Soluções

Solução, dispersão coloidal e suspensão

Conceitos

Sempre que uma substância se distribui em outra se tem uma dispersão. Assim: dispersões são misturas homogêneas ou heterogêneas de duas ou mais substâncias. Podem ser suspensões grosseiras, colóides ou soluções. Em qualquer dispersão o componente que está em maior quantidade é o dispersante ou dispergente. Os demais constituem o disperso. A distinção entre soluções, colóides e dispersões grosseiras é feita pelo tamanho médio das partículas dispersas – um critério que, embora arbitrário é prático e cômodo.

Nome da dispersão

Tamanho médio das partículas dispersas

Soluções verdadeiras

Entre 0 e 1 nm (menor que 10 Ao)

Soluções coloidais

Entre 1 e 100 nm (entre 10 a 1000 Ao)

Suspensões Acima de 100 nm

(maior que 1000 Ao)

Solução: (Ex: água e sal de cozinha; água e álcool; ar atmosférico puro)

As partículas dispersas são moléculas ou íons comuns com diâmetro menor que 1 nm (10-9 m). Mistura homogênea de duas ou mais substâncias (dispersão monofásica). Impossível seu fracionamento por meio de qualquer filtro ou centrífuga. As partículas dispersas não são detectadas mesmo com o auxílio de microscópio eletrônico ou de ultramicroscópio.

Colóide: (Ex: proteínas em água; gelatina em água quente; maionese; goma-arábica)

as partículas dispersas têm diâmetro entre 1 e 100 nm. são agregados de moléculas ou de íons comuns, ou macromoléculas, ou macroíons isolados. não se sedimentam sob a ação da gravidade, nem sob a ação dos centrifugadores comuns, mas sim sob a ação de ultracentrifugadores. não são retidas por filtros comuns, mas o são por ultrafiltros. não são detectadas ao microscópio comum, mas o são com o auxílio do microscópio eletrônico e do ultramicroscópio.

Suspensão: (Ex: água e areia; ar com poeira)

as partículas dispersas têm diâmetro maior que 100 nm. são agregados de moléculas ou de íons. sedimentam-se pela ação da gravidade ou dos centrifugadores comuns.

são retidas pelo filtro comum e são detectadas a olho nu ou com o auxílio de microscópios comuns.

Características das soluções

A principal característica de uma solução consiste no fato de ela ser homogênea, isto é, uma mistura com propriedades, físicas e químicas, iguais em todas as suas partes. Em inúmeros casos, o soluto pode ser separado do solvente por métodos puramente físicos(p. ex. destilação). Nas soluções o disperso denomina-se soluto e o dispersante, solvente. Nas soluções de sólidos em líquidos ou gás em líquido, o solvente é o líquido. Já em uma solução de dois líquidos ou de dois sólidos o solvente é o que existe em maior proporção. No caso de uma mistura de gases, não há distinção entre soluto e solvente, porque os gases se difundem.

Classificação das soluções

As soluções podem ser classificadas de acordo com diferentes critérios:

Quanto ao estado físico:

sólidas; líquidas e gasosas.

Classificação Solvente Soluto ExemploSolução sólida

Sólido Sólido Ouro 18 quilates (75% de Au + 25% Cu,Ag)

Solução líquida

Líquido Sólido Soro fisiológico (solução aquosa de NaCl a 0,9%, em massa)

Solução líquida

Líquido Líquido Álcool a 96º GL (solução alcoólica com 4%, em volume, de água)

Solução líquida

Líquido Gás Água mineral gasosa (solução aquosa de CO2)

Solução gasosa

Gás Gás Ar atmosférico

Quanto ao estado de agregação dos componentes da solução:

Solução Solvente Soluto ExemploSólido-sólido

Sólido Sólido Ligas metálicas

Sólido- Líquido Sólido Açúcar + água

líquidoSólido-gás Gás Sólido Naftalina no arLíquido-

sólidoSólido Líquido Água em sólidos

higroscópicos (CaCl2)Líquido-líquido

Líquido Líquido Água + metanol

Líquido-gás Gás Líquido Umidade no arGás-sólido Sólido Gás Hidrogênio retido em

platina em póGás-líquido Líquido Gás Gás carbônico em

bebidasGás-gás Gás Gás Todas as misturas

gasosas

Quanto à condutividade elétrica (ou natureza do soluto):

