982406 Parte 1 Soluções

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SOLUÇÕES
I- MISTURAS
1- Homogêneas: Constituídas por uma só fase - SOLUÇÕES
2- Heterogêneas: Constituídas por mais de uma fase
II- CONSTITUIÇÃO
SOLUTO: está presente em menor quantidade
SOLVENTE: está presente em maior quantidade
TIPOS de SOLUÇÕES:
GASOSA
LÍQUIDA
SÓLIDA
III- DISSOLUÇÃO
COMPOSTOS MOLECULARES (fazem ligação covalente):
As forças de atração intermoleculares são muito fortes no estado sólido e fazem com que as moléculas fiquem juntas, formando aglomerados. Quando são colocados em água, as interações intermoleculares são quebradas e passamos a ter moléculas individualizadas circundadas pela água. 
COMPOSTOS IÔNICOS:
Os íons de cargas opostas se atraem mutuamente e ficam unidos formando a rede cristalina do sal, que adquire uma disposição geométrica particular. Quando são colocados em água, ocorre a separação do ânion e do cátion. Esta separação ocorre, pois a água é um composto polar e, portanto, apresenta uma parte + (H) e outra – (O), que irão envolver cátion e ânion. Este processo, no qual os íons ficam envolvidos pelas moléculas do solvente é chamado de SOLVATAÇÃO.
IV- SOLUBILIDADE
 DEFINIÇÕES
- SOLUBILIDADE: é a máxima quantidade possível de um soluto que pode ser dissolvida em uma certa quantidade de solvente a uma dada temperatura.
- SOLUÇÃO SATURADA
- SOLUÇÃO INSATURADA
- SOLUÇÃO SUPERSATURADA
- PRECIPITADO
 CURVAS DE SOLUBILIDADE
V- CONCENTRAÇÃO DA SOLUÇÕES
A) DEFINIÇÕES
SOLUÇÃO DILUÍDA: concentração baixa de soluto.
SOLUÇÃO CONCENTRADA: concentração alta de soluto. 
B) EXPRESSÕES DA CONCENTRAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO
Concentração significa quanto soluto está presente em um volume ou massa específica. 
Existem diversas maneiras de exprimir a concentração de uma solução, a s formas mais comuns são:
1. MOLARIDADE OU CONCENTRAÇÃO MOLAR
A molaridade de uma solução da espécie A, é o número de moles de essa espécie contidos em 1 L de solução. Sua unidade é M, que tem dimensões de molL-1.
A molaridade exprime também o número de milimoles (mmol ou10-3 mol) de um soluto por mililitro (mL ou 10-3 L de solução):
Molaridade = 
Relembrando que o Nº de moles de uma substância está relacionado a seu peso em gramas através do peso molecular (PM), teremos
Quantidade (moles) = 
ou
Quantidade (milimoles) = 
Ex. 1.Achar a molaridade de uma solução aquosa que contém 2,30 g de álcool etílico (EtOH; C2H5OH) (peso-fórmula = 46,07 g mol-1) em 3,50 L.
1. Calcular o Nº de mol em 2,30 g de EtOH:
2,30 g/46,07 g mol-1 = 0,04992 mol de EtOH 
2. Para obtermos a concentração molar:
M = 0,04992 mol/3,50 L = 0,0143 M
Ex 2.	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.
2. NORMALIDADE
O uso de normalidade como expressão de concentração é uma matéria de uma certa controvérsia entre os químicos. A tendência parece ser em favor de evitar seu uso. Porém, além de sua utilidade em Química Analítica, 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 de soluto contido em 1 L de solução ou o Nº de miliequivalentes em 1 mL”. 
(normalidade define-se também como o número de equivalentes (ou meq) de soluto dividido pelo número de L (ou mL) de solução que contém o soluto) 
Uma solução 1 normal (1N) contém 1 equivalente (eq) por L, ou 1 miliequivalente (meq) por mL. 
Normalidade = 
O equivalente ou miliequivalente, tal qual o mol e o milimol, são unidades para descrever a quantidade de uma espécie química.
Em contraste ao mol, a quantidade de substância contida em 1 equivalente PODE VARIAR de uma reação para outra. Conseqüentemente, o peso de 1 equivalente de um composto NUNCA poderá ser computado sem se referir à reação química na qual esse composto vai, direta ou indiretamente, participar. Analogamente, a normalidade de uma solução jamais poderá ser especificada sem um conhecimento acerca de como a solução vai ser usada.
A definição de 1 equivalente em termos de molaridade depende da reação que a substância experimenta. 
Um equivalente é uma unidade similar ao mol e está relacionado ao peso de uma substância através de seu peso equivalente (PEq)
	 		Quantidade (equivalentes) = 
ou
	 Quantidade (miliequivalentes) = 
	O PEq está relacionado ao peso molecular pela fórmula:
							Eq-grama = 
Onde h tem unidades de eq/mol. O valor numérico de x depende da reação química na qual a substância está envolvida. A mesma substância participando em reações diferentes pode ter valores diferentes de x, conseqüentemente, diferentes pesos equivalentes.
É IMPERATIVO que normalidade, equivalentes, ou peso equivalente seja sempre referida em termos de uma reação especifica
Normalidade está relacionada a molaridade da mesma maneira que peso equivalente está relacionado ao peso molecular
Normalidade = molaridade x X
Equivalentes e equivalentes-grama em reações ácido-base ou de neutralização
Em uma reação ácido-base 1 eq é o número de gramas de uma substância (molécula, íon ou par iônico, e.g., NaOH), que fornece, ou reage com o número de Avogadro (1 mol) de íons hidrogênio nessa reação.
A relação entre Eq-grama e MM é simples para ácidos e bases fortes e para outros ácidos ou bases que contêm 1 simples íon H+ ou OH- reativo. Por exemplo, os Eq-grama”s do KOH, HCl e HAc são iguais a seus MM”s porque cada um tem apenas um simples H+ ou OH- ( x= 1). Agora o Ba(OH)2, que contém 2 íons OH- idênticos, reage com 2 íons H+ em qualquer reação ácido-base, e assim sendo seu Eq-grama é metade de sua MM:
		Eq-grama do Ba(OH)2 = 
 ( x= 2)
Esta situação se faz mais complexa para ácidos e bases que contêm 2 ou mais íons H+ ou OH- reativos com tendências diferentes para se dissociar. Por exemplo, o ácido fosfórico, H3PO4, um ácido com 3 íons H+ reativos, dependendo do número de íons H+ envolvidos na reação, pode ter um Eq-grama = MM, a ½ MM ou a 1/3 MM, se a reação envolve 1, 2 ou 3 íons H+, respectivamente. Se não se sabe qual a reação em que o ácido está envolvido, é impossível dar uma definição não ambígua do Eq-grama do H3PO4.
Equivalente e Equivalente-grama em reações Oxirredução (Redox)
O valor de h para um reagente ou produto em uma reação redox é igual ao Nº de elétrons perdidos ou ganhos na reação por um íon ou molécula da substância. O Eq-grama de um participante em uma reação redox é aquele peso que direta ou indiretamente produz ou consume 1 mol (1 Nº de Avogadro) de elétrons. A forma mais simples de determinar o valor de x é escrever a ração balanceada da semi-reação para a substância de interesse. Consideremos a oxidação do íon iodeto I- pelo íon férrico, Fe3+:
		2I- + 2Fe3+ 	 I2 + 2Fe2+
A semi-reação balanceada para a oxidação do íon I- é
		 2I - I2 + 2e-
Esta equação diz que um I2 é equivalente a 2e- e assim x paraI2 é 2. Analogamente, um I- é equivalente a um e-:x para I- é 1. A semi-reação balanceada para a redução de Fe3+ é
		Fe3+: + 1e- Fe2+
E x = 1 para ambos Fe3+ e Fe2+ 
Ex. 3 	Calcular a N de uma solução preparada dissolvendo 220,0 mg de K2Cr2O7 em 100 mL de água que será usada para oxidar FeCl2 segundo a seguinte reação (não balanceada)
K2Cr2O7 + FeCl2 + HCl 	 CrCl3 + FeCl3 + KCl + H2O
Ou, passando para equação iônica balanceada:
	
