Soluções: tipos, concentrações e preparo

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Soluções 
 
 Soluções são misturas de duas ou mais substâncias que resultam em um sistema homogêneo. 
Existem três tipos de soluções. 
 
Soluções sólidas: quando todos os componentes da mistura estão no estado sólido. Exemplo: Ligas 
metálicas, como a aliança de ouro. 
 
Soluções gasosas: quando todos os componentes da mistura estão no estado gasoso. Exemplo: o ar que 
respiramos é uma solução gasosa. 
 
Soluções líquidas: quando pelo menos um dos dois componentes são líquidos. Exemplo: Solução de água 
e álcool e solução de água e sal de cozinha (NaCl). 
 
 Quando temos uma solução dizemos que o componente que está em maior quantidade é o solvente 
e o que está em menor quantidade é o soluto. Por exemplo, uma solução de sal de NaCl em água, o soluto 
é o NaCl e o solvente é a água. 
 
Existe uma quantidade máxima de soluto para adicionar no solvente? 
 
 Sim! Imagine que temos 1 litro de água e vamos adicionando aos poucos NaCl. Chegará um 
momento em que não terá mais água suficiente para dispersar o sal adicionado, dizemos que a solução 
está saturada. Ao adicionarmos uma quantidade de sal acima da saturação esse sal não será disperso e 
ficará na forma sólida. 
 A quantidade máxima de soluto que podemos adicionar em 100 mL de solvente é chamada de 
coeficiente de solubilidade e depende da natureza do sal e da temperatura. Vamos a alguns exemplos: 
 
C.S = 36 g de de NaCl / 100 mL de água a 20ºC 
 
 Este valor nos indica que em 100 mL de água e a uma temperatura de 20 ºC o máximo de NaCl 
que é possível adicionar é 36 g. 
 
 Outro exemplo: 
 
C.S = 65,5 g de de NH4Cl / 100 mL de água a 80ºC 
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Este valor nos indica que em 100 mL de água e a uma temperatura de 80 ºC o máximo de NH4Cl 
que é possível adicionar é 65,5 g. 
 
Podemos expressar o coeficiente de solubilidade em um gráfico: 
 
Figura 1 – Curva de solubilidade de vários sais em água 
Fonte: https://ceticismo.net/2014/07/22/o-que-e-supersaturacao/ acesso em 22 out 2017 
 
 Note no gráfico que cada sal tem um comportamento diferente frente a temperatura. 
 
Concentração de uma solução 
 
 A concentração de uma solução nos informa a quantidade de soluto e solvente e existe várias 
formas de se expressar essas concentrações. 
 Nas expressões a seguir vamos utilizar o índice 1 quando for relacionado ao soluto, índice 2 
quando for relacionado ao solvente e sem índice quando for relacionado a solução. 
 
a) Concentração comum ou concentração em gramas por litro (C): é a razão entre a massa do soluto 
e o volume da solução. 
 
 
Unidades: 
g/L 
kg/L 
g/cm3 
 
 
 
 
𝐶 = 
𝑚1
𝑉
 
https://ceticismo.net/2014/07/22/o-que-e-supersaturacao/
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b) Densidade (d): é a razão entre a massa da solução e o volume da solução. 
 
 
Unidades: 
g/mL 
g/L 
g/cm3 
m = m1 + m2 
V = v1 + V2 
Para converter g/mL para g/L multiplicar por 
1000 
 
 
c) Fração molar so soluto (X1) : é a razão entre o número de mol do soluto e o número de mol da solução 
 
 
 
É um número puro, varia entre 0 e 1 ou entre 0 e 
100 se multiplicado por 100 
 
d) Fração molar do solvente (X2): é a razão entre o número de mol do solvente e o número de mol da 
solução 
 
 
 
É um número puro, varia entre 0 e 1 ou entre 0 e 
100 se multiplicado por 100 
 
e) Título em massa (τm): é a razão entre a massa do soluto e a massa da solução. 
 
 
 
É um número puro, varia entre 0 e 1 ou entre 0 e 
100 se multiplicado por 100 
 
f) Título em volume (τv): é a razão entre o volume de soluto e volume da solução. 
 
 
É um número puro, varia entre 0 e 1 ou entre 0 e 
100 se multiplicado por 100 
𝑑 = 
𝑚
𝑉
 
𝑋1 = 
𝑛1
𝑛
 
𝑋2 = 
𝑛2
𝑛
 
𝜏𝑚 = 
𝑚1
𝑚
 
𝜏𝑣 = 
𝑉1
𝑉
 
4 
 
 
 
g) Molaridade (M) : é a razão entre o número de mol do soluto e o volume da solução, entre litros. 
 
