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Prof. : Drielle Caroline

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Introdução ao tema: Diluição

Uma pessoa abriu um envelope de pó para refresco e acrescentou seu conteúdo em uma certa quantidade de água. Mexeu bem até obter uma mistura com uma única fase, ou seja, uma mistura homogênea. Experimentou o refresco e concluiu que ele estava muito “forte”. A pessoa resolveu acrescentar mais água e mexer bem. Com isso, ela conseguiu que o refresco tivesse o sabor desejado. Se a pessoa acrescentar ainda mais água, o sabor pode ficar muito “fraco” ou, como também se diz popularmente, “aguado”.

Fonte: Química no cotidiano – volume 2

Diluição de soluções

Você não deve confundir as expressões dissolver e diluir. Na situação que acabamos de descrever, ao misturar o pó para refresco com a água e mexer bem, a pessoa está dissolvendo esse pó no solvente água. O pó é o soluto (na verdade, é uma mistura de vários solutos: aromatizante, corante, acidulante, açúcar etc.). Uma vez que a solução está preparada e sua concentração não é a desejada (estava muito “forte”), a pessoa acrescentou mais solvente água. Esse procedimento é a diluição.

Diluição é o processo de acrescentar mais solvente a uma solução.

Ao diluir o refresco (solução), a quantidade de soluto (pó para refresco) dissolvida não se altera, porém o volume total da solução aumenta e a massa total da solução também aumenta. Então, como decorrência desse aumento, a concentração da solução diminui. Num laboratório de Química não existem soluções de todas as concentrações possíveis e imagináveis. Geralmente, são preparadas e armazenadas apenas soluções com alguns valores de concentração e, a partir delas, podem-se obter outras, mais diluídas (isto é, menos concentradas) por meio da diluição.



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Um exemplo do processo de diluição em laboratório aparece no esquema abaixo. De uma solução aquosa de NaCl 2,0 mol/L,(A) é retirada uma alíquota de 5,0 mL com auxílio de uma pipeta volumétrica, (B). Essa alíquota é transferida para um balão volumétrico de 50 mL, (C). A seguir, completa-se com água destilada até atingir a marca de 50 mL no gargalo do balão, (D). Como determinar a concentração da solução final?


A partir da definição de concentração em quantidade de matéria, podemos afirmar que a quantidade em mols de soluto é dada por nsoluto = M.V, em que M é a concentração da solução em mol/L e V é o volume da solução. Uma vez que, na diluição, a quantidade do soluto não se altera, podemos afirmar que o mesmo nsoluto presente na alíquota de 5,0 mL está presente na nova solução obtida pela diluição da alíquota. Usando o índice i para a alíquota (situação inicial) e f para a nova solução (situação final), temos:




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MISTURA DE SOLUÇÕES Soluções constituídas por mesmo soluto e mesmo solvente Duas soluções aquosas de ácido sulfúrico, (A) e (B), de concentração em gramas por litro e concentração em quantidade de matéria conhecidas, serão misturadas conforme o esquema a seguir:


Estamos diante de uma situação em que soluções de mesmo soluto e mesmo solvente estão sendo misturadas, e necessitamos calcular a concentração da solução resultante. Para isso, é fundamental que tenhamos um ponto de partida para nossos cálculos. Nesse caso, podemos sugerir como ponto de partida o seguinte raciocínio: Quando misturamos soluções aquosas de mesmo soluto, a quantidade de soluto na solução final é igual à soma das quantidades dos solutos nas soluções iniciais.


Resolvendo o problema proposto:




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Soluções constituídas por solventes iguais e solutos diferentes sem ocorrência de reação química Duas soluções aquosas: uma de volume 150 mL, tendo como soluto cloreto de potássio, KCl, com concentração em quantidade de matéria igual a 0,4 mol/L, (A), e outra de volume 50 mL, tendo como soluto sulfato de potássio, K2SO4, com concentração em quantidade de matéria igual a 0,8 mol/L, (B), são misturadas em um mesmo recipiente.


