Soluções - Conceitos

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Química Geral II 
Dispersões 
Professor: Guilherme Siegfried Vergnano. 
 
 
1 – Conceitos gerais 
 
 São sistemas nos quais uma substância está disseminada em uma segunda substância. Na 
dispersão, a substância disseminada na forma de pequenas partículas é denominada de disperso, 
enquanto a outra é chamada de dispersante ou dispergente. 
 De acordo com o tamanho médio das partículas do disperso, a dispersão pode ser classificada 
como: 
Nome da dispersão Tamanho médio das partículas Exemplo 
Soluções verdadeiras entre 0 a 1 nm açúcar na água 
Soluções coloidais entre 1 e 100 nm gelatina na água 
suspensões acima de 100 nm terra suspensa na água 
 Obs.: 1nm (nanômetro) = 10–9 metros 
 
2 – Soluções 
São misturas entre solutos (dispersos) e solventes (dispersantes). Genericamente, se diz que o 
componente presente em maior quantidade é o solvente e o de menor quantidade é o soluto. 
Classificação das soluções: 
a) Quanto ao estado de agregação: 
 • soluções sólidas: ligas metálicas 
 • soluções líquidas: sal em água 
 • soluções gasosas: ar atmosférico 
 
b) Quanto à natureza do soluto: 
 • soluções moleculares: açúcar em água 
 • soluções iônicas: sal em água 
 
c) Quanto à proporção soluto e solvente: 
 • solução diluída: contém pouco soluto em relação ao solvente. 
 Ex.: 5g de NaCl em 1 litro de água 
 • solução concentrada: as que contém muito soluto. 
 Ex.: 50g de NaCl em 1 litro de água 
OBS.: Embora não exista um parâmetro rigoroso para essa avaliação, admite-se: 
 • solução diluída: é aquela que contém, no máximo, 0,1 mol de soluto por litro de solução. 
 • solução concentrada: é aquela que contém acima de 0,1 mol de soluto por litro de solução. 
 
d) Quanto à saturação: 
 Coeficiente de solubilidade (Cs): indica a quantidade máxima de soluto que podemos 
dissolver em cada quantidade fixa de solvente sob determinadas condições de temperatura e 
pressão. Ex.: Cs do C12H22O11 = 204g de açúcar em 100g de H2O a 20ºC e 1 atm 
 • solução insaturada: a quantidade de soluto é inferior ao seu coeficiente de solubilidade. 
 Ex.: 150g de açúcar em 100g de H2O a 20ºC e 1 atm. 
 • solução saturada: a quantidade de soluto é igual ao seu coeficiente de solubilidade. 
 Ex.: 204g de açúcar em 100g de H2O a 20ºC e 1 atm. 
 • solução supersaturada: a quantidade de soluto é superior ao seu coeficiente de 
solubilidade. 
 Ex.: 205g de açúcar em 100g de H2O a 20ºC e 1 atm. 
 
Obs.: As soluções supersaturadas são instáveis, ou seja, com qualquer perturbação ou adição de 
um cristal (do próprio soluto), o excesso irá precipitar (na forma sólida), produzindo uma solução 
saturada com corpo de fundo. 
 
e) Curvas de solubilidade: 
 São gráficos que relacionam a solubilidade de uma substância a uma determinada 
temperatura. 
 GRÁFICO I 
 
 − Todos os pontos que coincidem na curva (Região I) representam soluções saturadas. 
 – Todos os pontos abaixo da curva (Região II) representam soluções insaturadas. 
 – Todos os pontos acima da curva (Região III) representam soluções supersaturadas. 
 GRÁFICO II 
 
– Curva I: representa a solubilidade de uma dissolução endotérmica, ou seja, a substância se 
dissolve com maior facilidade com o aumento da temperatura. 
– Curva II: representa a solubilidade de uma dissolução exotérmica, ou seja, a substância se 
dissolve com menor facilidade com a diminuição da temperatura. 
– Curva III: representa a solubilidade de uma substância hidratada. Os pontos a e b são 
chamados de pontos de inflexão que indicam uma mudança de estrutura do soluto. 
 Ex.: 1 − CaCl2 • 4H2O → CaCl2 • 2H2O 
 2 − CaCl2 • 2H2O → CaCl2 
 3 − CaCl2 
 
 
 
