Aula Soluções

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QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA
Prof. Dr. Alan Bezerra
alanbr@ufma.br
SOLUÇÕES
�Estequiometria
� É a predição da quantidade de produto que
se forma em uma reação;
� É a interpretação quantitativa das reações
químicas.
Um único átomo é tão pequeno que, para
que uma amostra de matéria possa ser
vista e manipulada, esta precisa consistir
em um enorme nº de átomos:
1- MOL
Nº total de átomos →→→→ “pacotes”
A constante de Avogrado é usada na
conversão entre a quantidade química (nº
de mols) e o nº de átomos, íons ou
moléculas.
2- Nº de Avogrado
OBS: As qdades de átomos, íons ou moléculas de uma
amostra são expressas em “mols” e a constante de
Avogrado é usada para conversão entre o nº de
partículas e o nº de mols.
1 mol – 6,0221x1023 átomos
Exemplo: Oxigênio que possui Massa atômica
(O) = 16,0 u
� Isso significa que
um único átomo de
O tem 16,0 u.
� Considere um nº de átomos
de O tão grande que a massa
toda seja 16,0 gramas;
Esse nº seria mito grande, ou seja, 
6,0221x1023 átomos
OBS: Um átomo de O tem uma massa de
16,0 u e um grupo de 6,0221x1023 átomos
de O tem uma massa de 16,0 gramas.
Exemplo: Uma amostra de Cl contém 8,54x1020 átomos
de Cl. Quantos mols de átomos de Cl existem nessa
amostra?
OBS: Usa-se o mol tb para quantificar moléculas.
1 mol (KNO3) --- 6,0221 x 1020 átomos
X --- 8,54 x 1020 átomos
1 mol (KNO3) --- K -1 x 39,1g = 39,1
N – 1 x 14,0 = 14,0
O – 3 x 16,0 = 48,0
101,0g
OBS: Usa-se o mol tb para quantificar moléculas.
Ex: SO2 / KNO3
Isso significa dizer que 1 mol de moléculas 
KNO3 tem 101,0g.
3- Composição percentual
exemplo: Ácido oxálico (H2C2O4)
H2C2O4 -- 2H -- 2C -- 4O
90 -- 2g – 24g – 64g
100 -- x -- y -- z
H - 2 x 1,0g = 2,0
C – 2 x 12,0 = 24,0
O – 4 x 16,0 = 64,0
% H = 2,22
% C = 26,6
% O = 71,1
90,0g
4- Estequiometria (no quadro)
5- Razão estequiométrica (no quadro)
6- Reagente limitante (no quadro)
7- Unidades de concentração (no quadro)
7.1- Molaridade (M) – mol/L
7.2- Fração molar (x)
7.3- Molalidade (m) – mol/Kg
7.4- Percentagem em massa/volume (%p/v) 7.4- Percentagem em massa/volume (%p/v) 
– (%v/v)
7.5- ppm / ppb
8- Soluções
“São“São“São“São misturasmisturasmisturasmisturas homogêneashomogêneashomogêneashomogêneas comcomcomcom maismaismaismais dededede
umaumaumauma substânciasubstânciasubstânciasubstância (Solvente(Solvente(Solvente(Solvente eeee Soluto)”Soluto)”Soluto)”Soluto)”....
8.1- Solução aquosa:
“É aquela na qual o solvente é a água ”.
“Proporção SOLUTO / SOLVENTE ”
8.2- Relações quantitativas em soluções:
CONCENTRAÇÃO
� Percentual (%)
� Molar (M)
� Molal (m)
� ppm
CONCENTRAÇÃO
8.3- Tipos de soluções:
a) Solução Saturada: É aquela que está em
equilíbrio com excesso de soluto, ou seria se
estivesse presente excesso de soluto.
b) Solução Insaturada: É aquela que tem umab) Solução Insaturada:
concentração de soluto menor do que de uma
solução saturada.
c) Solução Supersaturada: É aquela em que a
concentração de soluto maior do que a da solução
saturada.
9- Produto de solubilidade e equilíbrio 
de íons:
OBS: Qdo um não-eletrólito sólido se dissolve em água, a
solução resultante contém apenas um tipo de espécie de
soluto, ou seja, moléculas neutras. Ex: Sacarose (C12H22O11)
C12H22O11(s) ⇔⇔⇔⇔ C12H22O11 (aq)C12H22O11(s) ⇔⇔⇔⇔ C12H22O11 (aq)
OBS 2: Qdo um eletrólito sólido se dissolve em água, são
liberados em solução, ou seja, em uma solução saturada de
NaCl, íons Na+ e íons Cl- deverão tender ao equilíbrio com
excesso de NaCl sólido.
