Faculdade de Ciências Agrárias e Veterinárias de Jaboticabal FCAV - UNESP. CURSO: Agronomia. DISCIPLINA: Química Geral

Faculdade de Ciências Agrárias e Veterinárias de Jaboticabal FCAV - UNESP CURSO: Agronomia DISCIPLINA: Química Geral ASSUNTO: Soluções e Unidades de Concentração 1

1. TIPOS MAIS COMUNS DE SOLUÇÃO Solução é uma mistura uniforme ou homogênea de átomos, íons ou moléculas de duas ou mais substâncias. As soluções podem ser líquidas, sólidas ou gasosas. Soluto Solvente Aparência da Solução Exemplo Gás Líquido Líquido Água mineral gaseificada Líquido Líquido Líquido Etanol combustível hidratado Sólido Líquido Líquido Soro fisiológico Gás Gás Gás Ar atmosférico Sólido Sólido Sólido Ouro 18-quilates 2

2. PROPRIEDADES DAS SOLUÇÕES A distribuição das partículas em uma solução é uniforme; Os componentes de uma solução não se separam em repouso; Uma solução não pode ser separada em seus componentes por filtração; Dados quaisquer soluto e solvente, é possível preparar soluções com muitas composições diferentes; As soluções podem ser separadas em componentes puros. 3

3. ÁGUA COMO SOLVENTE A maior parte das reações químicas importantes nos tecidos vivos ocorre em solução aquosa; Serve como solvente para transportar reagentes e produtos de um lugar para outro do corpo; É reagente ou produto em muitas reações bioquímicas; É um excelente solvente. 4

3. ÁGUA COMO SOLVENTE Fórmula molecular: H 2 O. Geometria: angular. (a) Fórmula estrutural (estrutura de Lewis). (b) Modelo de esferas e bastões. Fonte: BETTELHEIM et al., 2012 : p. 82. 5

3. ÁGUA COMO SOLVENTE Molécula de H 2 O: apresenta ligações H-O polares. A molécula de H 2 O é polar (µ = 1,85 D). Fonte: BROWN et al., 2005 : p. 302. 6

3. ÁGUA COMO SOLVENTE Entre as moléculas de H 2 O ocorre um tipo de interação denominada ligação de hidrogênio. Ligação de hidrogênio: força de atração, não covalente, entre a carga parcial positiva de um átomo de H ligado a um átomo de elevada eletronegatividade (geralmente O ou N) e carga parcial negativa de um oxigênio ou nitrogênio próximos. H Fonte: BETTELHEIM et al., 2012 : p. 137. 7

3. ÁGUA COMO SOLVENTE Ligações de hidrogênio não se restringem à água. Formam-se entre duas moléculas sempre que uma delas tem um átomo de hidrogênio ligado ao O ou N, e a outra, um átomo de O ou N com carga parcial negativa. Exemplo 1: Ligação de hidrogênio entre a molécula de um éter e da água. Fonte: BARBOSA, 2004 : p. 21. 8

3. ÁGUA COMO SOLVENTE Exemplo 2: Fonte: BARBOSA, 2004 : p. 22. 9

3. ÁGUA COMO SOLVENTE Excelente solvente (solvente universal). Capaz de dissolver compostos iônicos e moleculares. - Exemplo: dissolução do NaCl (sólido iônico) em H 2 O. Fonte: BETTELHEIM et al., 2012 : p. 169. 10

Interação Íon-Dipolo: Fonte: BARBOSA, 2004 : p. 17. 11

3. ÁGUA COMO SOLVENTE Etanol, glicose e ácido ascórbico ou vitamina C, são exemplos de compostos moleculares solúveis em água. Glicose Etanol Vitamina C Fonte: BROWN et al., 2005 : p. 453. 12

Exercício 1: determine se cada uma das seguintes substâncias apresenta maior probabilidade de se dissolver em tetracloreto de carbono (CCl 4 ) ou em água: (a) hexano, C 7 H 16 ; (b) sulfato de sódio, Na 2 SO 4 ; (c) cloreto de hidrogênio, HCl; (d) iodo, I 2. 13

Exercício 2: coloque as substâncias a seguir, em ordem crescente de solubilidade em água: (a) pentano, C 5 H 12 ; (b) pentan-1-ol, C 5 H 10 OH; (c) pentano-1,5-diol, C 5 H 10 (OH) 2 ; 14

4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO Ao se preparar uma solução, o mais usual é o preparo de um volume determinado com certa concentração do soluto. Denomina-se concentração à quantia de soluto dissolvida em uma determinada quantia de solvente ou de solução. As relações entre as porções de soluto e de solvente em uma solução líquida, ou entre porções de soluto e solução, podem ser expressas de diferentes maneiras, denominadas unidades de concentração. 15

4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO Relação massa do soluto/massa total da solução: é usualmente transformada numa porcentagem conhecida como título e pode ser simbolizada por %(m/m). EXEMPLO: uma solução aquosa de H 2 SO 4 com título 70% contém 70 g de H 2 SO 4 para cada 100 g da solução. %(m / m) msoluto = x100 m solução EQ. 1 16

