Aula de Química Analítica sobre - Soluções.

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Universidade Federal de Campina Grande (UFCG) 
Centro de Tecnologia e Recursos Naturais (CTRN) 
Unidade Acadêmica de Engenharia Agrícola (UAEA) 
Disciplina: Química Analítica 
Professora: Rossana M. F. de Figueirêdo 
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SOLUÇÕES 
1. Introdução 
As soluções são misturas homogêneas formadas por duas ou mais substâncias onde 
aquela que está presente em menor quantidade é denominada soluto e a que aparece em maior 
quantidade é denominada solvente. 
 
 
As soluções podem ser encontradas em qualquer fase de agregação: sólida, líquida e 
gasosa. A fase de agregação de uma solução é determinada pela fase de agregação do 
solvente. Observe, na tabela abaixo, alguns exemplos desta constatação: 
Solvente Soluto Solução Exemplo 
Gás Gás Gasosa Atmosfera 
Líquido Gás Líquida Água-amônia 
Líquido Líquido Líquida Água-etanol 
Sólido Líquido Sólida Zinco-mercúrio (amálgama)
Líquido Sólido Líquida Água-sal 
Sólido Gás Sólida Paládio-hidrogênio 
Sólido Sólido Sólida Zinco-cobre (latão) 
A maior parte da terra é constituída por soluções aquosas (os oceanos). Vivemos na 
dependência completa de duas espécies de soluções: uma gasosa (a atmosfera) e a outra 
aquosa. 
 
2. Solubilidade 
A relação soluto–solvente–temperatura nos permite avaliar a missibilidade do soluto 
em função da quantidade de solvente e da temperatura. Para se avaliar a solubilidade de um 
dado soluto, deve-se estabelecer condições padrão de verificação dessa análise (geralmente é 
adotado uma quantidade padrão de água de 100 gramas como solvente e uma determinada 
temperatura). O limite (máximo) da solubilidade de um soluto é definido como Coeficiente 
de Solubilidade (Cs), esse define a quantidade de soluto que se dissolve em 100 gramas de 
um solvente (água) a uma dada temperatura. 
 
Tabela 1 – Coeficientes de solubilidade do sulfato de pótassio (K2SO4) e do hidróxido de 
cálcio (Ca(OH)2) 
T (°C) Cs (g K2SO4 /100 g de H2O) Cs (g Ca(OH)2 /100 g de H2O) 
0 7,35 185 x 10-3 
10 9,22 176 x 10-3 
20 11,11 165 x 10-3 
30 12,97 153 x 10-3 
40 14,76 141 x 10-3 
50 16,50 128 x 10-3 
60 18,17 116 x 10-3 
70 19,75 106 x 10-3 
80 21,14 94 x 10-3 
90 22,80 85 x 10-3 
100 24,10 77 x 10-3 
Solução = Soluto + Solvente 
Universidade Federal de Campina Grande (UFCG) 
Centro de Tecnologia e Recursos Naturais (CTRN) 
Unidade Acadêmica de Engenharia Agrícola (UAEA) 
Disciplina: Química Analítica 
Professora: Rossana M. F. de Figueirêdo 
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A quantidade de substância que se dissolve em determinada quantidade de solvente 
varia muito de substância para substância. O álcool, por exemplo, possui solubilidade infinita 
em água, pois água e álcool se misturam em qualquer proporção. Grande parte das 
substâncias, por sua vez, possui solubilidade limitada, ou são insolúveis. 
Quando o coeficiente de solubilidade é muito pequeno, como o do AgCl, diz-se que a 
substância é insolúvel. Quando o soluto e o solvente são líquidos e não se dissolvem entre si 
diz-se que os mesmos são imiscíveis. 
 
