Misturas_ soluções

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Estud� da� soluçõe�
Classificaçã� � cálcul��
Misturas:
Suspensão: Heterogêneo, suas fases podem
ser vistas a olho nu ou com o auxílio de
um microscópio
Coloidais: Heterogêneo, suas fases não
podem ser vistas a olho nu, podem ser
distinguidas visualmente das soluções e
somente quando são utilizados
ultrafiltros ou centrífugas
Soluções: homogênea, cujos componentes
não podem ser separados por centrifugação
ou filtração
Soluções:
→ São misturas homogêneas (uma fase)
formadas por duas ou mais substâncias
→ É constituída por dois componentes:
Soluto:
→ Substância que se deseja dissolver
→ Encontra-se em menor quantidade
Solvente:
→ Substância que dissolve o soluto
→ Encontra-se em maior quantidade em
número de mol
→ Estado físico que prevalece na solução
Coeficiente de solubilidade:
Quantidade máxima de um soluto capaz de
dissolver totalmente uma quantidade
padrão de solvente, em determinada
pressão e temperatura
Classificação das soluções:
Quanto a natureza das partículas:
Iônicas ou eletrolíticas:
São formadas por íons dissolvidos e, por
conduzirem corrente elétrica, também são
chamadas de soluções eletrolíticas
Moleculares ou não eletrolíticas:
São formadas por moléculas dissolvidas e,
por não conduzirem corrente elétrica,
também são chamadas de soluções não
eletrolíticas
Quanto ao estado físico:
Solução sólida:
→ Formada apenas por componente no estado
sólido à temperatura ambiente
→ Recebe o nome de liga, e geralmente são
formadas por metais
Solução líquida:
É aquela em que pelo menos um dos
componentes é líquido
Sólidos dissolvidos em líquidos:
Soluções formadas por solutos sólidos em
solventes líquidos
Líquidos dissolvidos em líquido:
Soluções em que tanto o soluto quanto o
solvente são líquidos
Gases dissolvidos em líquidos:
Soluções formadas por soltos gasosos em
solventes líquidos
Solução gasosa:
É aquela em que todos os componentes
estão no estado gasoso
Quanto à saturação:
Insaturada ou não saturada:
É aquela que ainda consegue dissolver
mais soluto, dada a temperatura fixa, ou
seja, não atingiu o coeficiente de
solubilidade
Ex: 100g de H2O para 35g de NaCl a 20ºC
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Saturada:
É aquela que não consegue mais dissolver
soluto, dada a temperatura fixa, ou seja,
que atingiu o coeficiente de solubilidade
Primeira situação:
A quantidade de soluto adicionada é igual
ao coeficiente de solubilidade
Ex: 100g de H2O para 36g de NaCl a 20ºC
Segunda situação:
→ A quantidade de soluto adicionada é
superior ao coeficiente de solubilidade
→ O excesso não é dissolvido, formando o
corpo de fundo, desse modo, surge um
sistema heterogêneo
Ex: 100g de H2O para 42g de NaCl a 20ºC
→ Forma-se uma solução saturada com 6g de
NaCl no fundo do recipiente
Supersaturada:
É aquela em que eu solvente consegue
solubilizar uma quantidade de soluto
maior que o estipulado pelo coeficiente
de solubilidade
Ex: 100g de H2O para 42g de NaCl a 20ºC
→ Na solução supersaturada deve-se
aumentar a temperatura para dissolver o
soluto, e em seguida resfriá-la devagar
para a temperatura inicial
→ Esse tipo de solução é muito instável,
ou seja, qualquer perturbação no meio
fará com que o NaCl é cesso em excesso
precipite
Curvas de solubilidade:
A solubilidade de uma substância varia
com a temperatura
Curvas ascendentes:
Representam as substâncias cujo
coeficiente de solubilidade aumenta com a
temperatura. São substâncias que se
dissolvem com absorção de calor, isto é,
a dissolução é endotérmica
Curvas descendentes:
Representam as substâncias cujo
coeficiente de solubilidade diminui com
o aumento de temperatura. São substâncias
que se dissolvem com liberação de calor,
isto é, a dissolução é exotérmica
Curvas com flexões:
Representam as substâncias que sofrem
modificações em sua estrutura com a
variação da temperatura
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Ex: O sulfato de sódio, até a temperatura
de 32°C, apresenta em sua estrutura 10
moléculas de água; em temperaturas acima
de 32°C, perde suas moléculas de água de
cristalização, e a curva de solubilidade
sofre uma inflexão
OBS: KCl dissolvido em 100g de H2O
Concentração de soluções:
É a relação entre a quantidade de soluto
dissolvida em determinada quantidade de
solução
C = soluto
Solução
OBS: O soluto terá índice 1, o solvente
terá índice 2 e a solução não terá índice
Solução diluída:
A quantidade de soluto é muito pequena em
relação a de solvente
Solução concentrada:
A quantidade de soluto é grande em
