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Soluções GM (RM2 – T) THAIS SILVA 2012 COLÉGIO NAVAL MARINHA DO BRASIL 2 Objetivos ØConceituar solução, soluto e solvente; ØDefinir coeficiente de solubilidade; ØRelacionar coeficiente de solubilidade à temperatura; ØAnalisar e interpretar dados experimentais de valores de coeficiente de solubilidade correlacionados à temperatura; ØIdentificar os três tipos de soluções através de gráficos que estão relacionados com o coeficiente de solubilidade e a temperatura. 3 Tópicos 1. Soluções Ø.O que são soluções Ø.Características da soluções Ø.Tipos de soluções Ø.Solubilidade e Curvas de solubilidade O que são soluções? São misturas homogêneas de duas ou mais substâncias. 4 5 Características das Soluções Solução Soluto Solvente Menor quantidade (disperso) Maior quantidade (dispersante) Substância que está sendo dissolvida Substância que efetua a dissolução Tipos de Soluções Quanto à sua propriedade física 6 Solução sólida Solução líquida Solução gasosa 7 Soluções iônicas – Eletrolíticas O soluto é um composto iônico. Observe: solução aquosa de sal de cozinha. solução aquosa de ácido clorídrico. Soluções moleculares – Não-eletrolíticas O soluto é um composto molecular. Observe: solução aquosa de açúcar. Tipos de Soluções Quanto à natureza do soluto Lembre-se: O sal de cozinha (NaCl) é um composto iônico. Os ácidos são compostos moleculares, que em água, originam uma solução eletrolítica. 8 Tipos de Soluções Quanto à quantidade de soluto presente Solução saturada – contém a máxima quantidade de soluto possível que pode ser dissolvida. Solução insaturada – possui menos soluto do que se pode dissolver. Solução supersaturada – contém mais soluto do que o solvente presente pode dissolver. Coeficiente de Solubilidade – CS Quantidade máxima de soluto que pode ser dissolvida numa dada quantidade de solvente a uma dada temperatura. 9 Diluída Pouco soluto Concentrada Mais soluto Saturada Máximo de soluto possível de dissolver. Supersaturada Excesso de soluto dissolvido. Para obtê-la pode-se aquecer a solução saturada com precipitado para que o mesmo seja dissolvido. Adição de mais soluto à mesma quantidade de solvente. A solução supersaturada é instável, isso ocorre por que a redução da temperatura desta solução forma novamente a solução saturada com precipitado (corpo de fundo) que a originou. ↓T Tipos de Soluções Quanto à quantidade de soluto presente 10 1L de água a 70°C 1L de água a 70°C 200 g de KNO3 Saturada Saturada com precipitado (corpo de fundo)Insaturada Quanto à quantidade de soluto presente Coeficiente de solubilidade (Cs) do KNO3 = 140g de KNO3 / 100g de H2O (70°C) Em 1L de água o Cs = 1400g de KNO3 (70°C) 1400 g de KNO3 1600 g de KNO3 Precipitado 200g de KNO3 Solução saturada 1400g de KNO3 dissolvidos em 1L de água Exemplo 1: 11 • CS do NaCl a 0°C = 35,7 g / 100g de H2O • CS do NaCl a 25°C = 42,0 g / 100g de H2O Saturada Insaturada 1L de água a 0°C 1L de água a 0°C 200 g de NaCl 357 g de NaCl 1L de água a 0°C 400 g de NaCl Saturada com precipitado (corpo de fundo) 1L de água a 0°C 400 g de NaCl 1L de água a 25°C 1L de água a 0°C A concentração na solução final está acima do CS do NaCl a 0°C Supersaturada Exemplo 2: 12 Solubilidade e Curvas de Solubilidade Solubilidade do KNO3 a 70°C: Cs = 140g de KNO3 em 100g de água a 70°C Solubilidade do KBr a 90°C: Cs = 100g de KBr em 100g de água a 90°C 13 Curvas de Solubilidade