5. SOLUÇÕES AQUOSAS

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Soluções aquosas
Soluções são misturas homogêneas que apresentam uniformidade nas propriedades. Consistem em duas ou mais substâncias puras misturadas em um nível molecular. Apresentam sempre uma mesma fase (monofásico).
Exemplo: sal dissolvido em água.
Quando os reagentes estão dissolvidos em água, a mistura é conhecida como solução aquosa.
Algumas substâncias não se misturam normalmente, mas se dissolvidas em solução, sim. 
Ex.: 
Tipos de soluções
Soluto e solvente:
Solvente: componente em maior quantidade e no mesmo estado de agregação da solução, que tem a capacidade de solver (desagregar) os demais componentes. O mais conhecido é a água.
Soluto: componente que se encontra dissolvido no solvente. Pode haver mais de um soluto em uma substância.
Ex.: água salgada
água solvente; sal soluto
Solubilidade (coeficiente de solubilidade):
Capacidade de uma substância de se dissolver em outra. Descreve a quantidade de soluto que se dissolve em uma quantidade específica de solvente, em determinadas pressões e temperaturas.
No caso de solutos sólidos, o aumento de temperatura favorece a solubilidade dos sólidos.
No caso dos gases dissolvidos em líquidos, o aumento de temperatura diminui a solubilidade. O aumento da pressão aumenta a solubilidade.
Soluções em que a quantidade de soluto dissolvido não atinge o limite de solubilidade são denominadas insaturadas; adições de soluto continuam a ser dissolvidas. Soluções nas quais a quantidade de soluto dissolvida é exatamente o limite de solubilidade são denominadas saturadas.
O excesso de soluto é chamado de corpo de fundo, e a solução é dita saturada com corpo de fundo.
Aplicação:
Exemplo 1: uma solução contendo 10 g de sulfato de cobre II () em 30 g de água, a 20°C, está saturada ou insaturada? Dados: solubilidade do a 20°C = 21 %.
Solução:
100 g de água ~ 21 g de 
30 g de água ~ X g de 
X = 6,3 g de 
Excesso de 3,7 g de 
Concentrações: as quantificações de soluto(s) e solvente numa solução podem ser expressas de várias maneiras.
Fração molar ou concentração molar (X): É a razão entre o número de mols do componente e o número de mols total (todos os componentes).
Exemplo 2: Uma salmoura é composta por 11,7 g de cloreto de sódio e 540 g de água. Qual é a fração molar de cada componente?
1 mol de NaCl = 58,5 g/mol 11,7 g = 0,2 mol de NaCl
1 mol de = 18 g/mol 540 g = 30 mols de 
Porcentagem em massa: É a razão entre a massa de cada componente e a massa total da solução.
Exemplo 3: Uma salmoura é composta por 10 g de cloreto de sódio e 500 g de água. Qual é a porcentagem em massa do cloreto de sódio?
Porcentagem em volume: É a razão entre o volume de cada componente e o volume total da solução. 
Exemplo 4: O álcool 46° é uma solução que contém 46% de álcool e 54% de água em volume. Qual o volume do álcool contido em um litro de álcool 46°?
Observação:
Diferente do que acontece com a massa das substâncias, que são somadas, o volume de dois líquidos miscíveis, quando misturados, não é necessariamente igual à soma dos volumes individuais. (Ex.: álcool + água).
No entanto, na maioria das vezes, podemos considerar que o volume da solução é a soma dos volumes individuais.
Concentração em massa de soluto por volume de solução: Relaciona a massa do soluto dissolvida em relação ao volume da solução. Normalmente empregada quando o soluto é sólido.
Exemplo 5: A concentração de cloreto de sódio na água do mar fica em torno de. Qual é o volume de água que precisa ser evaporada para obtermos 1 kg de sal?
Concentração em quantidade de matéria: Relaciona o número de mols do soluto em relação ao volume da solução (em litros).
Exemplo 6: Quantos gramas de sulfeto de cobre II (Cu) são necessários para preparar 100 mL de uma solução aquosa de 1 mol?
1 mol de Cu = 159,6 g
0,1 mol de Cu = X g
X = 15,96 g de Cu
Concentração em partes por milhão: Em situações em que a quantidade de soluto é muito pequena, podemos exprimir a concentração em partes por milhão (ppm). Cada ppm significa uma parte de soluto para um milhão de partes da solução ().
Dependendo da conveniência, o ppm pode ser expresso em massa (ppmm). 1 p/ .
Se for de interesse, o ppm pode ser expresso em volume (ppmv). 1 p/ .
Exemplo 7: Quando a concentração de CO está acima de 9 ppmv, a qualidade do ar está inadequada. Sabendo que o ar de uma cidade apresenta 0,003% de CO, em volume, qual é a concentração de CO, em ppmv? Esse ar pode ser considerado adequado para respirar?
1 L ar ~ 0,00003 L CO
 L ar ~ X L CO 
X = 30 L CO = 30 ppmv
Esse ar não pode ser considerado adequado para respirar, pois está acima de 9 ppmv.
