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quarta-feira, 16 de junho de 2010

Mistura de soluções

III – SOLUÇÕES

III.1 – Classificação das Misturas: Soluções e Dispersões.

Frequentemente as substâncias químicas (elementos e

compostos) encontram-se misturadas umas às outras. O

sangue, a água do mar, o solo e o próprio ar são exemplos de

misturas. As misturas podem ser heterogêneas ou

homogêneas.

a) Misturas heterogêneas: são constituídas de duas ou

mais fases. Uma fase de uma mistura é identificada

por possuir um aspecto visual uniforme, mesmo ao

microscópio mais potente. As propriedades

organolépticas e algumas propriedades físicas são

constantes ao longo de uma fase. As misturas

heterogêneas são também chamadas de

DISPERSÕES.

As dispersões são formadas por um constituinte em maior

quantidade de matéria chamado de DISPERGENTE e um ou

mais constituintes em menor quantidade de matéria chamados

de DISPERSOS.

As dispersões podem ser classificadas, quanto ao

tamanho das partículas do disperso, em dispersões grosseiras

(diâmetro das partículas superior a 1000 Å) e dispersões

coloidais (diâmetro de partículas entre10 e 1000 Å).

1 Å = 10-10 m

b) Misturas homogêneas: são misturas que apresentam

uma única fase, são também chamadas de

SOLUÇÕES. As soluções são formadas por partículas

que apresentam diâmetros inferiores a 10 Å.

As soluções são formadas por um constituinte, geralmente

em maior quantidade de matéria chamada de SOLVENTE e um

ou mais constituintes em menor quantidade chamados de

SOLUTOS.

A figura abaixo resume a classificação das misturas quanto

aos tamanhos das partículas que as formam:
 


III.2 –Classificação das soluções


a) Classificação quanto às fases de agregação: As

soluções podem ser sólidas, líquidas ou gasosas. A

fase de agregação do solvente é quem determina a

fase de agregação da solução.

Soluções sólidas: latão, bronze, ouro, aço;

Soluções líquidas: água do mar, gasolina, soro

fisiológico;

Soluções gasosas: ar, gás de cozinha;

b) Classificação quanto à condução da corrente

elétrica: As soluções podem ser classificadas em não

eletrolíticas e eletrolíticas.

b.1). Soluções não eletrolíticas: são também chamadas

de soluções moleculares, pois as partículas do

soluto são moléculas neutras. Essas soluções não

conduzem corrente elétrica.

Exemplo: solução de sacarose em água,

solução de etanol em água.

b.2). Soluções eletrolíticas: são também chamadas de

soluções iônicas, nessas soluções as partículas do

soluto são íons. Essas soluções conduzem corrente

elétrica.

Exemplo: cloreto de sódio em água, solução

de hidróxido de sódio e sulfato de sódio.

+ −

+ −

+ −

⎯⎯⎯→ +

⎯⎯⎯→ +

⎯⎯⎯→ +

2

2 4 4 2 2

2

2

Na SO Na SO

NaOH Na OH

HCl H Cl

H O

H O

H O

c) Classificação quanto à concentração do soluto na

solução: As soluções podem ser classificadas em

diluídas e concentradas.

c.1). Soluções diluídas: uma solução é considerada

diluída quando a concentração do soluto é

considerada pequena. Porém, não existe um

parâmetro rigoroso para estabelecer se uma

solução é diluída. Admite-se, geralmente, que

soluções de concentração até 0,1 mol/L são

diluídas.

c.2). Soluções concentradas: são soluções onde a

concentração do soluto é considerada elevada,

geralmente, superior a 0,1 mol/L.

III.3 –Concentração das soluções

Podemos expressar concentração das soluções

relacionando a quantidade de soluto existente em certa

quantidade padrão de solução ou de solvente.

Dependendo das grandezas utilizadas para expressar as

quantidades de soluto e de solvente teremos diferentes

expressões de concentração. Essas expressões de

concentração podem ser físicas ou químicas.

III.3.1 –Expressões físicas de concentração

As expressões físicas de concentração são aquelas que

não dependem da massa molar do soluto.

a) Título em massa (τ): o titulo em massa indica o número

de unidades de massa de soluto existente em 100

unidades de massa da solução.
 
O título em massa pode ser igualmente expresso em

termos percentuais, nesse caso, é denominado de

porcentagem em massa do soluto.
 
Uma solução de KCl 10% possui 10 g de soluto em


100 g de solução ou 90 g de água.

