Welcome To My Blogger
O Blogger "Somos Físicos" aborda assuntos diversos relacionados a Ciência, Cultura e lazer.Todas as postagens são pesquisas coletadas na internet. OUTUBRO ROSA

Welcome To My Blogger

segunda-feira, 7 de agosto de 2017

"Somos Físicos" Soluções Químicas (Resumão)

  1. Solução é qualquer mistura homogênea. A água que bebemos, os refrigerantes, os combustíveis (álcool hidratado, gasolina), diversos produtos de limpeza (como sabonetes líquidos) são exemplos de soluções
  2. Tipos de soluções:  solução líquida (ex.: refrigerantes) solução sólida (ex.: bronze = cobre + estanho) solução gasosa  (ex.: ar atmosférico).
  3.  Componentes de uma solução Como nem sempre é fácil distinguir o soluto e o solvente de uma solução, considera-se como solvente a substancia que está em maior quantidade. O solvente mais comum e o mais importante é a água consistindo assim soluções aquosas Os componentes de uma solução são chamados soluto e solvente: 
  4. Resultado de imagem para soluto e solvente
  5. Soluto é a substância dissolvida no solvente. Em geral, está em menor quantidade na solução. Solvente é a substância que dissolve o soluto.
  6. Classificação das Soluções Quanto a natureza das partículas dissolvidas:   Iônicas ou Eletrolíticas: São aquelas em que o soluto é um eletrólito (ácido, hidróxido ou sal). As soluções iônicas conduzem a corrente elétrica por causa da presença dos íons resultantes da dissociação ou ionização do soluto eletrólito. 
  7. Na+ Cl – (em água) → Na+ + Cl- Dissociação 
  8. HCl (em água) → H+ + Cl- Ionização 
  9. NaCl → ligação iônica HCl → l ligação covalente polar
  10.  Para um átomo ser eletricamente neutro ele precisa ter a mesma quantidade de prótons e elétrons, mas como nem sempre isso ocorre, surge então os compostos denominados de íons. Íons são átomos que perderam ou ganharam elétrons em razão de reações, eles se classificam em ânions e cátions:   Íons são átomos que perderam ou ganharam elétrons em razão de reações, eles se classificam em ânions e cátions:
  11. Ionização do ácido clorídrico dissolvido na água
  12. Resultado de imagem para ionização
  13.  IONIZAÇÃO
  14. Dissociação, em química e bioquímica, é o processo em que compostos iônicos têm seus íons separados. Estes íons podem voltar a recombinar-se para dar origem ao composto original. Esse processo ocorre apenas com compostos que apresentem ligações iônicas. Este conceito é freqüentemente confundido com ionização. A dissociação ocorre principalmente com bases e sais, como se vê nos exemplos a seguir: 
  15. Ca (OH)2(aq) → Ca2+ aq) + 2 OH- (aq) NaCl(aq) → Na+ (aq) + Cl- aq) KBr(s) + (eletrólise ígnea) → K+ (l) + Br- (l) 
  16. Resultado de imagem para dissociação
  17. Exemplo da dissociação iônica do NaCℓ em água: A água é uma substância constituída por moléculas polares, o pólo negativo está situado no átomo de oxigênio e o pólo positivo está nos átomos de hidrogênio. A solução iônica é obtida da interação entre H2O e NaCℓ. 
    á a ionização, também comprovada por Arrhenius, dizia que alguns compostos moleculares poderiam sofrer ionização, ou seja, as ligações covalentes entre os átomos se rompiam e liberavam cátions e ânions, como no caso dos ácidos e bases. Porem, existem também moléculas que não liberavam íons, apenas se DISSOLVIAM na água.
  18. DISSOCIAÇÃO
  19.  íon  ou ião é uma espécie química eletricamente carregada, geralmente um átomo ou molécula que perdeu ou ganhou elétrons. Íons, Iões carregados negativamente são conhecidos como ânions, aniões ou até mesmo como íon negativo, (que são atraídos para ânodos), enquanto íons com carga positiva são denominados cátions, catiões, ou íon positivo (que são atraídos por cátodos).
  20. Imagem relacionada
  21. CÁTION É um átomo que perde elétrons e adquire carga positiva. Exemplos: Al+3 , Na+ , Mg+2 , Pb+4 .  IONIZAÇÃO

  22.  ÂNION  É o átomo que recebe elétrons e fica carregado negativamente. Exemplos: N-3 , Cl- , F-1 , O-2 . 

