1

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4

5

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SOLUÇÕES MISTURAS Mistura é a reunião de duas ou mais espécies químicas diferentes. Ex: Vamos supor que você coloque num copo certo volume de água e a seguir acrescente um pouco de sal de cozinha (NaCl). Ao fazer isso, você obteve uma mistura ( mistura de água e sal). Do mesmo modo, se você colocar água num copo e em seguida um pouco de óleo, obterá também uma mistura (mistura de água e óleo). CLASSIFICAÇÃO

As misturas podem ser classificadas como homogêneas e heterogêneas conforme as espécies químicas.

Mistura Homogênea

Mistura Heterogênea

Mistura de duas ou mais espécies químicas diferentes que apresenta as mesmas propriedades em toda a sua extensão.

Mistura de duas ou mais espécies químicas

diferentes que não apresentam a as mesmas propriedades em toda sua extensão.

Apresentam sempre apenas uma fase ou seja, é um sistema monofásico.

Apresentam sempre duas ou mais fazes, ou seja, é um sistema polifásico

DISPERSÃO

É um sistema em que uma substância se encontra disseminada em outra, sob a forma de pequenas partículas

A substância que se espalha na forma de pequenas partículas recebe o nome de disperso, e a substância que serve como meio de dispersão é chamada de dispersante ou dispergente. ex: água + açúcar ( C12H22O11)

disperso – açúcar

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dispersante – água Em relação ao tamanho das partículas dispersas, as dispersões são classificadas como:

As partículas dispersas são moléculas ou íons com diâmetro menor que 1 nm. Na solução de NaCl, as partículas que estão dispersas são íons Na+ e Cl-. Na solução coloidal, as partículas que estão dispersas são macromoléculas ou macroíons e apresentam diâmetro entre 1 nm e 100 nm. No exemplo de água + gelatina as partículas dispersas são macromoléculas de proteínas. Na suspensão, as partículas que estão dispersas são um aglomerado de moléculas ou de íons com diâmetro superior a 100 nm. Na tabela a seguir encontraremos as principais características de cada tipo de dispersão.

CARACTERÍSTICAS

SOLUÇÕES COLÓIDES SUSPENSÕES

Visibilidade das partículas dispersas

Não são visíveis com nenhum tipo de aparelho.

São visíveis ao ultramicroscópio

São visíveis a olho nu ou ao microscópio comum.

Sedimentação das partículas dispersas

Não ocorre sedimentação por nenhum processo.

Ocorre sedimentação com auxílio de ultracentrífugas

Ocorre sedimentação espontânea (gravidade) ou com auxílio de centrífugas.

Filtração das partículas dispersas

Não são retidas por nenhum tipo de filtro.

São separadas por meio de ultrafiltros.

São separadas por meio de filtros comuns.

SISTEMA HOMOGÊNEO

SISTEMA HETEROGÊNEO

DISPERSÃO

TAMANHO MÉDIO DAS

PARTÍCULAS DISPERSAS

EXEMPLO

Solução

Menores que 1 nm Água + Sal (NaCl)

Solução Coloidal

Entre 1 e 100 nm Água + Gelatina

Suspensão

Acima de 100 nm Água + Areia

1 nm = 1 nanômetro = 10 –9m

1 Aº = 1 ângstrom = 10-10 m = 10-1 nm

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SOLUÇÕES Como vimos anteriormente, concluímos que toda solução constitui um sistema homogêneo. Então define-se solução como:

Solução ______________________________________________________________ _____________________________________________________________________ _____________________________________________________________________

Nas soluções o disperso é chamado de soluto e o dispergente é chamado de solvente. Na

solução de açúcar (C12H22O11) em água, a água é o solvente e o açúcar o soluto. Na solução aquosa de álcool, o soluto é o álcool e o solvente é a água. Em uma solução

gasosa o soluto é gasoso e solvente também. Em uma solução sólida de ouro 18 quilate, 75% é Au (ouro) e 25% Cu (cobre), ouro é o

solvente e cobre o soluto. Podemos concluir então que as soluções que não apresentam água, o componente que estiver em maior quantidade é o solvente e o que estiver em menor é o soluto. CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES Estudaremos dois critérios para classificarmos uma solução. De acordo com a natureza do soluto e de acordo com a proporção entre as quantidades de soluto e de solvente. De acordo com a Natureza do Soluto. Tomaremos como exemplo duas soluções: uma formada por água e açúcar (C12H22O11), e outra formada por água e cloreto de sódio (NaCl). Testando a condutibilidade elétrica destas

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soluções constatamos que a solução aquosa de açúcar não conduz corrente elétrica e a de cloreto de sódio conduz. Isto ocorre porque o açúcar é um composto molecular e ao se dissolver na água, continua com suas moléculas intactas. Como as moléculas são estruturas eletricamente neutras, a solução não conduz corrente elétrica logo é classificada como uma solução molecular ou não eletrolítica. H2O

C12H22O11(s) C12H22O11(aq)

Moléculas de açúcar no Moléculas de açúcar em estado sólido solução aquosa

O cloreto de sódio, que é um composto iônico, ao se dissolver na água, tem os seus íons separados, sendo esse processo chamado de dissociação iônica. Os íons Na+ e Cl-, que estão presentes na solução, irão possibilitar a condução da corrente elétrica. Essa solução é classificada como solução iônica ou eletrolítica. O processo de dissolução do cloreto de sódio em água pode ser representado da seguinte forma: H2O

NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq)

Aglomerado de íons Na+ Íons Na+ e Cl- separados, em e Cl- no estado sólido solução aquosa

Podemos dizer então que:

Soluções moleculares ou não eletrolíticas são

Soluções iônicas ou eletrolíticas são

De acordo com a Proporção entre Soluto e Solvente

Suponha que você tenha, em um recipiente, 100g de água a 20º e acrescente nesta água 40g

de cloreto de sódio. Você irá observar que determinada quantidade do sal se deposita no fundo do recipiente.