Diluição de soluções:
Fabricantes de reagentes produzem soluções para comercialização com número limitado de variações de concentração. Cabe ao comprador preparar as soluções com as concentrações adequadas à necessidade, a partir das soluções fornecidas pelo fabricante. 
É frequente a necessidade de diminuir a concentração das soluções com a adição de mais solvente (diluição).
Considerações:
1) A massa do soluto não muda: 
2) O número de mols não muda:
Exemplo 8: Qual é o volume de água que deve ser adicionado a 100 mL (0,1 L) de solução 1,0 mol de NaOH para torná-la 0,2 mol?
V2= 0,5L ou 500 mL
Resposta: Devemos adicionar 400 mL de água.
Exemplo 9: Uma fábrica de refrigerantes prepara latas de bebida contendo 0,6 g de ácido fosfórico. A fábrica pretende produzir 1 milhão de latas de refrigerante de 350 mL cada. Para isso, dispõe de 500.000 L de uma solução aquosa do ácido com concentração 1,8 g. Quais são os volumes de solução-estoque e de água que devem ser misturados para atender às necessidades da fábrica?
ÁCIDOS e BASES:
A classificação inicial de ácidos e bases foi feita a partir do sabor. Ácido (acidus) significa ‘azedo’. Foi originalmente usada para descrever o comportamento de certas substâncias com relação ao sabor azedo. As bases ou álcalis (al-kali) que significa ‘cinzas de uma planta’, são adstringentes, i. e., ‘amarram a boca’. 
Hoje em dia existem várias definições para estes compostos. A melhor escolha sempre recai naquela que resolve nossos problemas da maneira mais simples.
Definições segundo Arrhenius: 
Ácido: toda substância que, quando dissolvida em água, fornece o cátion hidrogênio H+.
Base: toda substância que, quando dissolvida em água, fornece o ânion OH-.
Exemplos:
Definições segundo Bronsted-Lowry:
 Ácido: espécie química capaz de transferir o próton H+.
Base: espécie química capaz de retirar prótons H+ de outra espécie.
Exemplos:
 
3) Definições segundo Lewis:
Ácido: espécie química capaz de receber um par de elétrons para compartilhar.
Base: espécie química capaz de fornecer um par de elétrons para ser compartilhado.
Exemplos:
 
A FORÇA DOS ÁCIDOS
Uma maneira de verificar a força dos ácidos é determinando sua capacidade de se ionizar em água (grau de ionização – α). Quanto maior essa capacidade, mais forte é o ácido.
Ácidos fortes α > 50%. Exs.: , HBr, HCl
Ácidos moderados 5% < α < 50%. Exs.: , 
Ácidos fracos α < 5%. Exs.: , HCN
Uma maneira mais adequada de definir quantitativamente aforça dos ácidos (moderados e fracos) é por meio da constante de ionização ácida (Ka) – quanto maior o seu valor, mais forte é o ácido.
Nesse contexto, quando 1 (um) mol do ácido produz 1 (um) mol de íons H+, eles são chamados de monopróticos. Quando 1 (um) mol de ácido produz mais de 1 (um) mol íons H+, eles são chamados de polipróticos.
De maneira geral, podemos representar da seguinte forma:
A FORÇA DAS BASES
As bases são formadas pela interação iônica existente entre as hidroxilas (OH-) e os cátions correspondentes. Portanto, a força de uma base depende de seu grau de solubilidade em água, pois o que realmente importa é a quantidade de íons OH- emsolução; quanto mais solúvel for uma base, mais forte ela será.
Bases fortes: LiOH, NaOH, KOH, Ca
Bases fracas: , 
No caso de bases fracas, também pode-se usar o conceito deconstante de equilíbrio para comparar sua basicidade.
Quanto maior o valor numérico de Kb, mais forte será a base.
Classificação dos ácidos e nomenclatura
Hidrácidos: ácidos que não contém oxigênio na fórmula.
Exemplos: HF, HCl, HBr, HI, , HCN
Nomenclatura: Ácido + Nome do Elemento + ídrico
HF (ácido fluorídrico); HCl (ácido clorídrico); HCN (ácido cianídrico)
Existe também a tendência de nomear os hidrácidos usando a nomenclatura – Nome do ânion de hidrogênio 
HF (fluoreto de hidrogênio); HCl (cloreto de hidrogênio); HCN (cianeto de hidrogênio)
Oxiácidos: ácidos que contém oxigênio na fórmula.
Exemplos: , , , 
Nomenclatura – utiliza-se o nome consagrado e sua derivações.
