CQ 028 FÍSICO QUÍMICA GERAL

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1 UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARANÁ SETOR DE CIÊNCIAS EXATAS DEPARTAMENTO DE QUÍMICA CQ 028 FÍSICO QUÍMICA GERAL Aula 2.1 Soluções: Classificação. Solubilidade. Unidades de concentração (% em massa, concentração g/l, em quantidade de matéria, fração de quantidade de matéria, molalidade. Diluição e mistura de soluções. Análise volumétrica. Prof a. Regina Maria Queiroz de Mello

2 SOLUÇÕES Uma solução é uma dispersão homogênea de duas ou mais substâncias. O constituinte presente em maior quantidade é denominado solvente e os demais são chamados de solutos. As dispersões que apresentam as partículas do disperso (soluto) com um diâmetro inferior a 10 Å são denominadas soluções. Quando este diâmetro situa-se entre 10 e 1000 Å, temos dispersões coloidais. Ex.: gelatina, goma arábica, fumaça, entre outros. Quando as partículas do disperso possuem diâmetro superior a 1000 Å, temos dispersões grosseiras. Ex.: o "leite de magnésia : dispersão de hidróxido de magnésio (aglomerados de íons Mg 2+ e OH - ) em água. (Ref.: ) Alda Maria Pawlowsky et al - Manual Didático Experimentos de Química Geral, Ed. UFPR, 2ª ed,1998 Parte introdutória do livro do Atkins: Princípios de Química

3 Características da soluções: Nas soluções, as partículas do soluto não se separam do solvente sob a ação de ultracentrífugas, não são retidas por ultrafiltros e não são vistas através de microscópios potentes. Os instrumentos citados conseguem separar, reter e visualizar as partículas do soluto numa dispersão coloidal. Já na dispersão grosseira, as partículas do soluto são separadas, retidas e visualizadas com auxílio de instrumentos comuns. Portanto, numa solução, o soluto e o solvente constituem uma fase única e toda mistura homogênea (aquela cujo aspecto é uniforme ponto a ponto) constitui uma solução.

4 Classificação das soluções com relação à quantidade de soluto dissolvido (a) Solução insaturada: Contém, numa certa temperatura, uma quantidade de soluto dissolvido menor que a sua solubilidade nesta temperatura Ex: solubilidade do acetato de sódio: 123,5g /100g de água a 20 o C. Uma solução que contém 80 g desse sal dissolvidos em 100 g de água a 20 o C é uma solução insaturada. (b) Solução saturada: Contém, numa dada temperatura, uma quantidade de soluto dissolvido igual à sua solubilidade nesta temperatura. Uma solução saturada pode (ou não) apresentar corpo de fundo (excesso de soluto precipitado). Ex: 123,5 g de acetato de sódio em 100 g de água a 20 o C.

5 (c) Solução supersaturada: Contém, numa dada temperatura, uma quantidade de soluto dissolvido maior que a sua solubilidade nesta temperatura (solução metaestável). Uma solução supersaturada pode ser obtida por aquecimento de uma solução saturada com corpo de fundo, seguido por resfriamento lento para evitar a precipitação do excesso de soluto Ex.: 124,0 g de acetato de sódio dissolvidos em 100 g de água a 20 o C.

6 Classificação das soluções com relação ao estado físico (a) Soluções sólidas: o solvente é sempre sólido e o soluto pode ser sólido, líquido ou gasoso. Ex.: prata de lei: o solvente é o cobre (Cu (s) ) e o soluto é a prata (Ag (s) ) aço: o solvente é o ferro (Fe (s) ) e o soluto é o carbono (C (s) ) (b) Soluções líquidas: o solvente é sempre líquido e o soluto pode ser sólido, líquido ou gasoso. Ex.: salmoura: o solvente: água soluto: cloreto de sódio sólido. vinagre: o solvente: água soluto: ácido acético líquido. solução aquosa de oxigênio: soluto: oxigênio gasoso. (c) Soluções gasosas: o solvente e o soluto são gases. Ex.: o ar é uma mistura de muitos gases - oxigênio, gases nobres, vapor de água, dióxido de carbono, entre outros - solubilizados em nitrogênio gasoso.