+6 Fe2+ + 14H+ 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O
MM do K2Cr2O7 = 294,2 g mol-1 (ou mg mmol-1)
1.	Podemos observar que x = 6 (a reação envolve 6e-) e o Eq-grama do K2Cr2O7 será
	
	Eq-grama = 
 = 294,2/6 = 49,03 g eq-1 (ou mg meq-1)
2.	A N = 
 = 0,0448 meq mL-1 ou eq L-1 ou N
Ex. 4 	Que peso de FeCl2 reagirá completamente com 50,00 mL da solução de K2Cr2O7 do problema anterior?
N = 0,0448 meq mL-1
V= 50,00 mL
MM do FeCl2 = 126,80 mg meq-1
50,00 (mL) x 0,0448 (meq mL-1) x 126,80 mg meq-1 = 284,46 mg ou 0,2845 g
Finalmente, é importante frisar que ao avaliarmos o Equivalente-grama de uma substância, a variação do número de oxidação nessa reação deve ser considerada. Por exemplo, o MnO4- é um agente oxidante muito usado em titulações redox em química analítica quantitativa. Dependendo do pH o íon MnO4- (Mn7+) pode ser reduzido para Mn2+, Mn4+ (MnO2) ou Mn6+ (MnO4-2). A variação do estado de oxidação do Mn será então de 7+ para 2+ ((=5), de 7+ para 4+ ((=3) e de 7+ para 6+ ((=1), respectivamente. Conseqüentemente, o Eq-grama do MnO4- será igual ao MM divido por 5, 3 e 1, respectivamente, dependendo da reação redox em que ele participa. Fica evidente, então, que o equivalente-grama de um oxidante ou redutor não é invariável.
Outra observação muito importante ao calcular o equivalente-grama é a estequiometria da reação redox. Por exemplo: Qual o equivalente-grama do K2Cr2O7 quando reduzido para Cr3+?. A mudança de estado (número) de oxidação é de +6 para +3 ((=3). Aplicando a regra 
			Eq-grama = 
, certo?........ ERRADO!!!
1 mol de K2Cr2O7 contém 2 moles de Cr6+ e a semi-reação redox será:
 
