Soluções são misturas homogêneas que apresentam uniformidade nas propriedades. Consistem em duas ou mais substâncias puras misturadas em um nível molecular. Apresentam sempre uma mesma fase (monofásico). Exemplo: sal dissolvido em água. Quando os reagentes estão dissolvidos em água, a mistura é conhecida como solução aquosa. Algumas substâncias não se misturam normalmente, mas se dissolvidas em solução, sim. Ex.: NaCl(aq) + AgNO 3 (aq) AgCl(aq) + NaNO 3 (aq)
Tipos de soluções:
Soluto e solvente: Solvente: componente em maior quantidade e no mesmo estado de agregação da solução, que tem a capacidade de solver (desagregar) os demais componentes. O mais conhecido é a água. Soluto: componente que se encontra dissolvido no solvente. Pode haver mais de um soluto em uma substância. Ex.: água salgada água solvente; sal soluto
Solubilidade (coeficiente de solubilidade): Capacidade de uma substância de se dissolver em outra. Descreve a quantidade de soluto que se dissolve em uma quantidade específica de solvente, em determinadas pressões e temperaturas. No caso de solutos sólidos, o aumento de temperatura favorece a solubilidade dos sólidos. No caso dos gases dissolvidos em líquidos, o aumento de temperatura diminui a solubilidade. O aumento da pressão aumenta a solubilidade.
Solubilidade:
Solubilidade:
Solubilidade (coeficiente de solubilidade): Soluções em que a quantidade de soluto dissolvido não atinge o limite de solubilidade são denominadas insaturadas; adições de soluto continuam a ser dissolvidas. Soluções nas quais a quantidade de soluto dissolvida é exatamente o limite de solubilidade são denominadas saturadas. O excesso de soluto é chamado de corpo de fundo, e a solução é dita saturada com corpo de fundo.
Aplicação: Exemplo 1: um solução contendo 10 g de sulfato de cobre II (CuSO 4 ) em 30 g de água, a 20 ºC, está saturada ou insaturada? Dados: solubilidade do CuSO 4 a 20 ºC = 21 %. Solução: 100 g de água ~ 21 g de CuSO 4 30 g de água ~ X g de CuSO 4 X = 6,3 g de CuSO 4 Excesso de 3,7 g de CuSO 4
Concentrações: as quantificações de soluto(s) e solvente numa solução podem ser expressas de várias maneiras. a) Fração molar ou concentração molar (X) É a razão entre o número de mols do componente e o número de mols total (todos os componentes). X A n A n B na n C X B n A n B nb n C X A + X B + X C +... = 1
Exemplo 2: Uma salmoura é composta por 11,7 g de cloreto de sódio e 540 g de água. Qual é a fração molar de cada componente? 1 mol de NaCl = 58,5 g/mol 11,7 g = 0,2 mol de NaCl 1 mol de H 2 O = 18 g/mol 540 g = 30 mols de H 2 O X X X A NaC H n A na n B 0,2 0,2 30 30 0,2 30 2O 0,0066 0,9934 0,0066 + 0,9934 = 1
b) Porcentagem em massa É a razão entre a massa de cada componente e a massa total da solução. m % massa soluto soluto x100 m solução
Exemplo 3: Uma salmoura é composta por 10 g de cloreto de sódio e 500 g de água. Qual é a porcentagem em massa do cloreto de sódio? mnac 10 % massanac x100 x100 1,96% m 10 500 solução
c) Porcentagem em volume É a razão entre o volume de cada componente e o volume total da solução. V % volume soluto soluto x100 V solução
Exemplo 4: O álcool 46º é uma solução que contém 46% de álcool e 54% de água em volume. Qual o volume do álcool contido em um litro de álcool 46º? % volume 46 V álcool álcool V V Válcool x100 1000mL 460mL álcool solução x100
Observação: Diferente do que acontece com a massa das substâncias, que são somadas, o volume de dois líquidos miscíveis, quando misturados, não é necessariamente igual à soma dos volumes individuais. (Ex.: álcool + água). No entanto, na maioria das vezes, podemos considerar que o volume da solução é a soma dos volumes individuais.