relação a do solvente
Concentração comum ou em massa (C):
Indica a massa de soluto, em gramas,
dissolvidas em 1 litro de solução
C = m1 (gramas)
V (litros)
OBS: O soluto terá índice 1, o solvente
terá índice 2 e a solução não terá índice
Densidade (d):
Indica relação entre a massa da solução
(m) e o volume (V) que ela ocupa
d= m (gramas ou quilos)
V (ml, cm3 ou L )
OBS: m = m1+m2
Porcentagem em massa (% m/m):
Indica a massa do soluto, em gramas,
dissolvida em 100 g de solução
%m/m = m1.100
m
OBS: O título em massa (tm) é a razão
entre a massa do soluto (m1) e a massa da
solução (m), ambos na mesma unidade
tm = m1.100 → 0 < tm < 1
m
Porcentagem em volume (%V/V):
Indica o volume de soluto, em ml, a cada
100 de solução
%V/V = V1.100
V
OBS: O título em volume (tV) é a razão
entre o volume do soluto (V1) e o volume
da solução (V), ambos na mesma unidade
tV = V1.100 → 0 < tV < 1
V
Percentual em massa por volume (% m/V):
Indica a massa do soluto, em gramas,
presente em 100 ml de solução
%m/V = m1.100
V
Partes por milhão (ppm):
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Quando a concentração do soluto é muito
pequena é comum expressá-la em partes por
milhão
1ppm = 1 parte de soluto
106 partes de solução
Fração molar (x):
Indica a razão entre a quantidade de mols
do soluto e a quantidade total de mols de
um a solução (soluto + solvente)
X = n1
n
OBS: A soma das frações molares de todos
os componentes é sempre igual a 1
Concentração molar ou molaridade (M):
É a quantidade de mols de soluto
dissolvida em 1 litro de solução
M = n1 → M = m1 → n1 = m1
V MM.V MM
OBS: n é o nº de mols do soluto
OBS: MM é a massa molar do soluto
Relação entre as concentrações:
Concentração comum e concentração molar:
C = m1 e M = n1 → M = m1 → C=MM.M
V V MM.V
Concentração comum e título:
C = m1 → m1=C.V e tm = m1 → m1=m.tm
V m
C.V=m.tm → C = m.tm → C=d.tm
V
OBS: Densidade = m/v
Diluição e concentração de soluções:
Diluição é uma operação em que se
acrescenta solvente a solução
→ A quantidade de soluto permanece
constante m1 inicial = m1 final
→ O volume da solução aumenta
→ A concentração da solução diminui
Concentração em g/L:
Ci.Vi=Cf.Vf
Vi: Volume inicial
Vf: Volume final
Concentração mol/L:
Mi.Vi=Mf.Vf
Mi: Concentração molar inicial
Mf: Concentração molar final
OBS: Concentrar significa aumentar a
participação do soluto na solução,
diminuindo, assim, a do solvente
OBS: O ato de diluir efetivado pela
adição de solvente, e o de concentrar,
pela sua retirada
→ Tanto na diluição quanto na
concentração, a quantidade do soluto
permanece inalterada
Mistura de soluções:
Mistura de soluções com o mesmo soluto:
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Nesse caso, tem se que a massa do Soluto
na solução final é a soma das massas de
soluto presente na solução A e B.
Analogamente, Vf = VA + VB
Equações de mistura do mesmo soluto:
g/L: CA.VA + CB.VB = Cf.Vf
Mol/L: MA.VA + MB.VB = Mf.Vf
Ex: 500 mL de uma solução 0,2 mol/L de
ácido clorídrico são misturados a 100 mL
de solução 0,8 mol/L do mesmo ácido.
Determine a concentração, em mol/L, da
solução resultante
VA = 500 mL
MA = 0,2 mol/L
VB = 100 mL
MB = 0,8 mol/L
Vf = 500 + 100 = 600 mL
→ VA.MA + VB.MB = Vf.Mf
→ 500.0,2 + 100.0,8 = 600.Mf
→ Mf = 0,3 mol/L
Misturas de solutos diferentes que não
reagem entre si:
Para a 1ª solução:
Ci(A).Vi(A) = Cf(A).Vf
Mi(A).Vi(A) = Mf(A).Vf
Para a 2ª solução:
Ci(B).Vi(B) = Cf(B).Vf
Mi(B).Vi(B)= Mf(B).Vf
OBS: Vf = Vi(A).Vi(B)
Ex: 500 mL de uma solução 0,4 mol/L de
NaCl são misturados com 300 mL de uma
solução 0,8 mol/L de KCl. Calcule a
concentração, em mol/L, da solução
resultante em relação a cada um dos sais
e em relação aos respectivos íons
Vi(NaCl) = 500 mL
Mi(NaCl) = 0,4 mol/L
Vi(KCl) = 300 mL
Mi(KCl) = 0,8 mol/L
Vf = 500 mL + 300 mL = 800 mL
Cálculo das Massas finais:
Mi(NaCl).Vi(NaCl) = Mf(NaCl).Vf
Mf(NaCl) = 0,4.500 = 0,25 mol/L
800
Mi(KCl).Vi(KCl) = Mf(KCl).Vf
Mf(KCl) = 0,8.300 = 0,30 mol/L
800
Cálculo das concentrações dos íons:
NaCl → Na+ + Cl-
0,25 mol 0,25 mol 0,25 mol
KCl → K+ + Cl-
0,30 mol 0,30 mol 0,30 mol
MN+ = 0,25 mol/L
MK+ = 0,30 mol/L
MCl- = 0,25 + 0,30 = 0,55 mol/L
Misturas de soluções de solutos
diferentes com reação química:
Este é um problema estequiométrico,
deve-se:
01. Calcular a quantidade de mols de cada
soluto
02. Escrever equação química balanceada
03. Obedecer a estequiometria
OBS: Titulometria é a determinação da
concentração de uma solução desconhecida
(solução-problema) por meio de outra
solução com concentração conhecida
(solução-padrão)