 
 
Unidade: 
mol/L 
 
h) Molalidade (w) :é a razão entre o número de mol de soluto e a massa do solvente em kilogramas. 
 
 
 
Unidade: 
mol/kg 
 
 
Preparo de uma solução 
 
 Preparar uma solução é umas das funções do profissional de química. Mas como proceder 
corretamente no preparo de uma solução? 
 
 Faças os cálculos de quanto você precisará de soluto para ter uma solução da concentração 
desejada. 
 Se o soluto for sólido pese a massa desejada e se for líquido meça esse volume. 
 Em um béquer dissolva o soluto com a mínima quantidade de solvente transfira para um balão 
volumétrico. 
 Complete com solvente até a marca do balão. 
 
Sempre que preparar uma solução não esqueça de rotular informando a concentração a data de 
preparo e o operador. 
 
 Existe uma expressão que relaciona as formas de expressar concentração. 
 
C = d . τ = M . MM 
 
 
 
𝑀 = 
𝑛1
𝑉
 
𝑤 = 
𝑛1
𝑚2
 
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Onde: 
C = Concentração comum 
D = densidade em g/L 
τ = título em massa 
M = molaridade 
 
Diluição de soluções 
 
 A preparação de soluções a partir de um outra já existente é muito comum na rotina de trabalho 
de um profissional em química. 
 A diluição é uma destas rotinas. Diluir significa adicionar solvente, sem alteração do soluto. 
Vamos imaginar novamente uma solução de NaCl e água e vamos adicionar mais água. Observe que a 
massa de soluto não se altera, apenas o volume da solução. 
 Ao adicionar mais solvente vamos tornar uma solução mais diluída, ou seja, a mesma quantidade 
de soluto em uma quantidade maior de solvente. 
A solução A tem uma concentração que chamaremos de CA. Podemos expressa-la da seguinte maneira: 
 
 
 Vamos agora rearranjar esta expressão isolando a massa se soluto na solução A. 
 
 Ao adicionar-se água na solução A obteve-se a solução B de seguinte concentração: 
 
Vamos agora rearranjar esta expressão isolando a massa se soluto na solução A. 
 
 
Lembre-se que a massa se soluto na solução A e na solução B é a mesma, então: 
 
 
Sabemos que: 
 
𝐶𝐴 = 
𝑚𝐴1
𝑉𝐴
 
𝑚𝐴1 = 𝐶𝐴 .𝑉𝐴 
𝐶𝐵 = 
𝑚𝐵1
𝑉𝐵
 
𝑚𝐵1 = 𝐶𝐵 .𝑉𝐵 
𝑚𝐴1 = 𝑚𝐵1 
𝑚𝐴1 = 𝐶𝐴 .𝑉𝐴 
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e 
 
 Então podemos escrever: 
 
 
 
A expressão acima relaciona a concentração e o volume antes e depois da diluição. 
 
Esta expressão também pode ser escrita em termos dos outros tipos de concentração. 
 
MOLARIDADE 
 
 
TÍTULO 
 
MOLALIDADE 
 
 
Vamos a um exemplo: 
 
 Temos uma solução de ácido sulfúrico na concentração 2 mol/L. Qual o volume desta solução 
devemos pegar para preparar 1 L de uma solução 0,5 mol/L de ácido sulfúrico? 
 
 
Inicialmente vamos separar os dados em solução A e solução B. 
 
 
Solução A 
MA = 2 mol/ L 
 
VA = ? 
Solução B 
MB = 0,5 mol/L 
 
VB = 1 L 
 
𝑚𝐵1 = 𝐶𝐵 .𝑉𝐵 
𝐶𝐴 .𝑉𝐴 = 𝐶𝐵 .𝑉𝐵 
𝑀𝐴 .𝑉𝐴 = 𝑀𝐵 .𝑉𝐵 
𝜏𝐴 .𝑉𝐴 = 𝜏𝐵 .𝑉𝐵 
𝑤𝐴 .𝑉𝐴 = 𝑤𝐵 .𝑉𝐵 
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Basta aplicar a expressão: 
 
 
Fazendo as substituições temos: 
 
2.VA = 0,5 . 1 
VA = 0,25 L ou 250 mL 
 
 
Vamos interpretar o resultado? 
 
 Significa que para obter uma 1 L de uma solução 0,5 mol/L, deve-se pegar 250 mL de uma solução 
2 mol/L e adicionar água até completar 1 L. 
 
Mistura de soluções de mesmo soluto 
 
 Imagine agora que temos duas soluções de ácido sulfúrico com concentrações diferentes e 
misturamos um volume de cada obtendo uma terceira solução. 
 