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A quantidade de sal não dissolvida recebe o nome de corpo de fundo ou corpo de chão, a parte superior do sistema, contendo à quantidade máxima de cloreto de sódio possível de ser dissolvida em 100g de H2O, constitui a solução aquosa deste sal.

Para saber a quantidade de sal dissolvido, você deverá submeter o sistema a uma filtração e,

posteriormente, o filtrado a um aquecimento, até que toda água evapore. O resíduo sólido depositado no fundo do recipiente constitui uma massa de 36g. Desta forma percebe-se que 100g de H2O a 20ºC conseguem no máximo dissolver 36g de NaCl. A solução aquosa de cloreto de sódio assim formada é classificada como saturada.

Podemos dizer então que:

Solução saturada

Caso você tenha um recipiente com 100g de H2O a 20ºC e acrescente, a esta massa de água, 25g de cloreto de sódio, irá notar que todo o sal se dissolve. Poderá também concluir que será possível dissolver ainda, nesta massa de água, 11g de cloreto de sódio. Esta solução constituída por 100g de H2O e 25g de NaCl a 20ºC é classificada como solução insaturada. Pode-se dizer então que: Solução insaturada é

Agitando e aquecendo continuamente uma solução com 100g de H2O e 40g de NaCl, todo soluto acaba por se dissolver. Deixando a solução esfriar e retornar até a temperatura de 20ºC obteremos uma solução composta de 100g de H2O e 40g de NaCl dissolvidos por completo. A solução obtida é uma solução supersaturada. Podemos dizer que:

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Solução supersaturada é

Toda solução supersaturada constitui um sistema instável. Se você adicionar um pequeno cristal de NaCl (gérmen de cristalização) à solução obtida anteriormente, iremos observar a precipitação de todo soluto em excesso (4g) e que se encontrava dissolvido. A solução então passa a ser uma solução saturada com 4g de corpo de fundo. Solubilidade Em uma solução saturada, a quantidade máxima de soluto dissolvido recebe o nome de solubilidade (S), que, no caso do cloreto de sódio (NaCl), é igual a 36g/100g de H2O a 20ºC. Então podemos dizer que: Solubilidade de uma substância é

Como se deve interpretar a informação de que a solubilidade do nitrato de potássio (KNO3) em água , a 30ºC, é 45,8g de KNO3/100g? Experimentalmente podemos verificar, que a quantidade de soluto dissolvido e a quantidade de solvente (geralmente a água) são grandezas diretamente proporcionais, desde que a temperatura se mantenha constante. Aumentando a quantidade de solvente, a quantidade de soluto que se pode dissolver irá aumentar na mesma proporção. Os problemas de solubilidade podem ser resolvidos por regra de três simples ou pela fórmula:

S = solubilidade 100g de H2O = quantidade de solvente escolhida como m1 = massa do soluto padrão. m2 = massa do solvente m = massa da solução Ex: Sabendo–se que 150g de água, a 30ºC, dissolvem no máximo 68,7 g de nitrato de potássio e que adotamos como quantidade padrão de solvente 100g de água, calcule a solubilidade deste sal à 30ºC.

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Curvas de Solubilidade Quando abrimos uma garrafa de refrigerante, cerveja ou champanhe, ocorre vazamento de espuma. Isto acontece porque a solubilidade dos gases nos líquidos aumenta com o aumento da pressão e diminui com o aumento da temperatura. Ocorre o vazamento de espuma porque, ao abrirmos a garrafa, a pressão no seu interior diminui. O gás carbônico dissolvido no líquido escapa, levando consigo parte do líquido. Se o líquido estiver quente este fato ocorrerá mais intensamente. Curva de solubilidade de uma substância é

Os gráficos a seguir mostram a solubilidade do nitrato de potássio (KNO3) e do hidróxido de

cálcio Ca(OH)2, em função da temperatura. 240

220

200

180 KNO3

160

140

120

100

80

60

40

20

0 T(ºC)

10 20 30 40 50 60 70 80 90 100

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200 x 10 –3 180 x 10 –3 160 x 10 –3 Ca(OH)2

140 x 10 –3

120 x 10 –3

100 x 10 –3

80 x 10 –3

60 x 10 –3

40 x 10 –3

20 x 10 –3

T(ºC) 0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100 Analisando o gráfico podemos concluir que:

• a solubilidade do nitrato de potássio aumenta à medida que aumenta a temperatura; • a solubilidade do hidróxido de cálcio diminui à medida que aumenta a temperatura; • substâncias diferentes se dissolvem em quantidades diferentes, em uma mesma quantidade

de solvente, na mesma temperatura. Atenção:

1a) Para encontramos a solubilidade de uma substância a partir do gráfico de solubilidade, basta

traçarmos, a partir do eixo das abscissas, uma paralela ao eixo das ordenadas, até encontrarmos a curva de solubilidade da substância. Ela será encontrada no eixo das ordenadas.