Iônicas ou eletrolíticas

Moleculares ou não-eletrolíticas

Solução iônica ou eletrolítica: as partículas dispersas são íons. Conduz corrente elétrica por conter íons com movimentação livre e intensa. Estas soluções são consideradas eletrólitos. Ex: soluções de sal de cozinha e água; de ácido clorídrico, soda cáustica, etc.

Solução molecular ou não-eletrolítica: as partículas dispersas são moléculas. Não conduz eletricidade por

não formar íons livres na solução. Ex: solução aquosa de açúcar.

Em tempo:Ionização: ocorre com o rompimento de ligações covalentes e formação de íons.Ex: HCl + H2O → H+

(aq) + Cl-(aq)

Dissociação iônica: ocorre quando um sólido iônico dissolve-se em água.Ex: Na+Cl- + H2O → Na+

(aq) + Cl-(aq)

Dissociação molecular: ocorre com separação das moléculas e formação de íons.Ex: C6H12O6 + H2O → C6H12O6 (aq)

OBS: Há muitas soluções que apresentam simultaneamente moléculas e íons dispersos. Nas soluções aquosas dos ácidos fracos, por exemplo, existem muitas moléculas e poucos íons em função da pequena dissociação desses ácidos.

Quanto à proporção soluto/solvente:

Diluída; concentrada; saturada e supersaturada

Solução diluída: é aquela que contêm pouco solutos relativamente à quantidade máxima possível de ser solubilizada num dado solvente a uma dada

temperatura. Ex: 10 g de NaCl em um litro de água, a 20o C.

Solução concentrada: é aquela que contêm muito solutos relativamente à quantidade máxima possível ser solubilizada num dada solvente a uma dada temperatura. Ex: 300 g de NaCl em um litro de água, a 20o C.

Solução saturada: é aquela que contêm a máxima quantidade permitida de soluto em determinada quantidade de solvente a certa temperatura. Ex: 360 g de NaCl em um litro de água a 20o C.

Solução supersaturada: contêm excesso de soluto em relação à solução saturada, na mesma temperatura. Ex: quantidade de NaCl maior que 360 g em um litro de água a 20º C.

Solubilidade

Adicionando-se, gradativamente, um soluto a um solvente é possível obter soluções que variam de diluídas a supersaturadas. A quantidade necessária do soluto que forma, com uma quantidade padrão de solvente, uma solução saturada em determinadas condições de pressão e temperatura recebe o nome de coeficiente de solubilidade (Cs) do referido soluto. A partir do “ponto de saturação” toda quantidade adicional de soluto que for colocada no sistema, irá

depositar ou precipitar no fundo do recipiente. O “ponto de saturação” depende do soluto, do solvente e das condições físicas de temperatura e pressão. Esta é importante em soluções onde existem gases. O ponto de saturação é definido pelo coeficiente ou grau de solubilidade.Coeficiente ou grau de solubilidade (CS) é a quantidade de um soluto (em geral, em gramas) necessária para saturar uma quantidade padrão (em geral 100g; 1 000 g ou 1 litro) de solvente, em determinadas condições físicas de temperatura e pressão. Quando o CS é praticamente nulo, dizemos que a substancia é insolúvel naquele solvente (CSAgCl = 0,014 g/L). Tratando-se de dois líquidos dizemos que estes são imiscíveis (água e óleo). Substâncias totalmente miscíveis dissolvem-se em todas as proporções (água e álcool). Ponto de saturação

MASSA DE SOLUTO

Soluções não saturadas Solução saturada Soluções supersaturadas

(estáveis) (estável) (instáveis)

