Aula 5_LCE 118

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20/09/2013
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LCE-0118 – Química
Soluções
Jeane Maria Cunha Machado
jeane_maria@yahoo.com.br
Partículas de poeira
Bolhas de oxigênio
Sais dissolvidos de sódio, cálcio ou ferro
Como você pode provar que a água é realmente pura?
Classificação da matéria Misturas homogêneas e heterogêneas
Sopa de macarrão Sal em águaSangue
Misturas homogêneas: consiste de duas ou mais substâncias na
mesma fase. A composição é a mesma em diferentes regiões, são
frequentementes chamadas de .
Misturas heterogêneas: A textura desigual dos materiais pode ser
detectada. Às vezes, podem parecer homogêneas, mas um exame
detalhada mostra que não são.
Soluções líquidas:
Quando a água é a solução dispersante, chamamos de solução
aquosa.
Soluções gasosas:
Ar – gás oxigênio, nitrogênio, com quantidades menores de argônio,
dióxido de carbono, neônio, hélio e outras substâncias em pequenas e
variáveis concentrações e substâncias poluentes.
Tipos de soluções
Soluções sólidas:
Ligas - Soluções que estão no estado sólido à temperatura ambiente.
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Concentração analítica
de soluções
Solvente: meio em que a substância está dissolvida
Soluto: espécie em menor quantidade em solução
Concentrado: alta concentração do soluto
Diluído: baixa concentração do soluto
Mol: é a quantidade de substância que possui um número
de unidades fundamentais (átomos, moléculas ou outras
partículas) igual ao número de átomos presente em
exatamente 12 g do isótopo carbono-12
Mol contém sempre o mesmo número de partículas, não
importa qual a substância
1 mol = 6,0221415 x 1023 partículas
Número de Avogadro
Massa Molar: é a quantia em gramas numericamente
igual à massa atômica em unidades de massa atômica
Massa molar do chumbo (Pb)
= massa de exatamente 1 mol de átomos de Pb
= 207,2 g/mol
= massa de 6,022 x 1023 átomos de Pb
Conversão mol - massa
Qual a massa, em gramas, é representada por 0,35 mol 
de alumínio?
1 mol 27,0 g
0,35 mol x 
x = 9,5 g Al
Conversão massa - mol
Qual quantia de estanho, em mols, é representada por
36,5 g de estanho?
1 mol 118,7 g
x 36,5 g
x = 0,308 mol Sn
Uma proveta contém 32,0 cm3 de mercúrio. Se a
densidade do mercúrio a 25 °C é 13,534 g cm-3, qual é a
quantia de mercúrio, em mols, na proveta?
1 cm3 13,534 g
32 cm3 x
x = 433 g Hg
1 mol Hg 200,6 g
y 433 g
y = 2,16 mol Hg
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Composto e o Mol
C + 4H →→→→ CH4
6,022x1023 4x6,022x1023 6,022x1023
1 mol de C 4 mol de H 1 mol de CH4
12,01 g 4,032 g 16,04 g
Lei da conservação da massa
Massa Molar
Se eu tomar 325 mg de aspirina em um comprimido,
quanto em mols estou ingerindo deste composto?
Fórmula Química: C9H8O4
E quantas moléculas de aspirina estaria ingerindo?
1 mol 180,2 g
x 0,325 g
x = 0,00180 mol aspirina
1 mol 6,022 x 1023 moléculas
0,00180 mol y
y = 1,08 x 1021 moléculas
Unidades de Concentração
Fração Molar (X)
Relação entre o número de mols de um dos
componentes e o número total de mols.
�� =
��
��	�	��	�	�		�	…
5 g de NaCl são dissolvidos em 25 g de água. Qual
a fração molar de NaCl na solução?
Fração Molar (X)
1 mol 58,44 g
x 5 g
x = 8,56 x 10-2 mol NaCl
1 mol 18,02 g
x 25 g
x = 1,39 mols H2O
NaCl = 22,99 + 35,45 = 58,44 g/mol H2O = 18,02 g/mol
���
� =
8,56 x 10−2
(8,56 x 10−2 + 1,39)
= 5,8 x 10-2
Porcentagem molar (% molar)
Porcentagem do número total de mols
correspondente a um componente. É a fração
molar x 100.
%	molar	� = ��	 × 100
Qual é a porcentagem molar do NaCl do exemplo
anterior?