2a) Duas substâncias poderão ter a mesma solubilidade, em uma dada temperatura, porém nunca

terão a mesma curva de solubilidade. As curvas de solubilidade possuem grande importância prática, uma vez que caracterizam substâncias puras.

3a) Alguns sais podem apresentar moléculas de água em seu retículo cristalino. Esta água é

denominada água de cristalização. Estes sais quando dissolvidos em água, sofrem uma alteração na quantidade de moléculas de água de cristalização, à medida em que a

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temperatura vai aumentando. Isto leva a uma alteração na solubilidade destes sais e ao aparecimento de pontos de inflexão em suas curvas de solubilidade. Ex: cloreto de cálcio hexa-hidratado (CaCl2.6H2O).

Solubilidade (g de CaCl2 / 100 g de H2O) 160 _ 140 _ CaCl2 . 6 H2O 120 _ 100 _ 80 _ 60 _ 40 _ CaCl2 . 2 H2O 20 _ CaCl2 . 4 H2O T (ºC)

0 20 40 60 80 100 CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES Relação Entre a Massa do Soluto e a Massa da Solução ( Título) Observe a seguinte solução:

Observe que, em 100g de solução, temos 20g de soluto, ou que, para cada 1g de solução, temos 0,2g de soluto. Portanto, a relação entre a massa do soluto e a massa da solução é igual a 0,2. Esta relação é denominada título da solução e é representada pela letra grega T.

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Título de uma solução é

T = ou T = O Título é um número puro, ou seja, não apresenta unidade e varia entre zero e um ( 0 < T < 1). Se multiplicarmos o título de uma solução pro 100, estaremos indicando a porcentagem em massa (p%) do soluto presente na solução. A porcentagem em massa também é chamada de título percentual (T%). Em nossa solução temos: T% = ou T% =

- O título da solução é igual a 0,2, significa que para cada 1g de solução, temos 0,2g de soluto (sacarose) e 0,8g de solvente (H2O).

- A porcentagem em massa da solução é 20% significa que em cada 100g de solução temos

20g de soluto(sacarose) e 80g de solvente (H2O). - T é adimensional. Vamos supor que você queira preparar uma solução aquosa de hidróxido de sódio, de tal forma que esta solução apresente 36g de base e volume igual a 1 litro. Você deverá obedecer esta sequência:

- determinar a massa de NaOH a ser dissolvida (36g); - colocar a massa (36g) do soluto (NaOH) em um balão volumétrico, com capacidade para

1L; - adicionar pequena quantidade de água e submeter o sistema à agitação, até que todo o soluto

se dissolva; - completar o volume, adicionando água até que se atinja o volume desejado.

Fazendo isto você passa a ter conhecimento prévio de algumas características. da solução tais como:

- massa do soluto ( 36g ) - volume final da solução ( 1L ) - volume e massa do solvente adicionado; - massa da solução, que você pode obter somando as massas do soluto e do solvente.

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A todas estas características damos o nome de concentração das soluções. Concentração é

Relação entre a Massa de Soluto e o Volume da Solução Em nossa solução apresentada acima de hidróxido de sódio, temos 36g de soluto para 1L de solução. A relação entre a massa do soluto (m1) e o volume (V) da solução é igual a 36g/L. A esta relação damos o nome de concentração comum ou apenas concentração. Concentração Comum (C) é

Fórmula matemática

Unidades Gramas por litro (g/L) Gramas por centímetros cúbicos (g/cm3) Gramas por mililitro (g/mL)

Dividindo nossa solução em quatro recipientes, contendo, respectivamente, 0,1L, 0,2L, 0,3L , 0,4L. Calcule a massa de soluto presente na solução de cada recipiente e as respectivas concentrações comuns e analise os resultados obtidos.

Relação Entre Concentração Comum e Título

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Estabelecendo a relação entre estas duas grandezas, temos: A concentração comum de uma solução pode ser obtida multiplicando-se o seu título pela sua densidade. Como você sabe o título não tem unidade, então a concentração e a densidade deve ser expressos na mesma unidade. Um exercício pode pedir a concentração comum em gramas por litro e fornecer a densidade em gramas por mililitro ou gramas por centímetro cúbicos. Nestes casos você deverá fazer a conversão

multiplicando o produto T . d por 1000. A fórmula anterior fica.

Exercício:

1) No Laboratório do Colégio Farroupilha o monitor prepara uma solução dissolvendo 81g de NaNO3 em água. Seu procedimento é para uma solução com as seguintes características: 200g/L de concentração e massa de solução igual a 460g. Qual a sua densidade?

a) Determinando a partir da interpretação dos conceitos:

b) Determinando com a aplicação da fórmula:

2)1,0 L de solução aquosa de HNO3 contém 69,8% em massa deste ácido e sua densidade é igual a 1,42 g/mL. Calcule a concentração desta solução em gramas por litro (g/L).

a) Determinando a partir da interpretação dos conceitos:

b) Determinando com a aplicação da fórmula: Relação entre a Massa da Solução e o seu Volume Preparamos uma solução utilizando uma pequena quantidade de soluto, verificamos que o volume da solução é praticamente igual ao volume de solvente adicionado. Como na nossa

C = 1000 . d . T

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solução a massa de soluto (m1) é igual a 5g e massa de solvente (m2) é igual a 1000g, a massa da solução (m) é igual a 1005g. Sendo assim a massa da solução (m) e o seu volume (V) é igual a 1005g/L e recebe o nome de densidade, ou densidade absoluta ou massa específica. Densidade é

