Concentração quimica

Concentração quimica

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Obs ;Por convenção usaremos o índice 1 para indicar o soluto, o índice 2 para indicar o solvente e a ausência de índice para indicar a solução.  

                Concentração comum (C): indica a massa de soluto presente em cada litro de solução.

            Título: é a relação entre a massa do soluto e a massa da solução.    

                Molaridade: é a quantidade de mols de soluto presente em cada litro de solução.

 

            Fração molar: é a relação entre o número de mols do soluto (ou de solvente) e o número de mols da solução.

            Molalidade: é a relação entre a número de mols do soluto, e a massa do solvente (em Kg).

Reação molar do solvente (x2) indica a relação entre o número de mols do solvente e o número de mols da solução.                                                                                                             Observação: x1 + x2 = 1 n1 número de mols de soluto é calculado pela fórmula:                                                    n2 = número de mols do solvente é calculado pela fórmula.                                                   

Molaridade ou Concentração molar Indica a relação entre o número de mols do soluto e o volume da solução, em litros.                                                   Unidade: mol/l ou molar. Observação – Relação entre a molaridade e a concentração comum:  

Concentração das Soluções

    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 + m =  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).  

Afração 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

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