III.1 Classificação das Misturas: Soluções e Dispersões.

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1 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 = 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.

2 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.

3 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. H 2O HCl H H 2O Na2SO4 2Na + + Cl H 2O NaOH Na + + OH + + SO 2 4 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.

4 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.

5 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 (τ V ): 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.

6 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 (m soluto ) que se encontra dissolvida em um volume padrão de solução (V solução ). 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 cm 3 de água destilada, fornecendo 200 cm 3 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 [(NH 4 ) 2 SO 4 ]. Qual a concentração da solução obtida, em g/l.

7 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 / 10 6 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 cm 3 de soluto / 1 m 3 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

8 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 / 10 9 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.

9 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 (CH 3 OH 32 g/mol) e 720 g de água (H 2 O 18 g/mol).

10 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.

11 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 (C 6 H 12 O 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 (n e ) 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.

12 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-+ H 2 S + Cr 2 O 7 2-2Cr H 2 O). O número de equivalente-grama (n e ) 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:

13 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 NH 4 OH (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 (HNO 3 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.

14 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, C 6 H 12 O 6 (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.

15 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: C i e C f 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.

16 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, C 1, C 2 e C 3 são concentrações expressas em g/l, mol/l ou eq/l.

17 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 NaNO 3 são misturados com 300 ml de uma solução 0,2 mol/l de Ba(NO 3 ) 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.

18 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, H 2 SO 4 e Na 2 SO 4 na solução resultante.

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