%	molar	��
� = 5,8 x 10-2 x 100 = 5,8 %
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Molaridade (M = mol L-1)
É o número de mols do soluto dissolvido por litro
de solução. Relação do número de mols do soluto
pelo volume de solução em litros.
MA =
��
����	(�)
10 g de ácido ascórbico (vitamina C – C6H8O6) são
dissolvidos em água suficiente para preparar 125
mL de solução. Qual é a molaridade do ácido
ascórbico?
Molaridade (M = mol L-1)
C6H8O6 = (6 x 12) + (8 x 1) + (6 x 16) = 176 g/mol
1 mol 176 g
x 10 g
x = 5,58 x 10-2 mol
5,58 x 10-2 mol = 0,454 M 
0,125 L
Calcular a molaridade do NaCl na solução do 1º
exemplo. A densidade da solução é 1,12 g mL-1
Temos nº de mols do NaCl = 8,56 x 10-2 mol
Massa da solução = 5 g + 25 g = 30 g
Volume?
1,12 g 1 mL
30 g x
x = 26,8 mL = 2,68 x 10-2 L 
8,56 x 10-2 mol = 3,19 M 
2,68 x 10-2 L
Molalidade (m = mol kg-1)
É o número de mols do soluto dissolvido em kg do
solvente. Relação entre o número de mols do
soluto e o número de kg do solvente.
mA =
��
!"��"	#�	���$%�&%	('()
Qual a molalidade do NaCl na solução do 1º
exemplo?
8,56 x 10-2 mol = 3,42 m
25 x 10-3 L
Porcentagem em massa (% massa)
Porcentagem da massa total de uma solução
correspondente a um componente. É a fração de
massa x 100.
%	massa	A =
!"��"	�
!"��"	��	!"��"���	!"��"		�	…
× 100
Qual é a porcentagem em massa do NaCl na
solução do 1º exemplo?
5 x 100 = 16,7 %
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Preparando solução de concentração conhecida
Qual a massa de Na2CO3 necessária para obter 2 L
de Na2CO3 1,50 M?
Quantidade necessária de substância:
1,50 mol 1 mL
x 2L
x = 3mols
Na2CO3 = (23 x 2) + 12 + (16 x 3) = 106 g/mol
1 mol 106 g
3 mols x
x = 318 g de Na2CO3 para obter 2 L de Na2CO3 1,50 M 
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Diluindo um solução mais concentrada
Suponha que você precise de 500 mL de uma
solução 0,0010 M de dicromato de potássio,
porém no laboratório está disponível uma solução
0,100 M. O que fazer?
0,0010 mol 1000 mL
x 500 mL
x = 0,0005 mol de dicromato
0,100 mol 1000 mL
0,0005 mol y
y = 5 mL
Saturação e Solubilidade
Num béquer, contendo 1 kg de água a 25 °C,
começamos a adicionar NaCl à água pouco a pouco,
agitando a mistura após cada adição.
NaCl(s) → Na
+
(aq) + Cl
-
(aq)
Todas as mudanças no béquer parecem ter cessado,
mas nas superfícies dos cristais estão ocorrendo
duas reações:
1) Dissolução contínua de íons
NaCl(s) → Na
+ + Cl-
2) Deposição de íons Na+ e Cl- da solução sobre as
superfícies do sólido
Na+ + Cl- → NaCl(s)
O sistema está em equilíbrio
Na+ + Cl- ↔ NaCl(s)
Solução Saturada: Aquela que está em equilíbrio
com o excesso de soluto.
Solução Insaturada: Concentração de soluto é
menor que a de uma solução saturada.
Solução Super-Saturada: Concentração de soluto é
maior que a de uma solução saturada.
A solubilidade de um soluto em dado solvente é a
concentração daquele soluto na sua solução
saturada!
Solubilidade e Temperatura
O processo de dissolução é....
Exotérmico (∆H –)
soluto + solvente → solução + calor
Endotérmico (∆H +)
soluto + solvente + calor → solução
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Solubilidade e Temperatura
Exemplo: Solução saturada de iodeto de potássio
em presença de excesso de KI(s). Para KI, ∆H = 21 kJ
mol-1.
21 kJ + KI(s) ↔ K
+ + I-
A solubilidade de KI aumenta com o aumento de temperatura
Exemplo: Dissolução de iodeto de lítio em água. ∆H
= - 71 kJ mol-1.
