL de uma solução aquo-sa de glicose (C6H12O6) de concentração igual

a 60 g/L foi misturada a 300 mL de uma solução de glicose de concentração igual a 120 g/L. Determine a concentração, em g/L, da solução final.

6. Uma solução aquosa 2 mol/L de NaCl de volume 50 mL foi misturada a 100 mL de uma solução aquosa de NaCl 0,5 mol/L. Calcule a concentração em mol/L da solu-ção resultante.

7. (UFPE) A salinidade da água de um aquário para peixes marinhos, expressa em concen-tração de NaCl, é 0,08 M. Para corrigir essa salinidade, foram adicionados 2 litros de uma solução 0,52 M de NaCla 20 litros da água deste aquário. Qual a concentração final de NaClmultiplicada por 100?

•

Mistura de soluções com reação química

8. (EEM-SP) Um sistema é formado pela mistura de 0,15 L de uma solução aquosa 1,0 M de HCle 250 mL de uma solução aquosa 2,0 M de NaOH. Responda às questões a respeito desse sistema:

a) A solução final (sistema) tem caráter ácido, básico ou neutro? Justifique.

b) Qual a molaridade do reagente em exces-so, caso exista, na solução final?

c) Qual é a molaridade do sal produzido na solução final?

9. (UnB-DF) Calcule o volume, em litros, de uma solução aquosa de ácido clorídrico de concen-tração 1,00 mol/L necessário para neutralizar 20,0 mL de uma solução aquosa de hidróxido de sódio de concentração 3,00 mol/L.

10. (UFMG) O hidróxido de sódio (NaOH) neutrali-za completamente o ácido sulfúrico (H2SO4),

de acordo com a equação:

2 NaOH + H2SO4 Na2SO4+ 2 H2O

O volume, em litros, de uma solução de H₂SO₄, 1,0 mol/L que reage com 0,5 mol de NaOH é:

a) 4,00. c) 1,00. e) 0,25. b) 2,00. d) 0,50.

11. (UFPR) Necessita-se preparar uma solução de NaOH 0,1 mol/L. Dadas as massas atômi-cas: Na = 23, O = 16 e H = 1, pergunta-se: a) Qual é a massa de NaOH necessária para

se preparar 500 mL desta solução? b) A partir da solução 0,1 mol/L de NaOH,

como é possível obter 1 L de solução NaOH, porém, na concentração 0,01 mol/L?

c) Qual o volume de HCl 0,05 mol/L necessário para neutralizar 10 mL de solução 0,1 mol/L de NaOH?

Justifique suas respostas mostrando os cál-culos envolvidos.

12. (UFPeI-RS — mod.) A determinação do nitro-gênio, em plantas, tornou-se uma análise de rotina, podendo-se determiná-lo em uma média de cem amostras por hora, mediante método desenvolvido pela Embrapa. No referido método, utilizam-se, entre outros, os reagentes H2SO4— 1,2 molar, NaOH — 0,75

molar. (Química Nova. n. 1, 1996)

a) Titulando-se 100 mL da solução da base com o referido ácido, que volume desse ácido seria utilizado?

b) Como é classificado o ácido sulfúrico quan-to ao número de hidrogênios ionizáveis e à presença de oxigênio na estrutura? c) Qual equação representa a reação de

neu-tralização total de NaOH com o ácido? PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA

Exercícios propostos

1. (EEM-SP) Como proceder para preparar um

litro de uma solução de um sal de concen-tração 0,5 g/L dispondo de outra solução, do mesmo sal, de concentração 2,5 g/L?

2. (UFPA) A 50 g de uma solução de H2SO4 de

63% em massa são adicionados 400 g de água. A porcentagem em massa de H₂SO₄na solução obtida é:

a) 7%. c) 10%. e) 16%.

b) 9%. d) 12%.