  23. ÍNDICE Indica o números de átomos presentes em uma molécula, e o número de de moléculas presentes em uma substância.
  24. NOX Para os compostos iônicos, o Número de Oxidação (Nox) representa a própria carga que o íon adquire ao realizar a ligação iônica.  Por exemplo, o cloreto de sódio é um composto iônico, formado quando o sódio perde um elétron para o cloro; assim, o sódio se torna um cátion com carga elétrica de +1, e o cloro um ânion com carga -1. Esses valores constituem seus respectivos Nox.
  25. Resultado de imagem para ligação ionica
  26. LIGAÇÃO IÔNICA Quando ocorrem ligações entre íons positivos (cátions) e negativos (ânions) denominamos de Ligações Iônicas. Essa ligação é a única em que a transferência de elétrons é definitiva. Uma ligação iônica envolve forças eletrostáticas que atraem íons de cargas opostas. Íons são átomos em desequilíbrio elétrico e apresentam carga positiva ou negativa. 
  27. Resultado de imagem para ligação covalente polar
  28. LIGAÇÃO COVALENTE POLAR Se a ligação covalente for entre átomos com eletronegatividades diferentes, a ligação será polar. Esta diferença induz o acúmulo de carga negativa ao redor do elemento mais eletronegativo, gerando assim, pólos na molécula. 
  29. A escala de eletronegatividade de Pauling facilita nosso estudo:  A eletronegatividade é crescente no sentido da seta. Temos um memorando que pode auxiliar na memorização desta escala:  “Fui Ontem No Clube, Briguei I Saí Correndo Para o Hospital”.  As letras em destaque representam os elementos em escala decrescente de eletronegatividade.  Quanto maior a diferença de eletronegatividade, maior será a polaridade da ligação. 
  30. é composta por hidrogênio (H) e oxigênio (O). Repare que de acordo com a escala, o “O” se encontra em uma extremidade e o “H” na outra, ou seja, estão bem distantes. Sendo assim, a molécula de H2 O é considerada polar, pois os elementos que a formam possuem eletronegatividades distintas.  Se fôssemos fazer uma comparação: qual ligação, a covalente ou iônica, possui maior polaridade? A ligação iônica apresenta polarização máxima, ou seja, nenhum outro composto é mais
  31. Resultado de imagem para ligação covalente apolar
  32. Ligação covalente apolar de gás oxigênio
  33. LIGAÇÃO COVALENTE APOLAR Nesse caso os pólos estão associados à eletronegatividade.  Se a ligação covalente for entre átomos de mesma eletronegatividade, a ligação será apolar, porque não ocorre formação de pólos.  Exemplo: Br ─ Br  Como se trata da ligação entre elementos iguais (Bromo) e com mesma eletronegatividade, o composto se classifica como apolar. 
  34. Então, qual é a diferença de dissociação e ionização? Dissociação ocorre quando uma substância, que faz ligação do tipo iônica, é dissolvida em um solvente. Este tipo de ligação é muito frágil e na presença de um meio solvente (como água, por exemplo) a substância de separa em "íons".  A Ionização é outra história. Sempre que arrancamos um elétron em um átomo, chamamos ionização. Se o átomo for neutro, ele se tornará um íon positivo. Se o átomo já for um íon positivo, ele ficará mais positivo. Quando arranca-se um elétron de um átomo, este elétron acaba entrando em outro átomo, fazendo mais um íon (mais negativo). Então, podemos ionizar qualquer tipo de substância, sem mexer na sua molécula... não tem nada a ver com quebrar moléculas,
  35. Na água, os compostos iônicos sofrem dissociação, e os moleculares sofrem ionização
  36.  DENSIDADE A densidade é uma grandeza que expressa a razão entre a massa de um material e o volume por ele ocupado. d = m v A densidade, ou massa específica, é a relação entre a massa (m), e o volume de um determinado material, seja ele sólido, liquido ou gasoso A diferença de densidade é a propriedade que mantém os líquidos da figura separados

  37. Exemplos: 1°Uma solução aquosa foi preparada dissolvendo-se certa massa de hidróxido de sódio (NaOH) em 600 mL de água, originando um volume de 620 mL. Qual será a massa do soluto presente nessa solução? (Dados: densidade da solução = 1,19 g/mL; densidade da água = 1,0 g/mL) Dados: •m1  (massa do soluto NaOH) = ? •m2  (massa do solvente ─ água) = ? •
  38. v (volume da solução) = 620 mL •
  39. v2  (volume do solvente – água) = 600 mL 
  40. •d (densidade da solução) = 1,19 g/mL •d2  (densidade da água) = 1,0 g/mL 
  41. A fórmula da densidade pode ser escrita da seguinte forma: d = m  + m
  42. Resposta:Para substituir os valores nessa fórmula e resolver a questão é preciso descobrir primeiro o valor de m2 : d2  = m2  →m2  = d2  . v2  →m2  =   v2 (1,0 g/mL) . (600 mL) →m2  = 600 g         Agora sim temos todos os dados para substituir na fórmula da densidade da solução e descobrir o valor da massa do soluto: d = m1  + m2             
  43.  v 1,19 g/mL = m1  + 600g                         
  44.  620 mL (1, 19 g/mL) . (620 mL) = m1  + 600g 737, 8 g = m1  + 600 g