 
 
3 – Concentrações de soluções 
 Para determinar a concentração de uma solução pode-se utilizar de duas ferramentas: regra de 
três ou a utilização de fórmulas. 
 Quando utilizamos fórmulas, para facilitar o melhor entendimento dos vários tipos de 
concentração, vamos adotar a seguinte convenção: 
• Índice 1: para quantidades relativas ao soluto. 
• Índice 2: para quantidades relativas ao solvente. 
• Sem índice: para quantidades relativas à solução. 
 
a) Concentração (C) → É a relação entre a massa do soluto (m1) pelo volume da solução (V). 
 𝐂 = 
𝐦𝟏
𝐕
 
OBS.: Chama-se concentração comum quando a massa do soluto for expressa em gramas e o 
volume da solução em litros. unidade: g/L ou g • L–1 
 
b) Densidade (d) → É a relação entre a massa da solução (m) pelo volume da solução. 
 𝐝 = 
𝐦
𝐕
 lembre-se que m = m1 + m2 
OBS.: Não existe uma unidade específica para densidade. Geralmente são g/mL ou g • mL−1
, e 
g/cm3 ou g • cm−3. 
 
c) Porcentagens: 
 
c.1 – Porcentagem em massa (Título – Ʈ) → É a relação entre a massa do soluto e a massa 
da solução. 
 Ʈ = 
𝐦𝟏
𝐦
 lembre-se que m = m1 + m2 Ʈ = 
𝐦𝟏
𝐦
 • 𝟏𝟎𝟎 = % 
 
c.2 – Porcentagem em volume (Tv) → É a relação entre a o volume do soluto e o volume da 
solução. 
 𝐓𝐯 = 
𝐯𝟏
𝐯
 lembre-se que m = v1 + v2 𝐓𝐯 = 
𝐯𝟏
𝐯
 . 𝟏𝟎𝟎 = % 
 
c.3 – Partes por milhão (ppm) → Indica a quantidade em gramas do soluto em um milhão de 
gramas de solução. 
 
c.4 – Partes por bilhão (ppb) → Indica a quantidade em gramas do soluto em um bilhão de 
gramas de solução. 
 
c.5 – Partes por trilhão (ppt) → Indica a quantidade em gramas do soluto em um trilhão de 
gramas de solução. 
 
d) Concentração em quantidade de matéria [ ] → Indica o número de mols do soluto em um 
litro de solução. 
 
 [ ] = 
n1
V
 se n1 = 
m1
MM
 então [ ] = 
m1
MM • V
 unidade: mol/L ou mol.L−1 
 
e) Fração em mols (X) → É a relação entre o número de mols do soluto e o número de mols do 
solvente. 
Fração em mols do soluto (X1) Fração em mols do solvente (X2) A soma de X1 + X2 é 
X1 = 
𝐧𝟏
𝐧𝟏+𝐧𝟐 
 X2 = 
𝐧𝟐
𝐧𝟏+𝐧𝟐 
 sempre igual a 1. 
f) Molalidade (W) → Indica a quantidade de matéria (n1) dissolvido em 1 Kg de solvente (m2). 
 
 W = 
𝐧𝟏
𝐦𝟐
 unidade: molal, mol/Kg ou mol . Kg−1 
 
g) Algumas relações entre os diferentes tipos de soluções. 
Quando a C e a d apresentam a mesma unidade ( g/L ou mg/cm3) utilizar a fórmula: C = d . Ʈ 
Se a C for g/L e a d for mg/cm3 utilizar a fórmula: C = 1000 . d . Ʈ C = [ ] . MM 
d . Ʈ = [ ] . MM ou 1000 . d . Ʈ = [ ] . MM (0 mesmo caso acima). 
 