3. (UFV-MG) O conteúdo de etanol (C2H5OH)

em uma cachaça é de 460 gramas por litro. Misturou-se 1,0 litro desta cachaça com 1,0 litro de água.

(Dado: M C2H5OH = 46 g mol–1)

a) Calcule a quantidade de matéria (número de mol) de etanol (C₂H₅OH) na solução resultante.

4. (UFRJ) A sacarina, que tem massa molecular 183 e fórmula estrutural

é utilizada em adoçantes artificiais. Cada gota de um certo adoçante contém 4,575 mg de sacarina. Foram adicionadas, a um recipiente contendo café com leite, 40 gotas desse adoçante, totalizando um volume de 200 mL. a) Determine a molaridade da sacarina nesse

recipiente.

b) Quantos mililitros de café com leite devem ser adicionados ao recipiente para que a concentração da sacarina se reduza a 1/3 da concentração inicial?

5. (ENCE-UERJ-Cefet-UFRJ) Um laboratorista dis-põe de solução 2 M de H₂SO₄ e precisa de uma solução 0,5 M desse ácido.

a) Determine que volume da solução inicial ele deve diluir para obter 200 mL da solução desejada.

b) Calcule a massa em gramas de H₂SO₄ pre-sente nos 200 mL da solução desejada. c) Determine a concentração da solução

ini-cial em gramas/litro.

(Dados:H = 1, O = 16, S = 32)

6. (FEI-SP) “Vamos dar um pau no cólera” (campanha publicitária anticólera). Isto é possível com o uso de uma solução aquosa de hipoclorito de sódio (NaClO) a uma con-centração mínima de 1,5 · 10–5_M.

Partindo-se de uma solução 0,1 M de NaClO e con-siderando o volume de uma gota igual a 0,05 mL, indique a alternativa que apresen-ta o número de goapresen-tas desapresen-ta solução, por litro de água, necessário para atingir-se aquela concentração mínima.

a) 1. c) 3. e) 5.

b) 2. d) 4.

•

Mistura de soluções sem reação

7. Para originar uma solução de concentração igual a 120 g/L, qual é o volume, em litros, de uma solução aquosa de CaCl₂ de con-centração 200 g/L que deve ser misturado a 200 mL de uma outra solução aquosa de CaCl₂ de concentração igual a 100 g/L?

8. (FESP) O volume de uma solução de hidróxi-do de sódio 1,5 M que deve ser misturahidróxi-do a 300 mL de uma solução 2 M da mesma base, a fim de torná-la solução 1,8 M, é: a) 200 mL. c) 2 000 mL. e) 350 mL. b) 20 mL. d) 400 mL.

9. (Cesgranrio-RJ) Um químico precisa preparar 80 mL de uma solução ácida 3,0 M, mistu-rando duas soluções de ácido forte HX: uma com concentração 5,0 M e outra, 2,5 M. O volume necessário da solução 5,0 M é: a) 8 mL. c) 16 mL. e) 32 mL. b) 10 mL. d) 20 mL.

10. (UFOP-MG) Em um balão volumétrico de 1 000 mL, juntaram-se 250 mL de uma solução 2,0 M de ácido sulfúrico com 300 mL de uma solução 1,0 M do mesmo ácido e completou-se o volume até 1 000 mL com água destilada. Determine a molaridade da solução resultante.

11. A,Be Csão recipientes que contêm, respec-tivamente, 10 g de NaClem 50 mL de solu-ção aquosa, 0,20 mol de NaClem 100 mL de solução aquosa e 500 mL de solução aquosa de MgCl₂ cuja concentração é 1 mol/L. (Dados: M (Na) = 23 g/mol; M (Mg) = 24,3 g/mol; M (Cl) = 35,5 g/mol)

Determine as concentrações, em mol/L: a) da solução contida no recipiente A; b) dos íons cloreto após misturar as

soluções contidas nos recipientes Be C; c) da solução resultante da mistura das

soluções Ae B.