Tabela 2 - Coeficientes de solubilidade de algumas substâncias 
Substância Cs (g /100 g de H2O a 20 °C) 
NaCl 36 
Br 64 
KNO3 31,6 
CaSO4 0,2 
AgCl 0,0014 
 
Classificação de compostos quanto à solubilidade: solúvel; parcialmente solúvel; e 
insolúvel. 
Tem-se na Tabela 3 a classificação quanto à solubilidade (solúvel; parcialmente 
solúvel; e insolúvel) de alguns compostos inorgânicos em água: 
 
Tabela 3 – Classificação da solubilidade de alguns compostos inorgânicos em água: 
Compostos Solubilidade Observações 
Ácidos Solúveis a 
Bases de metais alcalinos Solúveis É também solúvel o NH4OH 
Bases de metais alcalinos-terrosos Parcialmente Solúveis a 
Bases de outros metais Insolúveis a 
Sais: Nitratos, Cloratos, Acetatos Solúveis a 
Sais: Sulfetos Insolúveis São solúveis os sulfetos de metais alcalinos e NH4+ 
 
As substâncias inorgânicas (sais, ácidos e bases) se dissolvem em água. As substâncias 
orgânicas não se dissolvem em água, exceto sais, ácidos e álcoois. As substâncias orgânicas, 
porém, se dissolvem em solventes orgânicos, tais como gasolina, tetracloreto de carbono, 
benzeno, etc. Considerando a polaridade das substâncias, pode-se notar que as substâncias 
com polaridades semelhantes se dissolvem entre si. 
 
2.1. Classificação das soluções 
A classificação das soluções pode ser feita de acordo com diferentes critérios. No 
entanto, vamos nos deter apenas na classificação com relação a dois critérios: 
 
 
 
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a) Quanto à relação soluto/solvente 
Tendo como base a proporção entre soluto e solvente, as soluções podem ser 
classificadas de três formas: 
 
Solução insaturada - uma solução é insaturada quando ela contém, a uma 
determinada temperatura, uma quantidade de soluto inferior ao coeficiente de solubilidade da 
substância nessa temperatura. 
Solução saturada - uma solução é saturada quando ela contém, a uma determinada 
temperatura, uma quantidade de soluto dissolvido exatamente igual ao coeficiente de 
solubilidade da substância nessa temperatura. 
Solução supersaturada - uma solução é supersaturada quando ela contém, a uma 
determinada temperatura, uma quantidade de soluto dissolvido superior ao coeficiente de 
solubilidade da substância nessa temperatura. 
 
Tabela 4 - Coeficiente de solubilidade do NaCl em diferentes temperaturas 
T (°C) Cs (g NaCl /100 g de H2O) 
0 35,7 
10 35,8 
20 36,0 
30 36,3 
40 36,6 
50 37,0 
60 37,3 
70 37,8 
80 38,4 
90 39,0 
100 39,8 
Exemplo: 
A 20 °C o coeficiente de solubilidade do NaCl é igual a 36,0 g/100 g de H2O: 
- Em 100 g de água, nesta temperatura, são adicionados 30 g de NaCl; 
- Os 30 g de sal se dissolvem; 
- Nesta solução ainda é possível dissolver mais 6 g de sal; 
- Esta solução ainda está insaturada. 
 
- Em 100 g de água, nesta temperatura, são adicionados 36g de NaCl; 
- Os 36 g de sal se dissolvem; 
- Não há formação de precipitado (ppt); 
- Está esgotada a capacidade de dissolução do sal nos 100 g de água; 
- Esta solução está saturada. 
 
- E 100 g de água, nesta temperatura, são adicionados 36,1g de NaCl; 
- Aquece-se a solução de tal forma que todo o sal colocado se solubilize; 
- Resfria-se lentamente a solução de tal maneira que ela volte ao 20 °C, 
permanecendo, porém, com os 36,1 g de sal dissolvidos; 
- Pelo fato da massa de sal dissolvida ser maior que seu Cs, esta solução se torna 
instável e a mínima perturbação do sistema faz com que ocorra a formação de ppt. 
- Esta solução está supersaturada. 
 
