aula 5 - solução

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Soluções e Reações 
sábado, 20 de setembro de 2014 
1 
•Solvente e Soluto 
•Soluções 
•Solubilidade 
•Eletrólitos 
•Tipos de Reações 
 Soluto Solvente 
Soluções 
sábado, 20 de setembro de 2014 
2 
• Solução 
• Dispersão 
• Suspensão 
Granada 
Mg3Al2(SiO4)3 : Fe3Al2(SiO4)3 
2:1 
SOLUÇÕES 
• Solução: é uma mistura homogênea de soluto e 
solvente 
• Solvente: Componente cujo estado físico é 
preservado. 
• Soluto: Dissolvido no solvente 
• Observação: Se todos os componentes estiverem no 
mesmo estado físico, o solvente é aquele presente 
em maior quantidade. 
 
EXEMPLOS DE SOLUÇÕES 
ESTADO DA SOLUÇÃO ESTADO DO 
SOLVENTE 
ESTADO DO SOLUTO EXEMPLO 
GÁS GÁS GÁS AR 
LÍQUIDO LÍQUIDO GÁS OXIGÊNIO NA ÁGUA 
LÍQUIDO LÍQUIDO LÍQUIDO ÁLCOOL NA ÁGUA 
LÍQUIDO LÍQUIDO SÓLIDO SAL NA ÁGUA 
SÓLIDO SÓLIDO GÁS HIDROGÊNIO NO 
PALÁDIO 
SÓLIDO SÓLIDO LÍQUIDO MÉRCURIO NA PRATA 
SÓLIDO SÓLIDO SÓLIDO PRATA NO OURO 
ELETRÓLITOS E NÃO 
ELETRÓLITOS 
• ELETRÓLITOS são substâncias que, ao 
dissolver-se, fornecem íons à solução. 
NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq) 
HCl(g) H+(aq) + Cl-(aq) 
 
• NÃO ELETRÓLITOS são substâncias que se 
dissolvem sem fornecer íons à solução. 
– Sacarose (C12H22O11), etanol (C2H5OH), acetona [(CH3)2CO], 
nitrogênio molecular (N2) e oxigênio molecular (O2). 
H
2
O(l)
H
2
O(l)
Não-Eletrólitos e Eletrólitos 
 
sábado, 20 de setembro de 2014 
6 Soluções Aquosas 
Ionização C12H22O11(s) C12H22O11(aq) 
 
NaCl (s) Na
+(aq) + Cl-(aq) 
HCl(g) H
+(aq) + Cl-(aq) 
Dissociação 
PREPARANDO UMA SOLUÇÃO DE 
NaCl EM ÁGUA 
• Algumas ligações de 
hidrogênio da água têm 
que ser quebradas 
• Interações do NaCl são 
rompidas, ele se dissocia 
em Na+ e Cl- 
• Formam-se interações: 
Na+...OH2 e Cl
-...H2O 
• Os íons ficam solvatados 
pela água 
• Como o solvente é a água, 
os íons ficam hidratados 
Eletrólitos 
 
sábado, 20 de setembro de 2014 
8 Soluções Aquosas 
Dissociação NaCl (s) Na
+(aq) + Cl-(aq) 
TIPOS DE ELETRÓLITOS 
• A distinção experimental entre eletrólitos fortes, fracos e não 
eletrólitos pode ser feita através de medidas de 
condutividade elétrica de suas soluções. 
• Soluções contendo íons conduzem melhor a eletricidade do 
que a água pura, cuja condutividade é muito pequena. 
• Quanto maior for o número de íons e quanto maior a carga 
desses, tanto maior será a condutividade da solução. 
TIPOS DE ELETRÓLITOS 
• ELETRÓLITOS FRACOS são substâncias que se 
dissociam ou ionizam-se parcialmente em solução 
aquosa. 
 Nesses casos, estabelece-se, eventualmente, um 
equilíbrio entre as formas dissociadas (iônica) e 
não-dissociada (molecular) do eletrólito. 
 
CH3COOH(aq) + H2O(l) H3O
+(aq) + CH3COO
-(aq) 
 
TIPOS DE ELETRÓLITOS 
• ELETRÓLITOS FORTES são substâncias que se 
dissociam ou ionizam completamente em solução 
aquosa. 
NaCl(s) Na
+(aq) + Cl-(aq) 
HCl(g) H+(aq) + Cl-(aq) 
 
• Os eletrólitos fortes mais comuns são: 
– Ácidos fortes, tais como, HClO4, H2SO4, HNO3, HCl e HBr 
– Hidróxidos dos metais alcalinos e alcalinos-terrosos, 
exceto Be(OH)2 e Mg(OH)2 
– Praticamente todos os sais solúveis comuns 
 
H
2
O(l)
H
2
O(l)
Regras de Solubilidade 
Embora todos os compostos tenham uma 
solubilidade característica em água a uma dada 
temperatura, algumas famílias de compostos são 
mais solúveis do que os outras e é útil conhecer 
certas regras gerais de solubilidade. 
 