•

Mistura de soluções com reação

12. (Vunesp-SP) O eletrólito empregado em bate-rias de automóvel é uma solução aquosa de ácido sulfúrico. Uma amostra de 7,50 mili-litros da solução de uma bateria requer 40,0 mililitros de hidróxido de sódio 0,75 M para sua neutralização completa.

a) Calcule a concentração molar do ácido na solução da bateria.

b) Escreva a equação balanceada da reação de neutralização total do ácido, fornecen-do os nomes fornecen-dos produtos formafornecen-dos.

13. (UFV-MG)

a) Calcule a massa em gramas de hidróxido de sódio (NaOH) necessária para preparar 50,0 mL de solução 0,1 M.

(massa molar do NaOH = 40 g/mol) b) Misturando a solução do item a com

50,0 mL de solução HCl0,3 M, qual será a molaridade do sal formado e do reagente em excesso?

Unidade 10 — Soluções

14. (Fuvest-SP) O rótulo de um produto de limpeza diz que a concentração de amônia (NH₃) é de 9,5 g/L. Com o intuito de verificar se a concentração de amônia corresponde à indicada no rótulo, 5,00 mL desse produto foram titulados com ácido clorídrico de con-centração 0,100 mol/L. Para consumir toda a amônia dessa amostra, foram gastos 25,00 mL do ácido.

Com base nas informações fornecidas:

15. (FMMT) Calcule a massa de NaOH necessária para neutralizar totalmente uma solução de 2 L de HBr 0,4 M. (massa molar do NaOH = 40 g mol–1)

16. (UNA-MG) Um tablete de antiácido contém 0,450 g de hidróxido de magnésio. O volume de solução de HCl 0,100 M

(aproximada-mente a concentração de ácido no estôma-go), que corresponde à neutralização total do ácido pela base, é:

(massa molar de Mg(OH)2= 58 g/mol)

a) 300 mL. d) 0,35 L.

b) 78 mL. e) 0,1 L.

c) 155 mL.

17. (UFCE) Um lote originado da produção de vina-gre é submetido ao controle de qualidade, quanto ao teor de ácido acético (CH₃COOH). Uma amostra de 50 mL do vinagre é titulada com hidróxido de sódio (NaOH) aquoso. São consumidos 10 mL de NaOH 0,01 mol/L para encontrar o ponto final de titulação com fenolftaleína. Calcule a concentração em mol/L de ácido acético no vinagre.

H₃CCOOH + NaOH H₃CCOONa + H₂O

18. (UnB-DF) Uma remessa de soda cáustica está sob suspeita de estar adulterada. Dispondo de uma amostra de 0,5 grama foi preparada uma solução aquosa de 50 mL. Esta solução foi titulada, sendo consumidos 20 mL de uma solução 0,25 M de ácido sulfúrico. Determine a porcentagem de impureza existente na soda cáustica, admitindo que não ocorra reação entre o ácido e as impurezas. (massa molar do NaOH = 40 g mol–1)

PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA

A concentração indicada no rótulo

é correta? Qual a concentração

da solução, calculada com os dados

da titulação?

sim não sim não sim 0,12 mol/L

0,25 mol/L 0,25 mol/L 0,50 mol/L 0,50 mol/L a)

b) c) d) e)

A adição de solutos a solventes pode originar três tipos de sistemas — soluções, suspensões e colóides.

A diferença fundamental entre uma

solução

e uma

suspensão

é o tamanho das partículas dispersas. Existem também misturas cujas partículas dispersas são muito menores do que aque-las que podem ser vistas a olho nu, mas muito maiores que molécuaque-las individuais. Tais partícuaque-las são denominadas

partículas coloidais

e, em água, formam os

colóides

ou

suspensões

coloidais

.

O tamanho das partículas de um colóide permite-lhes atravessar um filtro, mas não uma membrana semipermeável. Essas partículas são suficientemente grandes para refletir e disper-sar a luz.