A partir desses dados, desejamos calcular: a) a concentração em mol/L da solução resultante em relação a cada um dos solutos; b) a concentração em mol/L da solução resultante em relação aos íons presentes na solução. Como se pode observar, estamos diante de uma nova situação. Soluções de mesmo solvente, porém contendo solutos diferentes e que, ao serem misturados, não reagem entre si. Qual será, nesse caso, o ponto de partida para efetuarmos os cálculos sugeridos? Quando se misturam soluções contendo solutos diferentes sem que ocorra reação química entre eles, a quantidade em mols de cada soluto (ou a massa), antes e após a mistura, permanece inalterada. Tudo se passa como se cada solução individualmente sofresse uma diluição.



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Resolvendo o problema proposto: a) Cálculo da concentração em quantidade de matéria (mol/L) em relação ao KCl e ao K2SO4 na solução final:

b) Cálculo da concentração em quantidade de matéria (mol/L) da solução resultante em relação aos íons presentes:


CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS ENVOLVENDO SOLUTOS: O EXEMPLO DA TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE Os coeficientes estequiométricos de uma equação química corretamente balanceada permitem inferir a proporção entre as quantidades em mols dos participantes da reação química representada por essa equação. É bastante comum que reações químicas envolvam substâncias dissolvidas, ou seja, solutos. Nesse caso, conhecer a concentração expressa em mol/L é muito útil, pois, conhecido também o volume de solução, podemos calcular quantos mols há do soluto por meio da expressão nsoluto = M. Vsolução. Assim, conhecer M permite fazer cálculos estequiométricos. Um dos casos mais interessantes e comuns em laboratório é o da titulação ácido- base, processo que permite determinar experimentalmente a concentração de uma solução de ácido ou de base. Trata-se de uma técnica corriqueira em



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alguns laboratórios de análise, que usaremos para exemplificar a realização de um cálculo estequiométrico envolvendo substâncias em solução. Digamos que um laboratório escolar possua grande estoque de uma solução aquosa de NaOH, mas, circunstancialmente, o rótulo está rasgado e a parte que indicava a concentração foi perdida. É possível determinar essa concentração? A resposta é afirmativa e o esquema abaixo ilustra as etapas necessárias.


Inicialmente, (A), uma alíquota de volume conhecido (por exemplo, 20 mL) é retirada com auxílio de uma pipeta volumétrica. Essa alíquota é colocada em um erlenmeyer e são acrescentadas algumas gotas de fenolftaleína, (B), indicador ácido-base que adquire cor avermelhada em meio básico. Note que sabemos o volume da alíquota, mas não o valor de Mbase. Uma bureta é preenchida com solução de HCl que foi preparada no laboratório e que apresenta um valor previamente conhecido de Mácido. Digamos que esse valor seja 0,50 mol/L, conforme ilustrado em (C). A técnica da titulação ácido-base consiste em adicionar lentamente a solução do ácido à da base, (D), fazendo uso da torneira da bureta, até que a reação se complete. Quando ela se completar, poderemos determinar, por leitura na



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escala da bureta, o volume de solução ácida gasto. De posse desse resultado, é possível calcular, por estequiometria, o valor de Mbase. Mas como saber que a reação chegou ao final e parar de adicionar ácido? Bem, no ponto de equivalência, ou seja, no ponto em que a reação acabou de se completar, toda a base foi neutralizada pelo ácido adicionado e todo o ácido adicionado foi neutralizado pela base presente no erlenmeyer. Nesse momento, o meio deixou de ser básico. E, como a fenolftaleína é róseo-avermelhada apenas em meio básico (em meio neutro ou ácido ela é incolor), é possível perceber que se atingiu o ponto final da titulação porque o indicador mudou de cor, (E). Ocorreu a viragem do indicador. Numa titulação ácido-base, a viragem do indicador (adequadamente escolhido) permite avaliar o instante em que se atinge o ponto final da titulação e em que se deve parar de adicionar a solução titulante (no caso, a solução de HCl). Imaginemos que, na titulação de solução de NaOH usando a solução titulante de HCl, o volume de ácido consumido tenha sido de 30 mL.