LiI(s) ↔ Li
+ + I- + 71 kJ
A solubilidade de LiI diminui com o aumento de temperatura
Solubilidade e Pressão
- A solubilidade de sólido e líquidos é praticamente
independente da pressão.
- Le Châtelier: um aumento de pressão deve
favorecer o processo de dissolução se o volume
da solução é menor do que aquele do soluto e
solventenão misturados.
A solubilidade aumenta com o aumento da pressão
Solubilidade e Pressão
No equilíbrio: soluto(g) + solvente(l) ↔ solução(l)
Uma diminuição na pressão causa uma diminuição 
da solubilidade de um gás
Equilíbrio Químico
Equilíbrio Químico
Equilíbrio: estado em que tanto a reação direta quanto a inversa
continuam ocorrendo com velocidades iguais, mas nenhuma
variação líquida é observada:
Ca2+(aq) + 2HCO3
-
(aq) ↔ CaCO3(s) + CO2(aq) + H2O(l)
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Equilíbrio Químico
H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g)
Constante de equilíbrio (K) = [HI]2
[H2] [I2]
Equilíbrio Químico
Forma geral:
aA + bB ↔ cC + dD
K = [C]c [D]d
[A]a [B]b
Equilíbrio Químico
Expressão da constante de equilíbrio:
- Todas as concentrações são valores em equilíbrio;
- As concentrações de produtos aparecem no numerador e as
concentrações de reagentes aparecem no denominador;
- Cada concentração é elevada à potência de seu coeficiente
estequiométrico na equação química balanceada;
- O valor da constante K depende da reação em questão e da
temperatura;
- Nunca se usa unidades com K.
Uso da constante de equilíbrio
- Se a reação ocorrer no sentido inverso K’ = 1/K
- Se duas reações são adicionadas Ktotal = K1K2
- Se n reações são adicionadas, a Kglobal é o produto das n K
individuais
Exemplo: A constante de equilíbrio para a reação
H2O ↔ H
+ + OH- é denominada Kw = [H
+][OH-] e possui o valor
de 1,0x10-14 a 25 °C. Dado que:
NH3(aq) + H2O ↔ NH4
+ + OH- e KNH3 = 1,8x10
-5 determine a
constante de equilíbrio para a reação NH4
+ ↔ NH3(aq) + H
+
Uso da constante de equilíbrio
H2O ↔ H
+ + OH- K1 = Kw
NH4
+ + OH- ↔ NH3(aq) + H2O K2 = 1/KNH3
NH4
+ ↔ NH3(aq) + H
+ K3 = K1 x K2
K3 = Kw x 1 = 5,6 x 10
-10
KNH3
Equilíbrio Químico
Escrevendo expressões da Constante de Equilíbrio:
•Reações que envolvem sólidos
AgCl(s) ↔ Ag
+
(aq) + Cl
-
(aq) K = [Ag
+][Cl-]
As concentrações de quaisquer reagentes e produtos sólidos não
são incluídas na expressão da constante de equilíbrio.
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Equilíbrio Químico
Escrevendo expressões da Constante de Equilíbrio:
•Reações em solução aquosa
NH3(aq) + H2O(l) ↔ NH4
+
(aq) + OH
-
(aq)
K = [NH4
+][OH-] 
[NH3]
A concentração molar da água não é incluída na expressão da
constante de equilíbrio.
Equilíbrio Químico
Escrevendo expressões da Constante de Equilíbrio:
•Reações que envolvem gases são escritas em termos das pressões
parciais dos reagentes e dos produtos:
H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g)
Kp = PHI
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PH2 PI2
Significado da Constante de Equilíbrio Químico Significado da Constante de Equilíbrio Químico
-K > > 1: A reação é produto – favorecida: As concentrações de
equilíbrio dos produtos são maiores do que as concentrações de
equilíbrio dos reagentes.
-K < < 1: A reação é reagente – favorecida: As concentrações de
equilíbrio dos reagentes são maiores do que as concentrações de
equilíbrio dos produtos.
Equilíbrio Químico
Quando os reagentes e produtos em uma reação não estão em
equilíbrio é conveniente calcular o quociente da reação:
aA + bB ↔ cC + dD
Q = [C]c [D]d
[A]a [B]b
As concentrações dos reagentes e produtos na expressão para Q
são aquelas que ocorrem em qualquer ponto à medida que a
reação procede a partir dos reagentes para uma mistura em
equilíbrio.