A partir do nome consagrado, pode-se dar nome aos demais ácidos da mesma família da seguinte maneira:
Quanto ao número de hidroxilas:
Nomenclatura:
1. Cátions que apresentam apenas uma valência 
Hidróxido de nome do cátion
Exemplos:
LiOH – hidróxido de lítio; Mg(OH)2 – hidróxido de magnésio
2. Cátions que apresentam mais de uma valência 
Neste caso, existem dois procedimentos:
Hidróxido de nome do cátion (valência em algarismo romano)
Exemplos:
Fe(OH)2 – hidróxido de ferro II; Fe(OH)3 – hidróxido de ferro III
Utilização de sufixos ico (valência maior) e oso (valência menor)
Exemplos:
Fe(OH)2 – hidróxido ferroso; Fe(OH)3 – hidróxido férrico
MEIO NEUTRO, ÁCIDO OU BÁSICO
Numa solução:
[] = [] => meio neutro
[] >[] => meio ácido
[] < [] => meio básico
Auto-ionização da água
H2O ↔ + 
Constante de ionização ou produto iônico da água:
Kw= [] x []
No meio neutro, Kw= 1,0 x 10-14 mol/L
A escala de pH e pOH:
Para simplificar os cálculos relacionados à concentrações de íons em soluções aquosas, Soren P. L. Sorensen propôs o uso de uma escala logarítmica para expressar a acidez ou a basicidade de um meio – o conceito de potencial hidrogeniônico.
pH = -log[]
De maneira semelhante, podemos determinar o potencial hidroxiliônico.
pOH = -log[]
Como [] x [] = 1,0 x 10-14 mol/L (25 °C)
[] x [] = 1,0 x 10-14
-log ([] x [])= -log (1,0 x 10-14)
-(log [] + log [])= 14
-log [] - log [= 14
pH + pOH = 14
Ampliando os conceitos:
1) Neutralização: A neutralização se dá quando uma solução ácida recebe uma quantidade de base que reage o ácido, sendo suficiente para consumir todos os íons H+ formados pela ionização do meio ou vice-versa. O resultante dessa reação química não apresentará caráter ácido nem básico. Será, portanto, uma solução neutra.
Exemplos: 
a) Uso de antiácidos para o estômago (HCl); 
b) Regularização da água tratada com cal hidratada ou carbonato de sódio; 
c) Despoluição de gases tóxicos (ácidos)
2) Reações com indicadores: Também chamado de indicador de pH ou indicador de neutralização, um indicador ácido-base são, usualmente, compostos orgânicos de elevado peso molecular, que mudam gradualmente de coloração dentro de uma faixa relativamente estreita da escala de pH, chamada de zona de viragem, ou zona de transição.
Os principais indicadores são:
Fenolftaleína; Azul de tornassol; Azul de bromotimol; Vermelho de metilo
Fenolftaleína: Utilizada frequentemente em titulações, mantém-se incolor em soluções ácidas e torna-se cor-de-rosa em soluções básicas. A sua cor muda a valores entre pH 8 e pH 12. Se a concentração do indicador for particularmente forte, pode tomar uma cor carmim.
Tornassol: é um corante solúvel em água extraído de certos líquens. Torna-se vermelho em condições ácidas e azul em condições básicas. A mudança de cor ocorre para variações no pH de 4,5 a 8,3 (a 25 oC). É utilizado quando se quer determinar, simplesmente, se a solução é ácida ou básica.
Bromotimol: é um indicador que em solução ácida fica amarelo, em solução básica fica azul e em solução neutra fica verde. É um indicador adequado para determinações de ácidos e bases fracos, preferencialmente em pH próximo de 7.
Vermelho de metilo: é um corante indicador que torna-se vermelho em soluções ácidas. Como indicador, é vermelho em pH abaixo de 4,4, amarelo em pH acima de 6,2, e laranja entre estes valores.
Indicador universal é uma mistura de indicadores de pH, normalmente em solução ou secos em tiras de papel absorvente, que apresentam distintas cores para cada pH de 1 a 14. Tabelas com cores padrões do produto para os pH medidos são fornecidos com as tiras.
pHmetro: aparelho usado para medição de pH. Constituído basicamente por um eletrodo e um circuito potenciômetro. O aparelho é calibrado (ajustado) de acordo com os valores referenciado em cada solução de calibração. Para que se conclua o ajuste é então calibrado em dois ou mais pontos. A leitura do aparelho é feita em função da leitura da corrente que o eletrodo gera quando submerso na amostra. A intensidade da corrente medida é convertida para uma escala de pH.
3) Catálise: é um fenômeno no qual uma quantidade relativamente pequena de uma substância estranha, chamada catalisador, aumenta a velocidade de uma reação sem que ela própria seja consumida nesta reação. Atualmente, a catálise está presente em mais de 85% de todos os processos de transformação química, cujos produtos são obtidos mediante processos que requerem o emprego de um catalisador, em pelo menos uma das etapas de síntese. Os produtos sintetizados por processos catalíticos vão desde alimentos e medicamentos aos combustíveis, polímeros, solventes, produtos agroquímicos, aditivos ou fragrâncias.
Exemplos:
Óxido de potássio (K2O) utilizados na produção de amoníaco;
Ácido sulfúrico (H2SO4) no refino do petróleo para melhorar a octanagem da gasolina;
Hidróxido de sódio (NaOH) e hidróxido de potássio (KOH) na produção de biodiesel.