4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO Relação massa do soluto/volume da solução: é bastante utilizada em indústrias, com unidade g/l ou kg/l e é denominada concentração de soluto em massa (C). m soluto C EQ. 2 V solução 17

4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO Relação quantidade de matéria do soluto/volume da solução: é mais utilizada em laboratórios de química em geral, sendo expressa em mol/l. Essa relação, cujo uso é recomendado pela IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada) é denominada concentração de soluto em quantidade de matéria (concentração molar ou molaridade), M. n soluto Molaridade = EQ. 3 V solução 18

4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO Relação quantidade de matéria do soluto/massa do solvente: é denominada molalidade e é expressa em mol/kg. É utilizada sempre que se quer ter uma relação que não dependa da temperatura. nsoluto molalidade = EQ. 4 m solvente 19

4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO Normalidade: a normalidade de uma solução indica o número de equivalentes-grama do soluto dissolvido em 1 L de solução. É expressa em eq/l ou normal (N). e soluto N = EQ. 5 Vsolução m soluto esoluto = EQ. 6 Esoluto 20

4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO Regras para cálculo do equivalente-grama (E): a) Equivalente-grama de um ácido: corresponde à massa em gramas de um ácido capaz de fornecer ou doar 1 mol de íons H +. b) Equivalente-grama de uma base: corresponde à massa em gramas de uma base capaz de fornecer 1 mol de íons OH -. 21

4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO Regras para cálculo do equivalente-grama (E): c) Equivalente-grama de um sal: corresponde à massa desse sal, em gramas, capaz de fornecer 1 mol de cargas positivas ou negativas. d) Equivalente-grama de agentes redutores ou de agentes oxidantes: corresponde a massa em gramas do redutor ou oxidante, capaz de fornecer ou receber, respectivamente, 1 mol de elétrons. 22

4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO Relação entre Concentração em mol/l, M e Normalidade, N: N = k. M EQ. 7 O valor de k é estabelecido de acordo com as regras utilizadas no cálculo do equivalente-grama. 23

4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO Exercício 3: calcule a concentração de soluto em massa (C), a concentração em quantidade de matéria (M) e a normalidade (N) de cada uma das seguintes soluções: a) 1,45 mol de HCl em 250,0 ml de solução; b) 14,3 mol de NaOH em 3,4 L de solução; c) 0,341 mol de KCl em 100,0 ml de solução; d) 2,5x10-4 mol de NaNO 3 em 350 ml de solução. Resp.: a) C = 212 g L -1 ; M = 5,80 mol L -1 ; N = 5,80 eq L -1 b) C = 168 g L -1 ; M = 4,21 mol L -1 ; N = 4,21 eq L -1 c) C = 254 g L -1 ; M = 3,41 mol L -1 ; N = 3,41 eq L -1 d) C = 6,07x10-2 g L -1 ; M = 7,14x10-4 mol L -1 ; N = 7,14x10-4 eq L -1 24

4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO Exercício 4: quantos gramas de soluto estão presentes em cada uma das soluções a seguir? a) 21,2 ml de CH 3 COOH(aq) 6,8 mol L -1 ; b) 1,3x10-4 L de H 2 SO 3 (aq) 0,501 eq L -1. Resp.: a) m = 8,65 g; b) m = 2,67x10-3 g 25

4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO Exercício 5: determine a concentração em quantidade de matéria (M) das soluções a seguir. a) 15,3 ml de solução 4,22 mol L -1 diluída para 100 ml; b) 1,45 ml de solução 0,034 mol L -1 diluída para 10,0 ml. Resp.: a) M = 0,645 mol L -1 ; b) M = 4,93x10-3 mol L -1 26

4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO Exercício 6: determine o volume inicial necessário (em ml) para gerar, por diluição, as soluções desejadas. a) 10,0 L de solução 0,45 mol L -1 a partir de uma solução 3,0 mol L -1 ; b) 250 ml de solução 0,175 mol L -1 a partir de uma solução 1,5 mol L -1. Resp.: a) V = 1.500 ml; b) V = 29,2 ml 27

4. UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO Exercício 7: um cientista leu um artigo científico descrevendo um experimento que requer a preparação de uma solução de cloreto de sódio 0,035 mol L -1. Caso sejam necessários 500 ml dessa solução, descreva como a solução poderia ser preparada a partir de um frasco de NaCl sólido e água. Resp.: massa de NaCl necessária para preparar a solução desejada = 1,024 g; descrever como preparar a solução. 28

5. BIBLIOGRAFIA CONSULTADA BARBOSA, L. C. de A. Introdução à química orgânica. 1. ed. São Paulo: Prentice Hall, 2004. BETELLHEIM, F. A.; BROWN, W. H.; CAMPEBELL, M. K.; FARRELL, S. O. Introdução à química geral. 9. ed. São Paulo:Cengage Learning, 2012. BROWN, T. L.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J. R. Química a ciência central. 9. ed. São Paulo:Pearson Prentice Hall, 2005. PERUZZO, F. M.; CANTO, E. L. do. Química na abordagem do cotidiano. 4. ed. São Paulo:Moderna, 2006. v. 2. 29