CS (g/100g de água) Comportamento normal Comportamento anormal CS 1 T1 T°C 14 Curva de Solubilidade do KBr Solução saturada (em toda a linha escura) KBr 50 Cs (g/100g de H2O) Temperatura (°C) 90 70 Solução insaturada (estável) (abaixo de toda a linha escura) Solução supersaturada (instável) ou saturada com precipitado (estável) (acima de toda a linha escura) 15 A solução saturada com precipitado pode ser aquecida até que todo o sólido precipitado seja dissolvido, passa a ser chamada solução supersaturada. Caso esta solução seja resfriada será possível visualizar o precipitado formado. KBr 50 Cs (g/100g de H2O) Temperatura (°C) 90 70 A solução saturada de KBr na temperatura de 70°C possui 90g de KBr (soluto) em 100g de água. Uma solução na temperatura de 70°C que possua: Ø 60g de KBr é chamada solução insaturada. Ø 90g de KBr é chamada solução saturada. Ø 120g de KBr é chamada solução saturada com precipitado. Curva de Solubilidade do KBr 16 1. A 18°C a solubilidade de uma substância X é de 60g/100mL de água. Nessa temperatura 150g de X foram misturados em 200mL de água . O sistema obtido é: a) Heterogêneo com uma fase. b) Homogêneo com duas fases. c) Uma solução aquosa com corpo de fundo. d) Heterogêneo com três substâncias. e) Apenas uma solução aquosa. Exercícios de Fixação 17 Exercícios de Fixação 2. Dissolvem-se 380g de KBr em 400g de água a 80°C (solução saturada). Pede-se: a) O coeficiente de solubilidade do sal. b) A massa de sal dissolvida em 1L de água. 18 Exercícios de Fixação 3. Seja o coeficiente de solubilidade de um sal a 120°C de 60g/100g de água. Uma solução apresenta 220g em 350g de água. Classifique esta solução como: a)Saturada. b)Insaturada. c)Supersaturada. d)Diluída. 19 Exercícios de Fixação 4. Analisando o gráfico que mostra as curva de solubilidade, responda: a) Na temperatura de 40ºC, qual a solubilidade do KNO3? b) Na temperatura de 50ºC, qual a solubilidade do KNO3? 20 Exercícios de Fixação 5. Analisando o gráfico que mostra as curva de solubilidade, responda: a) Considerando apenas as substâncias NaNO3 e Pb(NO3)2, qual delas é a mais solúvel em água, a qualquer temperatura? b) Aproximadamente a qual temperatura a solubilidade do KCl e do NaCl são iguais? c) Qual das substâncias apresenta maior aumento de solubilidade com o aumento da temperatura? d) Compare as solubilidades das substâncias KNO3 e NaNO3 a 68 ºC, abaixo e acima dessa temperatura e) Qual a massa de uma solução saturada de NaNO3 a 20 ºC obtida a partir de 500 g de H2O? 21 Gabarito 1. (c) 2. . a) Cs = 95g KBr/100g H2O à 80ºC. b) 950g KBr 5. (c) 6. . a) 60g KNO3/100g H2O à 40ºC. b) 80g KNO3/100g H2O à 40ºC. 9. . a) NaNO3 b) 40ºC c) AgNO3 d) T = 68ºC Cs NaNO = Cs KNO3 T > 68ºC Cs NaNO < Cs KNO3 T < 68ºC Cs NaNO > Cs KNO3 i) Msolução = 440g + 550g = 940g 22 Objetivos ØCompreender o conceito de concentração; ØExpressar a concentração de uma solução em título em massa e volume, concentração em massa e partes por milhão (ppm) e densidade; ØRealizar a conversão de unidades referentes às concentrações; ØAnalisar e relacionar soluções através de suas implicações com relação a alterações de concentração. 23 2. Aspectos Quantitativos das Soluções Ø.Concentração comum; Ø.Densidade; Ø.Molaridade ou Concentração molar; Ø.Título em massa e volume; Ø.Porcentagem em massa e volume; Ø.Relação entre as unidades de concentração. Tópicos üConcentração das soluções É a relação entre a quantidade de soluto (massas, nº de mols, volume,...) e a quantidade de solução. Exemplos Soro fisiológico (NaCl 0,9 %) Vinagre (CH3COOH 4 - 6 %) Água mineral (Ca2+ aprox. 