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Universidade Federal ParanáDepartamento de Química

Disciplina CQ167Química Geral

Reações em soluções aquosase estequiometria de soluçõesReações em soluções aquosase estequiometria de soluções

Prof. Márcio P. de Araujo

Curitiba, 2019 1

Reações em soluções aquosasReações em soluções aquosas

Conteúdos

SoluçõesCompostos iônicos e moleculares em águaPropriedades eletrolíticasReações de precipitaçãoReações ácido-base e reações de neutralizaçãoPropriedades gerais das soluções aquosasReações de oxidação-reduçãoNúmeros de oxidaçãoOxidação de metais por ácidos e saisSérie de atividadeConcentração de soluçõesEstequiometria de soluções e análise química

Conteúdos

SoluçõesCompostos iônicos e moleculares em águaPropriedades eletrolíticasReações de precipitaçãoReações ácido-base e reações de neutralizaçãoPropriedades gerais das soluções aquosasReações de oxidação-reduçãoNúmeros de oxidaçãoOxidação de metais por ácidos e saisSérie de atividadeConcentração de soluçõesEstequiometria de soluções e análise química

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Soluções

H2OSolvente

Na+

Cl-Soluto

Beber água do mar não é umaboa idéia, uma vez que os

fluídos corporais são drenadosno trato digestivo. Problemas

com desidratação.

Beber água do mar não é umaboa idéia, uma vez que os

fluídos corporais são drenadosno trato digestivo. Problemas

com desidratação.

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Lembrando alguns conceitos...

Substância: é a matéria que tem propriedadesdistintas e uma composição que não varia deamostra para amostra. Não são decompostas eseparadas por métodos físicos.

Elementos: não podem ser decompostos emsubstâncias mais simples. Cada elemento é compostode somente um tipo de átomo.

Compostos: são constituídos de dois ou maiselementos, logo eles contém dois ou mais tipos deátomos. A maioria das substâncias são compostos.

Misturas: são combinações de duas ou maissubstâncias (elementos ou compostos) nas quaiscada uma mantém sua própria identidade química.

Exemplo de umelemento: Enxofre

Exemplo de duassubstâncias:H2O e NaCl

Exemplo umcomposto:

H2O

Exemplo umamistura: solução

aquosa de Cu(SO4)


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Se a matéria não é totalmente uniforme, então ela éuma mistura heterogênea.

Se a matéria é totalmente uniforme, ela é homogênea.

Se a matéria homogênea pode ser separada por meiosfísicos, então ela é uma mistura.

Se a matéria homogênea não pode ser separada pormeios físicos, então ela é uma substância pura.

Se uma substância pura pode ser decomposta em algomais, então ela é um composto.

Mistura heterogênea de K2Cr2O7 eFe elementar

Soluçãohomogênea de

NaCl em H2O

Exemplo desubstância pura:

diamante

Exemplo de umcomposto:

glicerol


Lembrando alguns conceitos...

Solução é uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias, em que

uma é geralmente considerada o solvente, o meio em que uma outra substância

– o soluto – está dissolvida.

Solução aquosa é uma solução cujo solvente é a água.

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Soluções

Tipos comuns de soluções:

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Soluções

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Os compostos iônicos se dissociam em água, levando aos íons

correspondentes;

Em solução, cada íon é rodeado por moléculas de água (solvatação);


Compostos iônicos em água

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Em solução, cada íon é rodeado por moléculas de água (solvatação);

Mas compostos moleculares podem dissolver em fase aquosa sem formar

íons.



Compostos que formam íonsem solução são chamadosde eletrólitos. Compostosque não formam íons emsolução são não eletrólitos.

Compostos que formam íonsem solução são chamadosde eletrólitos. Compostosque não formam íons emsolução são não eletrólitos.

Compostos iônicos como NaCl formamíons quando dissolvidos em água.

Compostos moleculares como metanol(CH3OH) dissolvem sem formar íons em água 10



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O transporte de íons através da solução provoca o fluxo de corrente;

Compostos cujas soluções aquosas conduzem eletricidade são chamados

eletrólitos.

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Os íons se dissociam em água;

Em solução, cada íon é rodeado por moléculas de água;

O transporte de íons através da solução provoca o fluxo de corrente.

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Quais são os íons formados a partir da dissociação de cada um dos

compostos a seguir?