7 Soluções iônicas (ou eletrolíticas) e Soluções moleculares (ou não eletrolíticas) Um eletrólito é uma substância que forma íons em solução, assim soluções iônicas ou eletrolíticas são aquelas que possuem íons dissolvidos. Os sólidos iônicos solúveis em água são eletrólitos; os ácidos são moléculas que formam íons quando se dissolvem. As soluções eletrolíticas conduzem a eletricidade. Ex.: solução de NaCl. Quando o NaCl entra em contato com a água (à esquerda), os íons se separam e se espalham pelo solvent (à direita). As moléculas de água estão representadas pelo fundo azul O NaCl (s) H 2 Na (aq) Cl (aq)

8 Um não eletrólito é uma substância que não forma íons em solução e se dissolve para dar uma solução não eletrolítica. Soluções não eletrolíticas não conduzem a eletricidade. Ex.: soluções de acetona e glicose e grande parte dos compostos orgânicos. H O CH3OH( l) CH3OH( 2 l )

9 Eletrólitos fortes e fracos Eletrólito forte é o que está presente sob a forma de íons em solução. São eles: ácidos fortes, bases fortes e compostos iônicos solúveis. Ex.: HCl(aq), NaOH(aq), NaCl(aq). Eletrólito fraco é o que apresenta baixo grau de ionização em solução. São eles: ácidos fracos e bases fracas. Ex.: CH 3 COOH(aq), NH 4 OH(aq). Uma das formas de distinguir entre eletrólitos fortes e fracos, é medir sua capacidade de conduzir a eletricidade. Em mesma concentração em mol.l -1, um eletrólito forte é melhor condutor que um eletrólito fraco. água pura HAc 0,1 mol.l -1 NaCl 0,1 mol.l -1

10 Reações de precipitação Nestas reações, forma-se um produto sólido insolúvel quando duas soluções eletrolíticas são misturadas. Na equação química usamos (aq) para indicar substâncias dissolvidas em água e (s) para indicar o sólido que se precipitou. Ex.: AgNO 3 (aq) + NaCl (aq) AgCl (s) + NaNO 3 (aq)

11 Equações iônicas: Mostram todos os íons envolvidos. Ex.: Ag + (aq) + NO 3- (aq) + Na + (aq) + Cl - (aq) AgCl (s) + Na + (aq) + NO 3- (aq) Equações iônicas simplificadas: Não exibem os íons espectadores. Ex.: Ag + (aq) + NO 3- (aq) + Na + (aq) + Cl - (aq) AgCl (s) + Na + (aq) + NO 3- (aq) Íons espectadores: Na + (aq) e NO 3- (aq) Ex.: Ag + (aq) + Cl - (aq) AgCl (s)

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13 Ex.: Escreva a reação iônica simplificada para a reação de precipitação de iodato de bário a partir de soluções de nitrato de bário e iodato de amônio. Ba(NO3 ) 2(aq) 2NH4IO3(aq) Ba(IO3 ) 2(s) 2NH4NO3(aq) 2 Ba (aq) 2NO3(aq) 2NH4(aq) 2IO3(aq) Ba(IO3 ) 2(s) 2NH4(aq) 2NO3(aq) Resp.: 2 Ba (aq) 2IO3(aq) Ba(IO3 ) 2(s) Análise gravimétrica É um exemplo de aplicação das reações de precipitação. Nesse caso, um composto insolúvel precipita, o depósito é filtrado e pesado e a quantidade de subtância em uma das soluções originais é calculada. Tal análise pode ser usada, por exemplo, para monitorar a quantidade de um metal pesado que existe em amostras de água.

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15 Ex.: Uma amostra de 0,200g contém apenas NaCl e BaCl 2. Tal amostra foi dissolvida em água e adicionou-se ácido sulfúrico até não formar mais precipitado. Filtrou-se o precipitado (BaSO 4 ) e após secagem, constatou-se que a massa era de 0,0643 g. Que porcentagem da mistura era constituída de BaCl 2? Dados: M(BaCl 2 ) = 208,23 g.mol -1 M(BaSO 4 ) = 233,38 g.mol -1 ácido sulfúrico = reagente em excesso cloreto de bário = reagente limitante 2NaCl(aq) H SO4(aq) Na2SO4(aq) 2 BaCl (aq) H2SO4(aq) BaSO4(s) 2 208,23 g ,38g x ,0643g x = 0,05737g 2HCl(aq) 2HCl(aq) 0,200 g % 0,05737 g x X = 28,7 % Reações com formação de produto gasoso Ex.: Na CO 3(aq) 2HCl(aq) H2CO 3(aq) 2 2NaCl(aq) H2CO 3(aq) H2O( l) CO2(g)