1,40 mg/L) 25 üConcentração comum (C) C = massa do soluto = m1 volume da soluçãoV Unidade: g/L 25500 mL 500 mL Adicionar água destilada Preparar uma solução aquosa 5 g/L de cloreto de sódio (NaCl) Tampar 500 mL 2,500 g NaCl 500 mL Agitar Observe: 26 26 Dê a especial importância aos seguintes passos: ØQual é o solvente? ØQual é o soluto? ØQuanto há de soluto em cada litro de solução? ØQuantos mg de soluto há em cada mL de solução? ØComo pode ter sido preparada essa solução? Interprete o rótulo do frasco NaCl (aq) C = 9,0 g/L 27 üConcentração comum (C) Uma solução foi preparada adicionando-se 80 g de NaOH em água suficiente para produzir 400 mL de solução. Calcule a concentração da solução em g/L. Resolução: Exemplo 3: C = 80g 0,4 L C = 200 g/L 28 üDensidade (d) d = massa da solução = m volume da solução V A água tem d = 1 g/cm³ A tinta é mais densa que a água. O gelo é menos denso que a água. dgelo = 0,9178 g/cm³ Unidade: g/mL g/cm3 29 A massa, em g, de 100 mL de uma solução com densidade 1,19 g/mL é: d = m V m = d x V m = 1,19 g/mL x 100 mL Exemplo 4: Resolução: üDensidade (d) m = 119 g 30 üMolaridade ou Concentração molar (M) M = número de mol = n (mol) Volume V (L) Qual a concentração molar de uma solução de 500 mL com 0,5 mols de H2SO3 dissolvidos em água? Resolução: M = 0,5 mol = 0,5mol 500mL 0,5L n = massa . massa molecular Exemplo 5: Unidade: mol x L-1 M = 1 mol x L-1 31 Qual a concentração molar de uma solução de 250 mL com 204g de nitrato de potássio (KNO3) dissolvido em água? Resolução: M = 204g M x 250mL Continuando: M = 204g = 204g 102g/mol x 0,25L 25,5gxL mol Exemplo 6: üMolaridade ou Concentração molar (M) Calcular a Massa molecular (M) do KNO3 M = 8 mol x L-1 32 üMolaridade de íons Nas soluções iônicas é possível determinar a molaridade do soluto assim como a molaridade dos íons provenientes de sua dissociação ou ionização. A molaridade dos íons é proporcional aos seus coeficientes estequiométricos nas equações de ionização ou dissociação. Exemplo 7: Al2(SO4)3(aq) 2 Al3+(aq) + 3 SO42-(aq) Proporção: 1,0 mol 2 mol 3 mol Solução: 0,2 mol/L 0,4 mol/L 0,6 mol/L 0,2 M: [Al2(SO4)3] = 0,2 mol/L [Al3+] = 0,4 mol/L [SO42]= 0,6 mol/L 33 üMolaridade de íons Exemplo 8: Calcule a concentração em mol x L-1 dos íons Ca2+(aq) e Cl-1(aq) em uma solução 1,0 mol x L-1 de CaCl2(aq). Resolução: CaCl2(aq) 1 Ca2+(aq) + 2 Cl-(aq) 1,0 mol x L-1 1,0 mol x L-1 2,0 mol x L-1 1,0 mol x L-1 de Ca2+(aq) e 2,0 mol x L-1 de Cl-(aq) 34 üTítulo (T) - Título em massa (% m/m) (m) = massa de soluto = m1 (g) massa de soluto + massa de solvente m1 (g) + m2 (g) % em massa = x 100Porcentagem em massa Partes por milhão (ppm) ppm = x 106 x ppm = x mg soluto x kg solvente (solução) 3535 Qual a porcentagem em título em massa de uma solução que apresenta 80g de cloreto de bário (BaCl2) dissolvida em 320g de água? Resolução: (m) = 80g = 80 80g + 320g 400 (m) = 0,20 Exemplo 9: % em massa = 0,20 x 100 % em massa = 20 3636 De acordo com a padronização internacional, a água potável não pode conter mais do que 5,0x10–4 mg de mercúrio (Hg) por grama de água. Essa quantidade máxima permitida de Hg pode ser expressa em ppm da seguinte maneira: Exemplo 10: ppm = m1 (mg) m2 (kg) Resolução: ppm = 5,0 x 10-4 mg = 10-3 kg ppm = 0,5 mg/kg ou