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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 1 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 2 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: 3 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. 4 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). 5 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 6 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. 7 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. 8 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:
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