By Lucien Silvano Alhanati

Resumos de química

Diluição e mistura de soluções

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031 - Diluição de soluções
Quando acrescentamos solvente a uma solução a quantidade de soluto não se altera e consequentemente há uma redução da concentração, da molaridade e do título. 

        031.1 - Alteração da concentração causada pela diluição

Cálculo da concentração comum - C

Condições

Inicial Final
concentração Ci Cf
volume da solução Vi Vf
massa do soluto mi = Ci.Vi mf = Cf.Vf

Como a quantidade do soluto permanece constante mi = mf então

Ci.Vi = Cf.Vf

Cálculo da molaridade - M

Condições

Inicial Final
molaridade Mi Mf
volume da solução Vi Vf
mols do soluto ni = Mi.Vi nf = Mf.Vf

Como a quantidade do soluto permanece constante ni = nf então

Mi.Vi = Mf.Vf

032 - Mistura de soluções

        032.1 - Mistura de soluções com solutos e solventes quimicamente iguais.

Cálculo da concentração comum - C

Condições

Inicial Final
concentração solução A
CA
solução B
CB
Cf
volume da solução solução A
VA
solução B
VB
Vf = VA + VB
massa do soluto solução A
mA = CA.VA
solução B
mB = CB.VB
mf = mA + mB

Como a massa final do soluto é mf = Cf . Vf então

Cf . Vf = CA.VA + CB.VB

Cálculo da molaridade - M

Repetindo o cálculo para a molaridade teremos um resultado semelhante

Mf . Vf = MA.VA + MB.VB

        032.2 - Mistura de soluções com solutos diferentes que não reagem quimicamente

Cálculo da concentração comum - C

Serão consideradas duas soluções com solutos A e B

Condições

Inicial Final
concentração solução A
CA
solução B
CB
CAf e CBf
volume da solução solução A
VA
solução B
VB
Vf = VA + VB
massa do soluto solução A
mA = CA.VA
solução B
mB = CB.VB
 

A massa do soluto A é:

CAf . Vf = CA.VA   

A massa do soluto B é:

CBf . Vf = CB.VB  

Cálculo da molaridade - M

Repetindo o cálculo para a molaridade teremos um resultado semelhante

MAf . Vf = MA.VA   

MBf . Vf = MB.VB  

Exemplos:

1 ) Misturamos 200 mL de uma solução 0,5 M ( leia 0,5 molar ou 0,5 mols / L ) de NaNO3 com 300 mL de uma solução 0,8 M de Na2SO4 . Determine a molaridade da solução de NaNO3 na mistura.

[NaNO3] Volume inicial # NaNO3 Volume final MAf
0,5 mols / L 0,2 L 0,2x0,5 = 0,1 mol 0,2 + 0,3 = 0,5 L 0,1 / 0,5 = 0,2 M

2 ) Misturamos 200 mL de uma solução 0,5 M de NaNO3 com 300 mL de uma solução 0,8 M de Na2SO4 . Determine a molaridade da solução do íon  Na+ na mistura, supondo que os sais estejam completamente ionizados.

Sabendo que: 

NaNO3 >>> Na + + NO3-
 Na2SO4 >>> 2 Na+ + SO42- 

[NaNO3] [Na+] Volume # Na+
0,5 mol / L 0,5 mol / L  0,2 L 0,5 x 0,2 = 0,1 mol
[Na2SO4] [Na+] Volume # Na+
0,8 mol / L 2 x 0,8 = 1,6 mol / L 0,3 L 1,6 x 0,3 = 0,48 mol
# Na+ Volume [Na+]
0,1 + 0,48 = 0,58 mol 0,2 + 0,3 = 0,5 L 0,58 / 0,5 = 1,16 mol / L

            032.3 - Mistura de soluções com solutos que reagem quimicamente.

O resultado depende da qualidade dos solutos e de suas quantidades para saber se a reação química foi completa ou sobrou reagente.
Cada caso deve ser analisado separadamente não cabe uma solução geral.

            032.4 - Mistura de um ácido com uma base.

Nas soluções de ácido e bases em água são encontrados íons H+ e OH- .
Misturadas estas soluções os íons se neutralizam na proporção de 1 para 1.

H+   +   OH- >>> H2O
1 mol     1 mol      1 mol

Como resultado da mistura pode ocorrer:

Neutralização Quantidade de íons #
 total do ácido e da base  # H+   =  # OH- 
parcial do ácido  # H+   >  # OH- 
parcial da base  # H+   <  # OH- 

Quando ocorre uma neutralização parcial do ácido ou da base, a solução resultante é uma solução do ácido ou da base mais diluída, uma vez que o volume da mistura é maior e a quantidade de soluto foi reduzida. 

Exemplos:

1) Foram misturados 600 mL de uma solução 2 M de HCl com 400 mL de uma solução 3 M de NaOH. Supondo o ácido e a base completamente ionizados, verifique se ocorreu ou não a neutralização total do ácido e da base.

Sabemos que:

HCl >>> H+ + Cl- 
1 mol        1 mol .......

NaOH >>> OH- + Na+ 
1 mol        1 mol .......

[HCl] [H+] volume da solução quantidade de H+ 
2 M 2 M 0,6 L 1,2 mol
         
[NaOH] [OH-] volume da solução quantidade de OH-
3 M 3 M 0,4 L 1,2 mol

Como as quantidades de íons hidrogênio e hidroxila são iguais ocorreu uma neutralização total do ácido e da base.

2) Foram misturados 200 mL de uma solução 2 M de HCl com uma solução 3 M de NaOH. Supondo o ácido e a base completamente ionizados, determine o volume da solução da base para ocorrer uma neutralização total.

Sabemos que:

HCl >>> H+ + Cl- 
1 mol        1 mol .......

NaOH >>> OH- + Na+ 
1 mol        1 mol .......

[HCl] [H+] volume da solução quantidade de H+ 
2 M 2 M 0,2 L 0,4 mol
         
[NaOH] [OH-] volume da solução quantidade de OH-
3 M 3 M x 3x mol

Para ocorrer neutralização total é necessário que as quantidades de íons hidrogênio e hidroxila sejam iguais.

3x = 0,4 >>> x = 0,133 L

3) Foram misturados 600 mL de uma solução 0,5 M de H3PO4  com 400 mL de uma solução 2 M de Ca(OH)2 . Supondo o ácido e a base completamente ionizados, verifique se ocorreu ou não a neutralização total. Havendo uma neutralização parcial, determine a concentração do ácido ou da base residual.

Sabemos que:

H3PO4 >>> 3 H+ + PO4- 
1 mol           3 mols ..........

Ca(OH)2 >>> 2 OH- + Ca+ 
1 mol            2 mols .......

[H3PO4] [H+] volume da solução quantidade de H+ 
0,5 M 3 x 0,5 M 0,6 L 3 x 0,5 x 0,6 = 0,9 mol
         
[Ca(OH)2] [OH-] volume da solução quantidade de OH-
2 M 2 x 2 M 0,4 L 2 x 2 x 0,4 = 1,6 mol

Como a quantidade de íons hidroxila é maior que a de íons hidrogênio ocorreu uma neutralização parcial da base, tendo restado na solução 1,6 - 0,9 = 0,7 mol do íon hidroxila.
Como o volume da mistura é 0,6 + 0,4 = 1 L, então a concentração molar da base restante é 0,7 M


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