Tabela de solubilidade de alguns compostos inorgânicos em água

Funções Solubilidade Exceções

em água

ÁcidosEm geral solúveis

—

HidróxidosEm geral insolúveis

Hidróxidos alcalinos e de amônio

S

A

I

S

NitratosCloratosAcetatos

Solúveis —

CloretosBrometosIodetos

Solúveis Ag+; Hg 22+; Pb2+

Sulfatos Solúveis Ca2+; Sr2+; Ba2+; Pb2+

Sulfetos InsolúveisSulfetos alcalinos e de

amônio

Carbonatos InsolúveisAlcalinos: Li; Na; K; Rb

e Cs e de amônio

Fosfatos InsolúveisAlcalinos: Li; Na; K; Rb

e Cs e de amônioOutros sais Insolúveis Alcalinos e de amônio

Curvas de solubilidade

A solubilidade e, conseqüentemente, o coeficiente de solubilidade aumenta com a temperatura para a maior parte das substâncias. As curvas de solubilidade são os

gráficos que apresentam a variação dos coeficientes de solubilidade das substâncias em função da temperatura (sistema de coordenadas cartesianas onde T é colocada na abscissa e o CS na ordenada). A solubilidade de um soluto é fácil de ser determinada experimentalmente. Devido aos fatores envolvidos, existem várias exceções às regras gerais de solubilidade. Apesar disso as regras são aplicadas satisfatoriamente para muitos compostos comumente encontrados no estudo da química. Tendo em mente que regras não são leis, estando, portanto sujeitas a exceções os principais fatores relacionados à solubilidade são: Natureza do soluto e do solvente: “semelhante dissolve semelhante”; Efeito da temperatura na solubilidade: para a maioria dos sólidos dissolvidos num líquido, um aumento na T resulta num aumento da solubilidade. A situação inversa ocorre no caso da solubilidade de gases em líquidos; Efeito da pressão na solubilidade: a solubilidade de um gás é diretamente proporcional à pressão do gás na solução; Velocidade de dissolução: a velocidade na qual um soluto sólido se dissolve é afetada por (a) dimensão da partícula do soluto, (b) temperatura do solvente, (c) agitação ou movimento da solução, e (d) concentração da solução.

As curvas de solubilidade têm grande importância no estudo das soluções de sólidos em líquidos, pois, neste caso, a temperatura é o único fator físico que influi perceptivelmente na solubilidade.

A curva de solubilidade divide o diagrama em duas regiões. Abaixo da curva encontra-se a região das soluções insaturadas (estáveis). Qualquer ponto dessa região indica que a massa do soluto dissolvido é menor que o CS. Acima da curva de solubilidade tem-se a

região das soluções supersaturadas. Qualquer ponto dessa região indica que a massa de soluto dissolvida é maior que o CS (soluções instáveis). A fronteira entre essas regiões – que é a curva de solubilidade – indica as soluções saturadas (estáveis) onde a massa do soluto dissolvido é igual ao CS. As curvas de solubilidade apresentam formas variadas (retilíneas ou curvilíneas). Algumas apresentam ponto(s) de inflexão que indica(m) haver alteração na composição da substância, como a perda de água de cristalização.

Solubilidade de gases em líquidos Os gases são, em geral, pouco solúveis em líquidos. A solubilidade dos gases em líquidos depende consideravelmente da pressão e da temperatura. Aumentando-se a temperatura, o líquido procura “expulsar” o gás e, conseqüentemente, a solubilidade

do gás diminui rapidamente. Aumentando-se a pressão sobre o gás, estaremos “empurrando” o gás para dentro do líquido o que leva a um aumento da solubilidade do gás no solvente. A influência da pressão é estabelecida pela lei de Henry, que diz: “quando não há reação química, a solubilidade de um gás num líquido é diretamente proporcional à pressão do gás” ou matematicamente: S = kp onde k é uma constante de proporcionalidade que depende da natureza do gás e do líquido e, também da temperatura.