Fórmula Matemática:

Unidades: Gramas por litro (g/L) Gramas por centímetros cúbicos (g/cm3) Gramas por mililitro (g/mL)

Exercícios:

1)100g de NaOH dissolvidos em 400mL de água (d=1g/mL) forneceram 420mL de solução. Calcule o valor aproximado da densidade da solução:

a) em gramas por litro b) em gramas por centímetros cúbicos

Relação entre o Número de Mols de cada um dos componentes de uma solução e o número total de Mols desta solução Vamos tomar como exemplo, a solução a seguir: 49g de H2SO4 + 351mL de H2O massa molar = 98g/mol massa molar = 18g/mol Calculando o número de mos do soluto (n1), o número de mols do solvente (n2) e o número total de mols da solução (n), encontraremos:

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Nº de mols do soluto

Nº de mols do solvente

Nº de mols da solução n = n1 + n2

Exercícios:

1) Uma solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH) apresenta 10% em peso de soluto. Determine as frações molares do soluto e do solvente nesta solução. Dados : Na = 23, O = 16 e H = 1.

2) Determine as frações molares da glicose (C6H12O6) e da água , numa solução adquirida dissolvendo 36 g de glicose em 356,4g de água. Dados: H = 1, O = 16 e C= 12.

RELAÇÃO ENTRE O NÚMERO DEMOLS DO SOLUTO E O VOLUME DA SOLUÇÃO EM LITROS Em um litro de solução, estão contidos 5,6 g de KOH, cuja massa molar é igual a 56 g/mol. Podemos,então, calcular o número de mols do soluto (ns) presentes na solução, utilizando a fórmula a seguir: n1 = m1 n1 = 5,6 n1 = 0,1 mol M1 56 Nesta fórmula : m1 = massa do soluto (g) M1 = massa molar do soluto (g/molar) Isto significa que, em 1 L desta solução, temos 0,1 mol de soluto. Portanto, a relação entre o número de mols do soluto e o volume da solução é igual a 0,1 mol/L. Esta relação é denominada concentração molar ou molaridade da solução e pode ser definida da seguinte forma

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Molaridade é: Dedução matemática (fórmula): Podemos, então, concluir que a molaridade indica o número de mols do soluto existente em cada litro de solução. Portanto, a nossa solução de hidróxido de potássio apresenta molaridade igual a 0,1 mol/L. Pode-se dizer também que esta solução é 0,1 molar, porém, é desaconselhável utilizarmos esta expressão, uma vez que a IUPAC utiliza a palavra molar exclusivamente para indicar grandezas relativas a 1 mol de qualquer substância pura. Suco gástrico (um exemplo de solução) Durante o processo da digestão,glândulas presentes na mucosa estomacal produzem suco gástrico. Este suco digestivo apresenta ácido clorídrico (HCl) em uma concentração igual a 0,01 mol/L. Portanto, em 1 L de suco gástrico, temos 0,01 mol de HCl. Como durante a digestão é produzido aproximadamente 0,1 L deste suco, calcule o número de mols (ns) de HCl, contidos neste volume, utilizando o conceito de molaridade e a fórmula

MOLARIDADE DE ÍONS

Você deve estar lembrado que existem substâncias, como, por exemplo, os ácidos, as bases,

os sais, que , ao serem dissolvidas em água, originam íons. Veja os exemplos a seguir: a) Solução aquosa de ácido clorídrico (HCl)

H2O HCl H+ + Cl-

íons em solução b) Solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH)

H2O NaOH Na+ + OH-

íons em solução

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c) Solução aquosa de cloreto de cálcio (CaCl2) H2O CaCl2 Ca2+ + 2Cl-

íons em solução Conhecendo as fórmulas destas substâncias e a molaridade das soluções por elas formadas,

você pode calcular as concentrações molares dos íons presentes nestas soluções. É necessário também saber escrever as equações de ionização ou de dissociação iônica dos solutos.

Exercício: 1) Determine as concentrações molares dos íons H+ e Cl-, em uma solução aquosa de HCl,

cuja molaridade é igual a 0,2 mol/L. Ionização do HCl:

2) Calcule a molaridade dos íons Ca2+ e Cl- em uma solução aquosa de CaCl2, cuja molaridade é igual a 1,0 mol/L.Dissociação do CaCl2

3) Determine a molaridade dos íons Al3+ e SO4 2+ em uma solução aquosa de Al2(SO4)3, cuja molaridade é igual a 2,0 mol/L. Dissociação do Al2(SO4)3:

DILUÍÇÃO DE SOLUÇÕES Quando você prepara um suco de frutas, pode acontecer que este suco se apresente com um sabor muito forte. Para solucionar este problema, ou seja, tornar o suco mais fraco, você adiciona um pouco de água. Quando você prepara um suco de laranja por exemplo, você estará preparando uma solução. O soluto é o suco da fruta e o solvente a água. Dizendo que o suco está muito forte, você está querendo dizer que a quantidade de soluto em relação à quantidade de solvente ou de solução é muito grande, ou seja, o suco está muito concentrado. Acrescentando água estaremos diminuindo a relação entre a quantidade de solvente e a quantidade de soluto ou a quantidade de solução e tornando o seu suco menos concentrado ou mais diluído. Quando preparamos uma solução com 10g de NaCl dissolvidos em 100g de água, e depois, acrescentamos a esta solução mais 900g de água iremos perceber que o sabor salgado era muito mais acentuado antes de acrescentarmos água à nossa solução. Ao adicionarmos a água, estaremos