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b) Quanto à relação soluto/solução 
Baseando-se na proporção entre soluto e solução, as soluções podem ser: 
 
Solução diluída - Nessa solução a quantidade de soluto é considerada pequena. Tem-
se como parâmetro que as soluções diluídas são aquelas que possuem no máximo um décimo 
de mol (0,1 mol) de soluto por litro de solução. 
Solução concentrada - Nessa solução a quantidade de soluto na solução é considerada 
grande. Tem-se como parâmetro que as soluções diluídas são aquelas que possuem mais que 
um décimo de mol de soluto por litro de solução. 
 
3. Concentração das soluções 
 
Para estudo das soluções três aspectos devem ser considerados: quantidade, 
composição e concentração. 
A quantidade da solução envolvida em um processo pode ser medida em massa e 
volume. A composição de uma solução é a soma total de todos os ingredientes que a 
compõem, e a concentração de uma solução são as quantidades relativas destes vários 
componentes. 
 
3.1. Conceitos básicos 
 
Expressamos a concentração de uma solução relacionando a quantidade de soluto 
existente em uma quantidade de solução. 
 
Concentração: é a massa de soluto existente em um determinado volume ou massa de 
solução. 
 
Existem várias maneiras de se expressar a concentração de uma solução: em termos de 
molaridade, normalidade, concentração comum, etc. 
Desta forma alguns conceitos básicos são necessários para a realização de cálculos que 
envolvam concentração de soluções. 
 
Massa molar atômica ou peso atômico: é a massa de um mol de átomos de um elemento. É 
dadaem g/mol. 
 
 
 
 
Massa molar molecular ou peso molecular: corresponde a massa de um mol de moléculas 
de uma substância. Também é dada em g/mol. 
 
Mol: é a quantidade de matéria de um sistema na qual o número de entidades desse sistema 
(átomos) for igual ao número de átomos contidos em 12 g do isótopo 12 do carbono 
(6,02x1023 - Número de Avogadro). 
 
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Número de mol (n): é a quantidade de mols de uma determinada amostra de substância. O 
número de mol é dado por 
 
 
em que: 
n – número de mol (mol) 
m = massa de uma amostra de substância (g) 
PM = peso molecular da substância (g/mol) 
 
Equivalente-grama: é a massa de uma substância capaz de movimentar 1mol de cargas 
positivas ou negativas durante uma reação química e é dado por 
 
 
em que: 
K = valência (eq/mol) 
PM = peso molecular da substância (g/mol) 
 
Regras práticas para o cálculo de Eg 
 
a) Para o elemento: 
K = valência da carga do íon do elemento 
Exemplo: Para o sódio - Na g/eq 23
1
23 ==Eg 
b) Para a substância: 
O valor de k é interpretado de acordo com o comportamento químico da substância. 
 
1) Ácido: k é igual ao número de hidrogênios ionizáveis (H+). 
Exemplos: 
 Para o ácido nítrico - HNO3 g/eq 631
63 ==Eg 
 Para o ácido sulfúrico - H2SO4 g/eq 492
98 ==Eg 
 Para o ácido fosfórico - H3PO4 g/eq 67,323
98 ==Eg 
 
 
 
2) Base: k é igual ao número de hidroxilas (OH-). 
Exemplos: 
 Para o hidróxido de sódio - NaOH Eg = 40 / 1 = 40 g/eq 
 Para o hidróxido de cálcio - Ca(OH)2 Eg = 74 / 2 = 37 g/eq 
 
3) Sal: k é igual à valência total do cátion ou do ânion considerado. 
Exemplos: 
 Para o cloreto de sódio - NaCl Eg = 58,5 / 1 = 58,5 g/eq 
 Para o fluoreto de bário - BaF2 Eg = 175 / 2 = 87,5 g/eq 
 