16 Reações de neutralização H (aq) OH (aq) H2O( l) Ex.: HCl(aq) NaOH(aq) H2O( l) NaCl(aq) Reações redox Zn(s) CuSO4(aq) Cu(s) ZnSO4(aq)

17 Zn(s) CuSO4(aq) Cu(s) ZnSO4(aq) Zn(s) Cu (aq) Cu(s) Zn 2 2 (aq) Agente oxidante = CuSO 4 (aq) ou Cu 2+ (aq) Agente redutor = Zn(s) Outro ex.: reação entre dicromato de potássio e cloreto ferroso em meio ácido: Agente oxidante = Cr 2 O 7 2- (aq) ou K 2 Cr 2 O 7 (aq) Agente redutor = Fe 2+ (aq) ou FeCl 2 (aq)

18 Unidades de concentração A concentração de uma solução é a relação entre a quantidade do soluto e a quantidade do solvente ou da solução. Uma vez que as quantidades de solvente e soluto podem ser dadas em massa, volume ou quantidade de matéria, há diversas formas de se expressar a concentração de soluções. As relações mais utilizadas são: (a) Concentração em gramas por litro Esse termo é utilizado para indicar a relação entre a massa do soluto (m), expressa em gramas, e o volume (V), da solução, em litros: C m V i

19 Ex.: O hipoclorito de sódio, NaClO, produz uma solução alvejante quando dissolvido em água. A massa de NaClO contida numa amostra de 5,00 ml de alvejante foi determinada como sendo igual a 150 mg. Qual é a concentração (em gramas por litro) do hipoclorito de sódio nesta solução? C m V i 150x10 5,00x 10 g 3L 3 30,0g. L 1 (b) Concentração em quantidade de matéria (ou de substância) É a relação entre a quantidade de matéria do soluto (n soluto ) e o volume da solução (V), expresso em litros. No passado, esta unidade era denominada molaridade ou concentração molar. Atualmente, por recomendação da International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC), o emprego desses termos deve ser evitado.

20 A quantidade de matéria do soluto (n soluto, anteriormente chamada número de mols ) é a relação entre a massa do soluto (m soluto ) e a sua massa molar (M), expressa em g / mol C ni V n Ex.: Qual é a concentração (em quantidade de matéria) da solução que contém 9,8 g de ácido sulfúrico em água suficiente para 10,0 litros de solução? m M n m M 9,8g 98,08g.mol 1 0,099918mol C ni V C 1,0x10 0,099918mol 10,0L 2 mol.l 1 9,9918x10 3 mol.l 1

21 (c) Molalidade Esta relação é utilizada sempre que se pretende expressar concentrações independentes da temperatura, pois é expressa em função da massa (e não do volume) do solvente. A molalidade de uma solução é calculada como o quociente entre a quantidade de matéria do soluto (n soluto, expressa em mol) e a massa total do solvente (expressa em quilogramas, kg): b m n i solvente (kg) Ex.: 1,275 g de glicose (C 6 H 12 O 6 ) foram dissolvidos em 63,59 g de água. Qual a molalidade da solução? Dado: M (C 6 H 12 O 6 ) = 180,16 g.mol -1 ni m b msolvente(kg) Mmsolvente(kg) 1,275g b ,16 g.mol x63,59x10 kg 0,1113 mol.kg 1

22 (d) Fração em mol Muito utilizada em cálculos físico-químicos, a fração em mol (x) de um componente A em solução (previamente denominada fração molar ), é a razão da quantidade de matéria do componente (n componente ) pela quantidade de matéria total de todas as substâncias presentes na solução (n total ): x i ni n n i i total x i 1 ni ntotal i ntotal ntotal i n Ex.: Uma solução é preparada dissolvendo 16,6624 g de naftaleno sólido em 200,0 ml de benzeno (d = 0,87865 g.ml -1 ). Calcule a fração em mol do naftaleno. n m n naf benz benz m M d.v m M 16,6624g 128,17g.mol 1 0,87865g.mL 175,73g 78,113g.mol 1 0, mol 1 x200,0ml 175,73g 2,24969 mol x x x naf naf naf n n naf total 0, , , ,05463