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diminuindo a relação entre o soluto e o solvente ou a solução e, portanto, tornando a solução menos concentrada ou mais diluída. Diminuir a relação entre as quantidades de soluto e de solvente ou de solução significa diminuir a concentração desta solução. Podemos agir de duas formas:

- retirar soluto da solução ( mais difícil) - acrescentar solvente (H2O) à solução ( mais fácil e prático). Diluir significa A quantidade de soluto presente na solução inicial é igual à quantidade de soluto presente na solução diluída. O volume da solução diluída geralmente é igual ao volume da solução inicial mais o volume de solvente acrescentado. Tomando como base o que constatamos anteriormente, podemos relacionar algumas maneiras de exprimir a concentração de uma solução, antes e depois da diluição.

Tecnicamente o que ocorre numa diluição, em relação às diferentes unidades de concentração?

1. Concentração comum (C)

2. Molaridade (M )

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Observações:

- O oposto de diluir recebe o nome de concentrar. Para aumentar a concentração de uma solução, devemos proceder a um aquecimento cuidadoso da solução, de tal forma que apenas o solvente evapore (soluto não volátil).

- As fórmulas vistas para diluição de soluções também são aplicadas quando se trata de

problemas que envolvam aumento de concentração. Exercícios:

1) 100g de solução de HNO3 a 60% em massa são diluídos com 400g de água. Calcule a porcentagem em massa de HNO3 na solução obtida.

2) Que volume de água deve ser adicionado a 300mL de solução de concentração igual a 4,0g/L, a fim de que sua concentração fique igual a 1,5g/L?

3) Um aluno deseja preparar 1500mL de solução 1,4 molar de ácido clorídrico, diluindo uma solução 2,8 molar do mesmo ácido.

a. Que volume da solução mais concentrada deve ser usado? b. Que volume de água é necessário a esta diluição

4) 400mL de solução 4 molar de ácido nítrico foram diluídos com água destilada, até se obter uma solução 1,6 molar. Qual o volume da solução diluída?

5) Um volume igual a 300mL de solução contendo 0,01 mol/L de sulfato cúprico é

cuidadosamente aquecido até que o volume da solução fique reduzido a 200mL. A solução final tem concentração, em mol/L igual a:

a. 0,005 b. 0,015 c. 0,010 d. 0,016 e. 0,018

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6) O volume de solução de ácido sulfúrico a 20% em massa e densidade relativa igual a 1,14

g/cm3 necessário para preparar 200mL de solução com concentração 0,2 mol/L, é: a. 0,98 mL b. 3,44 mL c. 8,60 mL d. 17,19 mL e. 19,61 mL

7) 250 mL de solução de Na2SO4 0,8 molar são diluídos com água até o volume final de 650

mL. Determine: a. a molaridade do Na2SO4 na solução diluída; b. as molaridades dos íons Na+ e SO4

2- na solução diluída; c. o número de mols de íons Na+ em 100 mL da solução inicial; d. o número de mos de íons SO4

2- em 100 mL da solução diluída.

8) (UF-Vale do Sapucaí-MG) Um dentista precisava obter uma solução aquosa de fluoreto de sódio (flúor) na concentração de 20 gramas/litro para ser usado por um paciente no combate e prevenção da cárie. Ele dispunha no consultório de 250 mL de uma solução aquosa a 40 gramas/litro. Para obter a solução desejada ele deveria.

a. Adicionar à sua solução somente meio litro de água destilada. b. Dobrar o volume da solução disponível em seu consultório com água destilada. c. Tomar cem mililitros da solução disponível e reduzir o volume de água à metade

pela evaporação. d. Tomar cinqüenta mililitros da solução disponíveis e adicionar mais duzentos e

cinqüenta mililitros de água destilada. e. Usar diretamente no paciente 125 mL da solução já disponível.

9) (FAFEOD – MG) – Quantos cm3 de H2O temos que adicionar a 0,50 L de solução 0,50 molar, a fim de torná-la 0,20 molar?

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Mistura de Soluções com mesmo Soluto e mesmo Solvente

Quando você vai preparar o seu tradicional café com leite, está realizando uma mistura de soluções. O leite é uma solução constituída por água, sais minerais, lipídios e proteínas, e o café é uma solução constituída, basicamente, por água, cafeína e açúcar.

A mistura de soluções é um processo muito utilizado em laboratório e indústrias, onde a quantidade das soluções, bem como a ocorrência ou não de reações durante a mistura, são fatores que precisam ser considerados. Observe o esquema a seguir: solução A solução B solução mistura C NaOH(aq) NaOH(aq) NaOH(aq) m1A = m1B = m1C = n1A = n1A = n1C = C1 = 40 g/L + C2 = 60 g/L = C3 = M1 = 1 mol/L M2 = 1,5 mol/L M3 = V1 = 500 mL V2 = 2000 mL V3 =

A concentração comum da solução mistura assume um valor intermediário em relação às concentrações comuns das soluções que serão misturadas. O mesmo irá acontecer com a molaridade e com qualquer outra forma de se expressar à concentração de uma solução. No nosso exemplo a concentração comum da solução mistura terá um valor intermediário entre 40 g/L e 60 g/L, e a molaridade terá um valor entre 1 mol/L e 1,5 mol/L.