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1) NaCl Na+ + Cl-

2) KCl K+ + Cl-

3) MgCO3 Mg2+ + CO32-

4) NaHCO3 Na+ + HCO3-

5) Pb(NO3)2 Pb2+ + 2NO3-

6) Cu(NO3)2 Cu2+ + 2NO3-

7) LiNO3 Li+ + NO3-

8) CaCl2 Ca2+ + 2Cl-

9) K2CrO4 2K+ + CrO42-

10) KMnO4 K+ + MnO42-

1) NaCl Na+ + Cl-

2) KCl K+ + Cl-

3) MgCO3 Mg2+ + CO32-

4) NaHCO3 Na+ + HCO3-

5) Pb(NO3)2 Pb2+ + 2NO3-

6) Cu(NO3)2 Cu2+ + 2NO3-

7) LiNO3 Li+ + NO3-

8) CaCl2 Ca2+ + 2Cl-

9) K2CrO4 2K+ + CrO42-

10) KMnO4 K+ + MnO42-

Há três tipos de solução:

1) Eletrólitos fortes;

2) Eletrólitos fracos;

3) Não eletrólitos.

Propriedades eletrolíticas


Eletrólitos fortes: dissociam-se completamente em solução;

Eletrólitos fracos: produzem uma pequena concentração de íons quando se

dissociam. Esses íons existem em equilíbrio com a substância não-ionizada.



Lembrem, estes íonsestão em fase

aquosa!

Lembrem, estes íonsestão em fase

aquosa!

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Alguns compostos iônicos podem ser pouco solúveis em água, mas a

pequena quantidade solúvel pode ser um eletrólito.


Solução de Ca(OH)2 em meio aquosoA solubilidade do Ca(OH)2 em água a

20oC é 0,173g/100mL de H2O

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Dissociação: os íons pré-existentes no composto se separam em solução;

Ionização: uma substância neutra forma íons em solução.



NaCl(s)H2O

Na+(aq) + Cl-(aq)

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Reações de precipitação

Quando duas soluções são misturadas e um sólido é formado, o sólido é

chamado de um precipitado.

Exemplo:


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Um precipitado é um sólido insolúvel formado pela reação em solução;

Solubilidade menor que 0,01g/100 mL a substância é considerada insolúvel.



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1) Pb(NO3)2(aq) + 2 KI(aq) 2KNO3(aq) + PbI2(s)2) BaCl2(aq) + K2SO4 (aq) 2KCl(aq) + BaSO4(s)

3) Fe2(SO4)3(aq) + LiOH(aq) 3Li2SO4(aq) + Fe(OH)3 (s)

1) Pb(NO3)2(aq) + 2 KI(aq) 2KNO3(aq) + PbI2(s)2) BaCl2(aq) + K2SO4 (aq) 2KCl(aq) + BaSO4(s)

3) Fe2(SO4)3(aq) + LiOH(aq) 3Li2SO4(aq) + Fe(OH)3 (s)

Um precipitado é um sólido insolúvel formado pela reação em solução;

Vamos discutir alguns exemplos:

Outro exemplo:


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Considerando a reação anterior, verifica-se que os cátions e ânions trocam de

posição;

As reações de metátese envolvem a troca de íons em solução;

As reações de metátese levarão a uma alteração na solução se um dos três

eventos abaixo acontecer:1) Forma-se um sólido insolúvel (precipitado);

2) Formam-se eletrólitos fracos ou não-eletrólitos;

3) Forma-se um gás insolúvel.


Reações de dupla troca (Metáteses)

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Para completar uma reação de metátese, devemos seguir os seguintes

passos:

1) Use as fórmulas químicas dos reagentes para determinar quais dos íons

estão presentes;

2) Escreva a fórmula química dos produtos pela combinação do cátion de um

reagente com o ânion do outro, usando as cargas iônicas para determinar os

números subscritos nas fórmulas químicas dos produtos;

3) Confira a solubilidade em água dos produtos. Para uma reação de

precipitação, no mínimo um produto deve ser insolúvel em água.


Reações de dupla troca (Metáteses)

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Equações iônicas e íons expectadores

Considere a reação entre o nitrato de chumbo e o iodeto de potássio

conforme equação molecular abaixo;

Esta equação pode ser reescrita com a representação dos íons presentes na

solução. Uma equação onde todos os eletrólitos fortes solúveis são mostrados

como íons é conhecida como equação iônica completa.

