Concentração (desambiguação): diferenças entre revisões
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É importante saber que, nas práticas de química, as reações geralmente ocorrem quando os reagentes estão em solução, e consequentemente, devemos conhecer a proporção existente entre as quantidades de soluto e solvente ou ainda de soluto e Etiqueta: Ligações internas removidas |
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'''''CONCENTRAÇÃO DAS SUBSTÂNCIAS''
Você já deve ter observado, que determinado volume de água pode dissolver quantidades maiores ou menores de açucar.
Quando o açucar começa a se depositar no fundo do recipiente é porque saturamos a solução, na temperatura em que a realizamos.
É importante saber que, nas práticas de química, as reações geralmente ocorrem quando os reagentes estão em solução, e consequentemente, devemos conhecer a proporção existente entre as quantidades de soluto e solvente ou ainda de soluto e de solução. A este procedimento chamamos de concentração das soluções.
Existem diversas maneiras de determinar a concentração de uma solução.
1. Relação de Massa com Massa
Título é a relação entre a massa do soluto e a massa da solução.
Sendo: T = título (é um número puro, isto é, não tem unidade).
m1 = massa do soluto
m2 = massa do solvente
m = massa da solução ( m1 + m2 ).
Aplicação: 10 gramas de um soluto A são dissolvidos em 90 gramas de um solvente B. Qual o título da solução?
m1 = 10 gramas (soluto A)
m2 = 90 gramas (solvente B)
T = m1 / m1 + m2 = 10 g / 100g = 0,1
Porcentagem em peso
% em peso é a massa do soluto em 100 g da solução.
Aplicação: Qual a percentagem em peso da solução anterior ?
A percentagem em peso (% em peso) = título x 100 = 0,1 x 100 = 10%
Fração Molar (é um número puro, isto é, não tem unidade).
A fração molar de uma solução pode ser expressa de duas maneiras:
- Fração molar do soluto.
- Fração molar do solvente.
A fração molar do soluto (F1) é a relação entre o número de moles do soluto (n1) e o número de moles da solução (n1+ n2).
A fração molar do solvente (F2) é a relação entre o número de moles do solvente (n2) e o número de moles da solução (n1+ n2).
Sendo: F1 = fração molar do soluto e F2 = fração molar do solvente
n1 = número de moles do soluto.
n2 = número de moles do solvente.
n = número de moles da solução ( n1 + n2 ).
A soma da fração molar do soluto (n1) e da fração molar do solvente (n2) é sempre igual a um.
F1 + F2 = 1
O número de moles é obtido através da aplicação da relação massa por mol.
Aplicação: Uma solução contém 4 moles do soluto dissolvidos em 16 moles do solvente.
Determinar: a) a fração molar do soluto.
b) a fração molar do solvente.
n1 = 4 e n2 = 16
Molalidade
Molalidade ou concentração molal é a relação entre o número de moles do soluto (n1) e a massa do solvente (m2), em quilogramas (kg) - não pode ser expressa em outra unidade.
Sendo: W = molalidade ou concentração molal
n1 = número de moles do soluto
m2 = massa do soluto em quilogramas
Aplicação: Uma solução é preparada, dissolvendo-se 4,35 gramas de NaNO3 em 2000 gramas de água. A molalidade da solução é:
Dado: Mol1 = 87 g é o mol do soluto.
n1 = massa do soluto / mol do soluto = 4,35 g / 87 g = 0,05
m2 = 2000 g = 2 kg
W = 0,05 / 2 = 0,025 molal
2. Relação de Massa, Mols e Equivalente-grama com Volume
Concentração Comum
Concentração comum é a relação entre a massa do soluto, em gramas e o volume da solução, em litros.
Sendo: C = concentração comum
m1 = massa do soluto, em gramas.
V = volume da solução, em litros.
Aplicação: Qual a concentração de uma solução que contém 20 gramas do soluto dissolvido em 0,5 litro de solução?
m1 = 20 g
V = 0,5 litro
C = 20g / 0,5 litro = 40 g / litro
Molaridade
Molaridade ou concentração molar é a relação entre o número de moles do soluto e o volume da solução, em litros.
Sendo: M = molaridade ou concentração molar
n1 = número de moles do soluto.
V = volume da solução, em litros.
Relacionando a Molaridade com a Concentração Comum:
Aplicação: Foram dissolvidos 4,9 g de H2SO4 em água suficiente para 0,5 litros de solução. Qual a concentração molar (molaridade) e a concentração comum da solução ? Dado: mol1 de H2SO4 = 98 g
Cálculo da concentração molar ou molaridade:
n1 = m1 / mol1 = 4,9 g / 98 g = 0,05
M = n1 / V (litros) = 0,05 / 0,5 litros = 0,1 molar
Cálculo da concentração comum:
C = M . mol1 = 0,1 , 98 g = 9,8g / litro ou C = m1 / V = 4,9g/0,5 litros = 9,8g/litro
Normalidade
Inicialmente faremos um estudo sobre o equivalente-grama.