ppm 37 üTítulo (T) - Título em volume (% m/v) (v) = volume de soluto = v1 (mL) . volume do soluto + volume da solvente v1 (mL) + v2 (mL) Qual a porcentagem em título em volume de uma solução de etanol que apresenta 300mL em 600mL de água? Resolução: (v) = 300mL = 300 300mL + 600mL 900 (v) = 0,333 Exemplo 11: % em volume = x 100Porcentagem em volume % em volume = 0,333 x 100 % em volume = 33,3 38 üRelações entre unidades de concentração C = m1 V = m1 m1 + m2 M = n V Ø Concentração comum e Título C = d . Ø Concentração comum e Concentração Molar C = m1 V C = M MM1 Unindo as expressões teremos: C = d . = M MM1 39 üObservações Ø A concentração comum (C) sempre deve ser expressa em g/L; Ø Se a densidade também esta expressa em g/L; Ø Se a densidade está expressa em g/mL (ou g/cm3) a relação resultará: C = d . C = d . . 1000 40 Exemplo 12: O ácido clorídrico é uma solução aquosa fortemente ácida e bastante corrosiva. O valor que mais se aproxima do teor em massa de HCl na solução de ácido clorídrico P.A. (pureza analítica) do frasco representado na figura é: a) 12 % b) 23 % c) 30 % d) 37 % e) 43 % Resolução: 12 x 36 = 1000 x 1,18 x (m) (m) = 0,37 % em massa = 37 % C = M MM1 = 1000 d (m) HCl P.A. 12 mol/L d = 1,18 kg/L 41 Exercícios de Fixação 1. Considere duas latas do mesmo refrigerante, uma versão “diet” e outra versão comum. Ambas contêm o mesmo volume de líquido (300 mL) e têm a mesma massa quando vazias. A composição do refrigerante é a mesma em ambas, exceto por uma diferença: a versão comum, contém certa quantidade de açúcar, enquanto a versão “diet” não contém açúcar (apenas massa desprezível de um adoçante artificial). Pesando-se duas latas fechadas do refrigerante, foram obtidos os seguintes resultados: Por esses dados, pode-se concluir que a concentração, em g/L, de açúcar no refrigerante comum é de, aproximadamente: a) 0,020 g/L b) 0,050 g/L c) 1,1 g/L d) 20 g/L e) 50 g/L Amostra Massa (g) Lata com refrigerante comum 331,2 Lata com refrigerante “diet” 316,2 42 2. Analisando quantitativamente um sistema formado por soluções aquosas de cloreto de sódio, sulfato de sódio e fosfato de sódio, constatou-se a existência de: Baseado nos dados, pode-se concluir que a concentração de PO43– no sistema é: a) 0,525 mol/L. b) 0,12 mol/L. c) 0,36 mol/L. d) 0,24 mol/L. e) 0,04 mol/L. 4. A molaridade do íon Mg2+ e do (PO4)3- numa solução 0,4 molar de Mg3(PO4)2 é, respectivamente: a) 2 e 3. b) 3 e 2. c) 2,4 e 2,4. d) 0,4 e 0,4. e) 1,2 e 0,8. Exercícios de Fixação 0,525 mol/L de íons Na+ 0,02 mol/L de íons SO42- 0,125 mol/L de íons Cl- 43 4. Uma solução é preparada pela dissolução de 5,85 g de cloreto de sódio em 250 mL de água. Calcule a concentração comum e a quantidade de matéria (mol/L) desta solução. a) 0,234 mg/mL, 4 mol/L b) 0,234 g/mL, 4 mol/L c) 234 g/L, 0,4 mol/L d) 23,4 g/L, 0,4 mol/L e) 234 g/L, 4 mol/L 5. Uma solução aquosa com concentração de 20 g/litro apresenta: a) 20 g de soluto dissolvidos em 1 litro de água. b) 40 g de soluto dissolvidos em 0,5 litro de solução. c) 10 g de soluto dissolvidos em 0,5 litro de solução. d) 40 g de soluto dissolvidos em 4,0 litros de solução. e) 10 g de soluto dissolvidos em 2,0 litros de solução. Exercícios de Fixação 44 6. O propileno glicol, C3H8O2 é um líquido utilizadocomo umectante de doces, produtos de cacau e carne. Para se preparar 100ml de solução 3 Molar de propileno glicol, a massa a ser pesada deverá ser de: a) 