  45. 2°(FMU-SP) Um vidro contém 200 cm3  de mercúrio de densidade 13,6 g/cm3 . A massa de mercúrio contido no vidro é: Pela densidade sabemos que há 13,6 g de mercúrio em 1 cm3 . Assim, podemos resolver esse problema com uma regra de três simples: 
  46. 13,6 g de mercúrio ------------------ 1 cm3                   
  47. 200 cm3 X = 200 . 13,6 → x = 2720 g ou 2,720 kg      
  48.     
  49. 3°Uma solução foi preparada misturando-se 30 gramas de um sal em 300 g de água. Considerando-se que o volume da solução é igual a 300 mL, a densidade dessa solução em g/mL será de:
  50.  Dados: m1  (massa do soluto) = 30 g m2  
  51. (massa do solvente) = 300 g m 
  52. (massa da solução) = (30 + 300)g = 330 g 
  53. v (volume da solução) = 300 mL 
  54. Substituindo os valores na fórmula da densidade: d = m        v d = 330 g       300 mL d = 1,1 g/mL

  55. 4°(Unicamp-SP) Três frascos de vidro transparentes, fechados, de formas e dimensões iguais, contêm cada um a mesma massa de líquidos diferentes. Um contém água, o outro, clorofórmio e o terceiro, etanol. Os três líquidos são incolores e não preenchem totalmente os frascos, os quais não têm nenhuma identificação. Sem abrir os frascos, como você faria para identificar as substâncias? 
  56. A densidade (d) de cada um dos líquidos, à temperatura ambiente, é: 
  57. d(água)  = 1,0 g/cm3 d(clorofórmio)  = 1,4 g/cm3 d(etanol)  = 0,8 g/cm3
  58. Resposta: A partir da expressão que permite calcular densidades (d = m/v), temos 
  59. m = d . v. mágua  = dágua  . Vágua mclorofórmio  = dclorofórmio  . Vclorofórmio metanol  = detanol  . Vetanol 
  60. No enunciado foi dito que a massa é a mesma. Portanto, o líquido de maior densidade deverá apresentar o menor volume. Como o clorofórmio é o que possui a densidade maior (1,4 g/cm3 ) então ele seria o que teria o menor volume. Já o volume do etanol seria o maior, e o da água seria intermediário.
  61. 5°(Fuvest-SP) Em uma indústria, um operário misturou, inadvertidamente, polietileno (PE), policloreto de vinila (PVC) e poliestireno (PS), limpos e moídos. Para recuperar cada um destes polímeros, utilizou o seguinte método de separação: jogou a mistura em um tanque contendo água (densidade = 1,00 g/cm3 ), separando, então, a fração que flutuou (fração A) daquela que foi ao fundo (fração B). Depois, recolheu a fração B, secou-a e jogou-a em outro tanque contendo solução salina (densidade = 1,10g/cm3 ), separando o material que flutuou (fração C) daquele que afundou (fração D). Dados: densidade na temperatura de trabalho em g/cm3 : polietileno = 0,91 a 0,98; poliestireno = 1,04 a 1,06; policloreto de vinila = 1,5 a 1,42)
  62. Resposta A fração A, que flutuou na água (d = 1,00 g/cm3 ), foi o polietileno (densidade entre 0,91 e 0,98). A fração C, que flutuou na solução salina (d = 1,10 g/cm3 ), foi o poliestireno (densidade entre 1,04 e 1,06). A fração D, portanto, é o policloreto de vinila, cuja densidade é maior que a da solução salina, ou seja, entre 1,5 g/cm3  e 1,42 g/cm3 .