Unidades de concentrações de soluçõesConcentração é a denominação dada a qualquer solução entre a quantidade de soluto e solvente, ou entre a quantidade de soluto e solução. Existem muitas formas de expressar a concentração de soluções, ou seja, a proporção existente entre quantidades de soluto e solvente, ou entre quantidades de soluto e solução. As formas mais comuns serão mostradas na tabela abaixo. Nelas usaremos a seguinte convenção para índices: índice 1: para as quantidades relativas ao soluto. índice 2: para as quantidades relativas ao solvente sem índice: para as quantidades relativas à solução

Definição Notação Unidade AplicaçãoConcentração C g/L, g/mL Geral

Título T - GeralPorcentagem P % Geral

Molaridade MM, molar ou mol/L

Química

Densidade d g/L, g/mL Química

Molalidade W molalQuímica e

Física

Fração Molar FM molsQuímica e

Física

Normalidade NN, normal ou neg/L

Química

Concentração comum ou simplesmente concentração ou concentração em g/L - C

a) Conceito: É a razão entre a massa de soluto, em gramas, e o volume de solução em litros ou mL.

b) Expressão matemática: Onde: C = concentração (g/l); m1 = massa do soluto (g); V = Volume de solução (L ou mL).

c) Unidade: Gramas por litro, g/L ou g/mL.

d) Significado: A concentração nos indica a quantidade de soluto, em gramas, que existe em um litro ou em um ml de solução.

OBS: Quando duas soluções têm a mesma concentração, elas são chamadas isotônicas ou isosmóticas (iso = igual).Quando a concentração é diferente, a mais concentrada é chamada hipertônica ou hiperosmótica (hiper = superior) e a menos concentrada é chamada hipotônica ou hiposmótica (hipo = inferior).

Concentração em massa ou título – T.

a) Conceito

É a razão entre a massa de soluto e a massa de solução.

b) Expressão matemática:

Onde: T = título; m1 = massa do soluto; m2 = massa do solvente e m1 + m2 = m (massa da solução).

c) Unidade: O título de uma solução é um número sem unidades, maior que zero e menor que um. Geralmente utiliza-se o título expresso em porcentagem. Para isso,

multiplica-se o título em massa por 100.

d) Significado O título nos dá a porcentagem em peso de uma solução, ou seja, a quantidade em gramas de soluto que existem em 100 gramas de solução.

Concentração molar, concentração em mol/L ou molaridade - M

a) Conceito É a razão entre o número de mols de soluto e o volume de solução dado em L.

b) Expressão matemática

Onde: M = Concentração em mol/L; n1 = número de mols de soluto; V = volume de solução (litros); m1 = massa de soluto (gramas); Mol = massa molar do soluto.

c) Unidade: mol por litro (mol/L), molar.

d) Significado A concentração molar ou molaridade nos indica o número de mols de soluto que existe em um litro de solução. Exemplo:

Uma solução 1M possui um mol de soluto dissolvido em um litro de solução. Uma solução 0,5M possui 0,5 mol de soluto dissolvidos em um litro de solução.

Concentração molal ou molalidade - W

a) Conceito É a razão entre o número de mols de soluto (n1) e a massa de solvente (m2), dada em kg.

b) Expressão matemática

Esta equação, no entanto, deve ser multiplicada por mil, porque a molalidade é expressa em número de mols por quilograma de solvente. Com isso, temos:

Onde: W = molalidade; m1 = massa de soluto (gramas); m2 = massa de solvente (gramas); Mol = massa molar do soluto.

c) Unidade: molal.

d) Significado A concentração molal nos indica o número de mols de soluto que existe em um quilograma de solvente. Exemplo: Uma solução 1 molal, possui um mol de soluto

dissolvido em um quilograma de solvente. Uma solução 4 molal possui 4 mols de soluto em um quilograma de solvente.

Fração molar - FM

a) Conceito A fração molar de uma solução é a relação entre o número de mols deste componente e o número total de mols da solução.

b) Expressão matemática Se a solução apresenta apenas um tipo de soluto, a expressão da Fração Molar será:

Onde: FM1 = fração molar do soluto; FM2 = fração molar do solvente; n1 = número de mol de soluto; n2 = número de mol de solvente. Se a solução apresentar mais de um soluto, calcula-se a relação entre o número de mols do soluto ou solvente em questão, e o somatório do número de mols dos demais componentes.