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Os íons que aparecem nos dois lados da equação são chamados íons

espectadores (neste caso K+ e NO3-). Eles estão presentes na solução mas não

participam diretamente de reações e, portanto, podem ser omitidos, levando a

equação iônica simplificada;

Uma equação iônica simplificada inclui apenas os íons e moléculas envolvidos

diretamente na reação;

Se todos os íons em uma equação iônica completa são espectadores, não

ocorre reação.26

Passos para apresentar equações iônicas:

1) Escreva a equação molecular balanceada para a reação;

2) Escreva novamente a equação dos íons que são formados em

solução quando da eletrólito forte solúvel se dissocia nos íons.

Somente eletrólitos fortes dissolvem em solução aquosa para formar

íons em grande concentração, e que são escritos na forma iônica;

3) Identifique e retire da equação os íons expectadores.



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O conceito ácido-base é amplo, e pode definir toda a matéria, dependendo de

suas características, como um ácido ou como uma base;

As teorias ácido-base fundamentais para compreensão destas reações são:

1) Ácidos e bases segundo Arrhenius (1887);

2) Ácidos e bases segundo Brønsted-Lowry (1923);

3) Ácidos e bases segundo Lewis (1923)

Reações ácido-base


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Seguindo um modelo amplo, que envolva cátions hidrogênio, podemos

discutir a abordagem ácido base de Brønsted-Lowry;

Ácido = é uma substância capaz de doar H+. Este próton é aceito por uma

espécie base de Bronsted-Lowry, ou seja, que contém par de elétrons livres

para formar uma ligação covalente (em meio aquoso, é a água).

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Ácidos com um próton ácido são chamados monopróticos (exemplo: HCl);

Ácidos com dois prótons ácidos são chamados dipróticos (exemplo: H2SO4);

Ácidos com muitos prótons ácidos são chamados polipróticos.

O ácido sulfúrico é somente um forte eletrólito na primeira ionização, uma

vez que somente esta primeira ionização é completa. Então, em solução temos

íons H3O+ (aq), HSO4-(aq) e SO4

2-(aq).30



Seguindo um modelo mais amplo, que envolva cátions hidrogênio, podemos

discutir a abordagem ácido base de Brønsted-Lowry;

Bases = é uma substância que contém pares de elétrons livres para abstrair os

hidrogênios ácidos de Brønsted-Lowry. Exemplos de bases: NaOH, KOH,

Mg(OH)2, Ca(OH)2, NH3, etc.

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Segundo Brønsted-Lowry:

Ácidos e bases fortes são eletrólitos fortes - estão completamente ionizados

em solução;

Ácidos e bases fracas são eletrólitos fracos - estão parcialmente ionizados

em solução.


Ácidos e bases fortes e fracos

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Lista de alguns ácidos fortes e bases fortes em meio aquoso:


Ácidos e bases fortes e fracos

ÁCIDOS FORTES BASES FORTESClorídrico, HCl

Hidróxidos dos metais do grupo 1A(LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH)

Bromídrico, HBrIodídrico, HI

Clórico, HClO3

Hidróxidos dos metais pesados do grupo 2A(Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2)

Perclórico, HClO4

Nítrico, HNO3

Sulfúrico, H2SO4

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Identificando eletrólitos fortes e fracos

Iônico e solúvel em água = eletrólito forte (provavelmente);

Solúvel em água e não-iônico, mas é um ácido (ou base) forte = eletrólito

forte;

Solúvel em água e não-iônico, e é um ácido ou uma base fraca = eletrólito

fraco;

Caso contrário, o composto é provavelmente um não-eletrólito.

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Reações de neutralização e sais

A neutralização ocorre quando uma solução de um ácido e a de uma base

são misturadas;

HCl(aq) + NaOH(aq) H2O(l) + NaCl(aq)

Observe que formamos um sal (NaCl) e água;

Sal = composto iônico cujo cátion vem de uma base e o ânion de um ácido;

A neutralização entre um ácido e um hidróxido metálico produz água e um

sal.

35



Uma vez que tanto HCl, NaOH e NaCl são eletrólitos fortes solúveis em água,

a equação iônica completa é:

Então a equação iônica simplificada é:

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Reações de neutralização podem permitir a solubilização de íons da bases

que anteriormente eram insolúveis na forma de hidróxidos;

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A água é um dos solventes mais versáteis da natureza

Pense na quantidade de compostos que podem estar solúveis em nosso

organismo, que é feito com base em meios aquosos... desde cátions metálicos

(K+, Na+, Fe3+, Zn2+... etc) até moléculas muitos grandes

Solução de CuSO4 em H2O

Estrutura molecular dasacarose, açúcar comum deuso alimentício.Solubilidade de 2000 g/L

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Reações de oxidação e redução