  63. Classificação das Soluções Moleculares ou Não-eletrolíticas: São aquelas em que o soluto é um não-eletrólito, não sofrendo ionização nem dissociação no meio do solvente. As soluções moleculares não conduzem corrente elétrica. Ex.: Solução aquosa de açúcar é uma solução molecular, pois não há íons, mas sim moléculas de açúcar (C12 H22 O11 ) dissolvidas na água.
  64. Classificação das soluções Quanto à proporção soluto/solvente: *Diluída *Concentrada *Saturada *Supersaturada
  65. DILUIÇÃO DAS SOLUÇÕES A diluição de soluções ocorre quando acrescentamos solvente (geralmente a água) a alguma solução, com isso o volume da solução aumenta e sua concentração diminui, porém a massa do soluto permanece inalterada. Isso é feito, por exemplo, quando diluímos um produto de limpeza antes de usá-lo. A partir de uma solução de concentração conhecida, um químico consegue obter outras soluções de concentrações diferentes, através de sua diluição.
  66. Solução Diluída (ou não saturada). É quando a quantidade de soluto usado não atinge o limite de solubilidade, ou seja, a quantidade adicionada é inferior ao coeficiente de solubilidade.  Solução Concentrada É quando o solvente (ou dispersante) já dissolveu toda a quantidade possível de soluto (ou disperso), e toda a quantidade agora adicionada não será dissolvida e ficará no fundo do recipiente.
  67. Soluções Saturadas: contêm uma quantidade de soluto dissolvido igual à sua solubilidade naquela temperatura, isto é, excesso de soluto, em relação ao valor do coeficiente de solubilidade (Cs), não se dissolve, e constituirá o corpo de fundo. Soluções Insaturadas: contêm uma quantidade de soluto dissolvido menor que a sua solubilidade naquela temperatura. Soluções Supersaturadas: (inst áveis) contêm uma quantidade de soluto dissolvido maior que a sua solubilidade naquela temperatura.
  68. Solubilidade  Coeficiente de Solubilidade ou simplesmente Solubilidade:   É definido como a máxima quantidade de soluto que é possível dissolver em uma quantidade fixa de solvente (em geral 100g), a uma determinada temperatura.   C.S = massa do soluto massa do solvente Ex.: O coeficiente de solubilidade do KCl é: 27,6 g de KCl/ 100g de H2 O, a 0°C 37,0 g de KCl/ 100g de H2 O, a 30°C Assim, pode-se observar que o coeficiente de solubilidade de uma substância depende da temperatura e corresponde à solução saturada desta substância, a uma determinada temperatura.
  69. Curva de Solubilidade   É o gráfico que representa a variação da solubilidade de uma substância com a temperatura, sendo, portanto, um gráfico C.S x Temperatura
  70. Concentração das Soluções 
  71. Há várias maneiras de se expressar a concentração de uma solução, as quais, de maneira geral, relacionam a quantidade de soluto com a quantidade de solução. Cientificamente, é mais usual esta concentração, que relaciona a quantidade de soluto (mol) com o volume da solução, geralmente em litros. Sua unidade é mol/L: Cn  = n1 /V Existe uma fórmula que relaciona concentração comum com concentração em quantidade de matéria. Cn  = n1 /V e n1  = m1 /M1 Logo: Cn  = m1 /M1 . Como C = m1 /V, temos: Cn  = C/M1  ou C = Cn  . M1 
  72. Podemos usar essa fórmula para transformar concentração em quantidade de
  73. Exemplos: 1°Um técnico de laboratório preparou uma solução aquosa de ácido sulfúrico (H2 SO4 ) misturando 33 g desse ácido em 200 mL de água, com extremo cuidado, lentamente, sob agitação e em uma capela com exaustor. Ao final, a solução ficou com um volume de 220 mL. A concentração em g/L dessa solução é: Nesse caso, temos que passar o valor do volume da solução de mL para L: 1 L ---------- 1000 mL  X ------------220 mL X = 220/1000 X = 0,22 L 
  74. Agora podemos fazer uma regra de três básica: 
  75. 33 g de H2 SO4  ------------ 0,22 L de solução y ---------------------------- 
  76. 1 L de solução y = 1 L . 33 g       0,22 L

  77. 2º(Unicamp-SP) Evapora-se totalmente o solvente de 250 mL de uma solução aquosa de MgCl2  de concentração 8,0 g/L. Quantos gramas de soluto são obtidos? 
  78. C = m1       
  79.  V 8,0 g/L = __m1__                  
  80. 0,25 L m1  = 8,0 g/L . 0,25 L m1  =2,0 g

  81. 3°Calcule a concentração em g/L de MgSO₄.   MgSO₄ 0,060 Kg dissolução em 960 mL de solução  
  82.  C = m₁ (g) 0,060 Kg 60g = 62,5 g/L V (L) 960 mL 0,96

  83. 4°“Uma solução que apresenta concentração 80 g/L apresenta ... gramas de soluto, por litro da solução. Portanto, em 10 litros dessa solução devem existir ... gramas de soluto.” Nesse caso, temos que passar o valor do volume da solução de mL para L: 
  84. 1 L ---------- 1000 mL  X ------------220 mL X = 220/1000 
  85. X = 0,22 L 
  86. Agora podemos fazer uma regra de três básica: 
  87. 33 g de H2 SO4  ------------ 0,22 L de solução y ---------------------------- 
  88. 1 L de solução y = 1 L . 33 g       0,22 L y = 150 g/L

  89. 45°Uma solução foi preparada dissolvendo-se 4,0 g de cloreto de sódio (NaCl) em 2,0 litros de água. Considerando que o volume da solução permaneceu 2,0 L, qual é a concentração da solução final? C = m1 →C = 4,0 g →C = 2,0 g/L V 2,0 L