Cálculo da Mistura de Soluções Consideraremos o volume da solução-mistura (V) como sendo a soma dos volumes das soluções iniciais (V1+V2). Outra conclusão que podemos tirar é que a massa do soluto na solução-mistura (m1C) é igual à soma das massas do soluto das soluções iniciais (m1C = m1A + m1B).

Solução A

Solução B

Solução Final

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MISTURA DE SOLUÇÕES DE SOLUTOS DIFERENTES E QUE REAGEM ENTRE SI Os principais solutos que reagem entre si são:

Ácido base; Um oxidante e um redutor; dois sais.

Nestas reações podem ocorrer duas hipóteses:

a) Os reagentes estão participando em quantidades estequiométricas e, portanto, reagirão integralmente.

Exemplo: Misturamos 1 L de solução aquosa 1 molar de HNO3 com 1 L de solução aquosa 1 molar de KOH. nácido = Mácido . Vsolução nácido = 1.1 nácido = 1 mol nbase = Mbase . Vsolução nbase = 1.1 nbase = 1 mol Sendo as soluções 1 molar,isto significa que, em 1 litro de cada uma das soluções, temos 1 mol de soluto. Escrevendo a equação química que representa e reação, temos:

1HNO3 + 1 KOH 1KNO3 + 1H2O

A equação química equilibrada indica que 1 mol do ácido reage completamente com 1 mol

da base. Portanto, em nosso exemplo, os reagentes estão em quantidades estequiométricas e reagirão totalmente. Observe, com o auxílio do esquema a seguir, o que ocorre:

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A reação entre um ácido e uma base é conhecida como reação de neutralização. Neste caso, a reação foi de neutralização completa, pois o número de mols de H+ presentes na solução ácida é igual ao número de mols de OH- presentes na solução básica.

1H+(aq) + 1OH-

(aq) 1 H2O (l) A solução final apresenta caráter neutro e molaridade em relação ao sal formado igual a: Msal = ns Msal = 1 Msal = 0,5 mol/L V 2

b) Os reagentes não estão em quantidades estequiométricas (reagente em excesso) e, neste caso, a reação não será integral.

Exemplos:

Misturamos 1 L de aolução aquosa 1 molar de KOH com 1 L de solução aquosa 2 molar de HNO3.

nácido = Mácido . Vsolução nácido = 2.1 nácido = 2 mols nbase = Mbase . Vsolução nbase = 2.1 nbase = 2 mols

Temos, então, 1 mol de base para reagir com 2 mols do ácido. A equação química

equilibrada indica que 1 mol da base reage completamente com 1 mol do ácido. Isto significa que, neste caso, há 1 mol do ácido em excesso e, portanto, os reagentes não estão em quantidades estequiométricas.

Ocorreu uma reação de neutralização incompleta, devido à presença de íons H+ em excesso na solução ácida, que não foram neutralizados. 2H+

(aq) + 1OH-(aq) 1 H2O (l) + 1H+

(aq)

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A solução final apresenta caráter ácido devido ao excesso de íons H+. Podemos determinar a molaridade desta solução em relação ao sal e em relação ao ácido em excesso.

Msal = ns Msal = 1 Msal = 0,5 molar V 2 Msal = ns Msal = 1 Mácido = 0,5 mol/L V 2 Misturamos 1 L de solução aquosa 1 molar de HNO3 com 1 L de solução aquosa 2 molar de KOH. nácido = Mácido . Vsolução nácido = 1.1 nácido = 1 mol nbase = Mbase . Vsolução nbase = 2.1 nbase = 2 mols

Neste exemplo, está ocorrendo o oposto do exemplo anterior. Temos 1 mol do ácido para reagir com 2 mols da base, portanto há 1 mol da base em excesso. Os reagentes não estão em quantidades estequiométricas e a neutralização não será completa.

A neutralização não foi completa, devido à presença de íons OH- em excesso na solução básica e que determinam a cor vermelha da solução final, quando em presença do indicador fenolftaleína .

1H+(aq) + 2OH-

(aq) 1 H2O (l) + 1H+(aq)

A solução final apresenta caráter básico devido ao excesso de íons OH-. Podemos determinar a molaridade desta solução em relação ao sal e em relação à base em excesso.

Msal = ns Msal = 1 Msal = 0,5 molar V 2

Msal = ns Mbase = 1 Mbase = 0,5 mol/L V 2 Você deve ter notado, com o auxílio destes exemplos, que podemos determinar algumas características da solução final. Freqüentemente, estes fundamentos teóricos são utilizados em

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laboratórios para determinarmos a concentração desconhecida de uma solução, como é a situação a seguir. Suponha que você encontre no laboratório de seu trabalho o seguinte frasco: A seguir, você tem os procedimentos que devem ser tomados para que possa encontrar a molaridade da solução.

1) Com auxílio de uma pipeta volumétrica, retiramos um volume conhecido da solução básica, por exemplo, 30 mL.

2) Transferimos este volume para um erlenmeyer e adicionamos algumas gotas de

indicador apropriado, neste caso, fenolftaleína,

3) Com o auxílio de uma bureta, adicionamos à solução básica, presente no erlenmeyer, uma solução ácida cuja molaridade seja conhecida, por exemplo, HNO3 1,5 molar. Esta adição deve ser feita gota a gota e sob agitação contínua.