NaCl (s) ⇔⇔⇔⇔ Na+(aq) + Cl-(aq)
9.1- Produto de solubilidade (Kps):
Supondo que uma qdde suficiente de soluto MA seja
dissolvido em água para produzir uma solução saturada
contendo algum MA sólido. Estabelece-se um equilíbrio de
solubilidade que pode ser descrito da seguinte forma:
MA(s) ⇔⇔⇔⇔ M+(aq) + A-(aq)
No equilíbrio temos:
[M+] [A-] = k’
[MA]
9.1- Produto de solubilidade (Kps):
OBS: A concentração de uma substância qdo em fase
sólida pura é cte. Logo, a condição de equilíbrio pode ser
escrita da seguinte forma:
ou[M+] [A-] = k’ [MA] [M+] [A-] = Kps
ONDE Kps, representa o produto dos dois termos ctes K’
e [MA].
� [M+] [A-] é chamado de produto iônico;
� A cte ou equilíbrio Kps é chamado de produto de
solubilidade ou constante do produto de solubilidade.
9.1- Produto de solubilidade (Kps):
RESUMO: Para uma solução dissolvida em água abaixo:
[M+] [A-]
MA(s) ⇔⇔⇔⇔ M+(aq) + A-(aq)
O produto iônico é:
[M+] [A-]
OBS: Se a solução estiver saturada, isto é, se ela estiver
no equilíbrio, então o produto iônico será igual à cte Kps
(produto de solubilidade):
9.1- Produto de solubilidade (Kps):
OBS: A forma do produto iônico depende da estequiometria
da reação, ou seja, deve-se levar em consideração a razão
estequiométrica:
MX2(s) ⇔⇔⇔⇔ M+(aq) + 2A-(aq)
A condição de equilíbrio será:
[M+] [A-]2 = Kps
Exercício:
10- pH (Potencial hidrogeniônico):
Ácidos / Bases 
Para Bronsted-Lowry:
� Ácido – Substâncias capazes de liberar prótons;
pH DE SOLUÇÕES
Ex: HCl →→→→ H+ + Cl-
OBS: Um ácido e sua base recebem o nome de par 
conjugado.
� Bases – Substâncias capazes de receber prótons.
“ A acidez é proporcionada pelo íon H+
(H+
3O), e não pela molécula do ácido”
Ácido forte – Libera totalmente o H+,
formando H+
3O em alta concentração.
Ácido fraco – Libera parcialmente o H+,
formando H+
3O em baixa concentração.formando H+
3O em baixa concentração.
Bases – São substâncias que ao se
dissociarem, liberam hidroxila (OH-).
Sais – São substâncias que ao se
dissociarem, liberam íons que não são H+
nem OH-. (ex: NaCl, KCl, CH3COONa)
10.1- pH / H2O
� A água se dissocia espontaneamente em
próton (H+) e hidroxila (OH-).
� O próton (H+) não fica livre em solução, e se
combina com outra molécula de água para
formar o íon hidrônio (H3
+O).
� Em meio aquoso, a concentração
hidrogeniônica varia de 1 a 10-14 mol/L e usa-
se a escala de pH para medir esse potencial:
pH = -log [H+]
� Por analogia, pOH é o logaritmo negativo 
da concentração de íons OH-:
pH = -log [OH-]
� A escala de pH vai de 0 a 14 a 25ºC e 1 
atm:
10.1- pH / H2O
atm:
10.2- Modificação do pH da Água:
� A adição de ácidos fortes abaixa bruscamente 
o pH (ex: HCl);
� Adição de ácidos fracos abaixa de forma 
gradativa o pH (ácido acético);gradativa o pH (ácido acético);
� Adição de bases fortes aumentam 
bruscamente o pH (ex: NaOH);
� Adição de bases fracas aumentam de forma 
gradativa o pH.
10.3- EFEITO TAMPONANTE:
� A adição de ácido em uma solução sem tampão
provoca grande diferença no pH, como pr exemplo
de pH 7 para pH 3;
� Em uma solução tamponada, essa variação é
atenuada e o pH diminuiria para 6,5.
“ O Tampão não impede mudanças no 
pH, mas diminui bastante as variações”
pH DE SOLUÇÕES
Efeito tampão:
� Abstrai prótons quando há excesso;
� Doa prótons quando há falta.
O sistema tampão é formado por um 
Aceptor e um Doador de prótons.
10.4- DETERMINAÇÃO DO pH:
� INDICADORES;
� PAPEL INDICADOR DE Ph;
� pHMETRO.