4 – Diluição de soluções 
 
 Concentração inicial Concentração fina Fórmula de diluição 
Concentração 
comum 
Ci = 
m1
Vi
 Cf = 
m1
Vf
 Ci . Vi = 𝐂𝐟 . Vf 
Título 
Ʈi = 
m1
Vi
 Ʈf = 
m1
Vf
 Ʈi . mi = Ʈf . mf 
Concentração em 
quantidade de matéria 
[ ]i = 
n1
Vi
 [ ]’ = 
n1
Vf
 [ ]i . Vi = [ ]f . Vf 
Lembrem-se que Vi + Vsolvente adicionado = Vf 
 
5 – Mistura de soluções 
 
a) de mesmo soluto 
 
 Solução A Solução B Solução final 
 
 
 CA = 
mA
VA
 CB = 
mB
VB
 Cf = 
mf
Vf
 
 CA . VA = mA CB . VB = mB Cf . Vf = mf 
 
Se a massa final do soluto é mA + mB = mf , então: CA . VA + CB . VB = Cf . Vf . O mesmo 
raciocínio pode ser aplicado para as demais concentrações. Lembrem-se que VA + VB = Vf . 
Para concentração em quantidade de matéria: [ ]A . VA + [ ]B . VB = [ ]f . Vf 
Para o título: ƮA . VA + ƮB . VB = Ʈf . Vfb) de solutos diferentes sem reação 
 
 
 
 V = 1 L V = 1L V = 2 L 
Notamos que as concentrações de matéria na solução final permanecem constantes. Só ocorre 
mudança no volume final e, consequentemente, altera as concentrações finais dos solutos. Portanto 
trata-se apenas de uma diluição. 
Para o NaOH: [ ]i . Vi = [ ]f . Vf → 0,1 . 1 = [ ]f . 2 → [ ]f = 0,05 mol/L 
 
 Para o NaCl: [ ]i . Vi = [ ]f . Vf → 0,2 . 1 = [ ]f . 2 → [ ]f = 0,1 mol/L 
 
c) de solutos diferentes com reação → É preciso saber equacionar a equação, balancear a 
mesma e reconhecer as proporções em mols dos reagentes e produtos. 
 
Exemplo 1: Inadvertidamente, uma pessoa deixou cair 2 pastilhas de NaOH(S) em um béquer que 
continha 100mL de HCℓ 0,06 mol/L. Que quantidade de HCℓ, em mol, restou na solução 
remanescente? Dado: massa de 1 pastilha de NaOH = 0,02 g 
1º passo: Equacione a reação. Essa reação é entre duas substâncias composta e, 
consequentemente, é uma reação de neutralização. 
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(aq) 
2º passo: Faça o balanceamento da equação. 
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(aq) 
3º passo: Determinar o número de mols de cada reagente. 
2 pastilhas de NaOH = 0,04 g 𝑛1 = 
m1
massa molar
 → 𝑛1 = 
0,04
40
 → 𝑛1 = 0,001 mol. 
Para o HCl: [ ] = 
n1
V
 → 0,06 = 
n1
0,1
 → n1 = 0,006 mol 
 
4º passo: Fazer a relação de números de mols dos reagentes 
1mol de HCl -------- 1 mol de NaOH 
x mol de HCl -------- 0,001 mol de NaOH x = 0,001 mol gasto de HCl 
Quantidade inicial: 0,006 mol – 0,001 = 0,005 mol de ácido remanescente. 
 
Exemplo 2: São misturados 250 mL de solução 2 mol/L de HCℓ com 1 L de solução de Ca(OH)2 0,5 
mol/L. Calcule: 
a) o excesso de reagente em mols; 
1º passo: Equacione a reação. Essa reação é entre duas substâncias composta e, 
consequentemente, é uma reação de neutralização. 
HCl(aq) + Ca(OH)2(aq) → CaCl2(aq) + H2O(aq) 
2º passo: Faça o balanceamento da equação. 
2 HCl(aq) + Ca(OH)2(aq) → CaCl2(aq) + 2 H2O(aq) 
3º passo: Determinar o número de mols de cada reagente. 
Para o HCl: [ ] = 
n1
V
 → 2 = 
n1
0,25
 → n1 = 0,5 mol 
Para o Ca(OH)2: [ ] = 
n1
V
 → 0,5 = 
n1
1
 → n1 = 0,5 mol de Ca(OH)2 
4º passo: Fazer a relação de números de mols dos reagentes 
2 mols de HCl ------- 1 mol de Ca(OH)2 2 mols de HCl ------- 1 mol de Ca(OH)2 
0,5 mol de HCl ------- x mol de Ca(OH)2 y mols de HCl ------- 0,5 mol de Ca(OH)2 
x = 0,25 mol de Ca(OH)2 y = 1mol de HCl 
(0,5 > 0,25) Reagente em excesso (0,5