4) Fechar, imediatamente, a torneira da bureta, quando perceber que a solução do

erlenmeyer mudou da cor vermelha para incolor. 5) Verificar, na bureta, qual foi o volume da solução ácida utilizado, por exemplo, 20 mL.

A mudança de cor na solução do erlenmeyer indica que o número de mols de íons H+ provenientes do ácido é igual ao número de mols de íons OH- provenientes da base. Quando isto acontece, significa que toda base presente no erlenmeyer reagiu com o ácido, produzindo sal e água, de acordo com a equação:

HNO3 + KOH KNO3 + H2O

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Este momento é chamado de ponto de equivalência, uma vez que se estabelece a igualdade entre o número de mols de íons H+ e o número de mols de íons OH-. É também chamado ponto de viragem do indicador , uma vez que a solução muda de cor. Portanto, a presença do indicador serve para determinar com exatidão o ponto de equivalência de uma reação química.

No exemplo dado, foram necessários 20 mL da solução ácida para neutralizar completamente 30 mL da solução básica. Como a molaridade do HNO3(aq) é conhecida, podemos calcular o número de mols de NHO3 utilizados no processo. M = n nácido = M . V nácido = 1,5 . 0,02 nácido = 0,03 V A equação química : KOH + HNO3 KNO3 + H2O indica-nos que 1 mol da base reage com 1 mol do ácido. Portanto, 0,03 mol do ácido irá reagir com 0,03 mol da base. Teremos,então, que: Assim, concluímos que a molaridade da solução de KOH no frasco é igual a 1 mol/L. A transferência de uma quantidade adequada de uma solução, cuja concentração é conhecida, para um recipiente onde exista uma solução de concentração desconhecida, tendo como objetivo determinar a sua concentração, através da reação entre seus solutos, recebe o nome de solução titulada, e a solução de concentração desconhecida é chamada de solução problema. Determinar a concentração de uma solução significa encontrar a quantidade de soluto (massa nº. de mols) presente nesta solução. O conjunto de todas as etapas utilizadas para a determinação quantitativa da concentração de uma solução, com auxílio da medida do volume de uma solução cuja concentração é conhecida, recebe o nome de análise volumétrica. Resolva agora estes problemas que envolvem titulação. 1) 100 mL de solução de NaOH reagem completamente com 30 mL de HCl 2 molar.

Determine:

a) a massa de NaOH presente na solução

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b) molaridade da solução de NaOH

2) 200 mL de Ca(OH)2 1,6 molar são utilizados para neutralizar completamente 100 mL de HNO3(aq) . Qual a molaridade da solução ácida?

Exercícios:

1)Ao dissolver 100g de NaOH em 400mL de água, obtiveram-se 410 mL de solução.

Calcule a concentração dessa solução em gramas por litro. 2)Dissolvendo-se 15 mL de H2SO4 puro em 100g de água, obteve-se uma solução de

densidade 1,16 g/mL. A massa específica do H2SO4 puro é 1,834g/mL. Calcule a concentração dessa solução em g/L.

3)Calcule a concentração em g/L de uma solução aquosa que contém 0,005 g de KOH em

cada 50 mL de solução.

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4)São dissolvidos, em água, 20 gramas de sal de cozinha. Qual é o volume da solução,

sabendo-se que sua concentração é de 0,05 g/L?

5)Uma solução de nitrato de sódio, de concentração 2,00 g/L, possui volume total de 100mL. Qual é a massa de soluto nela presente?

6)São dissolvidos, em água, 10 mL da substância A. sabendo que a densidade de A é de

1,345 g/ml e que o volume da solução é de 475 mL, determine sua concentração.

7)Qual é a concentração em quantidade de matéria por volume de uma solução de cloreto

de potássio que apresente 18,5g de KCl em 250mL de solução?

8)No preparo de uma solução aquosa, foram usados 0,4 de cloreto de sódio como soluto. Sabendo que a concentração da solução resultante é de 0,05 mol/L, determine seu volume final.

9)A frutose (C6H12O6) é um açúcar presente nas frutas. Que massa de frutose é necessária

para prepara 0,5 L de solução 0,2 mol/L ?

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10)O ácido acético (CH3COOH) é o principal constituinte do vinagre. Qual será a concentração em quantidade de matéria de 500 mL de uma solução que contém 1 mol desta substância?

11)Sabe-se que 100 mL de uma solução contêm 28,5 g de hidróxido de cálcio. Calcule a

concentração em quantidade de matéria dos íons presentes nessa solução.

12)Calcule as concentrações de cátios e ânions em uma solução 0,1 mol/L de sulfato de sódio.

13)O vinagre é constituído de uma solução de ácido acético, que é responsável pelo seu

sabor azedo, dissolvido em água. Uma garrafa de vinagre contém 750 mL dessa solução cuja massa pode ser considerada, aproximadamente, 750 . Nessa massa, existem 22,5 g de ácido acético. Qual é a porcentagem em massa desse ácido na solução (vinagre)?

14)Uma amostra de 0,5 g de iodeto de potássio é adicionada a 100g de água . determine a concentração em massa por massa e a porcentagem de soluto em massa da solução resultante.

15)Uma solução formada pela dissolução de A em B possui percentagem em massa de A

igual a 25%.

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a)a concentração em massa dessa solução

b)a massa do soluto sabendo que a massa da solução é de 2 245g.

16)Calcule a concentração de soluto em massa em uma solução em que 75 g de iodeto de potássio foram dissolvidos em 435 g de água.