23 (e) Composição percentual (título) Um método bastante usual de expressão da concentração baseia-se na composição percentual da solução. Esta unidade de concentração relaciona a massa (m) ou o volume (V) do soluto com a massa ou o volume do solvente ou da solução, conduzindo a notações tais como: 10% (m/m); 10% (m/v) ou 10% (V/V). A relação m/m corresponde à base percentual mais usada na expressão da concentração de soluções aquosas concentradas de ácidos inorgânicos (como o ácido clorídrico, o ácido sulfúrico e o ácido nítrico Exemplos: g de solução concentrada de HCl a 36% (m/m) contêm 36 g de cloreto de hidrogênio e 64 g de água. - O ácido sulfúrico concentrado adquirido no comércio contém cerca de 98% (em massa) de soluto (H 2 SO 4 líquido), ou seja, 100 g do ácido comercial contêm 98 g de H 2 SO 4 e 2 g de água

24 Ex.: Calcule a massa de HCl contida numa amostra de 210 g de ácido clorídrico concentrado de título igual a 37% (m/m). 37 g HCl g de solução concentrada x g de solução concentrada x = 77,7 g m = 78 g de HCl Ex.: O rótulo de um frasco de HCl concentrado possui os seguintes dados no rótulo: 37,4% (m/m), densidade de 1,18 kg.l -1 e massa molar igual a 36,46 g.mol -1. Calcule: (a) a molalidade, (b) a concentração em mol.l -1 e (c) a fração em mol do HCl nessa solução. (a) 1180 g 1180g 100% m b b solvente x m em1l 37,4% 1180g 441g 739g n i solvente (kg) de solução Mm x m solvente 441,32g 1 36,46 g.mol x739x ,32g (kg) 16,4mol.kg kg 1

25 1 1 L 12,1mol. x1,00l 36,46g.mol 441,32g V M m V n C 0,228 41,021mol 12,104mol 12,104mol n n x tot 41,021mol 18,015g.mol 739g M m n 12,104mol 36,46g.mol 441,32g M m n 1 água 1 HCl (b) (c)

26 Diluição e mistura das soluções Diluir uma solução significa adicionar a ela mais solvente, não alterando a massa do soluto. O princípio básico da diluição é que tanto a massa quanto o número de mol do soluto é o mesmo na alíquota da solução concentrada e na diluída.

27 Solução concentrada Massa do soluto = m Concentração inicial = C 1 Volume inicial = V i m = C 1 V 1 Então: Solução diluída Massa do soluto = m Concentração final = C 2 Volume final = V 2 m = C 2 V 2 C 1 V 1 = C 2 V 2 onde C é a concentração em g.l -1 Solução concentrada Quantidade de matéria do soluto = n Concentração inicial = C 1 Volume inicial = V i n = C 1 V 1 Solução diluída Quantidade de matéria do soluto = n Concentração final = C 2 Volume final = V 2 m = C 2 V 2 Então: C 1 V 1 = C 2 V 2 onde C é a concentração em mol.l -1

28 Mistura de soluções sem reação química Como não há reação química, o volume final é a soma do volume das soluções. C 1 V 1 + C 2 V 2 = C f V f Ex.: Qual a concentração de uma solução de NaOH resultante da mistura entre 60 ml de uma solução de NaOH 5,0 mol.l -1 com 300 ml de uma solução de NaOH 2,0 mol.l -1? C V C 1 f 1 C 5mol.L mol.L 900mol.L V x60ml 2mol.L.mL C V 1 900mol.L.mL 360mL f f f 1.mL 600mol.L 1 C x360ml x300ml.ml 2,5mol.L 1 f C x360ml f C x360ml