Uma solução de KCl 30% possui 30 g de soluto em

100 g de solução ou 70 g de água.

Exemplo: Uma massa de 40g de NaOH são dissolvidas em

160g de água. Qual a porcentagem, em massa, de NaOH

presente nesta solução?

b) Título em volume (τV): o titulo em volume indica o

número de unidades de volume de soluto existente em

100 unidades de volume da solução.



O título em volume pode ser igualmente expresso em


termos percentuais, nesse caso, é denominado de porcentagem em volume do soluto.

Exemplo: Calcule a porcentagem em volume de etanol em uma


solução preparada pela dissolução de 80 g de etanol em 1L de

água destilada. Considere a densidade do etanol como sendo

igual a 0,8 g/mL e a densidade da solução resultante como

sendo igual a 0,998 g/mL.

c) Concentração em massa (C): a concentração em massa

indica a massa de soluto (msoluto) que se encontra

dissolvida em um volume padrão de solução (Vsolução).
 
 
 
Geralmente a concentração do soluto é expressa em g/L,


porém, pode ser expressa eventualmente em g/mL, kg/L,

mg/dL, etc.

Exemplo: 40 g de nitrato de potássio foram dissolvidos em 190

cm3 de água destilada, fornecendo 200 cm3

de solução. Calcule

a concentração em massa dessa solução em g/L.

Exemplo: Num balão volumétrico de 250 mL adicionou-se 2 g

de sulfato de amônio [(NH4)2SO4]. Qual a concentração da

solução obtida, em g/L.

d) Concentração em partes por milhão (ppm): a

concentração em partes por milhão indica quantas partes

do soluto existem em um milhão de partes da solução (em

volume ou em massa).

1 ppm= 1 parte do soluto / 106

partes de solução

Concentração em ppm expressa em volume/volume –

ppm(v/v): unidade usada para expressar concentrações de

soluções gasosas.

1 ppm (v/v) = 1 cm3

de soluto / 1 m3

de solução

�������� ��

������������������������

����������çã����������

Concentração em ppm expressa em massa/massa –

ppm(m/m): unidade usada para expressar concentrações de

misturas sólidas.

1 ppm (m/m) = 1 mg de soluto / 1 kg de mistura

�������� ��

����������������������

����������çã����������

Concentração em ppm expressa em massa/volume –

ppm(m/v): unidade usada para expressar concentrações de

soluções muito diluídas.

1 ppm (m/v) = 1 mg de soluto / 1 L de solução

�������� ��

����������������������

����������çã��������

Exemplo: Quantos gramas de cloreto existem em 1000 L de

uma água que possui uma concentração de cloretos igual a

250 ppm (m/v).

e) Concentração em partes por bilhão (ppb): a

concentração em partes por bilhão indica quantas partes

do soluto existem em um bilhão de partes da solução (em

volume ou em massa)

1 ppb= 1 parte do soluto / 109

partes de solução

f) Densidade (d): a densidade de uma solução é a razão

entre a massa e o volume dessa solução.
 
A densidade de uma solução varia de acordo com a


quantidade de soluto dissolvida em uma dada quantidade

padrão de solução. Assim, a densidade pode ser usada como

uma unidade de concentração. Geralmente, se expressa à

densidade em g/mL, porém outras unidades podem ser

usadas.

Através da densidade podemos relacionar o título e a

concentração em massa de uma solução:

C(g/L) = 1000 (mL/L) x d (g/mL) x τ

Exemplo: Misturando-se 30 mL de etanol e 70 mL de água

obtém-se uma solução de densidade igual a 0,97 g/mL a 20°C,

sabendo que a densidade do etanol é 0,8 g/mL calcule a

porcentagem em massa de etanol na solução e a sua

concentração em g/L.

III.3.2 – Expressões químicas de concentração

As expressões químicas de concentração são aquelas que

dependem da massa molar (MM) do soluto.

Neste ponto devemos lembrar que a massa molar de uma

substância expressa à massa em gramas de um mol dessa

substância.

A quantidade de matéria (n) pode ser calculada dividindose

a massa de uma substância por sua massa molar:
 
a) Fração em quantidade de matéria (X): a fração em

quantidade de matéria de um soluto em uma solução é a

razão entre a quantidade de matéria do soluto e a

quantidade total de matéria da solução.
 