Para obter a percentagem molar de uma solução, multiplica-se a fração molar por 100.

%M = FM x 100

Onde: %M = porcentagem molar.

c) Unidade: A fração molar não tem unidade, é um número maior que zero e menor que um, quando multiplicado por 100 (porcentagem molar) se expressa o resultado em mols %.

d) Significado: A porcentagem molar nos indica o número de mols de um componente de uma solução, que existem em 100 mols de solução. A fração molar nos indica a fração de mols de um componente por mol de solução. Uma solução de NaCl que tem uma porcentagem molar de 5%, possui 5 mols de NaCl dissolvidos em 95 mols de água, ou 100 mols de solução. Esta mesma solução teria fração molar igual a 0,05 ou 0,05 mols em 0,95 mols de água.

Concentração normal ou normalidade - N

O uso de normalidade como expressão de concentração é uma matéria de certa controvérsia entre os químicos. A tendência parece ser em favor de evitar seu uso. Porém, além de sua utilidade em Química esta unidade de concentração ainda é usada no trabalho prático e na literatura.

A vantagem de se usar normalidade, como veremos mais adiante, é que soluções da mesma normalidade reagem mL a mL, isto é, 1 mL de uma solução 0,1 N de

NaOH neutralizará exatamente 1 mL de solução 0,1 N de H2SO4, independente da estequiometria da reação química envolvida. Não acontece o mesmo quando a concentração das soluções é mol L-1. 1 mol de H2SO4

reage com dois moles de NaOH e duas soluções destes reagentes da mesma molaridade reagirão na razão NaOH: H2SO4 = 2:1 mL.

Dito de outro modo, 1 equivalente de qualquer substância reage exatamente com 1 equivalente de outra substância. Isto facilita enormemente os cálculos especialmente na prática de análise quantitativa.

Normalidade se define como o “Nº de equivalentes gramas de soluto contido em 1 L de solução (NÃO solvente)”. (normalidade define-se também como o número de equivalentes gramas de soluto dividido pelo número de L de solução que contém o soluto).

Uma solução 1 normal (1N) contém 1 equivalente grama (eg) de soluto por L.

Normalidade =

O equivalente, tal qual o mol é unidade para descrever a quantidade de uma espécie química. Um equivalente é uma unidade similar ao mol e está

relacionado ao peso de uma substância através de seu equivalente grama (Eg)

Quantidade (equivalentes) =

O Eq está relacionado ao peso molecular pela fórmula:

Eg =

Onde h tem unidades de eq/mol. O valor numérico de h depende da função química a qual a substância está inserida.

Cálculo e conceito de equivalente grama:

O equivalente grama de qualquer espécie química é dada por: . Para diferentes espécies: Egácido =

; Egbase = ;

Egsal = Normalidade está relacionada à molaridade da mesma maneira que equivalente grama está relacionado ao peso molecular

Normalidade = molaridade x h

Devido a que quase sempre h 1, a normalidade quase

sempre é maior que ou igual à molaridade

Densidade

a) Conceito: É a razão da massa da solução pelo volume da solução, dada em l ou ml.

b) Expressão matemática: Onde: d = densidade; m = massa da solução; V = volume da solução, dada em L ou mL.

c) Unidade: g/L ou g/mL.

d) Significado A densidade indica a massa, em gramas, encontrada num litro ou mililitro de solução. Exemplos: - Uma solução de densidade 1 g/mL possui massa de 1 g por mL de solução, ou seja, 1 mL de solução apresenta massa igual a 1 g. - Uma solução de densidade 980 g/L possui massa 980 g por 1 L de solução, ou seja, 1 L de solução apresenta massa igual a 980 g.

Relações entre as unidades de concentração

a) Relação entre concentração e título

Dividindo a concentração pelo título, temos:

Simplificando a massa, tem-se:

A densidade de uma solução é igual à massa da solução dividida pelo volume.