29 Mistura de soluções de solutos diferentes com reação química Nesse caso, precisamos analisar a estequiometria da reação e fazer os cálculos com a quantidade de substância envolvida. Ex.: Misturou-se 300 ml de HCl 0,40 mol.l -1 com 300 ml de NaOH 0,6 mol.l -1. Calcule a concentração em quantidade de substância das espécies presentes na solução final. 1HCl + 1NaOH 1NaCl + 1H 2 O 300 ml 300 ml ,4 mol.l -1 0,6 mol.l -1 Obs.:Desconsideramos a água deste cálculo porque ela é o solvente. 1HCl + 1NaOH 1NaCl + 1H 2 O Início: 0,12 mol 0,18 mol Estequiometria: -0,12-0,12 +0,12 Final: 0 0,06 0,12 C C NaCl NaOH n V n V 0,12 mol 0,6 L 0,06 mol 0,6 L 0,2 mol. L 1 0,1mol. L 1 Obs.: Como o NaOH estava em excesso, o HCl é o reagente limitante

30 Titulação Uma das técnicas de laboratório mais comuns de determinação da concentração de um soluto é a titulação. As titulações normalmente são titulações ácido-base ou titulações redox. Na titulação, o volume de uma das soluções é conhecido e mede-se o volume da outra solução necessário para que a reação se complete. A solução a ser analisada é chamada de analito. Um volume conhecido do analito é transferido para um erlenmeyer através de uma pipeta e a solução de concentração conhecida é transferida para uma bureta. Então, goteja-se tal solução até que todo o analito tenha reagido. Tal ponto estequiométrico é detectado através do uso de indicadores ácido-base. A solução contida na bureta é o titulante. A determinação da concentração pela medida do volume é chamada de análise volumétrica.

31 No momento em que o indicador muda de cor, a titulação é interrompida. Anota-se o volume gasto na bureta e através de cálculos adequados, determinase a concentração do analito.

32 Ex.: Em um experimento de determinação do teor de ácido acético (HAc, CH 3 COOH) no vinagre, um aluno titulou uma amostra de 3,00 ml de vinagre e gastou 20,00 ml de uma solução de NaOH 0,100 mol.l - 1, usando fenolftaleína como indicador. Considerando que toda a acidez do vinagre é devida apenas ao ácido acético, calcular a concentração de ácido acético no vinagre e expressá-la em: a) quantidade de matéria por litro de solução b) gramas por litro de solução c) porcentagem em massa por volume Dado: Massa molar do CH 3 COOH = 60,0 g.mol -1

33 Reação: CH 3 COOH(aq) + NaOH CH 3 COONa(aq) + H 2 O(l)

34 Ex.: A concentração de ferro em minérios pode ser determinada por titulação redox com KMnO 4. O minério é dissolvido em HCl e formam-se íons Fe(II) que reagem com o permanganato: Fe (aq) MnO4(aq) 8H (aq) 5Fe (aq) Mn (aq) 4H2O( l) O ponto estequiométrico é atingido quando todo o Fe(II) reagiu e a detecção é feita porque a cor do permanganato persiste. Uma amostra de 0,202g de minério foi dissolvida em HCl e a solução resultante utilizou 16,7 ml de KMNO 4 0,0108 mol.l -1 para atingir o ponto estequiométrico. Responda: (a) Qual a massa de íons ferro (II) presente na amostra? (b) Qual a porcentagem em massa de ferro presente na amostra de minério? n 5 Fe m x MnO 4 2 C.V n M 9,02x10 0,202g 100% 0,0504g x 0,0108mol.L 1MnO 1,804x mol 1 4 x16,7x10 mol 3 x 55,845 g.mol x L 1,804x10 x 1 9,02x ,0504g mol 25,0%(m / m) mol

