SOLUÇÕES

1. SOLUÇÕES

2. Soluções: São misturas homogêneas (1 fase) de duas ou mais substâncias dispersas como moléculas, átomos ou íons. O solvente é o componente da solução que é visualizado como o dissolvente de outra(s) substância(s), o(s) soluto(s). De modo geral, o solvente é a substância que está presente em maior proporção na solução. Em soluções aquosas, a água é sempre o solvente, mesmo quando em menor proporção. Ex.: H2SO4 conc.  96% H2SO4 (soluto) + 4% H2O (solvente)

3. * Soluções concentradas: são aquelas que contém uma quantidade relativamente grande de soluto dissolvido no solvente. * Soluções diluídas: são aquelas que contém uma quantidade relativamente pequena de soluto dissolvida no solvente. 96% H2SO4 + 4% H2O 20% H2SO4 + 80% H2O concentrado e diluído são termos relativos 5% H2SO4 + 95% H2O

4. * Solução saturada: é aquela que contém tanto soluto dissolvido quanto o solvente pode dissolver. Ex.: 35,7 g NaCl/100 mL H2O (0oC) * Solução insaturada: é aquela que contém menos soluto dissolvido do que ela pode conter. Ex.: 21,3 g NaCl/100 mL H2O (0oC)

5. Solubilidade do soluto: é a quantidade de soluto necessária para preparar uma solução saturada em uma dada quantidade de solvente. A solubilidade depende da temperatura. Ex.: 35,7 g NaCl/100 mL H2O (0oC) 39,1 g NaCl/100 mL H2O (100oC)

6. * Solução supersaturada: é aquela que contém mais soluto do que o necessário para a saturação. É instável. Ex.: 119 g CH3COONa/100 mL H2O Se aumentar a temperatura, é possível dissolver mais acetato de sódio. Quando a solução for resfriada, o excesso do soluto ainda permanece em solução. Porém, qualquer perturbação desencadeia a precipitação do excesso de soluto. Dissolução:soluto + solventesolução

7. TIPOS DE SOLUÇÕES:

8. PROCESSO DE DISSOLUÇÃO EM SOLUÇÕES LÍQUIDAS (HDISS): Há três processos envolvidos: 1) A separação das moléculas do soluto (H1): H1 > 0 ( endotérmico)

9. 2) A separação das moléculas do solvente (H2): H2 > 0 (endotérmico)

10. 3) Formação das interações soluto-solvente (H3): H3 < 0 (exotérmico)

11. O processo de dissolução em soluções líquidas: • Hdiss = H1 + H2 + H3 • Hdisspode ser positivo: • H3 < (H1 + H2) • Ex.: NH4NO3 em água: Hdiss = + 26,4 kJ/mol • Hdisspode ser negativo: • H3 > (H1 + H2) • Ex.: NaOH em água: Hdiss = - 44,5 kJ/mol Se Hdiss for muitoendotérmico, nãohaverádissolução. O processo de dissolução depende das interações intermoleculares.

12. Dissolução de líquidos em líquidos: Está baseada na miscibilidade do soluto no solvente, ou seja, na capacidade do soluto ocupar posições do solvente na solução. Ex. 1: C6H6 em CCl4 (Forças de London - fracas) Miscíveis Ex. 2: C2H5OH em H2O (Ligações de hidrogênio - fortes) Miscíveis Ex. 3: C6H6 em H2O Imiscíveis Líquidos miscíveis: misturam-se em qualquer proporção Líquidos imiscíveis : não se misturam “ Semelhante dissolve semelhante”

14. Dissolução de sólidos em líquidos: Está baseada na remoção dos íons ou moléculas do sólido pelo solvente. Ex. 1: I2 (sólido) em CCl4 (Forças de London) Ex. 2: NaCl em H2O (Forças íon-dipolo)

15. Dissolução de gases em líquidos: A solubilidade de um gás em um líquido é uma função da pressão do gás. • Quanto maior for a pressão, maior a solubilidade. • Ex. : CO2 dissolvido em água (água mineral) • Gases dissolvidos no sangue (mergulhadores)

16. EFEITO DA TEMPERATURA NA SOLUBILIDADE: * A solubilidade de um sólido em um líquido geralmente aumenta com a temperatura. Exceção: Ce2(SO4)3

17. * A solubilidade de um gás em um líquido diminui com a temperatura. Quando os lagos se aquecem muito, o CO2 e o O2 tornam-se menos solúveis e ficam indisponíveis para as plantas ou animais.