  90. 6°Qual é o volume de solução aquosa de sulfato de sódio, Na2 SO4 , a 60 g/L, que deve ser diluído por adição de água para se obter um volume de 750 mL de solução a 40 g/L? 
  91. Dados: Cinicial = 60 g/L Vfinal  = 750 mL = 0,75 L Cfinal  = 40 g/L   
  92. Cinicial  . Vinicial  = Cfinal  . Vfinal 60 g/L . Vinicial  = 40 g/L . 0,75 L 
  93. Vinicial  = 30 g              
  94. 60 g/L Vinicial  = 0,5 L ou 500 mL 
  95. Assim, para se obter a solução desejada na concentração de 40 g/L de Na2 SO4 , é necessário pegar um volume igual a 0,5 L ou 500 mL de solução de concentração 60 g/L de Na2 SO4  e acrescentar 250 mL de

  96. 7°(Mack-SP) 200 mL de solução 24,0 g/L de hidróxido de sódio são misturados a 1,3 L de solução 2,08 g/L de mesmo soluto. A solução obtida é então diluída até um volume final de 2,5 L. A concentração em g/L da solução, após a diluição, é aproximadamente igual a: Cálculo da massa de NaOH nas soluções: 
  97. 24 g de NaOH -------- 1000 mL de solução 
  98. x ------------------------ 200 mL de solução 
  99. x = 200 . 24        
  100. 1000 x = 4,8 g de NaOH  2,08 g de NaOH -------- 1000 mL de solução
  101.  x ------------------------ 1300 mL de solução 
  102. x = 1300 . 2,08             1000 x = 2,704 g de NaOH 
  103. Na diluição, a massa de NaOH não muda. Cálculo da concentração em g/L: 
  104. (4,8 + 2,704) mol de NaOH --------- 2500 mL de solução y ----------------
  105. 1000 L de solução y = 1000 . 7,504             2500 y = 3,0 g/L de NaOH

  106. Porcentagem em massa (% m/m), ou Título percentual (T%) Em muitos medicamentos e em produtos alimentares líquidos e sólidos, como o vinagre   e bolachas, por exemplo, apresenta-se o teor em porcentagem de massa do soluto (m1 ) em relação à massa da solução inteira (m = m1  + m2 ).  A essa grandeza dá-se o nome de Título (? ) ou porcentagem em massa de uma solução. Indica a massa do soluto contida em 100g de solução. Uma solução a x% em massa contém x gramas de soluto em cada 100g de solução. massa de soluto x 100
  107. 1°Qual a massa de água existente em 600 g de uma solução aquosa de brometo de potássio (KBrO3(aq) ) com τ = 0,25? 
  108. Se τ = 0,25, então significa que temos 25 g de soluto em 100 g de solução. 25 g de KBrO3(aq) -------- 100 g de solução x ---------------------------600 g de solução 
  109. x = 600 . 25          
  110. 100 x = 150 g de soluto (KBrO3(aq) ) mágua  = msolução  – msoluto mágua  = (600 – 150)
  111. g mágua  = 450 g
  112. Se τ = 0,25, então significa que temos 25 g de soluto em 100 g de solução. 25 g de KBrO3(aq) -------- 100 g de solução x ---------------------------600 g de solução x = 600 . 25          
  113. 100 x = 150 g de soluto (KBrO3(aq) ) mágua  = msolução  – msoluto mágua  = (600 – 150)g mágua  = 450 g 2°Qual a massa de água existente em 600 g de uma solução aquosa de brometo de potássio (KBrO3(aq) ) com τ = 0,25?
  114. τ = m1        m τ =___m1______        (m1  + m2 ) τ = __368 g_____        (368 + 1600)g = 0,187τ Porcentagem em massa do soluto: τ% = τ. 100%     τ% = 0,187. 100%  τ% = 18,7%     Porcentagem em massa do solvente: 100% - 18,7% = 81,3% 3°Calcule o título e a porcentagem em massa de uma solução feita a partir da dissolução de 368 g de glicerina, C3 H8 O3 , em 1600 g de água.

  115. 4°Calcule a massa de H₂O que ao dissolver 40g de HCl⁻, origina uma solução de titulo 0,4. H₂O m₁ = 40g T = m₁ T = 0,4 m₁ + m₂ m₂ = ? T . 0,4 = 40g m₁ + m₂ 40g + m₂ T = 0,4 x 40 = 16 0,4 m₂ = 40 – 16 m₂ = 24 = 60g 0,4

  116. 5°Calcule o titulo e a porcentagem em massa da solução:   Benzeno ― 50 mL (d = 0,8 g/mL) Tetracloreto de Carbono   Benzeno V₁ = 50 mL d₁ = m₁ 0,8= m₁ m₁ = 40g d₁ = 0,8 g/mL V 50   Tetracloreto de Carbono V₂ = 128 mL d₂ = m₂ 1,25= m₂ m₂ =160g d₂ = 1,25 g/mL V 128   m = m₁ = m₂ m = 40g + 60g m = 200g   Titulo T = m₁ T= 40g T = 0,2 Porcentagem % t% = m₁ x 100 = 0,2 x 100 = m₂ 200g m   m = 20%
  117. Porcentagem em volume (% v/v) Indica o volume do soluto (em cm3 ) contida em 100cm3 de solução. Uma solução a x% em volume contém x cm3 de soluto em cada 100cm3 de solução. volume do soluto x 100 volume do solução