Carbonato de manganês 
Sulfato de estrôncio 
Sulfato de zinco 
Sulfato de cobre penta hidratado 
Sulfato de cobre 
Carbonato de cálcio 
Regras de Solubilidade de Sais 
Íon Solúvel Insolúvel 
amônio (NH4
+) ; alcalinos (Na+,K+,...) 
nitratos (NO3
-) ; acetatos (CH3COO
-) 
permanganatos (MnO4
-) 
percloratos (ClO4
-); cloratos (ClO3
-) 
a maioria 
 
KClO4 
CH3COOAg 
(pouco solúvel) 
 
nitritos (NO2
-); a maioria Ag+ 
cloretos(Cl-); brometos(Br-); iodetos(l-) a maioria Pb2+, Hg2
2+ Ag+ 
fluoretos (F-) a maioria alc. terrosos 
(Ca2+,Sr2+,...) 
sulfato (SO4
2-) a maioria alc. terrosos 
(Ca2+,Sr2+,Ba2+) 
sulfetos (S2-) alcalinos terrosos a maioria 
sulfitos ( SO3
2-) 
carbonatos (CO3
2-); oxalatos (C2O4
2-) 
cromatos (CrO4
2-); fosfatos (PO4
3-) 
alcalinos (Na+,K+,...) 
amônio 
a maioria 
hidróxidos (OH-) Na+, K+, alcalinos 
terrosos (pouco sol.) 
a maioria 
óxidos (O2-) - a maioria 
Soluções 
• DILUÍDAS 
• CONCENTRADAS 
• INSATURADAS 
• SATURADAS 
• SUPERSATURADAS 
FORMAS DE EXPRESSAR A 
CONCENTRAÇÃO 
• QUANTIDADE DE MATÉRIA 
• FRAÇÃO EM QUANTIDADE DE MATÉRIA 
• PORCENTAGEM DE MASSA 
• PARTES POR MILHÃO (ppm) 
• PARTES POR BILHÃO (ppb ) 
• VOLUME DE O2 
• MOLALIDADE 
 
FORMAS DE EXPRESSAR A 
CONCENTRAÇÃO 
a. Concentração em quantidade de matéria 
 
 
 
 
b. Fração em quantidade de matéria 
)(
)(
)( 1
litroV
moln
Lmolc 
c = quantidade de matéria por litro 
n = quantidade de matéria do soluto 
V = volume da solução 
x = fração em mol 
n = quantidade de matéria do soluto 
nT = quantidade de matéria total (soluto + 
solvente) )(
)(
totaln
moln
x
T

FORMAS DE EXPRESSAR A 
CONCENTRAÇÃO 
c. Porcentagem em massa 
 
 
 
d. Partes por milhão 
 
 
100% x
totalmassa
solutomassa
massa 
610x
totalmassa
solutomassa
ppm 
FORMAS DE EXPRESSAR A 
CONCENTRAÇÃO 
e. Molalidade 
 
 
 
 
f. Volume de O2 
 
)(
)(
).( 1
kgmassa
moln
kgmolm 
m = molalidade 
n = quantidade de matéria do soluto 
massa = massa do solvente (kg) 
solução X% = X (L) O2liberado por litro de solução 
V
n
c  Vcn 
c(inicial)V(inicial) = c(final)V(final) 
 
DILUIÇÕES 
• Frequentemente temos que preparar uma nova 
solução, menos concentrada, a partir de uma 
solução estoque. 
• Para diluir uma solução, basta adicionar mais 
solvente. 
• O volume da solução aumenta, mas a quantidade, 
em mol, permanece a mesma. 
 
Objetivo: Sabendo a concentração de uma solução padrão (ex. 
NaOH), podemos determinar a concentração de uma solução com 
concentração desconhecida (ex. HCl) e portanto a quantidade de 
matéria (ex. HCl). 
)(lV
n
c  )(LcVn 
Se: 
Na equação de neutralização: 
1HCl(aq) + 1NaOH(aq)  NaCl(aq) + H2O(l) 
A quantidade de matéria de HCl é igual a de NaOH (1 : 1), 
portanto: 
c(a)V(L)(a) = c(b)V(L)(b) 
 
TITULAÇÕES 
c(a)V(L)(a) = c(b)V(L)(b) 
 
TITULAÇÃO