18. FORMAS DE EXPRESSAR A CONCENTRAÇÃO: * Concentração mássica (pondero-volumétrica): C = massa de soluto (g) volume de solução (L) ppm = massa de soluto (mg) volume de solução (L) ppb = massa de soluto (g) volume de solução (L) ppt = massa de soluto (ng) volume de solução (L)

19. * Concentração molar (molaridade): M = no mols (mol) volume de solução (L) no mols = m (g) (mol) massa molar (g.mol-1) * Molalidade: no mols de soluto (mol) massa de solvente (kg)

20. * Fração mássica: WA = mA (adimensional) mA+ mB + ... * Percentagem mássica: %WA = WA . 100 (%) * Fração molar: XA = nA (adimensional) nA+ nB + ... * Percentagem molar: %XA = XA .100 (%)

21. * Fração volumétrica: VA = vA (adimensional) vA + vB + ... * Percentagem volumétrica: %VA = VA x 100 (%) %A + %B + %C + ... = 100% fração A + fração B + fração C = 1

22. Exercícios: 1. Calcule a molaridade de uma solução que contém 3,65 g de HCl em 2 L de solução. 2. Calcule a quantidade de Ba(OH)2 requerida para preparar 2,5 L de uma solução com concentração 0,06 mol/L. 3. Calcule o volume de água que deve ser adicionada a 300 g de cloreto de sódio para se obter uma solução de 0,2 mol/L. 4. O ácido sulfúrico comercial tem 96,4% de H2SO4 em massa e densidade igual a 1,84 g/mL. Calcule a molaridade desta solução. R: 1. 0,05 mol/L; 2. 25,7 g; 3. 25,66 L; 4. 18,1 mol/L

23. 5. Uma solução de ácido sulfúrico com densidade igual a 1, 25 g/mL contém 33% de H2SO4. Expresse a concentração do H2SO4 em: • a) concentração mássica • b) fração mássica • c) percentagem mássica • d) concentração molar • e) fração molar • e) percentagem molar • 6. Determine as frações mássica e molar do benzeno nas seguintes soluções: • a) 1,00 g de benzeno e 1,00 g de tetracloreto de carbono. • b) 4,00 g de benzeno, 4,00 g de tetracloreto de carbono e 4,00 g de dissulfeto de carbono. • R: 5. a) 412,5 g/L; b) 0,33; c) 33%; d) 4,21 mol/L; e) 0,083; f) 8,3% • 6. a) 0,50 e 0,66; b) 0,33 e 0,39

24. 7. Uma solução de sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4.5H2O) tem concentração mássica de 80 g/L. Converta para concentração molar. 8. Converta para concentração mássica a solução de ácido clorídrico 12 mol/L. 9. Expresse em molaridade a concentração de uma solução contendo 25 ppm de Fe (II). 10. Transforme 200 ppm de cromo em molaridade. R: 7. 0,32 mol/L; 8. 437,4 g/L; 9. 4,48×10-4 mol/L; 10. 3,85×10-3 mol/L

25. 11. Uma amostra de 0,6 g de hidróxido de potássio foi dissolvida em 50 mL de água. Qual é a concentração mássica? 12. Qual é a massa de sulfato ferroso necessária para preparar 100 mL de uma solução de 24 g/L? 13. Calcule o volume da solução de KMnO4 0,10 mL necessário para reagir completamente com 0,01 mol do íon oxalato, segundo a reação: 2MnO4- + 5C2O42- + 16H+ 2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O 14. Considere a reação: 2H3PO4 + 3Ca(OH)2 Ca3(PO4)2 + 6H2O. Qual é a massa de hidróxido de cálcio necessária para reagir com 35 mL de H3PO4 0,035 mol/L? R: 11. 12 g/L; 12. 3,6 g, 13. 40 mL; 14. 0,137 g

26. DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES: Quando uma quantidade de água é adicionada a uma solução, a quantidade de soluto não varia, mas a sua concentração na solução diminui. n1 = n2 1 – antes da diluição 2 – depois da diluição M1V1 = M2V2

27. Exercícios: • Quantos mililitros de uma solução 18 mol/L são requeridos para preparar 1L de uma solução 0,9 mol/L de H2SO4? • 2. Qual é o volume de água que deve ser adicionado a 300 mL de uma solução 0,25 mol/L de NaOH para preparar uma solução 0,10 mol/L? • 3. 24,5 g de ácido ortofosfórico foram dissolvidos em água, até completar 200 mL de solução. A seguir, esta solução foi diluída a 500 mL. Qual é a molaridade da solução final? • 4. 10 mL de uma solução de HNO3 2,5 mol/L foram diluídos a 100 mL. Qual é a molaridade da solução final? • R: 1. 50 mL; 2. 0,45 L; 3. 0,5 mol/L; 4. 0,25 mol/L