17)Calcule a massa de HNO3 presente numa amostra de 45 g de ácido nítrico comercial cuja concentração percentual em massa de soluto é de 65%.

18)Calcule a massa de HCl contida em 0,5 L de ácido comercial cuja concentração

percentual em massa de soluto é de 32% e sua densidade é 1,19g/mL.

19)(Unicamp-SP)Sabe-se que em 100mL de leite integral há cerca de 120 mg de cálcio

.Calcule a concentração de cálcio no leite em mol por litro (mol/L).

20)(Fuvest-SP)O limite máximo de ¨ingestão diária aceitável¨ (IDA) de ácido

fosfórico,aditivo em alimentos ,é de 5 mg/kg de massa corporal.Calcule o volume de refrigerante,contendo ácido fosfórico na concentração de 0,6 g/L, que uma pessoa de 60 kg deve ingerir para atingir o limite máximo de IDA.

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21)(Unicruz-RS) A unidade no ar representa uma solução, segundo os estados de agregação dos componentes :

i. Solução gás líquido. ii. Solução líquido-líquido.

iii. Solução gás-gás. iv. Solução líquido-gás. v. Solução sólido-gás.

22)(Fei-SP) Uma dona de casa, ao preparar um refresco, tipo Royal, adicionou um envelope de suco de refresco e 4 colheres de açúcar em 1,5 litro de água fria e homogeneizou. Qual é a percentagem dos sólidos dissolvidos na solução preparada? Considere: 1 colher de açúcar : 18g 1 envelope de refresco: 50g densidade da água:1,000 g/mL. não ocorre alteração de volume.

a)6,0% b)12,0% c)7,5% d)3,0% e)4,5

23)(Fuvest-SP)Quatro tubos contêm 20mL de água cada um, colaca-se nesses tubos dicromato de potásio , K2Cr2O7, nas seguintes quantidades: tubo A tubo B tubo C tubo D.

Massa de K2Cr2O7 1,0 3,0 5,0 7,0 A solubilidade do sal , a 20 °C, é igual a 12,5g por 100 mL de água. após agitação, em quais dos tubos coexistem, nessa temperatura, solução saturada e fase sólida ?

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24) Med.Catanduva-SP) Após a evaporação de toda a água de 25g de uma solução saturada (sem corpo de fundo) da substância X, pesou-se o resíduo sólido ,obtendo-se 5g. Se, na mesma temperatura do experimento anterior, adicionarmos 80g da substância X em 300g de água, teremos uma solução:

25)(UFBA) A tabela abaixo fornece os valores de solubilidade do cloreto de sódio e do hidróxido de sódio, em água, diferentes temperaturas .

Solubilidade Soluto (g de soluto/100 g de água)

0°C 20°C 50°C 100°C NaCl(s) 35,7 36,0 37,0 39,0 NaOH(s) 42,0 109,0 145,0 347,0 As informações acima e os conhecimentos sobre soluções permitem concluir:

a) Soluções são misturas homogêneas. b) Solução saturadas é uma mistura heterogênea. c) O hidróxido de sódio é mais solúvel em água que o cloreto de sódio. d) Soluções concentradas são soluções saturadas. e) Quando se separa o soluto do solvente, obtêm-se substâncias diferentes daquelas que foram

inicialmente misturadas. f) Adicionando-se 145g de hidróxido de sódio a 100g de água, a 20 °C, obtém-se um sistema

bifásico, que, após aquecido à temperatura acima de 50 °C, apresenta-se monofásico. 26) (UEL-PR) Está questão relaciona-se com 200g de solução alcoólica de fenolftaleína contendo 8,0% em massa de soluto. a massa de fenolftaleína, em gramas, contida na solução e o número de mols de álcool são respectivamente: Dado:massa molar do etanol = 46g/mol a) 16,0 – 4,0 b) 8,00 – 2,0 c) 5,00 – 2,5 d) 4,00 – 8,0 e) 2,00 – 3,0

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27)(Uneb-BA) Num balão volumétrico de 250 mililitros adicionam-se 2,00 g de sulfato de amônio sólido; o volume é completado com água. A concentração da solução obtida, em g/L, vale: a)1,0 b)2,0 c)3,50 d)4,00 e)8,00 28) (Unicamp-SP) O ‘’soro caseiro’’ recomendado para evitar a desidratação infantil consiste em uma solução aquosa de cloreto de sódio,NaCl,3,5g/L.Qual a concentração ,em mol /L ,do cloreto de sódio na solução? È da sacarose? 29)(UFSC) Sabendo que uma solução aquosa de sulfato de sódio, Na2SO4, contém 71g desse sal dissolvido em250 mL de solução,calcule a concentração desta em mol/L. Dados:Na =23; S = 32 e O = 16 30)O ácido sulfúrico concentrado é um líquido ,oleoso muito corrosivo ,oxidante e desidratante .È uma das matérias–primas mais importantes para a indústria química e derivados . È utilizado na fabricação dfertilizantes filmes, rayon, medicamentos, corantes, tintas, explosivos, acumuladores de baterias , refinação do petróleo, decapante de ferro de aço. Considere a seguinte situação , comum em laboratório de química : um químico precisa preparar 1 litro de solução de ácido sulfúrico na concentração 3,5 mol/L e 3,0 mol/L. Calcule os volumes de cada uma dessas soluções que o químico deverá misturar para obter a solução que precisa.