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FÍSICO-QUÍMICA SOLUÇÕES São misturas homogêneas, possuem apenas uma fase. Uma solução possui mais de uma substância, sendo uma solvente (sv) e a(s) outra(s) soluto (st). solução = soluto + solvente;

sç = st + sv

Solvente (sv): é a substância que dissolve o soluto Ex: H2O  solvente universal . Soluto (st):

é a substância que é dissolvida.

• Massa: É a medida da quantidade de matéria que uma amostra possui. Pode ser expressa em: gramas (g), quilogramas (kg), miligramas (mg) ou toneladas (t).

I - CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES A classificação das soluções pode ser quanto ao estado físico, quanto à condutividade elétrica e quanto à saturação.

I.1 - Quanto ao estado físico: Soluções gasosas: formadas a partir da reunião de dois ou mais gases. Ex.: O2 + CO2 + N2 Soluções líquidas: quando o solvente é líquido e ao misturar com o soluto resulta uma mistura homogênea líquida. Ex.: água e álcool água e açúcar Soluções sólidas: Na reunião de solutos forma uma mistura homogênea sólida. Ex.: ligas metálicas.

I.2 - Quanto à condutividade elétrica: Eletrolíticas: Condutoras de eletricidade, são formadas por eletrólitos. O soluto forma íons ao ser dissolvido no solvente. Exemplos: Sal  NaCl(aq)  Na+ (aq) + Cl + (aq) Ácido  HCl(aq)  H (aq) + Cl (aq)

Base  NaOH(aq)  Na+ (aq) + OH-(aq) Não-eletrolíticas ou moleculares: Não conduzem eletricidade, o soluto não forma íons ao ser dissolvido em água. Exemplo: açúcar + água - não conduz eletricidade.

C12H22O11(s)

H2O

C12H22O11(aq)

sacarose

I.3 - Quanto à saturação: Quanto à saturação, as soluções podem ser classificadas em: • Insaturadas: são misturas homogêneas nas quais a solubilidade não foi atingida, não dissolveu o máximo possível de soluto em uma dada quantidade de solvente, a uma determinada temperatura. Quanto menos soluto, mais diluída é a solução.

• Saturadas: soluções onde o coeficiente de solubilidade foi atingido. A máxima quantidade de soluto foi dissolvida em uma dada quantidade de solvente, a uma determinada temperatura. • Super-saturada: são aquelas onde o coeficiente de solubilidade foi ultrapassado. 36g de NaCl 

t = 25°C

solução saturada

em 100g H2O 25g de NaCl 

t = 25°C

 solução insaturada

em 100g H2O  solução saturada  precipita 2g de sistema heterogêneo NaCl  solução supersaturada instável, dissolveu os 38 g de NaCl

38g de NaCl 

t = 25°C

em 100g H2O 38g de NaCl  t = 25°C

em 100g H2O

II - SOLUBILIDADE: Quantidade máxima de soluto que se dissolve em um certo volume de solvente a uma determinada temperatura. Obs.: A solubilidade do soluto depende da temperatura. Portanto, todo o nosso problema passa pela solubilidade. Unidades: g/100mL ou g/100g Exemplo 1: O sal de cozinha (NaCl), a 25°C, apresenta solubilidade de 36g/100g H 2O. Se aumentarmos a temperatura de uma solução, a solubilidade aumenta, portanto: a 50°C, 38g de NaCl foram dissolvidos em 100g de água. Em seguida, vamos esfriar a solução para 20°C (100g de H2O só dissolvem 36g de NaCl); logo os 2g irão precipitar, depositando-se no fundo do recipiente. Se fizermos um resfriamento rápido, em condições especiais, com a solução em repouso, poderemos conseguir a 20°C os 38g de NaCl totalmente dissolvidos. Neste caso, temos uma solução super-saturada. No entanto, a solução super-saturada é instável, bastando uma ligeira agitação da mesma ou introdução de um pequeno cristal de NaCl, para que o excesso deste se deposite no fundo do recipiente e a solução se torne então saturada. Uma solução só será super-saturada se a quantidade de soluto dissolvido for maior que na solução saturada (não poderá então precipitar este excesso). Solubilidade g/100g H2O Sal 40 32

III II I

23 18 10 5 10

20

304050t(ºC)

Solubilidade g/100g H2O 5 10 18 23 32

t(ºC) 10º 20º 30º 40º 50º

FONTE: COSTA E SANTOS.