Analogamente, temos:
EXEMPLO: Calcular as frações em quantidade de matéria do


soluto e do solvente em uma solução preparada a partir da

mistura de 80 g de metanol (CH3OH→ 32 g/mol) e 720 g de

água (H2O→ 18 g/mol).

b) Concentração em quantidade de matéria (M): é a

razão entre a quantidade de matéria de um soluto e o

volume da solução em litros.
A concentração em quantidade de matéria é a unidade de


concentração recomendada pela IUPAC. Informalmente é

chamada de molaridade.

EXEMPLO: Calcule quantos gramas de hidróxido de sódio

(NaOH→ 40 g/mol) são necessários para preparar 500 mL de

uma solução 0,8 mol/L desta substância.

c) Molalidade (w): unidade de concentração química que

expressa a quantidade de matéria dissolvida numa

massa de 1 quilograma de solvente.
A molalidade é útil quando grande rigor é exigido na


medida da concentração e trabalha-se em condições não

isotérmicas.

EXEMPLO: Calcule a molalidade de uma solução de glicose

(C6H12O6 → 180 g/mol), preparada pela dissolução de 45 g de

glicose em 1,0 L de água.

d) Normalidade (N): a normalidade é a relação entre o

número de equivalente-grama do soluto (ne) e o volume

da solução em litros (V).

O equivalente-grama (E) de uma substância equivale

à massa em gramas dessa substância que reage

movimentando 1,0 mol de elétrons.

Desta forma o equivalente-grama de uma substância

dependerá da reação da qual ela participe. Uma

substância pode assim ter mais de um equivalentegrama.

No cálculo teórico do equivalente-grama (E) dividimos a

massa molar da substância (MM) pela valência (k) da mesma.
O valor de k é determinado de forma diferente segundo o


tipo de substância em questão:

Ácidos → k é igual ao número de hidrogênios ionizáveis;

Hidróxidos → k equivale ao número de hidroxilas;

Sais → k equivale à carga total dos cátions ou dos ânions

tomada em módulo;

Oxidantes e redutores → k equivale ao número de elétrons

trocados durante a reação de oxidação ou redução.

EXEMPLO: Calcule o equivalente-grama das seguintes

substâncias: ácido sulfúrico (98 g/mol), ácido fosfórico (98

g/mol), ácido fosforoso (82 g/mol), hidróxido de cálcio (74

g/mol), sulfato de alumínio (342 g/mo), dicromato de potássio

(294 g/mol) (6e-+ H2S + Cr2O7

2- → 2Cr3++ 7H2O).

O número de equivalente-grama (ne) contidos em uma

massa qualquer de substância é calculado como a razão entre

a massa da substância e o seu equivalente-grama:
Dividindo o número de equivalente-grama do soluto pelo


volume da solução em litros obtemos a normalidade de uma

solução:
 
EXEMPLO 01: Calcule a normalidade de uma solução de ácido


sulfúrico obtida pela dissolução de 4,9 g desse ácido em 500

mL de solução.

Exemplo 02: O hidróxido de amônio P.A. é vendido sob a forma

de uma solução contendo entre 28 e 30% de NH4OH (35

g/mol), cuja densidade é igual a 0,91 g/mL. Calcule quantos

mililitros de hidróxido de amônio P.A devem ser utilizados para

preparar 500 mL de uma solução 0,4 eq/L.

III.3.3 – Convertendo unidades químicas de concentração

a) Convertendo concentração em quantidade de matéria

em concentração em massa: para convertermos a

molaridade (concentração em quantidade de matéria) em

concentração em massa, devemos multiplicar a

molaridade pelo valor da massa molar do soluto.
EXEMPLO 01: Qual é a concentração em g/L de uma solução


de cloreto de sódio (NaCl → 58,5 g/mol) 0,1 mol/L?

EXEMPLO 02: Qual é a molaridade de uma solução que

contém 6,3 g/L de ácido nítrico (HNO3 →63 g/mol)?

b) Convertendo concentração em quantidade de matéria

em molalidade: para convertermos a concentração em

quantidade de matéria em molalidade é necessário que a

densidade da solução seja conhecida. Os passos a seguir

possibilitam a conversão de molaridade em molalidade:

1) Achar a massa correspondente a 1,0 L de solução

usando a densidade.

2) Subtrair a massa de soluto contida em 1,0 L de solução

da massa da solução para achar a massa de solvente.

3) Aplicar a definição de molalidade, lembrando de

transformar a massa de solvente em kg.

EXEMPLO: Calcule a molalidade de uma solução de glicose,

C6H12O6 (180 g/mol), cuja concentração em quantidade de

matéria é 0,5 mol/L e cuja densidade é 1,014 g/mL.

c) Convertendo concentração em quantidade de matéria

em normalidade: para convertermos a molaridade

(concentração em quantidade de matéria) em

normalidade, devemos multiplicar a molaridade pelo valor

da valência do soluto.