228 g b) 10,8 g c) 108 g d) 22,8 g e) 2,28 g 8. Em 200g de solução alcoólica de fenolftaleína contendo 8,0 % em massa de soluto, quantos mols de álcool há na solução? a) 8,0 b) 4,0 c) 3,0 d) 2,5 e) 2,0 Exercícios de Fixação 45 8. As baterias dos automóveis são cheias com solução aquosa de ácido sulfúrico. Sabendo-se que essa solução contém 38% de ácido sulfúrico em massa e densidade igual a 1,29 g/cm3, pergunta-se: Qual é a concentração do ácido sulfúrico em mol por litro? a) 5 mol/L b) 10 mol/L c) 25 mol/L d) 0,5 mol/L e) 50 mol/L Exercícios de Fixação 46 9. Preparou-se uma solução 0,2 mol/L, dissolvendo-se 16,56 g de X(ClO3)2 em água suficiente para que fossem obtidos 400 mL de solução. O cátion X é o: a) Be b) Mg c) Ca d) Sr e) Ba 11. 20 gramas de NaOH são dissolvidos em 36 gramas de água. Sabendo que a massa molar do NaOH é igual; a 40g/mol e a da água é 18g/mol, calcule: a) Título da solução. b) Concentração molar da solução sabendo que o volume da solução foi completado a 500mL. Exercícios de Fixação 47 Gabarito 1. (e) 2. (b) 5. (e) 6. (d) 9. (c) 10. (d) 11. (b) 12. (a) 13. (c) 14. ( a) = 0,357 ou 35.7% b) 1 mol/L 48 DILUIÇÃO E MISTURA DE SOLUÇÕES 49 Objetivos ØCompreender e determinar a concentração das soluções e também quantidades (mol, massa, volume) da solução e do soluto nas diversas formas de unidades pela adição ou evaporação do solvente e através das misturas de soluções; ØPrever a quantidade dos reagentes ou produtos que participam de uma reação através dos valores de concentração expressos em diferentes unidades; 50 Objetivos ØDeterminar a concentração das soluções que apresentam as substâncias envolvidas em uma reação química; ØEntender e determinar a concentração de uma solução utilizando a técnica de titulação ácido-base. 51 3.Diluição de soluções; 5.Mistura de soluções; Ø.Mesmo solvente e mesmo soluto; Ø.Mesmo solvente e soluto diferente; •.Sem reação química •.Com reação química •.Titulação Tópicos 52 DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES O procedimento para preparar uma solução menos concentrada a partir de uma solução mais concentrada é denominado diluição. Solução concentrada Solução diluída O número total de mols do soluto é constante Diluição Adição de Solvente 53 DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES + Vágua Solução 1 Solução 2 M = n1/ V M’ = n1/ V’ n1 = M . V n1 = M ’. V’ M . V = M’ . V’ 54 DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES Quantidade inicial de soluto = Quantidade final de soluto Pode-se ter as seguintes relações entre a solução inicial e a final: 55 DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES São adicionados 300ml de água a 200ml de solução aquosa de NaCl de concentração igual a 50g/L. Qual a concentração da solução em g/L após a diluição? Exemplo 1: Resoluçã o: C1 V1 = C2 V2 50 g/L x 200 = C2 x 500 C2 = 20 g/L 56 DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES Foram adicionados 750 mL de água destilada à 250 mL de uma solução 0,5 M de HCl. Qual a molaridade da solução formada ? Exemplo 2: Resoluçã o: M1 V1 = M2 V2 M2 = 0,5 x 0,25 1,0 M2 = 0,125 mol L-1 57 Diluição Vaporização Solução concentrada Solução diluída O número total de mols do soluto é constante M . V = M’ . V’ DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES O processo de eliminar solvente por vaporização provoca um aumento da concentração. 