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* Conteúdo: Definição e Tipos de Soluções; Unidades de concentração; Solubilidade (solução insaturada/diluída e saturada); Efeito da temperatura na solubilidade Misturas de Soluções Aplicações/exercícios. AULA 2.1 - SOLUÇÃO * Perguntas: Qual a definição de uma solução? O que você sabe sobre misturas de soluções? Como sabemos se uma solução é saturada ou insaturada? Uma solução saturada, o componente está concentrado ou diluído no sistema? Como se calcula a concentração de uma solução? UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO As soluções líquidas que possuem a água como Solvente são chamadas de soluções Verdadeiras Numa solução aquosa contendo cloreto de sódio, o sal é classificado como: a)Soluto( ); b) Solução ( ); ou c) Solvente( ) * SOLUÇÕES: TERMINOLOGIA • Soluções são misturas unifásicas (homogêneas: Uniformes e isotrópicas), constituídas de dois ou mais componentes. OBS.: Prepara-se uma solução, dissolvendo-se uma substância em outra COMPONENTES: SOLUÇÃO = SOLVENTE + SOLUTO • Solventes (polares x apolares): Substância capaz de dissolver outra – Determina o estado da matéria no qual a solução existe – É o maior componente • Soluto (polares x apolares): Substância que se dissolve – É o outro componente da solução e encontra-se dissolvido no solvente Obs: A SOLUÇÃO É FUNÇÃO DA SOLUBILIDADE DO SOLUTO NO SOLVENTE. LOGO, SUBSTÂNCIAS INSOLUVEIS EM ÁGUA NÃO FORMAM SOLUÇÃO AQUOSAS. * Classificação das Soluções 1-Quanto ao estado físico: Liquidas, Sólidas e Gasosas; Ex.: água+áçucar, ligas metálicas, N2+CO2 (misturas gasosas). 2-Quanto à natureza do soluto: Molecular e Iônica. Molecular: solução formada por moléculas com ligação covalente; Iônica: solução formada por substâncias inorgânicas, na forma de íons. 3-Quanto ao tamanho das partículas: a) Inferior a 0,001μ: Soluções Verdadeiras b) Entre 0,001 – 0,1 μ: Pseudo-Solução (Dispersão coloidal- homogêna à vista, mas heterogênea no microscópio; apresenta Mov. Browniano e não dializam) 4-Quanto à relação entre o soluto e solvente (Coef. de Solubilidade): Diluída (ou Insaturada): Possui pequena quantidade de soluto para uma certa quantidade de solvente (100g). EX.: 1g de AgNO3 em 100g de Água- Sol. diluida Concentrada: Possui grande quantidade de soluto. EX: 120g de AgNO3 em 100g de Água –Sol. Concentrada a temp. Ambiente. Saturada : Possui quantidade máx. de soluto. EX: 222g de AgNO3 em 100g de Água, a 20ºC. Se aquecermos, a solução deixa de ser saturada. Coeficiente de Solubilidade (g/100g), a 20ºC: NaCl ----- 35,8 ; NaNO3 ---- 87,5; AgNO3 ----- 222 * Influencia da Temperatura na Solubilidade do soluto na solução * Coeficiente de Solubilidade de Sais Considerando as curvas acima, temos: * A solubilidade do KNO3 a 20°C é aproximadamente 33g/100g de H2O. * A solubilidade do KNO3 a 70°C é aproximadamente 140g/100g de H2O. * KNO3 e o KCl a 20°C apresentam a mesma solubilidade. * A solubilidade do NaCl apresenta baixa variação com a temperatura. * A solubilidade do KNO3 apresenta alta variação com a temperatura *A 20°C, o MgCl2 e AgNO3 apresentam menor e maior solubilidade, respect.// * Soluções: Concentrações simples • Percentual em massa (m / m): Massa do soluto / massa do solvente (%peso) Molalidade(m): moles de soluto/Kg de solvente • Percentual em volume (v / v): Volume do soluto / volume da solução • Percentual Massa/volume (Título) (m / v): Massa do soluto / volume do solv. a) Molaridade(M): moles de soluto/Litro de solvente (+ usado, C = n/V) EXEMPLOS: 1-Uma solução isotônica é preparada dissolvendo-se 0.9 g de NaCl em 100 mL de água: 0,9% NaCl (massa/volume); 2- Soluções alcoólicas de 96%, temos 96 cm3 de álcool e 4 cm3 de água. 3- 1M de NaOH- 1mol de NaOH (40g) por 1 Litro; 0,5M de NaOH- ½ mol de NaOH (20g) por 1 Litro. O valor de uma solução é mensurada pela concentração, que é a quantidade de Soluto dissolvido em determinada quantidade de solvente puro. A relação entre soluto e solvente pode ser de três tipo: * DILUIÇÕES DE SOLUÇÕES qsp- quantidade suficiente para... Volume desejado * • Soluções com concentrações do soluto muito baixas são expressas em: ppm:partes por milhão (μg/g, mg/L) ppb: partes por bilhão (ng/g, μg/L) ppt: partes por trilhão (pg/g, ng/L) - (Vulgarmente conhecido como traços de determinado composto ou elemento presente em solução) ppm, ppb, e ppt são m/m ou v/v. OBS: Em química analítica (Equilíbrio químico, produto de solubilidade, pH, etc) a concentração é dada em molaridade (= nº moles/Litro de solução). DILUIÇÕES DE SOLUÇÕES LEVANDO À BAIXAS CONCENTRAÇÕES * Unidades de concentração de soluções: Fração Molar, Molaridade, Molalidade e Normalidade Nº mol (n) = massa/ Massa molar Fração Molar (X)=Nº de moles do componente i / Nºmoles dos comp. da solução Molaridade (M) =Quantidade do soluto (em moles)/ Volume da solução (em litros) Molalidade (m) = Quantidade do soluto (em moles)/ Massa do solvente (em Kg=1000g); Normalidade (N) = É o Nº de equivalente-grama* do soluto/ Volume da solução(L). OBS: NºEq.grama= moles/ Eq. Grama (equivalente grama*), importante na Química analítica quantitativa. Ex. 2,58N de NaOH 2,58 Eq.g NaOH/ 1Litro de solução OBS: Fazer exercícios de mudança de unidades de concentração: % - Molalidade; Molalidade para Normalidade; Molaridade-Normalidade, etc; Exercícios*: Renato Garcia Freitas, pag 140-150 (Enviar Lista por e-mail). OBS: A concentração expressa em molaridade depende da temperatura. Está é Uma desvantagem que as unidades de fração molar e molalidade não apresentam * EXERCÍCIOS- Estequiometria de soluções 1- Prepara-se uma solução dissolvendo-se 2,50g de NaCl em 550g de água. A densidade da solução resultante é de 0,997 g.cm-3. Qual é : a) molalidade(m); b) molaridade(M) e c) fração molar (X) de NaCl nessa solução? (Mahan, 64) 2- Quantos mililitros(ml) de uma solução 6M de HCl serão precisos para preparar 50 ml de HCl 0,2M? 3- Um químico titulou 25 ml de NaOH 0,2M com uma solução de HCl 0,5M. Quantos ml da solução de HCl seriam necessários para se obter quantitativamente a reação: OH- + H+ H2O ? * 1- Questão: R- a) 0,0778 m; b) 0,0773M (V=554 cm3); c)1,40x10-3 a) n (mols NaCl) = 2,5g/58,43g/mol = 0,0428mol; Na= 22,98; Cl= 35,45 molalidade= moles NaCl/massa água, Kg molalidade =0,0428mol / 0,55Kg = 0,0778 m b) M= ? V? V= massa Total / densidade Solução : V= (550 g água + 2,5g NaCl) / 0,997 g.cm-3 V= 554 cm3 = 0,554 L; Molaridade= n (mols NaCl) / V (litros) = 0,0428 / 0,554 L = 0,0773 M; c) Calculo da fração molar depende do: numero de moles da água = 550g/ 18,02 g.mol -1 = 30,52 mol de água X NaCl = Mols NaCl/ Total de moles (soluto+solvente) = 0,0428/ (30,54+0,04) = X NaCl = 1,4 x 10-3 2- Questão: n (mols HCl) Vi x M inicial = Vf x M final (milimoles) Vi. 6,0 = 50 x 0,2 : Vi = 10/6= 1,67 ml 3- Questão: Nº moles iniciais de OH = nº moles de H+ 25 x 0,2 = V HCl x 0,5: VHCl = 5/0,5= 10 ml. Resolução * Mistura de Solventes a uma Solução (Diluição) Baseado na Lei de Richter podemos escrever o “ Princípio da Equivalência”: Em qualquer reação química, o número de equivalentes (e) das substâncias que Participam da reação é sempre o mesmo. EX: HCl + NaOH NaCl + H2O 36,5 g 40g 58,6g 18g 1mol 1mol 1mol 1mol 1e 1e 1e 1e H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O 98g 80g 142g 36g 1mol 2moles 1 mol 2 moles 2e 2e 2e 2e * Fórmula para o cálculo de concentrações em mistura de soluções: Mistura de Soluções VN = V´N´ Considerando: 1- Solução Ácida; e 2- Solução Básica, teremos: V1N1 = V2N2 (Fórmula de utilidade prática para estudo de soluções) Se N1= N2 teremos V1 = V2 Soluções com a mesma normalidade se equivalem volume a volume. (Princípio da equivalência) 2) Para N1 ≠ N2 teremos V1 ≠ V2 . Logo, Os volumes variam na razão inversa das respectivas normalidades V1/V2 = N2/N1 * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * O dióxido de carbono é transportado sob três formas possíveis: Forma dissolvida Forma carbamino-hemoglobina Forma de íon bicarbonato Mecanismo regulador respiratório * * * * * * * *
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