EQUIVALENTE-GRAMA (E)
Equivalente-grama (E) de um elemento químico é a relação entre átomo-grama (A) e sua valência (v), no composto considerado. Exemplos: Para o sódio - Na E = A / v = 23g / 1 = 23g
Para o bário - Ba E = A / v = 137g / 2 = 68,5g
Para o alumínio - Al E = A / v = 27g / 3 = 9g
Para o oxigênio - O E = A / v = 16 g / 2 = 8g
Equivalente-grama (E) de um ácido é a relação entre a molécula-grama ou mol (mol1) do ácido e o número de hidrogênios ácidos ou ionizáveis (x). Exemplos: Para o ácido nítrico - HNO3 E = mol1 / x = 63g / 1 = 63g ( 1 hidrogênio ácido)
Para o ácido sulfúrico - H2SO4 E = mol1 / x = 98g / 2 = 49g ( 2 hidrogênios ácidos)
Para o ácido fosfórico - H3PO4 E = mol1 / x = 98g / 3 = 32,67g ( 3 hidrogênios ácidos)
Para o ácido fosforoso - H3PO3 E = mol1 / x = 82g / 2 = 41g ( 2 hidrogênios ácidos)
Para o ácido hipofosforoso - H3PO2 E = mol1 / x = 66g / 1 = 66g ( 1 hidrogênio ácido)
Equivalente-grama (E) de uma base é a relação entre a molécula-grama ou mol (mol1) da base e o número de hidroxilas (x). Exemplos: Para o hidróxido de sódio - NaOH E = mol1 / x = 40g / 1 = 40g
Para o hidróxido de cálcio - Ca(OH)2 E = mol1 / x = 74g / 2 = 37g
Para o hidróxido de alumínio - Al(OH)3 E = mol1 / x = 78g / 3 = 26g
Equivalente-grama (E) de um sal é a realção entre a molécula-grama ou mol (mol1) do sal e valência total do cátion ou ânion (x). Exemplos: Para o cloreto de sódio - NaCl E = mol1 / x = 58,5g / 1 = 58,5g
Para o sulfeto de cálcio - CaS E = mol1 / x = 72g / 2 = 36g
Para o fluoreto de bário - BaF2 E = mol1 / x = 175g / 2 = 87,5g
Para o sulfato de alumínio - Al2(SO4)3 E = c 342g / 6 = 57g
Para o sulfato de cobre II pentahidratado - CuSO4 . 5 H2O E = mol1 / x = 249,5g / 2 = 124,75g
Equivalente-grama (E) de um oxidante ou redutor é a relação entre a molécula-grama ou mol (mol1) da substância e o número total de elétrons cedidos ou recebidos (x) pela molécula.
Exemplos: Qual o equivalente-grama do permanganato de potássio (KMnO4) quando atua como oxidante em meio ácido ?
A equação iônica da reação, é:
2MnO4- + 6H++ <==> 2Mn++ + 3H2O + 5[O]
Quando o KMnO4 atua como oxidante em meio ácido o Mn de nox +7 ao receber 5 elétrons passa para Mn de nox +2. Como a molécula do KMnO4 contém apenas 1 átomo de Mn, seu equivalente-grama será a molécula-grama dividida por 5.
E = mol1 / x = 158g /5 = 31,5g
Qual o equivalente-grama do permanganato de potássio (KMnO4) quando atua como oxidante em meio alcalino ?
A equação iônica da reação, é:
2MnO4- + 2(OH)- <==> 2MnO3- - + H2O + 3[O]
Quando o KMnO4 atua como oxidante em meio básico o Mn de nox +7 ao receber 3 elétrons passa para Mn de nox +4 (MnO3- -). Como a molécula do KMnO4 contém apenas 1 átomo de Mn, seu equivalente-grama será a molécula-grama dividida por 3
E = mol1 / x = 158g /3 = 52,67g
Vamos agora para a NORMALIDADE ou CONCENTRAÇÃO NORMAL
Normalidade ou concentração normal é a relação entre o número de equivalentes-gramas do soluto e o volume da solução, em litros.
Sendo: N = normalidade ou concentração normal.
ne = nº de equivalentes-grama do soluto.
m1 = massa do soluto, em gramas.
V = volume da solução, em litros.
E = equivalente-grama.
Exemplos:
Qual a normalidade (concentração normal) de uma solução que contém 21,56 g de H2SO4 dissolvido em 200 cm3 solução?
Dados: H = 1; S = 32; O = 16
mol1 = 98 g => E = 98 g / 2 = 49 g => m1 = 21,56 g => V = 200 cm3 = 0,2 l
N = m1 / E . V => N = 21,56 g / 49 g . 0,2 l => N = 2,2 normal (2,2 N)
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RELAÇÕES ENTRE AS CONCENTRAÇÕES
- Relação entre a normalidade e a concentração comum:
concentração em g/litro e em g/ ml
- Relação entre a normalidade e a molaridade: N = M . x
- Relação entre a normalidade, densidade e título:
densidade em g/litro e em g/ ml
- Relação entre a molaridade, densidade e título:
densidade em g/litro e em g/ ml
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