* Com o aumento da temperatura, a solubilidade aumenta. - Em 40°C a quantidade máxima de sal A a ser dissolvida é 23g em 100g de água  ponto II  indica solução saturada. Portanto, o ponto I dissolveu menos, solução insaturada, e o ponto III dissolveu mais, solução super-saturada.

Exemplo 2: Se um soluto apresenta solubilidade igual a 30 g/100 mL a 25°C, qual a massa de soluto que poderá ser dissolvida em 1 L de água a 25°C? S = 30g / 100 mL 

30 g – 100 mL x – 1000 mL x= x = 300g

Exemplo 3: Se a 0°C conseguimos dissolver em 100g de H2O: 35g de NaCl 10g de KNO3 25g de KCI 70g de NaNO3 Então: a 0°C KNO3 é menos solúvel na H2O, ou seja, apresenta menor grau de solubilidade e o NaNO3 é o mais solúvel na H2O, ou seja, apresenta maior grau de solubilidade. Exemplo 4: Em relação ao gráfico, podemos dizer:

Solubilidade g/100g H2O 7 100 0 90 6 80 0

NaNO3 KNO3

K2CrO4

NaCl KCl

5 0 4 0 3 0 2 0 1 0 10 20

30 40 50 60 70 80 90 100

Temperatura (ºC)

- Entre os seguintes solutos: NaNO3, K2CrO4, KNO3, KCl e NaCl; o KNO3 é o menos solúvel em água a 10°C e o NaNO3 é o mais solúvel. - Entre as seguintes soluções: 1 - uma solução saturada de NaCl a 100°C

4 - uma solução saturada de KNO3 a 25°C

2 - uma solução saturada de KCl a 50°C

5 - uma solução saturada de K2CrO4 a 50°C

3 - uma solução saturada de NaNO3 a 25°C A que contém maior peso de soluto em 100g de água é a solução 3, que possui 95 g de NaNO3. A solução 1 possui 48g de NaCl em 100g de H2O. A solução 2 possui 50g de KCl em 100g de H2O. A solução 4 possui 35g de KNO3 em 100g de H2O. A solução 5 possui 65g de K2CrO4 em 100g de H2O. - A menor quantidade de água para dissolver 50g de KNO3 a 30°C é 125g, pois em 30°C tiramos pelo gráfico que 40g de KNO3 é solúvel em 100g de H2O, logo: KNO3 40g



H 2O 100g

50g



X

X = 125g de H2O

III - CONCENTRAÇÕES DAS SOLUÇÕES Podemos expressar a concentração de uma solução, de várias maneiras. Chamando:

solução  sç soluto  st solvente  sv

III.1 - Concentrações expressas em porcentagens 1a - Porcentagem peso por peso ou porcentagem em massa - % p/p %p/p - massa do soluto em gramas em 100g de solução Exemplo: Uma solução foi preparada dissolvendo 40g de açúcar até completar 200g de solução. Qual o percentual em massa? Resolução: Percentual em massa = %p/p (massa do soluto em 100g de solução) 200g de sç  40g de st

x=

100g de sç  x

= 20%p/p (20g de soluto em 100g de solução)

Ou então %p/p = 1b - Porcentagem peso por volume - %p/v %p/v - massa do soluto em gramas em 100 mL de solução Exemplo: Qual o percentual peso por volume de uma solução onde 50g de sal foram dissolvidos até 250mL de solução? Resolução: %p/v - massa do soluto em gramas em 100 mL de solução 250mL de sç  50g de st x= x = 20%p/v ( 0g de soluto em 100mL de solução) 100mL de sç  x Ou então: %p/v = 1c - Porcentagem volume por volume ou porcentagem em volume - %v/v Tipo de concentração utilizada principalmente quando o soluto é líquido. %v/v - Volume do soluto em mL em 100 mL de solução Exemplo: 100mL de álcool foram misturados a 400mL de água. Qual o percentual em volume da solução? Resolução: %v/v - é o volume do soluto em mL em 100 mL de solução Vsoluto

= 100mL

Vsolução

= 100 + 400 = 500mL

500mL sç  100mL st 100mL sç  x

x=

= 20% v/v (20 mL de soluto em 100 mL de solução)

Ou então: %v/v = volume do soluto (mL) x 100

III.2 - Concentração em gramas por litro - Cg/L Cg/L = massa do soluto em gramas em 1 litro de solução Exemplo: Qual a concentração g/L de uma solução onde 40g de açúcar foram adicionados até completar 200mL de solução? Resolução: Cg/L = é a massa do soluto em 1L de solução Vsç = 200mL = 0,2L 0,2L de sç  40g de st 1L de sç  x