Numa solução, no entanto, a massa solução é igual à soma da massa de soluto e do solvente, assim, pode-se escrever:

Logo:

Para obtermos a concentração em g/L, devemos multiplicar a expressão obtida por 1000 (mil) porque a densidade é expressa em g/mL. Com isso, a relação entre a concentração e o título fica:

C = 1000. d. T

b) Concentração e molaridade

Dividindo a concentração pela molaridade temos:

Simplificando a massa e o volume, tem-se:

Diluição de Soluções Diluir uma solução significa diminuir a sua concentração. O procedimento mais simples, geralmente aplicado, para diluir uma solução, é a adição de solvente à solução.Na diluição de soluções a massa de soluto, inicial e final, é a mesma, somente o volume é maior, logo, a concentração da solução será menor. Como a massa de soluto permanece inalterada durante a diluição, pode-se escrever:

C1. V1 = C2. V2

Aplicando um raciocínio semelhante para a molaridade, obtém-se a expressão:

M1. V1 = M2. V2

Através das expressões obtidas para a diluição de soluções, pode-se observar que a concentração de uma solução é inversamente proporcional ao volume.

Mistura de soluções Na mistura de soluções a massa total do soluto e o volume da solução final, é igual à soma das massas dos solutos e dos volumes das soluções que foram misturadas.

Solução 1 Solução 2 Solução 3

e

m1 = massa de soluto

M1 = molaridade

C1 = concentração

m2 = massa de soluto

M2 = molaridade

C2 = concentração

mr = m1 + m2Mr = ? Cr = ?

Para a mistura de soluções tem-se: Como mr = m1 + m2 e Vr = V1 + V2, pode escrever-se

que .

Titulação Titulação é uma operação de laboratório através da qual se determina a concentração de uma solução A medindo-se o volume de uma solução B de concentração conhecida, que reage completamente com um volume conhecido da solução A.

Soluções do nosso cotidiano Solução de ácido sulfúrico: Fórmula: H2SO4(aq) Utilidade: bateria de automóveis Álcool hidratado: Fórmula: C2H5OH Utilidade: bebidas, combustível, limpeza do lar, etc. Formol: Fórmula: HCHO - 40% Utilidade: conservação de cadáveres Vinagre (ácido acético) Fórmula: CH3COOH - 4%

Utilidade: tempero de alimentos, conservante Salmoura: Fórmula: NaCl(aq) Utilidade: conservação, tempero de alimentos.

CONCENTRAÇÃO PERCENTUAL (%)

A percentagem (partes por cem) de uma substância

em uma solução freqüentemente exprime-se como

porcentagem em peso, que se define como

Percentagem em peso (p/p) =

Note o uso de p/p para denotar que a razão nesta

unidade de concentração é peso/peso. Uma solução 40

% (p/p) de etanol em água contém 40 g de etanol em

100 g (NÃO mL) de solução, e se prepara misturando

40 g de etanol com 60 g de água.

Outras unidades comuns são: volume por cento (%

v/v) e peso-volume (% p/v) por cento

Percentagem em volume (v/v) =

Percentagem peso-volume (p/v) =

As unidades p ou v, então, sempre devem ser

especificadas. Quando não se especifica, assume-se que

a unidade é p/p.

Percentagem em peso e em volume são

valores relativos e, como tal, NÃO dependem das

unidades de peso ou volume utilizadas, sempre

que ambos, numerador e denominador, tenham

as mesmas unidades.

PARTES POR MILHÃO E CORRELATOS

Porcentagem rara vez é usada para exprimir

concentrações muito pequenas devido,

presumivelmente, à inconveniência de usar zeros ou

potencias de 10 para rastrear a vírgula decimal. Para

evitar este inconveniente os químicos com freqüência

mudam o multiplicador à razão do peso ou volume.

Aceitando que % (p/p) pode ser chamado de

PARTES POR CEM, a definição óbvia de PARTES

POR MILHÃO (ppm) é

ppm =

Observar que as unidades de peso no numerador e

denominador devem concordar.