  118. 1°(Puccamp-SP) Tem-se um frasco de soro glicosado a 5% (solução aquosa de 5% em massa de glicose). Para preparar 1 kg desse soro, quantos gramas de glicose devem ser dissolvidos em água? Se τ = 5%, então significa que temos 5 g de soluto (glicose) em 100 g de solução. 
  119. Lembrando que 1 kg = 1000 g, temos: 5 g de glicose -------- 100 g de solução 
  120. x -------------------------1000 g de solução x = 5 . 1000          100 x = 50 g de glicose 

  121. 2°(Unicamp-SP) Ainda sonolentos, saem em direção ao local da ocorrência e resolvem parar num posto de combustível. – Complete! – diz Rango ao frentista. Assim que o rapaz começa a colocar álcool no tanque, Estrondosa grita: – Pare!  Este carro é a gasolina! – Ainda bem que você percebeu o engano – disse Rango. – Amigo! Complete o tanque com gasolina. O nosso herói procedeu assim porque calculou que, com o volume de álcool anidro colocado no tanque, adicionando a gasolina contendo 20% (volume/volume) de etanol, obteria um combustível com 24% de etanol (volume/volume), igual àquele vendido nos postos até pouco tempo atrás. a) Sabendo-se que o volume total do tanque é 50 litros, qual é a quantidade total de álcool, em litros, no tanque agora cheio? b) Que volume de etanol anidro o frentista colocou por engano no tanque do carro?
  122. 1. 50 L ------- 100%      
  123. x ------- 24% x = 12 L de álcool 2. 
  124. No cálculo do volume de etanol anidro colocado por engano no tanque do carro, temos: Álcool puro: V = ? +Gasolina: 20% de álcool → V’álcool  = 0,20 . Vgasolina =Gasolina: 24% de álcool → V’gasolina  = 50 L Sendo p a porcentagem em volume de álcool, teremos:
  125.  Mistura final: p = volume de álcool                                 
  126. volume total I. 0,24 = V + V’    ou    0,24 = V + 0,2 . Vgasolina                  50                                50 II. V + Vgasolina  = 50L 
  127. Combinando-se as equações I e II, temos: 0,24 . 50 = V + 0,2 (50-V) 12 = V + 10 – 0,2 V 0,8 V = 12-10 V = 12 – 10            
  128. 0,8 V = 2,5 L

  129. 3°(UFMG) O rótulo de um produto usado como desinfetante apresenta, entre outras, a seguinte informação: Cada 100mL de desinfetante contém 10mL de solução de formaldeído 37% V/V (volume de formaldeído por volume de solução). A concentração de formaldeído no desinfetante, em porcentagem volume por volume, é: 100 mL -------- 100% 3,7 mL --------- X X = 3,7 mL ou 3,7%

  130. 4°O etanol possui concentração em volume por volume de 93,3%. Calcule o volume em mililitros de água existente em 10 L desse álcool. 93,3% é de etanol, portanto, 6,7% é de água. Assim, podemos fazer a seguinte regra de três: 10 000 mL ------ 100% x ------ 6,7% x = 670 mL ou 0,67 L

  131. 5°O vinagre é uma solução aquosa de ácido acético (CH3­ COOH). Qual é o título em volume e a porcentagem em volume de 55 mL de ácido acético presente em 1 litro de vinagre? τv = V1 V τv = 55 mL 1000mL τv = 0,055 Basta multiplicar por 100% para expressar o título em porcentagem em volume: 0,055 . 100% = 5,5%