Exercício resolvido Uma amostra de 25 mL de uma solução aquosa de Ca(OH)2 foi titulada com HCl 0,10 mol/L. Determinou-se que o volume de solução ácida necessária para atingir a viragem do indicador foi 40 mL. Determine a concentração de Ca(OH)2, expressa em mol/L. Resolução

Quantidade de ácido que reagiu: nácido = M ácido . Vácido Quantidade de base que reagiu: nbase = Mbase . Vbase A equação balanceada da reação entre o ácido e a base é:



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2HCl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2H2O Por meio dessa equação, sabemos que a proporção entre as quantidades em mols de HCl e de Ca(OH)2 é de 2 : 1. Assim, podemos montar uma regra de três:

A rigor, os volumes devem estar em L (ou dm3), pois essa expressão foi deduzida a partir da definição de M. Contudo, podemos empregar outra unidade de volume, desde que seja a mesma em ambos os membros da equação (pois nesse caso mantém-se, entre os volumes, a mesma proporcionalidade que existe quando ambos estão expressos em litros).

0,10 mol/L. 40 mL = 2.Mbase .25 mL Mbase = 0,08 mol/L

Exercícios resolvidos sobre diluição

1) Qual será o volume de água que deve ser acrescentado a 300 mililitros (mL) de uma solução 1,5 mol/L de ácido clorídrico (HCl) para torná-la 0,3mol/L?

Resolução

Vamos listar os dados que o exercício fornece: Vi = 300mL = 0,3L Ci HCl = 1,5mol/L Cf HCl = 0,3 mol/L Vf = ? Lembrando que devemos converter as unidades dos volumes de mililitros (mL) para litro (L), por isso, 300mL = 0,3L. Aplicando a fórmula da diluição

Ci.Vi = Cf.Vf Lembrando que: Ci = Concentração inicial Vi = Volume inicial



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Cf = Concentração final Vf = Volume final Temos: Ci.Vi = Cf.Vf

1,5mol/L.0,3L = 0,3mol/L.Vf

Para uma melhor visualização, podemos inverter a equação: 0,3mol/L.Vf = 1,5mol/L.0,3L Vf = 1,5mol/L.0,3L 0,3mol/L Vf = 1,5L de água O volume de água necessário para alterar a concentração de HCl tornando-a 0,3 mol/L é de 1,5L.

2) Determine a molaridade de uma solução que apresentava 400 mililitros (mL) de volume e, após receber 800 mililitros (mL) de solvente, teve sua molaridade diminuída para 5 mol/L.

Resolução

Observe que o exercício fornece os dados do volume inicial e final da solução, bem como a concentração final da solução. Sabemos que trata-se da concentração final, pois, o exercício informa que a molaridade foi diminuída até atingir o valor de 5mol/L. Portanto, a incógnita do exercício é a concentração inicial da solução. Vamos efetuar os cálculos.

Listando os dados que o exercício fornece e lembrando de converter as unidades de medida dos volumes, temos: Vi = 0,4L Ci = X Cf = 5,0mol/L Vf = 0,8L Aplicando a fórmula da diluição, temos: Ci.0,4L = 5,0mol/L.0,8L Ci = 5,0mol/L.0,8L 0,4L Ci = 10mol/L de solução A concentração inicial da solução era de 10mol/L. Observe que se a concentração final fornecida pelo exercício foi diminuída da concentração inicial, esta deveria ter sua molaridade maior, o que foi possível notar através do cálculo.



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Referências Bibliográficas

NÓBREGA, Olívio Salgado; SILVA, Eduardo Roberto; SILVA, Ruth Hashimoto.

Química - Volume único. Ed. Ética, São Paulo, 2007.

PERUZZO, Francisco Miragaia; CANTO, Eduardo Leite. Química na

abordagem do cotidiano. Ed. Moderna, v.2, São Paulo, 2010.

SANTOS, Wildson; MOL, Gerson. Química Cidadã. Ed. Nova Geração, v.2,

São Paulo, 2010.

USBERCO, João; SALVADOR, Edgard. Química – Volume único. Ed. Saraiva, São Paulo, 2013.

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