Para concentrações ainda menores que ppm, usa-se

ppb, partes por bilhão ou ppt, partes por trilhão. O

que muda é o multiplicador da razão entre os pesos:

ppb =

ppt =

Quando a concentração do soluto é da ordem de

uns poucos ppm ou menor, a solução praticamente é

puro solvente e terá uma densidade essencialmente

igual àquela do solvente. Se o solvente é água, sua

densidade 1,00 g solução/mL solução. Isto significa que

1 L de solução pesará 1,0 kg ou 1000 g. Então

ppm =

Por exemplo, uma solução a 25 ppm contém 25 mg de

soluto em 1 L de solução.

DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES

Com freqüência é necessário preparar uma solução

diluída de um reagente a partir de uma solução mais

concentrada. Uma equação muito útil para calcular o

volume de reagente concentrado é

M1 x V1 = M2 x V2

Devido a que M x V = (moles/L)(L) = MOLES

esta equação simplesmente estabelece que os moles de

soluto em ambas soluções é igual. A diluição acontece

porque o volume muda.

Dito de outra forma, o número de moles de soluto

não muda quando diluímos, não importando o volume

final da diluição. Em geral podemos escrever a equação

anterior

C1 x V1 = C2 x V2 = C3 x V3 = + Cn x Vn

= CONSTANTE

Também, para se obter a quantidade de soluto a

partir de um volume dado de solução

C x V vai nos dar o número de moles,

equivalentes, g, mg, etc contidos em V litros de

solução, dependendo das unidades da concentração C.

FUNÇÕES p

Cientistas expressam freqüentemente a concentração

duma espécie em termos de sua função-p, ou valor-p. O

valor-p é o logaritmo negativo (base 10) da concentração

molar duma espécie. Então, para a espécie X,

pX = - log [X]

Como veremos, funções-p oferecem a vantagem de

concentrações que variam numa faixa de até 10 ordens

de magnitude serem expressas em termos de pequenos

números positivos.

EXEMPLOSEx 1. Como prepararia 0,150 L de uma solução

0,500 M de NaOH, a partir de NaOH sólido e água.

1. Calcularemos o número de moles de NaOH requeridos.:

Nº mol NaOH necessários = 0,150 L x

= 0,0750 mol NaOH

Massa de NaOH requerida = 0,075 mol x

R: você deveria pesar 3,00 g de NaOH e dissolver em suficiente água para fazer 150 mL (0,150 L) de solução.

Ex. 2. O HCl comercial está rotulado 37,0 %,

o que implica porcentagem em peso. Sua

densidade, também chamada de gravidade

específica, é 1,18 g mL-1.

1. Achar a molaridade do HCl;

2. A massa de solução que contém 0,100

mol de HCl; e

3. O volume de solução que contém 0,100

mol de HCl.

1. Uma solução a 37 % contém 37,0 g de HCl

em 100 g de solução. A massa de 1 L de

solução é

(1 000 mL) = 1 180 g

A massa de HCl em 1180 g de solução é:

(1180 g solução) = 437 g HCl

Dado que o peso molecular do HCl é 36,461, a

molaridade do HCl é

2. Visto que 0,100 mol de HCl é igual a 3,65 g, a

massa de solução que contém 0,100 mol é

3. O volume de solução contendo 0,100 mol de HCl é

Ex 3. Uma amostra de água de mar cuja d = 1,02 g

mL-1 contém 17,8 ppm de NO3-. Calcule a

molaridade de nitrato na água.

Molaridade é mol L-1 e 17,8 ppm significa que a

água contém 17,8 g de NO3- por grama de solução. 1L

de solução pesa

Massa solução = V (mL) x d (g mL-1) = 1000 x

1,02 = 1020 g

Então, 1 L de solução contém

g de NO3- = g

NO3-

A molaridade é

Ex. 4.   Qual a normalidade (concentração normal) de uma solução que contém 21,56 g de H2SO4 dissolvido em 200 cm3  solução? Dados:   H = 1; S = 32; O = 16

 mol1 = 98 g    =>       E = 98 g / 2 = 49 g     =>      m1 = 21,56 g        =>    V = 200 cm3 = 0,2 l

 N = m1 / E . V    =>     N = 21,56 g / 49 g . 0,2 l      =>    N = 2,2 normal (2,2 N)

EQUIVALENTE-GRAMA (E)