  132.  EQUIVALENTE-GRAMA  (Eq ou eq) é uma medida de quantidade de matéria, sendo definida como a massa, em gramas, de uma substância que pode reagir com 6,022 x 1023  elétrons. 6,022 x 1023  é o número de Avogadro, que é o número de partículas de um mol. Assim, o equivalente é a massa, em gramas, de uma dada substância que pode reagir com um mol de elétrons. Equivalente é uma unidade utilizada em química e nas ciências biológicas. Traduz a tendência de uma substância a combinar-se com outras substâncias. É geralmente usada para determinar a normalidade.
  133. Os equivalentes são expressos em número de equivalentegrama (nEqg). Para cada tipo de substância, existe uma forma de se calculá-lo: •ÁCIDOS→ Número de Hidrogénios Ionizáveis (H+ ligado a O) Ex.:H2(SO4) = 2 Hidrogénios Ionizáveis- 2 Eqg •BASES→ Número de grupos "hidroxi" (OH-) Ex.:Al(OH)3 = 3 Eqg •SAIS→ Módulo da carga do catião ou do anião Ex.:NaCl = Na 1+ Cl 1- = 1 Eqg
  134. NORMALIDADE “É a relação entre o número de equivalentes-gramas do soluto e o volume da solução em litros.” N = e₁ V e₁= n₁ Eq.g (Valência)
  135.  Exemplos: 1°Calcule o equivalente-grama presente em: a) 2,80g de hidróxido de potássio. b) 10,6g de carbonato de sódio c) 0,98g de dicromato de potássio usado em reaçoes de oxirreduçao Resolução: a) 2,80g de Hidróxido de potássio: NaOH E = massa molar/nº de OH- E= 40/1 = 40 ne = 2,80/40  ne = 0,07
  136. b)10,6g de Carbonato de Sódio Na2CO3 E = massa molar/valência total do sal (valência total do cátion Na - 2 átomos de Na com carga 1+, dando total de 2+)  E = 106/2 E = 53 ne = 10,6/53 ne = 0,2 c) 0,98g de dicromato de potássio K2Cr2O7 E = massa molar/valência total do sal (valência total do cátion K - 2 átomos de K com carga 1+, dando total de 2+) E = 294/2 E = 147 ne = 0,98/147 ne = 0,007 Resposta: Hidróxido de Potássio: ne = 0,07 Carbonato de Sódio: ne = 0,2 Dicromato de Potássio: ne = 0,007

  137. 2°Qual a normalidade (concentração normal) de uma solução que contém 21,56 g de H2 SO4 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)

  138. 3°Calcule a normalidade de uma solução que apresenta 3,81g de I2 em 180 mL de etanol. N = m₁ = 3,81 180 : 1000 = 0,12 MM.V 127 x 0,12   N = 0,25 N = m₁ = MM 127 x 2 = 254 Eq.g.V valência 2   N = 127
  139. Partes por Milhão Concentração em ppm Partes por milhão (ppm) indica a quantidade, em gramas, de soluto presente em 1000000 gramas da solução. É uma grandeza que serve para relacionar a massa do soluto com a de soluções que estão muito diluídas. Nesses casos, a massa do solvente é praticamente igual à da solução.

  140. Exemplos: 1°(PUCC-SP) No rótulo de uma garrafa de “água mineral” lê-se, entre outras coisas: Conteúdo 1,5 L Bicarbonato de cálcio: 20 ppm Com base nesses dados, determine a massa do bicarbonato de cálcio no conteúdo da garrafa. (Dado: ppm = mg de soluto/litro de solução aquosa) Visto que 1 ppm = 1 mg de soluto/litro de solução aquosa, temos que 20 ppm = 20 mg/L. 
  141. Assim: 1 L ------- 20 mg 1,5 L -------- x x = 1,5 . 20 x = 30 mg = 0,03 g

  142. 2°(Unifesp) A contaminação de águas e solos por metais pesados tem recebido grande atenção dos ambientalistas, devido à toxicidade desses metais ao meio aquático, às plantas, aos animais e à vida humana. Dentre os metais pesados há o chumbo, que é um elemento relativamente abundante na crosta terrestre, tendo uma concentração ao redor de 20 ppm (partes por milhão). Uma amostra de 100 g da crosta terrestre contém um valor médio, em mg de chumbo, igual a: 20 ppm quer dizer que há 20 g de chumbo em 106  g de crosta terrestre. 
  143. 20 g ----------- 106 g de crosta terrestre 
  144. x -------------- 100 g de crosta terrestre. 
  145. x = 20.102         106
  146.  x = 20 . 10-4  g de chumbo 20.10-4  g = 20.10-1  mg = 2 mg

  147. 3°A carência de iodo na alimentação e na água produz bócio. A legislação exige que cada quilograma de sal comercializado contenha 0,01 ppm de iodeto, I- , geralmente na forma de NaI. Indique a concentração de iodeto de sódio, em g de NaI/tonelada de sal, que deve ser utilizada para que a quantidade de iodo no sal esteja de acordo com a legislação. Dadas as massas molares em g/mol: NaI = 150; Na = 23; i = 127. Se considerarmos a massa em gramas, temos: 
  148. 0,01 ppm de I-  = ___0,01 g de I- ___                                          1 000 000 g de sal 1000 g = 1 kg 1000 kg = 1 tonelada 1 000 000 g = 1 tonelada   0,01 ppm de I-  = 0,01 g de I- 1 ton