d) Concentração em massa de soluto por volume de solução: Relaciona a massa do soluto dissolvida em relação ao volume da solução. Normalmente empregada quando o soluto é sólido. m C V soluto solução
Exemplo 5: A concentração de cloreto de sódio na água do mar fica em torno de 25 g.l -1. Qual é o volume de água que precisa ser evaporada para obtermos 1 kg de sal? C msoluto g 1000 g 25 Vsolução 40L V L V solução solução
e) Concentração em quantidade de matéria: Relaciona o número de mols do soluto em relação ao volume da solução (em litros). M V n soluto solução (L)
Exemplo 6: Quantos gramas de sulfeto de cobre II (CuSO 4 ) são necessários para preparar 100 ml de uma solução aquosa de 1 mol.l -1? M n V CuSO 4 n solução 1 soluto ( L) mol L 1 mol de CuSO 4 = 159,6 g n CuSO x0,1l n 0,1 mol de CuSO 4 = X g 4 CuSO MxV 4 solução 0,1mol X = 15,96 g de CuSO 4
f) Concentração em partes por milhão: Em situações em que a quantidade de soluto é muito pequena, podemos exprimir a concentração em partes por milhão (ppm). Cada ppm significa uma parte de soluto para um milhão de partes da solução (10 6 ). Dependendo da conveniência, o ppm pode ser expresso em massa (ppm m ). 1 g soluto p/ 10 6 g solução Se for de interesse, o ppm pode ser expresso em volume (ppm v ). 1 V soluto p/ 10 6 V solução
Exemplo 7: Quando a concentração de CO está acima de 9 ppm v, a qualidade do ar está inadequada. Sabendo que o ar de uma cidade apresenta 0,003% de CO, em volume, qual é a concentração de CO, em ppm v? Esse ar pode ser considerado adequado para respirar? 1 L ar ~ 0,00003 L CO 10 6 L ar ~ X L CO => X = 30 L CO = 30 ppm v Esse ar não pode ser considerado adequado para respirar pois está acima de 9 ppm v
Diluição de soluções: Fabricantes de reagentes produzem soluções para comercialização com número limitado de variações de concentração. Cabe ao comprador preparar as soluções com as concentrações adequadas à necessidade, a partir das soluções fornecidas pelo fabricante. É frequente a necessidade de diminuir a concentração das soluções com a adição de mais solvente (diluição).
Diluição de soluções: Considerações: 1) A massa do soluto não muda: C m V soluto solução m soluto C V solução C 1 V1 C2 V2 2) O número de mols não muda: M V n soluto solução ( L) n soluto M V solução M 1 V 1 M 2 V 2
Exemplo 8: Qual é o volume de água que deve ser adicionado a 100 ml (0,1 L) de solução 1,0 mol.l -1 de NaOH para torná-la 0,2 mol.l -1? M V M V,0 0,1 0,2 V V 0, 5L 1 1 2 2 1 2 2 V 2 = 0,5L ou 500 ml Resposta: Devemos adicionar 400 ml de água.
Exemplo 9: Uma fábrica de refrigerantes prepara latas de bebida contendo 0,6 g.l -1 de ácido fosfórico. A fábrica pretende produzir 1 milhão de latas de refrigerante de 350 ml cada. Para isso, dispõe de 500.000 L de uma solução aquosa do ácido com concentração 1,8 g.l -1. Quais são os volumes de solução-estoque e de água que devem ser misturados para atender às necessidades da fábrica? C 1 V 1 C 2 V 2 1,8 V 1 0,6 0,35.10 V Vágua V2 V1 350000 116667 Vágua 233333L 6 L 1 116667L
ÁCIDOS e BASES: A classificação inicial de ácidos e bases foi feita a partir do sabor. Ácido (acidus) significa azedo. Foi originalmente usada para descrever o comportamento de certas substâncias com relação ao sabor azedo. As bases ou álcalis (al-kali) que significa cinzas de uma planta, são adstringentes, i. e., amarram a boca. Hoje em dia existem várias definições para estes compostos. A melhor escolha sempre recai naquela que resolve nossos problemas da maneira mais simples.