35 Exercícios 1) A solubilidade do hidróxido de bário octahidratado é de 5,6 g/100 g de água. Usando a aproximação de que 100 g de água é igual a 100 ml de solução, expresse a concentração de uma solução saturada dessa base em: (a) Concentração em gramas por litro (b) Concentração em quantidade de matéria (c) Molalidade (d) fração em mol Dado: M(Ba(OH) 2 ) = 315,46 g.mol -1 (R.: 56 g.l -1 ; 0,18 mol.l -1 ; 0,18 mol.kg -1, 0,031) 2) Calcule a concentração (em quantidade de matéria) das seguintes soluções: (a) 0,248 mol de cloreto de sódio em 250,00 ml de solução. (b) 102,6 g de açúcar comum (sacarose, C 12 H 22 O 11 ) em 500 ml de solução. (c) solução de ácido sulfúrico a 93,3% (m/m), com densidade absoluta igual a 1,829 g/ml. (d) solução de ácido nítrico a 32,2% (m/m), com densidade absoluta igual a 1,195 g/ml. Dados: M(NaCl) = 58,44 g.mol -1 M(C 12 H 22 O 11 ) = 342,24 g.mol -1 M(H 2 SO 4 ) = 98,079 g.mol -1 M(HNO 3 ) = 63,01 g.mol -1 (R.: 0,992 mol.l -1 ; 0,600 mol.l -1 ; 17,4 mol.l -1 ; 6,11 mol.l -1 )

36 3) Sob condições apropriadas, acetileno (C 2 H 2 ) e ácido clorídrico reagem para formar cloreto de vinila (C 2 H 3 Cl). Em uma determinada circunstância, 35,0 g de C 2 H 2 são misturados com 51,0 g de ácido clorídrico. (a) Qual é o reagente limitante neste processo? (b) Quantos gramas de cloreto de vinila serão formados? (c) Quantos gramas do reagente em excesso restarão após o final da reação? Dados: M(C 2 H 2 ) = 26,0 g.mol -1 M(HCl) = 36,5 g.mol -1 M(C 2 H 3 Cl) = 62,5 g.mol -1 (R.: acetileno; 84,1 g; 1,9g) 4) Responda as perguntas abaixo com relação à reação entre 3,823 g de NO(g) e 2,866g de O 2 : 2NO(g) + O 2 (g) 2NO 2 (g) (a) Qual é o reagente limitante? (b) Quantos gramas de NO 2 (g) serão formados? (c) Quantos gramas do reagente em excesso restarão após o final da reação? Dados: M(NO) = 30,006 g.mol -1 M(O 2 ) = 31,999 g.mol -1 M(NO 2 ) = 46,0055 g.mol -1 (R.: NO; 5,861 g; 0,828 g)

37 5) Calcule o volume de solução de HCl 6,00 mol.l -1 necessários para preparar 50,0 ml de HCl 0,200 mol.l -1? R.: 1,67 ml 6) Calcule o volume de água a ser adicionado a 25,0 ml de uma solução 0,500 mol.l -1 de KOH para preparar uma solução cuja concentração é de 0,350 mol.l -1? R.: 10,7 ml 7) Uma amostra de hidróxido de sódio comercial de massa igual a 9,00 g foi dissolvida em água suficiente para 1000,00 cm 3 de solução. Uma alíquota de 20,00 cm 3 desta solução foi titulada com 19,70 ml de solução de H 2 SO 4 0,0750 mol/l. Calcule a pureza (ou a percentagem m/m) da amostra de hidróxido de sódio utilizada. Dado: M(NaOH) = 40,0 g.mol -1 R.: 65,7 %

38 8) Numa titulação ácido-base, 25,00 ml de uma solução de hidróxido de sódio de concentração desconhecida neutralizam completamente 24,60 ml de solução de HCl 0,200 mol/l. Calcule a concentração da solução alcalina e expresse-a em: (a) quantidade de matéria de NaOH por litro de solução; (b) gramas de NaOH por litro de solução; (c) percentagem (m/v) do soluto na solução Dado: M(NaOH) = 40,0 g.mol -1 R.: 0,0197 mol.l -1 ; 0,787 g.l -1 ; 0,0787%(m/v) 9) Uma amostra de 20,0 ml de NaOH foi titulada por 45,7 ml de H 2 SO 4 0,500 mol.l -1. Qual a concentração do NaOH? R.: 2,28 mol.l -1 10) O ácido ascórbico (vitamina C) é um ácido diprótico de fórmula molecular C 6 H 8 O 6. Cem miligramas (100,0 mg) de um suplemento vitamínico contendo esse ácido foram titulados com 15,20 cm 3 de solução de hidróxido de sódio 0,0201 mol/l. Calcule a percentagem em massa de ácido ascórbico na amostra analisada. Dado: M(C 6 H 8 O 6 ) = 176,12 g.mol -1 R.: 26,9 %