Básico para Química Analítica I - Soluções e Algarismos Significativos

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1. Soluções
1.1) Solutos e solventes
➢ Formada por uma substância em
maior quantidade (solvente) e
por uma substância em menor
quantidade (soluto).
➢ Ao se misturar as duas
substâncias, se forma uma
mistura homogênea = formação
de apenas uma fase.
➢ Já em soluções aquosas = soluto
(sólido ou líquido) + água
(solvente).
1.2) Soluções aquosas
Podem ser preparadas a partir de
diferentes soluções (soluto).
Exemplo: Cloreto de sódio (NaCl) ao
ser adicionado a água, se dissocia
formando íons Na+ e íons Cl-. Já a
Sacarose, ao ser adicionado em água,
toda a molécula é solvatada pelo
solvente e se torna solúvel no meio.
No primeiro caso a solução é do tipo
iônica (há dissociação dos íons) e no
segundo caso é uma solução molecular
(toda molécula é solvatada).
1.3) Fatores que afetam a
solubilidade
➢ Temperatura
➢ Pressão
Mais importante para solutos gasosos e
como em química analítica o foco não é
em gases, esse é o fator menos
importante.
1.4) Saturação e soluções
➢ Solução insaturada =
Quantidade de soluto adicionada
ao solvente está abaixo do
coeficiente de solubilidade
daquele meio
➢ Solução saturada =
Concentração do soluto atinge o
nível máximo de solubilidade
que é possível naquela solução.
C = Cs.
Se for adicionado qualquer
solução superior ao soluto, não
será capaz de ser solubilizado
naquele meio. C > Cs. Há
formação de precipitado.
➢ Solução supersaturada =
Concentração de soluto superior
ao coeficiente de solubilidade,
porém não há formação de
precipitado. É uma condição
instável, qualquer interferência
na solução (atrito, presença de
contaminante) pode ocorrer uma
precipitação abrupta do soluto.
C > Cs.
1.5) Concentração de soluções
As soluções podem ser classificadas a
partir da quantidade de soluto que
adicionamos na solução.
Pode ser definida a partir de diferentes
grandezas:
→ Massa por volume (m/v): g/L, mg/L,
mg/ml, µg/mL
→ Porcentagem (%): g/100g, ml/100ml
→ Partes por milhão (ppm): mg/L,
mg/kg, µg/mL, µg/mg
→ Partes por bilhão (ppb): µg/L,
µg/kg, ng/ml, ng/mg
→ Mol por litro: mol/L
→ Milimol por litro: mmol/L
(quantidade de matéria por quantidade
de solução)
Observação: 1 mol → 6,02 x 10²³
espécies
1 mol de carbono: 6,02 x 10²³ átomos
de carbono
1 mol de glicose: 6,02 x 10²³ átomos
de glicose
Massa molar → Massa de 1 mol →
Massa equivalente a 6,02 x 10²³
espécies.
O mol permite comparar diretamente a
quantidade de matéria entre diferentes
espécies químicas.
1.6) Solutos líquidos
Exemplo: Ácido clorídrico P.A. - HCl
Dados:
Porcentagem (% m/m) = 37%
Densidade = 1,19g/ml
Massa molar = 36,46g/mol
● Massa de HCl por mL
1,19g --- 100%
x --- 37%
x = 0,4403g
● Massa de HCl por L
0,4403g --- 1ml
y --- 1000ml
y = 440,3g
● Concentração de HCl: mol/L
36,46g --- 1 mol
440,3g --- z
z = 12,08mol/L
1.7) Diluição de soluções
Relembrar:
C (molar) → n (mol) → 1L
● Diluição: aumento do volume
da solução
Aumentar o volume da solução
colocando mais solvente:
Situação 1: C1V1 = n1
Situação 2 (aumentou a quantidade de
solvente - como a água - mas a
quantidade de soluto permanece a
mesma): C2V2 = n2
n1 = n2
C1V1 = C2V2
Então para descobrir a concentração:
● Diluição: Mistura de soluções
Para calcular:
OBS: O volume final da mistura de
diferentes soluções não é igual à soma
dos volumes individuais.
● Cálculo das concentrações dos
íons no equilíbrio
Exemplo:
1º Passo: identificar espécies em
solução.
Como no exemplo do NaCl: sódio
(Na+) e cloreto (Cl-)
KCl: potássio (K+) e cloreto (Cl-).
K2SO4: potássio (K+) e SO4²-
CaCl2: Ca²+ e cloreto (CL-)
2º Passo: Calcular a concentração
dessas espécies.
[Na+] = C NaCl
A sua concentração em equilíbrio vai
ser = a concentração analítica de
cloreto de sódio, porque a única fonte
de sódio que tem no meio é a partir do
cloreto de sódio.
[Na+] = 0,02 mol/L
Já no caso do K+, há duas fontes de
potássio (KCL e K2SO4):
[K+] = C KCl + 2 C K2SO4
[K+] = 0,12 mol/L
[ ] = Concentração das substâncias em
equilíbrio.
C = Concentração analítica /
concentração inicial.
Qual é a concentração no equilíbrio de
NaCl? Zero, porque assim que se
coloca ele na água, se dissocia
completamente em seus íons.
Exercício:
Calcular a concentração das espécies
presentes na solução no equilíbrio:
Gabarito:
2. Algarismos significativos
2.1) Definição
● São todos os dígitos corretos
(confiáveis) mais o primeiro
algarismo duvidoso (estimado).
● Denotam a precisão de uma
medida.
Exemplo:
Há 3 algarismos significativos.
2.2) A significância do algarismo 0
● À esquerda, o algarismo 0 não é
significativo. Não denota maior
precisão.
Exemplo: 94 e 094 / 0,02 e 00,02.
● O algarismo 0 é significativo
entre dois algarismos
significativos.
Exemplo: 1007 / 1,02
● O algarismo 0 é significativo à
direita. Denota maior precisão.
Exemplo: 0,04 / 0,040 / 0,0400
2.3) Convenções
● Limites de confiabilidade
● Notação cientifica facilita a
atribuição de algarismos
significativos.
Exemplo: 500 = 5x10²
2.4) Regras de arredondamento
2.5) Operações matemáticas
● Soma e subtração: vale o
número de casas decimais.
Deve-se arredondar os valores
em relação à parcela com menos
casas decimais após a vírgula.
Exemplo: 2,05 + 21,2 + 1,56 = 24,81 =
24,8.
2.6) Algarismos significativos em
Química Analítica
Obtenção de medidas diretas:
Obtenção de medidas indiretas:
- Através de contas.
2.7) Exercícios:
A) Calcular a concentração molar de uma solução de NaCl preparada a partir da
dissolução de 0,584g em 100,00ml de água. MMnacl = 58,443 g/mol
Gabarito: Cnacl = 9,99x10-² mol/l
B) Calcular a concentração molar das espécies no equilíbrio formadas pela
dissolução de 1,1g CaCl2 em 50,00ml de água. MMcacl2 = 110,978 g/mol.
Gabarito: Ccacl2 = 0,020 mol/L; [Ca²+] = 0,20 mol/L; [Cl-] = 0,40 mol/L.
C) Calcular a concentração molar de cloreto (Cl-) no equilíbrio ao se misturar as
duas soluções anteriores preparadas e completar o volume com água a 250,00
ml.
Gabarito: [Cl-] = 0,12 mol/L.
D) Calcular o volume de ácido fosfórico para preparar 50,00 ml de solução 0,010
mol/L. MM = 97,994 g/mol; d = 1,68 g/mL; % = 95% m/m.
Gabarito: V = 0,031 ml.