Peça metálica

Superfícies pintadas de peças metálicas sãoprotegidas da corrosão provocada pela oxidação

Metal protegido da corrosão pela superfície detinta 40



Quando um metal sobre corrosão, ele perde elétrons e forma cátions:

Reagentes Produtos

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Quando um metal sobre corrosão, ele perde elétrons e forma cátions;

Oxidado: o átomo, a molécula ou o íon torna-se mais carregado

positivamente;

A oxidação é a perda de elétrons

Reduzido: o átomo, a molécula ou o íon torna-se menos carregado

positivamente;

Redução é o ganho de elétrons

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Números de oxidação

Substância oxida:perde elétrons

Substância reduz:ganha elétrons

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Outro exemplo: oxidação do Fe(s).

Na esquerda um pregoarmazenado na água

livre de O2 dissolvido ena direita um prego

armazenado em águacomum, com O2

dissolvido.

Na esquerda um pregoarmazenado na água

livre de O2 dissolvido ena direita um prego

armazenado em águacomum, com O2

dissolvido.

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O número de oxidação para um íon: é a carga no íon;

O número de oxidação para um átomo em uma determinada substância: é a

carga hipotética que um átomo teria se fosse um íon;

Os números de oxidação são determinados por uma série de regras:

1) Se o átomo estiver em sua forma elementar, o número de oxidação é zero.

Por exemplo: Cl2, H2, P4;

2) Para um íon monoatômico, a carga no íon é o número de oxidação;

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3) Os não-metais normalmente têm números de oxidação negativos;

a) O número de oxidação do O geralmente é –2. O íon peróxido, O22-,

tem oxigênio com um número de oxidação de –1;

b) O número de oxidação do H é +1 quando ligado a não-metais e –1

quando ligado a metais;

c) O número de oxidação do F é –1.

4) A soma dos números de oxidação para o átomo é a carga na molécula (zero

para uma molécula neutra).

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Exercício:

Apresente o número de oxidação para cada átomo nos seguintes compostos:

a) H2S

b) S8

c) SCl2

d) Na2SO3

e) SO42-

f) SnBr4

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Oxidação de metais por ácidos e sais

Os metais são oxidados por ácidos para formarem sais:

Mg(s) + 2 HCl(aq)MgCl2(aq) + H2(g)

Durante a reação, 2 H+(aq) é reduzido para H2(g);

Os metais também podem ser oxidados por outros sais:

Fe(s) + Ni2+(aq) Fe2+

(aq) + Ni(s)

Observe que o Fe0 é oxidado para Fe2+ e o Ni2+ é reduzido para Ni0.48


Oxidação de metais por ácidos

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Série de atividade

Alguns metais são facilmente oxidados, outros não;

Série de atividade: é uma lista de metais organizados em ordem decrescente

pela facilidade de oxidação;

Quanto mais no topo da tabela estiver o metal, mais ativo ele é;

Qualquer metal pode ser oxidado pelos íons dos elementos abaixo dele.

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Série de atividade

Série usada para previsão do caminho dasreações entre metais, sais ou ácidos. Qualquermetal da lista pode ser oxidado pelo elementoabaixo.

Exemplo: o cobre está acima da prata, então ocobre metálico (Cu0) pode ser oxidado poríons Ag+.

Somente os metais acima da linha do H2podem reagir com os ácidos para formar H2.

Como foi obtida esta tabela de atividade?Pelo estudo da redução empregando estes

metais em fase aquosa.J. Chem. Ed. 1996, 73, A225.

Série usada para previsão do caminho dasreações entre metais, sais ou ácidos. Qualquermetal da lista pode ser oxidado pelo elementoabaixo.

Exemplo: o cobre está acima da prata, então ocobre metálico (Cu0) pode ser oxidado poríons Ag+.

Somente os metais acima da linha do H2podem reagir com os ácidos para formar H2.

Como foi obtida esta tabela de atividade?Pelo estudo da redução empregando estes

metais em fase aquosa.J. Chem. Ed. 1996, 73, A225.

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Série de atividade

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Concentração em quantidade de matéria (mol.L-1)

Concentração em quantidade de matéria: mols de soluto por litro de solução.


Qual é a concentração de água em 1.000 mL? (Assuma dágua = 1,0 g.mL-1).

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Titulações

Titulação: é a quantificação de um determinado soluto em uma solução

problema a partir da reação com uma outra solução com a concentração

conhecida – solução padrão.