1x 40 0,2 x = 200g/L (200g de soluto em 1 litro de solução) x=

massa de soluto (gramas) Cg/L = volume da solução (litros) Ou então

III.3 - Concentração em mol por litro - C mol/L C mol/L - número de mol do soluto (n) em 1 litro de solução * n = número de mol do soluto A massa molar em gramas corresponde a 1 mol. (M = massa molar é a massa da tabela, em gramas) Ou então: C mol/L = Exemplos: 1) Em 196g de H2SO4, existem quantos mols? H2SO4  Massas atômicas: H = 1,0 u S = 32,0 u O = 16,0 u 98g  1 mol 196g  x 2)

47g de Ca(OH)2

x = 2 mol

 Massas atômicas:

 Massa molar (2 x 1 + 32 + 4 x 16) = 98 u Massa molar = 98g = 1 mol de H2SO4 Ca = 40u

O = 16u H = 1,0u

massa molar (40 + 2 x 16 + 2 x 1) = 1 mol de Ca(OH)2. 74g  1mol x = 0,5 mol 47g  x 3) Numa solução de 500 mL, existem 80 g de NaOH. Qual será a C mol/L? massas atômicas: Na = 23 u; H = 1,0 u; O = 16u • Primeiro, achar o n ºde mol do soluto (nst) NaOH  massa molar 23 + 1 + 16 = 40g = 1 mol de NaOH 40 g  1 mol 80 g  x

x=

x = 2 mol

Os 2 mol de NaOH estão presentes em 500 mL = 0,5 L de solução • achar o nº de mol do soluto em 1 litro de solução. 2 mol st  0,5L de sç x  1L de sç 2x1 x= = 4 mol/L (4 mol de soluto em 1 litro de solução) 0,5

IV - DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES Diluir é acrescentar água, isto é, aumenta-se a quantidade de solvente, mas não a quantidade de soluto. Logo, reduzir-se-á a concentração da solução. Exemplo: Se adicionarmos 100 mL de água a uma solução 1 mol/L de NaOH e volume igual a 400 mL, implica que a solução final terá C mol/L igual a: Início: vsç = 400 mL = 0,4L 1L de sç  1 mol de st sç = 1 mol/L, logo: 0,4L de sç  x x = 0,4 mol de st Em 0,4L (sç inicial), tem-se 0,4 mol de st. Ao acrescentar 100 mL de H2O  vsç final = 500 mL = 0,5L (400mL + 100 mL) nº mol st final = nº mol st inicial = 0,4 mol (só acrescentar água) 0,5L de sç  0,4 mol st 1 x 0,4 1L de sç  x x= x = 0,8 mol/L 0,5 Concentração inicial era 1,0 mol/L, ao diluir H2O a concentração diminui para 0,8 mol/L.

V - MISTURA DE SOLUÇÕES V.1 - Mistura de soluções de mesmo soluto Solução I

Solução II

Solução final Cmol/L=?

2 mol/L 500 mL H2SO4

1 mol/L 500 mL H2SO4

1000 mL C mol/L?

Solução I  2 mol/L 1L sç  2 mol xI = 1 mol (nº mol st em I) vI = 500 mL = 0,5L 0,5sç  xI Solução II  1 mol/L 1L sç  1mol xII = 0,5 mol (nº mol st emII)  vII = 500 mL = 0,5L 0,5sç xII Solução final nº de mol = xI + xII = 1 + 0,5 = 1,5 mol vfinal = vI + vII = 0,5 + 0,5 = 1L Se tem 1,5 mol em 1L de solução  C mol/L = 1,5 mol/L

V.2 - Mistura de soluções de solutos diferentes (reagem entre si) a) Reagentes em Proporções Estequiométricas Numa reação de ácido e base, ocorre a neutralização, que obedece a uma equação química da qual podemos retirar as proporções em mols dos reagentes (ácido e base) e produtos (sal e água). Exemplo: Reação de: H3PO4 C mol/L = 0,5 mol/L V = 0,3L

e

KOH  C mol/L = 3 mol/L

1º: Calcular o número de mol do reagente antes da reação: Ácido  C = 0,5 mol/L (em 1 L de sç tem-se 0,5 mol de st) 1L  0,5 mol 0,3L 

x = 0,15 mol de H3PO4 x Base  C = 3 mol/L (em 1 L de sç tem-se 3 mol de st) 1L  3 mol 0,15L  x

x = 0,45 mol de KOH

V = 0,15L

2º: montar a equação balanceada. Equação: ÁCIDO 1 H3PO4(aq.)  proporção equação 1 mol Colocou-se  0,15 mol