58 400 mL de solução aquosa de NaOH 0,16M são aquecidos até que o volume seja reduzido a 80% do inicial. Determine a concentração molar final do processo. Exemplo 3: Resoluçã o: V2 = 80%V = 80 x 400 mL = 320 mL 100 M2 = 0,16 x 400 M2 = 0,2 mol L-1 320 M1 V1 = M2 V2 A concentração molar final do processo é ígual a 0,2 M 59 Sabendo que foram adicionados 300 g de água destilada a 200 g de solução aquosa de 18% em massa de NaCl, determine a porcentagem em massa de soluto na solução final. Exemplo 4: Resoluçã o:T = m1 m1 = T m m 18 % x 200 g = T2 % x 500 g T2 = 7,2 % T1 m1 = T2 m2 A porcentagem em massa de soluto na solução final é de 7,2 % 60 MISTURA DE SOLUÇÕES Mesmo soluto e mesmo solvente Solução 1 n1‘ = M’.V’ Solução 2 n1” = M”.V” Solução 3 n1= M . V + + resultando: n1‘ + n1” = n1 M’.V’ + M”.V” = M . V = SEM REAÇÃO QUÍMICA 61 Foram misturados 0,5 L de solução 1 M de NaOH, com 1,5 L de solução 2 M, da mesma base. Qual a Molaridade resultante ? Exemplo 5: Resoluçã o:M’ V’ + M’’ V” = Mf Vf Mf = (1 . 0,5) + (2 . 1,5) 2,0 Mf = 1,75 mol L-1 SEM REAÇÃO QUÍMICA Mesmo soluto e mesmo solvente A quantidade de soluto na solução resultante é igual a soma das quantidades de soluto que havia em cada uma das soluções originais. 62 MISTURA DE SOLUÇÕES Mesmo solvente e solutos diferentes SEM REAÇÃO QUÍMICA Ø As quantidades de solução se somam; Ø Cada soluto sofre uma diluição de sua solução inicial em relação à solução final. M . V = M’ . V’ 63 SEM REAÇÃO QUÍMICA Mesmo solvente e solutos diferentes Exemplo 6: Mistura-se 300 cm3 de solução de NaCl a 0,8 mol/L com 200 cm3 de solução de glicose 0,6 mol/L. Qual a concentração de cada soluto na solução final. Resoluçã o: M1 V1 = M2 V2 0,8 mol/L x 300 cm3 = M2 x 500 cm3 M2 = 0,48 mol/L NaCl Glicose M1 V1 = M2 V2 0,6 mol/L x 200 cm3 = M2 x 500 cm3 M2 = 0,24 mol/L 64 MISTURA DE SOLUÇÕES Mesmo solvente e solutos diferentes COM REAÇÃO QUÍMICA Devemos levar em conta a estequiometria da reação, no seu ponto final. HCl + NaOH NaCl + H2O 1 mol 1 mol No ponto final da reação no mols ácido = no mols da base nácido = nbase Mácido.Vácido = Mbase . Vbase 65 COM REAÇÃO QUÍMICA Mesmo solvente e solutos diferentes Exemplo 7: A figura abaixo mostra de forma esquemática a mistura de 1,0 L de solução de NaOH a 0,5 mol/L com 1,0 L de solução de HCl a 0,8 mol/L. NaOH(aq) HCl(aq) ?+ = a) A solução final será ácida, básica ou neutra? b) Qual a concentração em mol/L de NaCl na solução resultante? c) Qual a concentração em mol/L do reagente que sobrou após terminada a reação? 66 Resoluçã o: NaOH n = M V = 0,5 mol/L x 1,0 L = 0,5 mol HCl n = M V = 0,8 mol/L x 1,0 L = 0,8 mol NaOH + HCl NaCl + H2O Proporção: 1 mol 1 mol 1 mol 1 mol Antes da reação: 0,5 mol 0,8 mol NaOH + HCl NaCl + H2O Nota-se que haverá excesso de ácido. Portanto a solução final será ácida. NaOH será o reagente limitante. Assim, calcula-se a quantidade em mol de NaCl. 67 NaOH + HCl NaCl + H2O Proporção: 1 mol 1 mol 1 mol 1 mol Antes da reação: 0,5 mol x (limitante) x = 0,5 mol de NaCl Volume final de solução = 2L Concentração de NaCl = M = n1 = 0,5 mol = 0,25 mol/L V 2 L Continua ndo: 68 Continua ndo: HCl que reage: y = 0,5 mol HCl que sobra: 0,8 – 0,5 = 0,3 mol Volume final de solução = 2L HCl(excesso) = 0,3 mol Concentraçãodo HCl que sobrou: M = n1 = 0,3 mol = 0,15 mol/L V 2 L NaOH = HCl NaCl + H2O Proporção: 1 mol 1 mol 1 mol 1 mol Na reação: 0,5 mol y (limitante) 69 ácido base Ex.: solução de HCl + solução de NaOH A titulação