Soluções

Introdução

As soluções são definidas como misturas homogêneas de duas ou mais substâncias. Elas são encontradas em qualquer um dos três estados da matéria: sólido, líquido e gasoso.Todas as misturas gasosas são soluções porque qualquer mistura de gases é homogênea. Soluções sólidas, como certas ligas metálicas, são comuns. A grande maioria das soluções, entretanto, existe no estado líquido. Soluções líquidas são formadas pela dissolução de um gás, líquido ou sólido em um líquido. Se o líquido é a água, a solução é chamada de solução aquosa.Numa solução, a substância dissolvida denomina-se soluto e aquela em que este (ou estes) se dissolvem denomina-se solvente.

 

Sistemas Notação Soluções Aplicações
Percentual % Partes por 100(p/p; p/v; v/p; v/v) Geral
Molaridade mol/L Química
Normalidade eq./L Química
Fração Molar X Física/química

OBS.: Outro sistema comum de expressar concentração é: gramas por litro(g/l) que é a relação entre a massa do soluto em gramas e o volume da solução em litros.

Considere duas soluções: água-sal de cozinha e água-álcool.
Quando se adiciona uma pequena quantidade de sal de cozinha a um copo com água, o sal se dissolve, formando uma solução diluída.

Aumentando-se a quantidade de sal, a solução vai-se tornando cada vez mais concentrada, até saturar-se, isto é, até atingir a capacidade máxima de dissolução.

A partir desse ponto, todo sal adicionado deposita-se no fundo, não se dissolvendo. Portanto, por mais sal que se adicione, a concentração da solução permanece constante (desde que a temperatura também não se altere).

Soluções nessas condições são denominadas saturadas. Neste exemplo, a água é o solvente e o sal é o soluto.

Considere agora soluções de álcool e água. Estas jamais atingem a saturação: os dois líquidos são miscíveis, independentemente da quantidade relativa de cada um. Neste caso, qual o soluto? Qual o solvente? As respostas requerem bom-senso: numa solução onde a quantidade de água excede a de álcool, diz:se que o solvente é a água; no caso inverso, o solvente seria o álcool. E quando ambos existem em quantidades iguais? Neste caso, tem-se liberdade de escolher e qualquer resposta será válida.
Quando dizemos que uma solução é diluída ou concentrada, estamos expressando a concentração de modo vago, meramente qualitativo. Entretanto, para muitos experimentos, precisamos utilizar soluções com concentração bem definida, expressa quantitativamente em percentagem ou em molaridade.

SOLUÇÕES PERCENTUAIS

Descrição

Em química, solubilidade é a medida da capacidade de uma determinada substância dissolver-se num líquido. Pode-se expressar em mols por litro, em gramas por litro, ou em percentagem de soluto / solvente. Também é possível estender o conceito de solubilidade para solventes sólidos.

concentração expressa em percentagem pode estar se referindo à massa ou ao volume. Os exemplos seguintes mostram diversas maneiras de exprimir a concentração em percentagem:

a. A relação é estabelecida entre a massa do soluto e a massa do solvente.
Exemplo: Em um recipiente, pese 5 gramas de soluto. Junte 100 gramas de solvente e misture até dissolver. Essa é uma solução a 5% para a massa do soluto em relação à massa do solvente.
b. A relação é estabelecida entre a massa do soluto e o volume do solvente.
Exemplo: Em um recipiente pese 5 gramas de soluto e adicione 100 ml de solvente. Essa será uma solução a 5% para a massa do soluto em relação ao volume do solvente.
c. A relação é estabelecida entre a massa do soluto e o volume da solução e não do solvente. Exemplo: Pese 5 g de soluto e junte pequena quantidade de solvente, o suficiente para dissolver o material. Transfira para um frasco graduado e complete o volume até 100 ml. Esta também é uma solução a 5%, mas a percentagem está-se referindo à solução, isto é, existem 5 gramas de soluto dissolvidas em 100 ml de solução. Nesse caso, temos uma solução a 5% para a massa do soluto em relação ao volume da solução.

Quando o soluto é líquido, em vez de determinarmos sua massa, podemos determinar seu volume e expressar a concentração em termos do volume do soluto em relação ao volume do solvente ou da solução. As soluções percentuais mais comumente usadas são aquelas em que se completa o volume, obtendo-se assim um volume conhecido da solução (tipo c).

OBS. 1: A balança é um aparelho delicado que deve ser manuseado com CUIDADO !

 

SOLUÇÕES MOLARES
Damos o nome de soluções molares a soluções cuja concentração é expressa em função da massa molecular do soluto. Assim, dizemos que determinada solução é 1 molar (1 M) quando contém 1 mol de soluto em 1 litro de solução. Uma solução 0,2 molar (0,2 M) contém 0,2 mol de soluto em um litro de solução.
Para preparar soluções molares de uma substância, precisamos, antes de mais nada, saber quanto vale 1 mol dessa substância.

Vejamos dois exemplos:

a. Preparação de solução 1,0 M de NaCI. Consultando-se uma tabela de massas atômicas, encontramos:
Massa atômica do sódio = 23,0
Massa atômica do  cloro = 35,5
1 mol de NaCI = 23,0 g + 35,5 g = 58,5 g
Portanto, deve-se dissolver 58,5 g de NaCI em pequena quantidade de água e completar até 1 L.
b. Preparação de solução 0,2 M de NaCI.
1,0 mol de NaCI  = 58,5 g de NaCI
0,2 mol de NaCI  = x g de NaCI
Donde: x = (0,2 x 58,5) g de NaCI = 11,7 g ≈ 12 g
Então, para preparar a solução 0,2 M de NaCI pesam-se 12 g de NaCI, dissolvem-se em pequena quantidade de água e completa-se o volume até obter um litro.