N = k . M

EXEMPLO: Qual é a normalidade de uma solução de ácido

sulfúrico 0,5 mol/L?

d) Convertendo normalidade em concentração em

massa: para convertermos a normalidade em

concentração em massa devemos multiplicar o valor em

normalidade pelo equivalente-grama do soluto.
III.4 –Diluição de soluções


DILUIÇÃO: processo no qual se adiciona solvente a uma

solução de forma a diminuir sua concentração.

Obs. 1: O processo inverso à diluição é a concentração.

Na operação de concentração retira-se solvente da solução,

geralmente por evaporação, aumentando-se a concentração da

mesma.

Obs. 2: Nos processos de diluição e concentração alterase

o volume de solução, porém, a quantidade de soluto (em

massa, quantidade de matéria ou número de equivalentes)

permanece inalterado.

ESQUEMA GERAL DE UMA DILUIÇÃO:
 
Quando uma diluição é realizada, podemos escrever a


seguinte relação entre as concentrações da solução inicial e da

solução final (resultante da diluição).
Onde: Ci e Cf podem ser expressas em concentração em


massa, concentração e quantidade de matéria ou normalidade.

EXEMPLO: 20 mL de uma solução de concentração igual a 8

g/L de hidróxido de potássio foram diluídos até um volume final

de 100 mL. Calcule a concentração em mol/L da solução

resultante.

III.5 –Mistura de soluções

III.5.1 –Mistura de soluções de mesmo soluto

Quando duas soluções de um mesmo soluto e mesmo

solvente, porém, de concentrações diferentes, são misturadas,

obtemos uma solução de concentração intermediária entre as

duas soluções misturadas.

A quantidade de soluto presente na solução resultante

será igual à soma das quantidades de soluto existentes nas

soluções originais.

ESQUEMA GERAL DE UMA MISTURA DE SOLUÇÕES:
A equação a seguir permite calcular a concentração da


solução resultante da mistura de duas soluções:
Teremos que a concentração da solução resultante será:
Onde, C1, C2 e C3 são concentrações expressas em g/L,


mol/L ou eq/L.

EXEMPLO: Calcule a concentração de uma solução de

sacarose obtida pela mistura de 200 mL de uma solução 0,2

mol/L de sacarose com 600 mL de outra solução 0,6 mol/L de

sacarose.

III.5.2 –Mistura de soluções de solutos diferentes sem

reação química

Na mistura de duas soluções de mesmo solvente,

contendo solutos diferentes que não reagem entre si, podemos

tratar cada soluto isoladamente como se ocorresse uma

diluição.

EXEMPLO 01: 500 mL de uma solução 0,4 mol/L de glicose

são misturados a 300 mL de uma solução 0,8 mol/L de frutose.

Calcule as concentrações de glicose e frutose na solução

resultante.

EXEMPLO 02: Quando 200 mL de uma solução 0,1 mol/L de

NaNO3 são misturados com 300 mL de uma solução 0,2 mol/L

de Ba(NO3)2, a concentração de íons nitrato na solução

resultante, expressa em mol/L, será igual a:

a) 0,03 b) 0,07 c) 0,14 d) 0,28

III.5.3 –Mistura de soluções de solutos diferentes com

reação química

Quando misturamos soluções de solutos diferentes que

reagem entre si, a concentração das espécies presentes na

solução resultante dependerá da quantidade de reagentes

consumidos e da quantidade de produtos formados na reação.

Devemos efetuar, então, um balanço de matéria, considerando

as quantidades de matéria inicialmente presentes, quanto foi

consumido e quanto foi gerado de cada espécie pela reação.

REAGENTE LIMITANTE: Num dado sistema reacional chamase

de reagente limitante aquele que se encontra em quantidade

inferior à necessária para reagir estequiometricamente com os

outros reagentes que participam da reação. O reagente

limitante será completamente consumido na reação.

REAGENTE EM EXCESSO: Reagente que não é consumido

inteiramente na reação por encontrar-se em quantidade

superior à necessária para reagir estequiometricamente com os

outros reagentes que participam da reação.

EXEMPLO: 200 mL de uma solução 0,5 mol/L de ácido

sulfúrico foram adicionados a 800 mL de uma solução 0,4

mol/L de NaOH. Calcule as concentrações em quantidade de

matéria de NaOH, H2SO4 e Na2SO4 na solução resultante.

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