é utilizada para determinar concentração de soluções por meio da reação química entre volumes conhecidos de uma solução problema com uma solução de concentração conhecida. TITULAÇÃO Nesse caso adiciona-se uma solução sobre a outra e o ponto final da reação pode ser visualizado pela adição de um indicador ácido-base. 70 Fenolftaleína O que acontece exatamente quando a fenolftaleína muda de cor? A fenolftaleína perde um Hidrogênio de sua composição para se combinar com a hidroxila (OH) da molécula de uma solução básica perdendo elétrons, ou seja, formando íon ou, ainda, oxidada. Mas por que a cor rosa? A coloração tem a ver com o comprimento de onda que o composto absorve. Ambas as formas de fenolftaleína absorvem luz UV, só que os olhos não conseguem detectar. Quando a fenolftaleína adquire a forma ionizada, a camada de absorção está em um comprimento de onda mais alto e, consequentemente, atingiu o visível, sendo possível ver a coloração. 71 TITULAÇÃO Foram neutralizados 600 mL de solução 1 M de NaOH, com 1,5 L de solução de HCl. Qual a Molaridade da solução ácida ? Exemplo 8: Resoluçã o: Mácido = 1 x 0,6 1,5 Mácido = 0,4 mol/L Mácido . Vácido = Mbase . Vbase NaOH + HCl NaCl + H2O 72 TITULAÇÃO Que volume de solução 0,5 M de KOH neutralizará completamente 500 mL de solução 0,1 M de HNO3? Exemplo 9: Resoluçã o: Vbase = 0,1 x 0,5 0,5 Vbase = 0,1 L Mácido.Vácido = Mbase . Vbase KOH + HNO3 KNO3 + H2O 73 Exercícios de Fixação 1. Numa diluição de uma solução, podemos afirmar que: a) A massa do solvente permanece constante. b) A massa do soluto permanece constante. c) O volume da solução permanece constante. d) A molaridade da solução permanece constante. e) A molalidade da solução permanece constante. 3. Se adicionarmos 80 mL de água a 20 mL de uma solução 0,20 mol/L de KOH, iremos obter uma solução de concentração molar igual a: a) 0,010 mol/L. b) 0,020 mol/L. c) 0,025 mol/L. d) 0,040 mol/L. e) 0,050 mol/L. 74 Exercícios de Fixação 3. Ao misturar duas soluções de um mesmo soluto, podemos também adicionar numericamente: a) Apenas massa do soluto. b) Apenas quantidades de mols do soluto. c) Apenas volumes das soluções. d) Apenas massas de soluto e volumes da solução. e) Massa e quantidade de mols de soluto; volumes e massas totais de soluções. 5. Mistura-se 200 cm3 de solução de NaOH de concentração 0,5 mol/L com 300 cm3 de solução de NaOH 0,9 mol/L. Determine a concentração final em mol/L. 75 Exercícios de Fixação 5. Há uma solução de 100 mL de suco de laranja com concentração de 0,4 mol/L. O volume de água, em mL, que deverá ser acrescentado ao suco para que a concentração do soluto caia para 0,04 mol L–1, será de: a)1 000. b) 900. b) 500. d) 400. 7. Uma alíquota de 10 mL de uma solução de NaOH consumiu, na titulação, 15 mL de solução de HCl 0,10 mol/L. Qual a concentração, em mol/L, da solução de NaOH? a) 1,5. b) 1,0. c) 0,75. d) 0,20. e) 0,15. 76 Gabarito 1. (b) 2. (d) 5. (e) 6. M = 0,74 mol/L de NaOH 7. (b) 8. (e) 77 ESTUDO DAS DISPERSÕES 78 1.Dispersões; 2.Classificação das dispersões; •.Solução; •.Colóides; •.Suspensão; 3.Classificação dos colóides •.Sol; •.Gel; •.Emulsão; •.Espuma; •.Aerossol. Tópicos 79 DISPERSÕES As dispersões são misturas nas quais uma substância está disseminada na forma de partículas no interior de uma outra substância. Exemplos : 80 CLASSIFICAÇÃO DAS DISPERSÕES O tamanho médio das partículas do disperso é um critério para classificar as dispersões (1nm = 10-9m). 