 
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4) Óxido: k é a valência do elemento ligado ao oxigênio. 
Exemplos: 
 Para o óxido de cálcio- CaO Eg = 56,1g / 2 = 28,05 g /eq 
 Para o óxido de potássio - K2O Eg = 94,2g / 2(1) = 47,1 g/eq 
É importante saber, que moléculas de ácidos Di e Polibásicos reagem parcialmente, 
pois nem todos os átomos de hidrogênio são ionizáveis, conseqüentemente, o valor de seu Eg 
será diferente em função do no de hidrogênio ionizáveis. 
Por outro lado, nas reações de oxi-redução ocorre uma redistribuição de elétrons entre 
as substâncias, portando o cálculo do Eg de substâncias oxidantes e redutoras, baseia-se no 
número de elétrons ganhos ou perdidos pelas moléculas envolvidas na reação. 
Assim, para determinar-se o Eg de substância oxi-redutoras, divide-se a massa pelo 
número de elétrons ganhos ou perdidos em reação, ou seja: 
 
perdidosou ganhos elétrons den
massag-Eq o= 
 
Número de equivalente-grama (e ou Neq): é a quantidade de equivalente-grama contida em 
massa de amostra de uma determinada substância. 
 
 
 
em que: 
m = massa de uma amostra de substância (g) 
Eg = equivalente-grama (g/eq) 
 
3.2. Expressões de concentração de soluções 
As principais formas de expressar a concentração de uma solução são: título 
(concentração em massa), concentração comum, densidade, molaridade e normalidade. 
 
CONCENTRAÇÃO EM MASSA OU TÍTULO (T) 
 
a) Conceito: 
É a razão entre a massa de soluto e a massa de solução. 
b) Expressão matemática: 
 
em que: 
T = título 
m1 = massa do soluto 
m2 = massa do solvente 
m = m1 + m2 = massa da solução) 
 
O título de uma solução é um número adimensional, maior que zero e menor que um. 
O título também pode ser expresso em porcentagem. 
c) 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. 
 
 
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CONCENTRAÇÃO COMUM (C) 
 
a) Conceito: 
É a razão entre a massa de soluto, em gramas, e o volume de solução em litros. 
b) Expressão matemática: 
 
em que: 
C = concentração (g/L); 
m1 = massa do soluto (g); 
V = Volume de solução (L). 
c) Significado: 
A concentração comum nos indica a quantidade de soluto, em gramas, que existe em 
um litro de solução. 
 
DENSIDADE (d) 
 
a) Conceito: 
É a razão da massa da solução pelo volume da solução em mililitros. 
b) Expressão matemática: 
 
em que: 
d = densidade (g/mL); 
m = massa da solução (g); 
V = volume da solução (mL). 
c) Significado: 
A densidade indica a massa, em gramas, encontrada num mililitro de solução. 
 
CONCENTRAÇÃO MOLAR OU MOLARIDADE (M) 
 
a) Conceito: 
É a razão entre o número de mols de soluto e o volume de solução dado em litro. 
b) Expressão matemática: 
 
em que: 
M = molaridade(mol/L); 
n1 = número de mols de soluto (mol); 
V = volume de solução (L); 
m1 = massa de soluto (g); 
PM = peso molecular do soluto (g/mol). 
c) Significado: 
A concentração molar ou molaridade nos indica o número de mols de soluto que existe 
em um litro de solução. 
 
 
 
 
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CONCENTRAÇÃO NORMAL OU NORMALIDADE (N) 
 
a) Conceito: 
É a razão entre o número de equivalente-grama (e) do soluto e o volume de solução 
dado em litros. 
b) Expressão matemática: 
 
em que: 
N = normalidade(eq/L); 
e1 = número de equivalente-grama do soluto (eq); 
V = volume de solução (L); 
m1 = massa de soluto (g); 
Eg = equivalente-grama do soluto (g/eq). 
c) Significado: 
A concentração normal ou normalidade nos indica o número de equivalente-grama do 
soluto que existe em um litro de solução. 
 
4. 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: 
 
 
 
 
 As expressões acima, válidas para concentração comum, podem ser deduzidas também 
para outras formas de expressão de concentração de soluções. Pois uma vez que a massa de 
soluto é constante, seu número de mols também o é. Assim teremos: