Aula Soluções

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SOLUÇÕESSOLUÇÕES
Soluções:
São misturas homogêneas (1 fase) de duas ou mais substâncias dispersas
como moléculas, átomos ou íons.
O solvente é o componente da solução que é visualizado como o
dissolvente de outra(s) substância(s), o(s) soluto(s).
De modo geral, o solvente é a substância que está presente em maior
proporção na solução.
Em soluções aquosas, a água é sempre o solvente, mesmo quando em
menor proporção.
Ex.: H2SO4 conc. → 96% H2SO4 (soluto) + 4% H2O (solvente)
* Soluções concentradas: são aquelas que contém uma quantidade
relativamente grande de soluto dissolvido no solvente.
* Soluções diluídas: são aquelas que contém uma quantidade relativamente
pequena de soluto dissolvida no solvente.pequena de soluto dissolvida no solvente.
96% H2SO4 + 4% H2O
20% H2SO4 + 80% H2O concentrado e diluído são termos relativos
5% H2SO4 + 95% H2O
* Solução saturada: é aquela que contém tanto soluto dissolvido quanto o
solvente pode dissolver.
Ex.: 35,7 g NaCl/100 mL H2O (0
oC)
* Solução insaturada: é aquela que contém menos soluto dissolvido do que
ela pode conter.
Ex.: 21,3 g NaCl/100 mL H2O (0
oC)
Solubilidade do soluto: é a quantidade de soluto necessária para preparar uma
solução saturada em uma dada quantidade de solvente. A solubilidade
depende da temperatura.
Ex.: 35,7 g NaCl/100 mL H2O (0
oC)
39,1 g NaCl/100 mL H2O (100
oC)
* Solução supersaturada: é aquela que contém mais soluto do que o
necessário para a saturação. É instável.
Ex.: 119 g CH3COONa/100 mL H2O
Se aumentar a temperatura, é possível dissolver mais acetato de sódio.
Quando a solução for resfriada, o excesso do soluto ainda permanece emQuando a solução for resfriada, o excesso do soluto ainda permanece em
solução. Porém, qualquer perturbação desencadeia a precipitação do
excesso de soluto.
Dissolução: soluto + solvente → solução
Exemplo:
A solubilidade do MnSO4.H2O em água a 20°C é 70 g por 100 mL de
água.
Uma solução de 1,22 mol/L de MnSO4.H2O em água a 20°C é saturada,
supersaturada ou insaturada?
TIPOS DE SOLUÇÕES:
PROCESSO DE DISSOLUÇÃO EM SOLUÇÕES LÍQUIDAS (∆∆∆∆HDISS):
Há três processos envolvidos:
1) A separação das moléculas do soluto (∆H1):
∆∆∆∆H1 > 0 ( endotérmico)
2) A separação das moléculas do solvente (∆H2):
∆∆∆∆H2 > 0 (endotérmico)
3) Formação das interações soluto-solvente (∆H3):
∆∆∆∆H3 < 0 (exotérmico)
O processo de dissolução em soluções líquidas:
∆∆∆∆Hdiss = ∆∆∆∆H1 + ∆∆∆∆H2 + ∆∆∆∆H3
•∆Hdiss pode ser positivo:
∆∆∆∆H3 < (∆∆∆∆H1 + ∆∆∆∆H2)
Ex.: NH4NO3 em água: ∆Hdiss = + 26,4 kJ/mol
• ∆Hdiss pode ser negativo:
∆∆∆∆H3 > (∆∆∆∆H1 + ∆∆∆∆H2)
Ex.: NaOH em água: ∆Hdiss = - 44,5 kJ/mol
Se ∆∆∆∆Hdiss for muito endotérmico, não haverá dissolução.
O processo de dissolução depende das interações intermoleculares.
Solubilidade e entalpia reticular de cloreto de prata(I) e ferro(II) em comparação com a 
entalpia de hidratação dos íons.
Composto Solubilidade (mol/L) ∆∆∆∆Hret (kJ/mol) ∆∆∆∆Hhidr (kJ/mol) ∆∆∆∆Hdiss (kJ/mol)
AgCl 1,269⋅10-5 915 -864 51
FeCl2 12,624 2631 -2648 -17
Ag+ - - -480 (Ag+)Ag+ - - -480 (Ag+)
Fe2+ - - -1880 (Fe2+)
Cl- - - -384 (Cl-)
Dissolução de líquidos em líquidos:
Está baseada na miscibilidade do soluto no solvente, ou seja, na
capacidade do soluto ocupar posições do solvente na solução.
Ex. 1: C6H6 em CCl4 (Forças de London - fracas) Miscíveis
Ex. 2: C H OH em H O (Ligações de hidrogênio - fortes) MiscíveisEx. 2: C2H5OH em H2O (Ligações de hidrogênio - fortes) Miscíveis
Ex. 3: C6H6 em H2O Imiscíveis
Líquidos miscíveis:misturam-se em qualquer proporção
Líquidos imiscíveis : não se misturam
“ Semelhante dissolve semelhante”
Dissolução de sólidos em líquidos:
Está baseada na remoção dos íons ou moléculas do sólido pelo solvente.
Ex. 1: I2 (sólido) em CCl4 (Forças de London)
Ex. 2: NaCl em H2O (Forças íon-dipolo)
Dissolução de gases em líquidos:
A solubilidade de um gás em um líquido é uma função da pressão do gás. 
Quanto maior for a pressão, maior a solubilidade.