81 CLASSIFICAÇÃO DAS DISPERSÕES As partículas da fase dispersa: Ø Não se sedimentam sob ação da gravidade, nem de centrífugas; Ø Não são retidos por filtros; Ø Não são visíveis ao microscópio. SOLUÇÕES 82 CLASSIFICAÇÃO DAS DISPERSÕES COLÓIDES As partículas da fase dispersa: Ø Não se sedimentam sob ação da gravidade, nem de centrífugas comuns, mas sedimentam-se com uso de ultracentrífugas; Ø Não são retidos por filtros comum, apenas por ultrafiltros; Ø Não são visíveis ao microscópio comum e são visíveis no ultramicroscópio. Ø Dispersam a luz (efeito Tyndall). 83 CLASSIFICAÇÃO DAS DISPERSÕES SUSPENSÃO As partículas da fase dispersa: Ø Sedimentam sob ação da gravidade; Ø São retidos por filtros comuns; Ø São visíveis ao microscópio comum. 84 CLASSIFICAÇÃO DOS COLÓIDES SOL Disperso = sólido Dispersante = líquido Exemplos: gelatina em água; goma arábica em água; vernizes e tintas. GEL Disperso = líquido Dispersante = sólido Exemplos: geléias; manteiga; queijo. 85 CLASSIFICAÇÃO DOS COLÓIDES EMULSÃO Disperso = líquido Dispersante = líquido Exemplos: maionese; leite. ESPUMA Disperso = gás Dispersante = líquido Exemplos: Ar na espuma de sabão; ar no chantilly; colarinho no chope. 86 CLASSIFICAÇÃO DOS COLÓIDES AEROSSOL Disperso = sólido Dispersante = gás (o ar) Exemplos: fumaças. 87 Exercícios de Fixação 1. Qual a diferença entre os estados coloidais sol e emulsão? 3. Leite e sangue são sistemas que apresentam proteínas, moléculas com diâmetros em geral situados entre 1 nm e 1000 nm. Com relação às proteínas, o leite e o sangue constituem qual tipo de dispersão? 4. A principal característica de uma solução consiste no fato de ser: a) Sempre ser uma mistura homogênea. b) Sempre um líquido com outra substância dissolvida. c) Um sistema com mais de uma fase. d) Homogênea ou heterogênea, dependendo das condições de pressão e temperatura. e) Uma substância pura em um único estado físico. 88 Exercícios de Fixação 4. Assinale a alternativa que contém exemplos de soluções: a) Água de torneira, mar, granito. b) Granito, mistura de água e óleo, ar. c) Petróleo no mar, granito, água destilada. d) Água pura, gás nitrogênio, ouro puro. e) Ar, água de torneira, ouro de 18 quilates. 5. São soluções eletrolíticas: a) Água de torneira, mar, granito. b) ouro de 18 quilates e o ar. c) Uma mistura de água e óleo e granito. d) A água de torneira e o vinagre. e) O vinagre e o ouro puro. 89 Gabarito 1. No estado coloidal sol, o disperso é sólido. Na emulsão é líquido. 2. Em relação a proteínas, estado coloidal sol. 5. (a) 6. (e) 7. (d) Slide 1 Slide 2 Slide 3 Slide 4 Slide 5 Slide 6 Slide 7 Slide 8 Slide 9 Slide 10 Slide 11 Slide 12 Slide 13 Slide 14 Slide 15 Slide 16 Slide 17 Slide 18 Slide 19 Slide 20 Slide 21 Slide 22 Slide 23 Slide 24 Slide 25 Slide 26 Slide 27 Slide 28 Slide 29 Slide 30 Slide 31 Slide 32 Slide 33 Slide 34 Slide 35 Slide 36 Slide 37 Slide 38 Slide 39 Slide 40 Slide 41 Slide 42 Slide 43 Slide 44 Slide 45 Slide 46 Slide 47 Slide 48 Slide 49 Slide 50 Slide 51 Slide 52 Slide 53 Slide 54 Slide 55 Slide 56 Slide 57 Slide 58 Slide 59 Slide 60 Slide 61 Slide 62 Slide 63 Slide 64 Slide 65 Slide 66Slide 67 Slide 68 Slide 69 Slide 70 Slide 71 Slide 72 Slide 73 Slide 74 Slide 75 Slide 76 Slide 77 Slide 78 Slide 79 Slide 80 Slide 81 Slide 82 Slide 83 Slide 84 Slide 85 Slide 86 Slide 87 Slide 88 Slide 89
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