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Titulações


Suponha que sabemos a concentração em quantidade de matéria de uma

solução de NaOH e que queremos encontrar a concentração em quantidade de

matéria de uma solução de HCl;

Sabemos:

- A concentração em quantidade de matéria de NaOH, o volume de HCl.

O que queremos?

- A concentração em quantidade de matéria de HCl.

O que devemos fazer?

- Tome um volume conhecido da solução de HCl, meça o volume em mL

de NaOH necessário para reagir completamente com o HCl.

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Titulações


O que temos?

- O volume de NaOH. Sabemos a concentração em quantidade de

matéria do NaOH, então, podemos calcular a quantidade de matéria de

NaOH.

Qual o próximo passo?

- Sabemos também que HCl + NaOH NaCl + H2O. Portanto, sabemos

a quantidade de matéria de HCl.

Podemos finalizar?

- Sabendo a quantidade de matéria (HCl) e o volume de HCl (acima de

20,0 mL), podemos calcular a concentração em quantidade de matéria.56

Titulações


1) Qual a massa de NaCl necessária para precipitar todos os íons prata presentes

em 20,2 mL de solução de 0,100 mol.L-1 de AgNO3?

2) Qual o volume de uma solução 0,115 mol L-1 de HCl necessário para neutralizar

50,0 mL de 0,0875 mol.L-1 de NaOH?

3) São necessários 45,3 mL de uma solução 0,108 mol.L-1 de HCl para neutralizar

uma solução de KOH, quantos gramas de KOH devem estar presentes em

solução?

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Titulações


4) Qual o volume de uma solução 0,128 mol.L-1 de HCl necessário para

neutralizar 2,87 g de Mg(OH)2?

5) Se 25,8 mL de uma solução de AgNO3 são necessários para precipitar todos

os íons cloreto (na forma de AgCl) presentes em 785 mg de KCl, qual é a

concentração da solução de nitrato de prata?

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Diluições


Muitas soluções usadas diariamente no laboratório e na indústria são

adquiridas ou preparadas em concentrações padrão comerciais;

Soluções de menores concentrações podem ser obtidas pela adição de um

solvente, ou seja, pela diluição. Mas a adição de solvente deve ser controlada,

de modo a alcançar a concentração de soluto necessária;

Sabemos que:

mols de soluto antes da diluição = mols de soluto depois da diluiçãomols de soluto antes da diluição = mols de soluto depois da diluição

59

Diluições


Vamos imaginar a seguinte situação: queremos preparar uma solução diluída

a partir de uma solução com maior concentração;

Supondo que buscamos preparar 250 mL de uma solução 0,1 mol/L de CuSO4,

através da diluição de uma solução 1,0 mol/L de CuSO4.

Lembrando:


60

Diluições


Na solução diluída que queremos preparar:

mols de CuSO4 na solução diluída = (0,2500 L sol) . (0,100 mol CuSO4 / L sol)

mols de CuSO4 na solução diluída = 0,0250 mol de CuSO4

Quanto preciso da solução concentrada para obter 0,0250 mol de CuSO4?

Vol. Sol. Conc. = (0,0250 mol CuSO4) (1 L sol / 1,00 mol CuSO4) = 0,0250 L = 25 mL

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Diluições


Experimentalmente:

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Diluições


Em situações normais de laboratório, estes cálculos são realizados pela

seguinte equação:

Ci x Vi = Cf x Vf ou C1 x V1 = C2 x V2

Lembrando:

C = n / V então n = C x V

Pois:


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Diluições


Outros exemplos:

1) Qual o volume (em mL) de uma solução 3,0 mol/L de H2SO4 é necessário para

preparar 450 mL de uma solução 0,1 mol/L de H2SO4? (Resposta: 15 mL)

2) Ácido clorídrico é comercializado em uma solução aquosa 12 mol/L. Se

necessitamos de 250 mL de uma solução 1,0 mol/L de HCl, qual o volume da

solução de HCl 12 mol/L precisamos diluir? (Resposta: 21 mL)

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Diluições


Outros exemplos:

3) Descreva como você prepararia 2,5 L de uma solução 0,360 mol/L de ácido

sulfúrico, iniciando com ácido sulfúrico concentrado (18 mol/L). (Resposta: 0,05

L = 50 mL)

+

Resolver exercícios do capítulo 4!

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Até a próxima aulaAté a próxima aula

Exercícios:

Brown, T. L.; LeMay Jr., H. E.; Bruce, E. B. Química – A ciência central. 9ª Edição,Prentice Hall, 2008.

Capítulo 4


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