Ex. : CO2 dissolvido em água (água mineral)
Gases dissolvidos no sangue (mergulhadores)
EFEITO DA TEMPERATURA NA SOLUBILIDADE:
* A solubilidade de um sólido em um líquido geralmente aumenta com a 
temperatura.
Exceção: Ce2(SO4)3
* A solubilidade de um gás em um líquido diminui com a temperatura.
Quando os lagos se aquecem
muito, o CO2 e o O2 tornam-muito, o CO2 e o O2 tornam-
se menos solúveis e ficam
indisponíveis para as plantas
ou animais.
FORMAS DE EXPRESSAR A CONCENTRAÇÃO:
* Concentração mássica (pondero-volumétrica):
C = massa de soluto (g)
volume de solução (L)
ppm = massa de soluto (mg)ppm = massa de soluto (mg)
volume de solução (L)
ppb = massa de soluto (µg)
volume de solução (L)
ppt = massa de soluto (ng)
volume de solução (L)
* Concentração molar (molaridade):
M = no mols (mol)
volume de solução (L)
no mols = m (g) (mol)n mols = m (g) (mol)
massa molar (g.mol-1)
* Molalidade: nomols de soluto (mol)
massa de solvente (kg)
* Fração mássica:
WA = mA (adimensional)
mA+ mB + ...
* Percentagem mássica:
%WA = WA . 100 (%)
* Fração molar:
XA = nA (adimensional)
nA+ nB + ...
* Percentagem molar:
%XA = XA .100 (%)
* Fração volumétrica:
VA = vA (adimensional)
vA+ vB + ...
* Percentagem volumétrica:
%VA = VA x 100 (%)
%A + %B + %C + ... = 100%
fração A + fração B + fração C = 1
Exercícios:
1. Calcule a molaridade de uma solução que contém 3,65 g de HCl em
2 L de solução.
2. Calcule a quantidade, em massa, de Ba(OH)2 requerida para
preparar 2,5 L de uma solução com concentração 0,06 mol/L.
3. Calcule o volume de água que deve ser adicionada a 300 g de
cloreto de sódio para se obter uma solução de 0,2 mol/L.
4. O ácido sulfúrico comercial tem 96,4% de H2SO4 em massa e
densidade igual a 1,84 g/mL. Calcule a molaridade desta solução.
R: 1. 0,05 mol/L; 2. 25,7 g; 3. 25,66 L; 4. 18,1 mol/L
5. Uma solução de ácido sulfúrico com densidade igual a 1, 25 g/mL contém
33% de H2SO4. Expresse a concentração do H2SO4 em:
a) concentração mássica
b) fração mássica
c) percentagem mássica
d) concentração molar
e) fração molar
e) percentagem molar
6. Determine as frações mássica e molar do benzeno nas seguintes
soluções:
a) 1,00 g de benzeno e 1,00 g de tetracloreto de carbono.
b) 4,00 g de benzeno, 4,00 g de tetracloreto de carbono e 4,00 g de
dissulfeto de carbono.
R: 5. a) 412,5 g/L; b) 0,33; c) 33%; d) 4,21 mol/L; e) 0,083; f) 8,3%
6. a) 0,50 e 0,66; b) 0,33 e 0,39
7. Uma solução de sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4.5H2O) tem
concentração mássica de 80 g/L. Converta para concentração molar.
8. Converta para concentração mássica a solução de ácido clorídrico 12
mol/L.
9. Expresse em molaridade a concentração de uma solução contendo 25
ppm de Fe (II).
10. Transforme 200 ppm de cromo em molaridade.
R: 7. 0,32 mol/L; 8. 437,4 g/L; 9. 4,48×10-4 mol/L; 10. 3,85×10-3 mol/L 
11. Uma amostra de 0,6 g de hidróxido de potássio foi dissolvida em 50
mL de água. Qual é a concentração mássica?
12. Qual é a massa de sulfato ferroso necessária para preparar 100 mL
de uma solução de 24 g/L?
13. Calcule o volume da solução de KMnO4 0,10 mL necessário para
reagir completamente com 0,01 mol do íon oxalato, segundo a
reação:reação:
2MnO4- + 5C2O42- + 16H+ → 2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O
14. Considere a reação: 2H3PO4 + 3Ca(OH)2 → Ca3(PO4)2 + 6H2O. Qual
é a massa de hidróxido de cálcio necessária para reagir com 35 mL
de H3PO4 0,035 mol/L?
R: 11. 12 g/L; 12. 3,6 g, 13. 40 mL; 14. 0,137 g 
DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES:
Quando uma quantidade de água é adicionada a uma
solução, a quantidade de soluto nãovaria, mas a sua
concentração na solução diminui.
n1 = n2n1 = n2
1 – antes da diluição
2 – depois da diluição
M1V1 = M2V2
Exercícios:
1. Quantos mililitros de uma solução 18 mol/L são requeridos para
preparar 1L de uma solução 0,9 mol/L de H2SO4?
2. Qual é o volume de água que deve ser adicionado a 300 mL de uma
solução 0,25 mol/L de NaOH para preparar uma solução 0,10
mol/L?
3. 24,5 g de ácido ortofosfórico foram dissolvidos em água, até
completar 200 mL de solução. A seguir, esta solução foi diluída a
500 mL. Qual é a molaridade da solução final?
4. 10 mL de uma solução de HNO3 2,5 mol/L foram diluídos a 100 mL.
Qual é a molaridade da solução final?
R: 1. 50 mL; 2. 0,45 L; 3. 0,5 mol/L; 4. 0,25 mol/L