Equilíbrio Químico X Quociente de Reação
Q = K → sistema está em equilíbrio
Q < K → A reação se desloca para a direita (aumenta numerador e
diminui denominador)
Q > K → A reação se desloca para a esquerda (diminui numerador
e aumenta denominador)
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Equilíbrio Químico X Quociente de Reação
Exemplo: Vejamos o que acontece se variarmos a concentração de
uma das espécies presentes na seguinte reação, em que K = 1x1011 a
25 °C:
BrO3
- + 2Cr3+ + 4H20 ↔ Br
- + Cr2O7
2- + 8H+
Em um determinado estado de equilíbrio desse sistema, os
constituintes estão presentes na seguinte concentração:
[H+] = 5,0 M
[Cr2O7
2-] = 0,10 M
[Cr3+] = 0,0030 M
[Br-] = 1,0 M
[BrO3
-] = 0,043 M
Equilíbrio Químico X Quociente de Reação
Suponha que o equilíbrio seja perturbado pela adição de dicromato à
solução, de modo que a concentração de [Cr2O7
2-] aumenta de 0,1
para 0,20 M. Em que direção irá a reação prosseguir para
reestabelecer o equilíbrio?
Q = (1,0) (0,20) (0,5)8 = 2 x 1011 > K
(0,043) (0,0030)2
K = (1,0) (0,20) (0,5)8 = 1 x 1011
(0,043) (0,0030)2
Q é maior que K, portanto, a reação se deslocará para esquerda a fim
de compensar o aumento da concentração de dicromato.
Perturbando um Equilíbrio Químico
1- Variando-se a temperatura
2- Variando-se a concentração de um reagente ou produto
3- Variando-se o volume
Uma variação de qualquer um dos fatores que determinam as condições de
equilíbrio em um sistema fará com que este reaja de modo a minimizar ou
contrabalancear o efeito da variação - Princípio Le Châtelier
Perturbando um Equilíbrio Químico
Efeito da temperatura sobre a composição no equilíbrio
N2(g) + O2(g) ↔ 2NO(g) ∆H° = +180,6 kJ (absorção de calor)
K = [NO]2
[N2] [O2]
2NO2(g) ↔ N2O4(g) ∆H° = -57,1 kJ (desprendimento de calor)
K = [N2O4]
[NO2]
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Perturbando um Equilíbrio Químico
Efeito da temperatura sobre a composição no equilíbrio
Reação endotérmica (∆H +)
calor + reagentes ↔ produtos
Reação exotérmica (∆H -)
reagentes ↔ produtos + calor
A variação na temperatura modifica a composição em equilíbrio e 
o valor de K será diferente
Perturbando um Equilíbrio Químico
Efeito da adição ou remoção de um reagente ou produto
CH3CH2CH2CH3 ↔ CH3CH(CH3)CH3 K = 2,5
butano isobutano
A variação na adição ou remoção de reagentes modifica a 
composição em equilíbrio e não o valor de K
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Perturbando um Equilíbrio Químico
Efeito de variações de volume em equilíbrios em fase gasosa
- Para qualquer reação que envolva gases, a tensão causada pela diminuição de
volume será contrabalanceada pela mudança da composição de equilíbrio para
uma reação em que haja um número menor de moléculas de gás;
- Para o aumento de volume, a composição de equilíbrio favorecerá o lado da
reação com maior número de moléculas de gás.
2NO2(g) ↔ N2O4(g)
diminuição no volume do recipiente
novo equilíbrio favorece o produto
Perturbando um Equilíbrio Químico
Efeito de variações de volume em equilíbrios em fase gasosa
Se o frasco que contém os gases é reduzindo à metade, o resultados é que a
concentração de ambos os gases seja duplicada.
[N2O4] = 0,0280 M e [NO2] = 0,0128 M → no equilíbrio K = 170,9
[N2O4] = 0,0560 M e [NO2] = 0,0256 M → Q = 85,5
2NO2(g) ↔ N2O4(g)
diminuição no volume do recipiente
novo equilíbrio favorece o produto
Q < K
Diminui volume, aumenta produto (favorece lado com menor moléculas de gás)
Aumenta volume, aumenta reagente (favorece lado com maior moléculas de gás)