Equivalente-grama (E) de um elemento químico é a relação entre átomo-grama (A) e sua  valência (v), no composto considerado. Exemplos:  Para o sódio - Na              E = A / v  =  23g / 1  = 23g

                 Para o bário - Ba               E = A / v  = 137g / 2 = 68,5g

                 Para o alumínio - Al           E = A / v  =  27g / 3  =  9g

                 Para o oxigênio - O            E = A / v  =  16 g / 2 =  8g

Equivalente-grama (E) de um ácido é a relação entre a molécula-grama ou mol (mol1) do ácido e o número de hidrogênios ácidos ou ionizáveis (x). Exemplos:  Para  o ácido nítrico  - HNO3                 E = mol1 / x  =  63g / 1  = 63g        ( 1 hidrogênio ácido)

                 Para o ácido sulfúrico - H2SO4              E = mol1 / x  =  98g / 2  = 49g       ( 2 hidrogênios ácidos)

                 Para o ácido fosfórico - H3PO4              E = mol1 / x  =  98g / 3  = 32,67g  ( 3 hidrogênios ácidos)

                 Para o ácido fosforoso - H3PO3             E = mol1 / x  =  82g / 2  = 41g       ( 2 hidrogênios ácidos)

                 Para o ácido hipofosforoso - H3PO2       E = mol1 / x  =  66g / 1  = 66g       ( 1 hidrogênio ácido)

Equivalente-grama (E) de uma base é a relação entre a molécula-grama ou mol (mol1) da base e o número de hidroxilas (x). Exemplos:  Para o hidróxido de sódio - NaOH             E = mol1 / x  =  40g / 1  = 40g 

                 Para o hidróxido de cálcio - Ca(OH)2         E = mol1 / x  =  74g / 2  = 37g

                 Para o hidróxido de alumínio - Al(OH)3      E = mol1 / x  =  78g / 3  = 26g

Equivalente-grama (E) de um sal é a realção entre a molécula-grama ou mol (mol1) do sal e valência total do cátion ou ânion (x). Exemplos:   Para o cloreto de sódio - NaCl                                              E = mol1 / x  =  58,5g / 1 = 58,5g

                  Para o sulfeto de cálcio  - CaS                                              E = mol1 / x  =  72g / 2 = 36g 

                  Para o fluoreto de bário - BaF2                                             E = mol1 / x  = 175g / 2 = 87,5g

                  Para o sulfato de alumínio - Al2(SO4)3                                  E = c 342g / 6 = 57g

                  Para o sulfato de cobre II pentahidratado - CuSO4 . 5 H2O     E = mol1 / x  = 249,5g / 2 = 124,75g 

Equivalente-grama (E) de um oxidante ou redutor é a relação entre a molécula-grama ou mol (mol1) da substância e o número total de elétrons cedidos ou recebidos (x) pela molécula.

Exemplos:   Qual o equivalente-grama do permanganato de potássio (KMnO4) quando atua como oxidante em meio ácido ?                   A equação iônica da reação, é:

                   2MnO4-  + 6H++    <==>     2Mn++   +  3H2O 

+  5[O]

Quando o KMnO4 atua como oxidante em meio ácido o Mn de nox +7 ao receber 5 elétrons passa para Mn de nox +2. Como a molécula do KMnO4 contém apenas 1 átomo de Mn, seu equivalente-grama será a molécula-grama dividida por 5.

                   E =  mol1 / x = 158g /5 = 31,5g

Qual o equivalente-grama do permanganato de potássio (KMnO4) quando atua como oxidante em meio alcalino ?                   A equação iônica da reação, é:

                   2MnO4-  + 2(OH)-    <==>     2MnO3

- -   +  H2O  +  3[O]

Quando o KMnO4 atua como oxidante em meio básico o Mn de nox +7 ao receber 3 elétrons passa para Mn de nox +4 (MnO3

- -). Como a molécula do KMnO4 contém apenas 1 átomo de Mn, seu equivalente-grama será a molécula-grama dividida por 3

                  E =  mol1 / x = 158g /3 = 52,67g