É muito frequente utilizarmos quantidades pequenas de solução, não havendo necessidade de preparar um litro. Se, por exemplo, forem necessários apenas 50 ml de solução 0,2 M de NaCI, procede-se da seguinte maneira:

a. Calcula-se quantos gramas representam 0,2 mol dessa substância (12 g; veja acima).
b. Calcula-se, em seguida, a massa de NaCI necessária para 50 ml de solução:
Para 1000 ml de solução são necessários 12 g de NaCI.
Para 50 ml de solução são necessários x g de NaCI.
Portanto: x = (50×12)/1000 = 0,6 g.

Molaridade de Alguns Reagentes
Os ácidos clorídrico, nítrico e sulfúrico, e a amônia, vendidos no comércio como reagentes concentrados, são soluções aquosas, cujas molaridades são aproximadamente as seguintes:

 

 

 

Substâncias Molaridades
HCl 11,7
HNO3 15,6
H2SO4 18,0
NH3 15,1

Portanto, para preparar, por exemplo, um litro de solução 1 molar (1 M) de ácido clorídrico, deve-se diluir 11,7 vezes o ácido concentrado. Em outras palavras, a solução 1M de ácido clorídrico é 11,7 vezes menos concentrada do que a solução comercial.
Portanto, 1000 ml de solução 1M devem conter: 1000/11,7 = 85 ml de ácido concentrado, completando-se o volume com água, até obter-se 1 litro (1000 ml).

Preparação de Água de Cal e de Água de Barita
Certas soluções são muito usadas em trabalhos de laboratório como as soluções de hidróxido de cálcio e de bário, conhecidas, respectivamente, como água de cal e água de barita, as quais são soluções saturadas desses hidróxidos. Para prepará-las, basta ir adicionando o hidróxido sólido a uma certa quantidade de água, até que comece a aparecer sólido não dissolvido depositado no fundo; agita-se o líquido para assegurar máxima dissolução e deixa-se em repouso algum tempo; por último, transfere-se a parte clara do líquido para frascos (rotulados) que deverão ficar fechados. No caso da água de cal, é mais prático prepará-la a partir da cal viva, que é mais fácil de se obter do que o hidróxido de cálcio. Entretanto, o professor deverá tomar cuidado ao misturar a cal viva com a água, pois a reação é violenta. Deverá usar um recipiente grande com água (balde grande) e acrescentar a cal pouco a pouco, mexendo vagarosamente. O professor não deve pedir aos alunos que façam essa preparação. A água de barita, solução aquosa de hidróxido de bário [Ba(OH)2] é preparada do mesmo modo que a água de cal.

 

 

Solução de Fenolftaleína

Dissolver 0,5 g de fenolftaleína (pó) em 100 ml de álcool a 96%.

Solução de Azul-de-Metileno

a. Dissolver 0,5 g de azul-de-metileno (pó) em 30 ml de álcool a 96%.
b. Dissolver 0,1  g de potassa cáustica (granulado) em 100 ml de água.
c. Juntar as duas soluções.

Solução de Azul-de-Bromotinol

a. Solução a 0,1 %: dissolver 0,5 g de azul-de-bromotinol em pó em 500 ml de água destilada.
b. Solução a 0,04%: dissolver 0,4 g de azul-de-bromotinol em 1000 ml de água destilada.

 

1ª EXPERIÊNCIA: Preparar 100mL de solução aquosa de NaOH de concentração aproximadamente 0,5mol/L.

 

a)      Pese 2g de NaOH em um béquer de 100mL

 

 

M: Molaridade

n1: nº de moles de soluto

V(L): Volume da solução em litros

 

n1: nº de moles do soluto

m1: massa do soluto

PM1: Peso molecular do soluto

 

 

OBS.2: O índice 1 se refere ao soluto, o índice 2 se refere ao solvente e ausência de índice indica dados da solução.

b)Acrescente ao béquer uma quantidade de água destilada, aproximadamente 30mL, suficiente para dissolver o soluto.

 

OBS.3: A dissolução do NaOH é exotérmica

c) Transfira esta solução para um balão volumétrico de 100mL, com  auxílio de um funil. Lave o béquere o funil, com água destilada e   transfira as águas de lavagem também para o balão.

d) Complete o volume do balão, enchendo-o com água destilada até o traçode referência. O balão deve ser arrolhado e agitado parahomogeneização.

e) Guarde a solução em frasco rotulado(NaOH@ 0,5mol/L).

 

 

 

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bbraga

Sobre bbraga

Atuo como professor de química, em colégios e cursinhos pré-vestibulares. Ministro aulas de Processos Químicos Industrial, Química Ambiental, Corrosão, Química Geral, Matemática e Física. Escolaridade; Pós Graduação, FUNESP. Licenciatura Plena em Química, UMC. Técnico em Química, Liceu Brás Cubas. Cursos Extracurriculares; Curso Rotativo de química, SENAI. Operador de Processo Químico, SENAI. Curso de Proteção Radiológica, SENAI. Busco ministrar aulas dinâmicas e interativas com a utilização de Experimentos, Tecnologias de informação e Comunicação estreitando cada vez mais a relação do aluno com o cotidiano.

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