+ 14H+ + 6e- 	 2Cr3+ + 7H2O
isto e, cada Cr6+ experimenta uma mudança de 3 unidades, e a variação global será de 2 x 3 =, então:
			Eq-grama = 
Pelo mesmo raciocínio, o Equivalente-grama do As2O3 (As3+) quando oxidado para HAsO42- (As5+) ((=2) é igual a MM dividido por 4, e não por 2.
Equivalente e Equivalente-grama de Sais e de Complexos
O equivalente-grama de um participante em uma reação de precipitação (sais) ou formação de complexo é o peso que reage ou fornece um mol do cátion reativo se este é monovalente, metade do mol se é bivalente, um terço se é trivalente, etc. É importante notar que cátion em questão nesta definição é sempre o cátion diretamente envolvido na reação de interesse. Neste caso a unidade a ser considerada é a carga do íon, seja esta positiva (cátion) ou negativa (ânion). Por exemplo o peso equivalente do AlCl3 e BiOCl será:
Para o AlCl3 Eq-grama = 
, 
porque a carga do cátion é 3+ e a do ânion (1-) x 3 = (3. 
Para o BiOCl Eq-grama = 
. A pesar de Bi ter carga +3, o íon que está efetivamente na solução é o BiO+, daí que h = 1. 
Ao mesmo resultado chegaríamos se levássemos em conta o ânion Cl-.
3. 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) = 
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 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 especificada. 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
Ex. 5.	O HCl comercial está rotulado 37,0 %, o que implica percentagem em peso. Sua densidade, também chamada de gravidade específica, é 1,18 g mL-1. 
Achar a molaridade do HCl;
A massa de solução que contém 100 mmol de HCl; e
O volume de solução que contém 0,100 mol de HCl.
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)
�� EMBED Equation.3 = 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
	
�� EMBED Equation.3 
Visto que 100 mmol 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
	
4. Partes por milhão (ppm)
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.
Ex 6.	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
		
VI- APLICAÇÕES DAS CONCENTRAÇÕES
a) PREPARO DE SOLUÇÕES:
É necessário saber qual será a concentração da solução e que quantidade de solução será preparada.
1) a partir de soluto sólido: pesa-se o soluto em balança analítica transfere quantitativamente para o balão volumétrico de capacidade adequada. Adiciona solvente e agita vigorosamente até a dissolução do sólido. A seguir completa-se com solvente até o volume total do balão.
2) a partir de soluto líquido: mede-se o volume do soluto em bureta, pipeta ou proveta transfere quantitativamente para o balão volumétrico de capacidade adequada. Adiciona solvente e agita vigorosamente. A seguir completa-se com solvente até o volume total do balão.
d= quantidade de solução em gramas d= m
 quantidade de solução em mL V
b) 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
Neste caso a massa retirada de soluto será igual à massa da solução final.
C x V = Cf x Vf
Sendo: C = concentração inicial
V = volume inicial
Cf= concentração final
Vf= volume total final
Sendo M x V = (moles/L) x (L) = MOLES esta equação simplesmente estabelece que os moles de soluto em ambassoluções são iguais. 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.
M x V = Mf x Vf
Sendo: M= concentração mol/L inicial
Mf= concentração final
m x T = mf x Tf
Sendo: m = massa total da solução inicial
mf= massa total da solução final
Também, para se obter a quantidade de soluto a partir de um volume dado de solução o produto 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.
Razão solução-diluente
Às vezes a composição de uma solução diluída se especifica em função do volume duma solução mais concentrada e o volume do solvente usado para fazer a diluição. O volume da primeira separa-se do volume do outro usando dois pontos (:). Assim, uma solução de HCl 1:4 contém 4 volumes de água por cada volume de HCl concentrado.
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Gráf2
		20
		40
		60
		100
		130
		190
t (oC)
g de soluto/100g H2O
Curva de Solubilidade
Plan1
		t (oC)		g/100mL
		0		20
		20		40
		40		60
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		80		130
		100		190
Plan1
		0
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t (oC)
g soluto/100g H2O
Curva de Solubilidade
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t (oC)
g de soluto/100g H2O
Curva de Solubilidade
Plan3
		
		
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