1) Definições segundo Arrhenius: Ácido: toda substância que, quando dissolvida em água, fornece o cátion hidrogênio H +. Base: toda substância que, quando dissolvida em água, fornece o ânion OH -. Exemplos: HNO 3 (l) H + (aq) + NO 3- (aq) HCl (g) H + (aq) + Cl - (aq) NaOH(s) Na + (aq) + OH - (aq) Ca(OH) 2 (s) Ca 2+ (aq) + 2OH - (aq) ácido ácido base base
2) Definições segundo Bronsted-Lowry: Ácido: espécie química capaz de transferir o próton H +. Base: espécie química capaz de retirar prótons H + de outra espécie. Exemplos: HCl (g) + H 2 O H 3 O + (aq) + Cl - (aq) ácido HCl (g) + NH 3 (aq) NH 4+ (aq) + Cl - (aq) ácido base
3) Definições segundo Lewis: Ácido: espécie química capaz de receber um par de elétrons para compartilhar. Base: espécie química capaz de fornecer um par de elétrons para ser compartilhado. Exemplos: BF 3 + NH 3 BF 3 NH 3 AlCl 3 + NH 3 AlCl 3 NH 3 SnCl 4 + 2Cl - SnCl 6 - ácido base
A FORÇA DOS ÁCIDOS Uma maneira de verificar a força dos ácidos é determinando sua capacidade de se ionizar em água (grau de ionização α). Quanto maior essa capacidade, mais forte é o ácido. Ácidos fortes => α > 50%. Exs.: H 2 SO 4, HBr, HCl Ácidos moderados => 5% < α < 50%. Exs.: H 3 PO 4, H 2 SO 3 Ácidos fracos => α < 5%. Exs.: H 2 CO 3, HCN n o mol. ionizadas n o mol. total
A FORÇA DOS ÁCIDOS Uma maneira mais adequada de definir quantitativamente a força dos ácidos (moderados e fracos) é por meio da constante de ionização ácida (K a ) quanto maior o seu valor, mais forte é o ácido. K a H Produto Ácido
A FORÇA DOS ÁCIDOS Nesse contexto, quando 1 (um) mol do ácido produz 1 (um) mol de íons H +, eles são chamados de monopróticos. Quando 1 (um) mol de ácido produz mais de 1 (um) mol íons H +, eles são chamados de polipróticos. De maneira geral, podemos representar da seguinte forma: H 3 A H + (aq) + H 2 A - (aq) K a1 H 2 A - (aq) H + (aq) + HA 2- (aq) K a2 HA 2- (aq) H + (aq) + A 3- (aq) K a3
A FORÇA DAS BASES As bases são formadas pela interação iônica existente entre as hidroxilas (OH - ) e os cátions correspondentes. Portanto, a força de uma base depende de seu grau de solubilidade em água, pois o que realmente importa é a quantidade de íons OH - em solução; quanto mais solúvel for uma base, mais forte ela será. Bases fortes: LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH) 2, Ba(OH) 2 Bases fracas: Fe(OH) 3, Ni(OH) 2, Zn(OH) 2, NH 4 OH
A FORÇA DAS BASES No caso de bases fracas, também pode-se usar o conceito de constante de equilíbrio para comparar sua basicidade. K b oduto OH Base Pr Quanto maior o valor numérico de K b, mais forte será a base.
Classificação dos ácidos e nomenclatura Hidrácidos: ácidos que não contém oxigênio na fórmula. Exemplos: HF, HCl, HBr, HI, H 2 S, HCN Nomenclatura Ácido + Nome do Elemento + ídrico HF (ácido fluorídrico); HCl (ácido clorídrico); HCN (ácido cianídrico) Existe também a tendência de nomear os hidrácidos usando a nomenclatura Nome do ânion de hidrogênio HF (fluoreto de hidrogênio); HCl (cloreto de hidrogênio); HCN (cianeto de hidrogênio)
Classificação dos ácidos e nomenclatura Oxiácidos: ácidos que contém oxigênio na fórmula. Exemplos: HNO 3, H 2 SO 4, H 2 CO 3, HClO 4 Nomenclatura utiliza-se o nome consagrado e sua derivações.
Classificação dos ácidos e nomenclatura A partir do nome consagrado, pode-se dar nome aos demais ácidos da mesma família da seguinte maneira: Nome consagrado Exemplos: HClO 3 ácido clórico HClO 4 ácido perclórico ácido per-nome do elemento-ico ácido nome do elemento-ico ácido nome do elemento-oso ácido hipo- nome do elemento-oso HClO 2 ácido cloroso + 1 O - 1 O - 1 O HClO ácido hipocloroso
Classificação das bases e nomenclatura Quanto ao número de hidroxilas: Monobases: 1OH - ; exs.: NaOH, LiOH, KOH Dibases: 2OH - ; exs.: Mg(OH) 2, Ca(OH) 2 Tribases: 3OH - ; exs.: Al(OH) 3, Fe(OH) 3 Tetrabases: 4OH - ; ex.: Pb(OH) 4 Nomenclatura: 1. Cátions que apresentam apenas uma valência Hidróxido de nome do cátion Exemplos: LiOH hidróxido de lítio; Mg(OH) 2 hidróxido de magnésio
Nomenclatura: 2. Cátions que apresentam mais de uma valência Neste caso, existem dois procedimentos: a) Hidróxido de nome do cátion (valência em algarismo romano) Exemplos: Fe(OH) 2 hidróxido de ferro II; Fe(OH) 3 hidróxido de ferro III b) Utilização de sufixos ico (valência maior) e oso (valência menor) Exemplos: Fe(OH) 2 hidróxido ferroso; Fe(OH) 3 hidróxido férrico
MEIO NEUTRO, ÁCIDO OU BÁSICO Numa solução: [H + ] = [OH - ] => meio neutro [H + ] > [OH - ] => meio ácido [H + ] < [OH - ] => meio básico Auto-ionização da água H 2 O H + + OH - Constante de ionização ou produto iônico da água: K w = [H + ] x [OH - ] No meio neutro, K w = 1,0 x 10-14 mol/l
MEIO NEUTRO, ÁCIDO OU BÁSICO A escala de ph e poh: Para simplificar os cálculos relacionados à concentrações de íons em soluções aquosas, Soren P. L. Sorensen propôs o uso de uma escala logarítmica para expressar a acidez ou a basicidade de um meio o conceito de potencial hidrogeniônico. ph = -log[h + ] De maneira semelhante, podemos determinar o potencial hidroxiliônico. poh = -log[oh - ]
MEIO NEUTRO, ÁCIDO OU BÁSICO A escala de ph e poh: Como [H + ] x [OH - ] = 1,0 x 10-14 mol/l (25 C) [H + ] x [OH - ] = 1,0 x 10-14 -log ([H + ] x [OH - ]) = -log (1,0 x 10-14 ) -(log [H + ] + log [OH - ]) = 14 -log [H + ] - log [OH - ] = 14 ph + poh = 14
A escala de ph e poh:
Exemplo 10: Determine o ph de uma solução aquosa que contem 0,1 mol/l de HCl (ácido forte)? HCl(l) H + (aq) + Cl - (aq) 0,1 mol HCl ~ 0,1 mol H + ph = -log [H + ] ph = -log 10-1 ph = 1
Exemplo 11: Determine o ph de uma solução aquosa que contem 0,0001 mol/l de NaOH (base forte)? NaOH(s) Na + (aq) + OH - (aq) 0,0001 mol NaOH ~ 0,0001 mol OH - poh = -log [OH - ] poh = -log 10-4 poh = 4 ph + poh = 14 => ph = 14 poh => ph = 14 4 ph = 10
Exemplo 12: Calcule o ph de uma solução de vinagre com uma concentração de 0,5 mol/l de ácido acético (ácido fraco)? Dado: K a do ácido acético a 25 C = 1,8 x 10-5. [ácido] = C o = 0,5 mol/l [H + ] = (K a x C o ) 1/2 [H + ] = (1,8 x 10-5 x 0,5) 1/2 [H + ] = 3 x 10-3 mol/l ph = -log [H + ] = -log 3 x 10-3 ph = 2,52 (menor do que 7, c.q.d.)
Ácidos e bases Ampliando os conceitos: 1) Neutralização: A neutralização se dá quando uma solução ácida recebe uma quantidade de base que reage o ácido, sendo suficiente para consumir todos os íons H + formados pela ionização do meio ou vice versa. O resultante dessa reação química não apresentará caráter ácido nem básico. Será, portanto, uma solução neutra. Exemplos: a) Uso de antiácidos para o estômago (HCl); b) Regularização da água tratada com cal hidratada ou carbonato de sódio; c) Despoluição de gases tóxicos (ácidos)
Ácidos e bases 2) Reações com indicadores: Também chamado de indicador de ph ou indicador de neutralização, um indicador ácido-base são, usualmente, compostos orgânicos de elevado peso molecular, que mudam gradualmente de coloração dentro de uma faixa relativamente estreita da escala de ph, chamada de zona de viragem, ou zona de transição. Os principais indicadores são: Fenolftaleína; Azul de tornassol; Azul de bromotimol; Vermelho de metilo
Ácidos e bases Fenolftaleína: Utilizada frequentemente em titulações, mantém-se incolor em soluções ácidas e torna-se cor-derosa em soluções básicas. A sua cor muda a valores entre ph 8 e ph 12. Se a concentração do indicador for particularmente forte, pode tomar uma cor carmim. ph < 8 8 e 10 10 e 12
Ácidos e bases Tornassol: é um corante solúvel em água extraído de certos líquens. Torna-se vermelho em condições ácidas e azul em condições básicas. A mudança de cor ocorre para variações no ph de 4,5 a 8,3 (a 25 ºC). É utilizado quando se quer determinar, simplesmente, se a solução é ácida ou básica.
Ácidos e bases Bromotimol: é um indicador que em solução ácida fica amarelo, em solução básica fica azul e em solução neutra fica verde. É um indicador adequado para determinações de ácidos e bases fracos, preferencialmente em ph próximo de 7. ph 6,6 7,0 7,6
Ácidos e bases Vermelho de metilo: é um corante indicador que torna-se vermelho em soluções ácidas. Como indicador, é vermelho em ph abaixo de 4,4, amarelo em ph acima de 6,2, e laranja entre estes valores. ph 4,4 6,6
Ácidos e bases Indicador universal é uma mistura de indicadores de ph, normalmente em solução ou secos em tiras de papel absorvente, que apresentam distintas cores para cada ph de 1 a 14. Tabelas com cores padrões do produto para os ph medidos são fornecidos com as tiras.
Ácidos e bases Indicador universal Intervalo de ph Descrição Cor 0 a 3 Ácido forte Vermelho 3 a 6 Ácido Laranja/Amarelo 7 Neutro Verde 8 a 11 Base Azul 11 a 14 Base forte Púrpura
Ácidos e bases phmetro: aparelho usado para medição de ph. Constituído basicamente por um eletrodo e um circuito potenciômetro. O aparelho é calibrado (ajustado) de acordo com os valores referenciado em cada soluções de calibração. Para que se conclua o ajuste é então calibrado em dois ou mais pontos. A leitura do aparelho é feita em função da leitura da corrente que o eletrodo gera quando submerso na amostra. A intensidade da corrente medida é convertida para uma escala de ph.
Ácidos e bases 3) Catálise: é um fenômeno no qual uma quantidade relativamente pequena de uma substância estranha, chamada catalisador, aumenta a velocidade de uma reação sem que ela própria seja consumida nesta reação. Atualmente, a catálise está presente em mais de 85% de todos os processos de transformação química, cujos produtos são obtidos mediante processos que requerem o emprego de um catalisador, em pelo menos uma das etapas de síntese. Os produtos sintetizados por processos catalíticos vão desde alimentos e medicamentos aos combustíveis, polímeros, solventes, produtos agroquímicos, aditivos ou fragrâncias.
Ácidos e bases 3) Catálise: Exemplos: Óxido de potássio (K 2 O) utilizados na produção de amoníaco; Ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ) no refino do petróleo para melhorar a octanagem da gasolina; Hidróxido de sódio (NaOH) e hidróxido de potássio (KOH) na produção de biodiesel.
FIM alexandre.lima@ctec.ufal.br http://sites.google.com/site/materiaiscampusdosertao