BASE

+ 3 KOH(aq) 3 mol

SAL

ÁG UA +

1K3PO4(a q) 1 mol

3H2O(l) 3mol

0,45 mol

0,15 0,45 mol mol Como se pode notar, os reagentes são consumidos totalmente, na mesma proporção, de tal modo que ao final não haverá mais ácido ou base. Ácido  Base 13 0,15  0,45

Vejamos, então, como poderíamos responder às questões formuladas a seguir. • Qual a concentração mol/L da solução final em relação a: a) ácido? É zero - (H3PO4), consome totalmente. b) base? É zero - (KOH), consome totalmente. c) K3PO4? Pela proporção, tem-se 0,15 mol de K3PO4 e, após a mistura, vfinal = 0,3 + 0,15 = 0,45L 0,45L de sç  0,15 mol 1 x 0,15 1L de sç  x x = 0,45 = 0,33 mol/L de K3PO4 b) Reagentes fora da Proporção Estequiométrica Analisemos a possibilidade de misturarmos, sem nenhum critério prévio, duas soluções. Por exemplo: 200 mL de H2SO4 1 mol/L e 200 mL de KOH 3 mol/L Sabemos que os solutos dessas duas soluções vão reagir entre si. Vamos então calcular o número de mol disponíveis de cada um deles: número de mol de H2SO4: (C mol/L)ác = 1 mol/L Vác = 200 mL = 0,2 L número de mol de KOH: (C mol/L)base = 3 mol/L Vbase = 200 mL = 0,2 L



1L de sç

 1 mol

x = 0,2 mol de H SO 2

4

0,2L de sç  x 1L de sç

 0,2L

 3 mol x

x = 0,6 mol de KOH

As duas substâncias em contato reagem, de acordo com a equação:  + 2KOH(a 1 1 H2SO4 equação  1 mol Colocou-se  0,2 mol Ácido  Base

q)

reage com reage com

2 mols 0,4 mol

formand o formand o

+

K2SO4(aq) 1 mol

e

0,2 mol

e

2H2O (l) 2 mols 0,4 mol

12 0,2  x x = 0,4  0,2 de ácido reage com 0,4 de base; como colocou 0,6 de base (0,2 mol de base em excesso) Ácido  Sal 11 0,2  x x = 0,2 formará 0,2 mol de sal

Resumindo o que calculamos:

Início

H2SO4 KO 0,2 mol

Reagem

0,2 mol

0,4 mol

Após a reação

0 mol

0,2 mol

K2SO

H

4

0

0,6 mol Formase

0,2 mol 0,2 mol

Com relação a volumes: Vác = 0,2 L

Vbase = 0,2 L

Vfinal = 0,2 + 0,2 = 0,4 L

Temos condições agora de responder às questões formuladas a seguir. • Qual a concentração mol/L da solução final em relação a: a) ácido? nH2SO4 (final) = nH2SO4 (inicial) - nH2SO4 (reage) nH2SO4 (final) = 0,2 - 0,2 nH2SO4 (final) = 0 C mol/L (H2SO4) = 0 b) base? nKOH(final) = 0,6 (inicial) c) K2SO4? nK 2SO4 (final)

- 0,4 = (reage)

=0 + (inicial)

0,2 (final)

0,2 = (formado)

0,2 mol  x 

0,2 (final)

0,4 L de sç 1L de sç

0,2 mol  0,4L de sç x  1L de sç

0,2 x = 0,4

x = 0,5 mol/L

0,2 0,4

x = 0,5 mol/L

x=

VI - TITULOMETRIA OU ANÁLISE VOLUMÉTRICA É o processo de análise quantitativa, sendo a quantidade da substância analisada determinada pelo volume de uma solução que está sendo reagida, tendo essa solução, concentração conhecida; tal solução é chamada de titulada (titular = neutralizar). Na titulação, adiciona-se na solução titulada (gota a gota) a substância a ser analisada, até o término da reação. As substâncias que indicam o ponto final de uma titulação são chamadas de indicadores. Exemplo: A fenolftaleína é um indicador que, na presença de um ácido é incolor e na presença de uma base, é vermelha. Os aparelhos mais usados na volumetria são: balão aferido, pipeta e bureta....