 
A solução A tem a seguinte concentração: 
 
 
Isolando a massa temos: 
 
 
O mesmo para a solução B 
 
 
E isolando a massa temos: 
𝑀𝐴 .𝑉𝐴 = 𝑀𝐵 .𝑉𝐵 
𝐶𝐴 = 
𝑚𝐴1
𝑉𝐴
 
𝑚𝐴1 = 𝐶𝐴 .𝑉𝐴 
𝐶𝐵 = 
𝑚𝐵1
𝑉𝐵
 
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Misturando A com B obtemos a solução C, que vamos chamar de solução final. 
 
 
 
 
 
Isolando a massa temos: 
 
 
Sabemos que a massa final é a soma das massas de soluto da solução A e da solução B, então podemos 
escrever: 
 
CF . VF = mA1 + mB1 
Mas sabemos que: 
 
 
e 
 
 
 
Então podemos escrever: 
 
CF . VF = CA . VA + CB . VB 
 
Esta expressão também pode ser escritaem termos dos outros tipos de concentração. 
 
MOLARIDADE 
MF . MF = MA . VA + MB . VB 
 
 
𝑚𝐵1 = 𝐶𝐵 .𝑉𝐵 
𝐶𝐹 = 
𝑚𝐹1
𝑉𝐹
 
𝑚𝐹1 = 𝐶𝐹 .𝑉𝐹 
𝑚𝐴1 = 𝐶𝐴 .𝑉𝐴 
𝑚𝐵1 = 𝐶𝐵 .𝑉𝐵 
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TÍTULO 
τF . VF = τA . VA + τB . VB 
 
MOLALIDADE 
wF . VF = wA . VA + wB . VB 
 
 
 
 
Vamos a um exemplo: 
 
Mistura-se 200 mL de uma solução de NaOH 60 g/L com 200 mL de uma outra solução de NaOH 90 g/L. 
Qual a concentração da solução final? 
 
Organizaremos a resolução dos exercícios deste tipo da seguinte forma: 
Solução A 
CA = 60 g/L 
VA = 200 mL 
Solução B 
CB = 90 g/L 
VB = 200 mL 
Solução Final 
CF = ? 
VF = VA + VB = 400 mL 
 
Note que o volume final não é fornecido no enunciado, mas sabemos que ele é a somatória dos volumes 
da solução A mais solução B. 
 
Aplicamos a fórmula: 
 
CF . VF = CA . VA + CB . VB 
 
Fazemos as substituições 
CF . 400 = 60. 200 + 90.200 
 
Fazendo os cálculos obtemos: 
CF = 75 g/L 
 
Vamos interpretar o resultado? 
 
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 Significa que ao misturar 200 mL de uma solução 60 g/L de NaOH com 200 mL de uma solução 
90g/L de NaOH, obtem-se 400 mL de uma solução de NaOH 75 g/L. 
 
 
Mistura de soluções com ocorrência de reação entre os solutos 
 
 Vamos imaginar agora uma mistura de uma solução de um ácido e outra de uma base. Haverá 
reação formando sal e água. Vamos a um exemplo de como preceder em uma situação como essa. 
 
40 ml de uma solução aquosa de NaOH de molaridade desconhecida foi misturada com 50 ml de uma 
solução de H2SO4 0,6 mol / L, observando uma neutralização total. Qual a molaridade da solução de 
NaOH? 
 
O primeiro passo para uma situação como essa é saber qual reação está ocorrendo. Note que a reação deve 
estar balanceada. 
 
H2SO4(aq) +2 NaOH(aq)  Na2SO4(aq) + 2 H2O(l) 
 
Da estequiometria da reação sabemos que 1 mol do ácido sulfúrico reage com 2 mol do hidróxido de 
sódio. 
 
Destacamos o que sabemos: 
 
Solução de H2SO4 
M = 0,6 mol/L 
V = 0,04 L 
Sabemos que M = n1/V, rearranjando a expressão 
obtemos o número de mol de H2SO4. 
N = 0,6 . 0,04 = 0,024 mol 
Solução de NaOH 
 
V= 50 mL 
 
 
Se 1mol de H2SO4 -----------neutraliza----------- 2 mol de NaOH 
 0,024 mol de H2SO4 ---------neutraliza-------- x 
 
Multiplicando essa regra de três em cruz obtemos o número de mol de NaOH 
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x = 0,048 mol de NaOH em 50 mL ( Do enunciado) 
 
Portanto a molaridade do NaOH será 0,048/0,050 = 0,96 mol/L. 
 
 Esta técnica é muito utilizada em química analítica para encontrar a concentração de soluções 
desconhecidas a partir de uma outra conhecida.