  149. QUANTIDADE DE MATÉRIA MOL Antes de introduzir o conceito de Massa molar e número de mol, vejamos algumas definições que se fazem importante neste contexto: Molar vem da palavra molécula, mas o que exatamente é uma molécula? É o conjunto de átomos que se ligam através de ligações químicas. É possível calcular a massa de uma molécula, o cálculo corresponde à soma das massas atômicas de cada átomo que forma a respectiva molécula, o resultado é denominado de Massa molar (M) ou Massa Molecular (MM).
  150. Por exemplo, qual seria a massa molecular do Gás Sulfídrico (H2 S)? Primeiro é preciso saber qual é a massa atômica de cada átomo, que é dada pela Tabela Periódica dos elementos. Massa atômica do hidrogênio (H) = 1 uma (unidade por massa atômica) Massa atômica do enxofre (S) = 32,1 uma A massa molecular será a soma das massas atômicas dos átomos. Obs.: o hidrogênio da molécula de H2 S possui coeficiente 2, então é preciso multiplicar sua massa por 2. Calculando: Massa molecular do H2 S = 1 • 2 + 32,1 = 34,1 u
  151. A massa molar, assim como o número de mols, se relaciona com a constante de Avogadro (6,02 x 1023 ) através do seguinte conceito: O número de entidades elementares contidas em 1 mol correspondem à constante de Avogadro, cujo valor é 6,02 x 1023 mol-1. Sendo assim, a massa molar é a massa de 6,02 x 1023 entidades químicas, e é expressa em g/mol. Exemplo: H2 S Massa Molecular = 34,1 u Massa molar (M) = 34,1 g/mol Isto quer dizer que em 34,1 g/mol de Gás Sulfídrico temos 6,02 x 23
  152. Massa Molecular e a Massa Molar possuem os mesmos valores, o que as difere é a unidade de medida, sendo que a massa molar se relaciona com número de mols que é dado pela constante de Avogadro. MOL Mol   é o nome da unidade de base do Sistema Internacional de Unidades (SI) para a grandezaquantidade de matéria ou quantidade de substância (símbolo: mol).  É uma das sete unidades de base do Sistema Internacional de Unidades, muito utilizada na Química.3   O seu uso é comum para simplificar representações de proporções químicas e no cálculo de concentração de substâncias.
  153. Exemplos: 1°Calcule as massas molares das substâncias abaixo: a)  K2 O   Primeiramente calcular a massa molecular do óxido de potássio. K  2 x 39 = 78 O 1 x 16 = 16 = 94 u (unidades) A massa molar é matematicamente o mesmo valor, mas com unidade de medida diferente, g/mol.Resposta: 94 g/mol ou 94 g.mol-1 . b)  Na2 CO3  , separando os elementos químicos diferentes. Na = 2 x 23 = 46C   = 1 x 12 = 12O   = 3 x 16 = 48 +-   106 u Massa molar do carbonato de sódio = 106 g/mol.

  154. 2) Determine a quantidade de matéria, em mols, presente em 100 g de monóxido de carbono (CO).Inicialmente devemos calcular a massa molar do monóxido de carbono, a partir do cálculo da massa molecular: C = 1 x 12 = 12 O = 1 x 16 = 16 =28 u conforme sabemos o valor da massa molar é 28 g/mol. Através de uma regra de três simples: 1 mol de CO......................28 g X.......................................100g 28 x = 100X = 100/28 X = 3,57 mol

  155. 3)  Calcule a quantidade de matéria, em mol, e o número de moléculas presentes em 30 g de água.Calculando a massa molar da água. H = 2 x 1 =     2O = 1 x 16 = 16            18 u, então:  18 g/mol. 1 mol de água................18 g X ....................................30g 18 x = 30X = 30/18X = 1,66 mol de água

  156. 4°(Fuvest-SP) A concentração de íons fluoreto em uma água de uso doméstico é de 5,0 · 10–5  mol/litro. Se uma pessoa tomar 3,0 litros dessa água por dia, ao fim de um dia, a massa de fluoreto, em miligramas, que essa pessoa ingeriu é igual a: (massa molar do fluoreto: 19,0 g/mol) Dados do exercício: m1  = ? (é o que se quer encontrar) M1 = 19,0 g/mol V (L) = 3 L M = 5 . 10-5  mol/L Aplicando os dados na fórmula da concentração em mol/L, temos: M = __m1 __           M1  . V(L) m1  = M . M1  . V(L) m1  = 5 . 10-5   mol/L . 19,0 g/mol . 3 L m  = 285 . 10-5  g 

  157. 6°(Vunesp-SP) O limite máximo de concentração de íon Hg2+  admitido para seres humanos é de 6 miligramas por litro de sangue. O limite máximo, expresso em mol de Hg2+  por litro de sangue, é igual a: (massa molar de Hg = 200 g/mol) Dados: C (concentração comum) = 6 mg/L M1  = 200 g/mol Como C é dado pela fórmula: C = m1        V m1  =6 mg ou 6 . 10-3  g V = 1 L 
  158. Assim, podemos aplicar na fórmula da concentração em mol/L para descobrir a resposta: 
  159. M = __m1 __            M1  . V(L) M = ___6. 10-3  g___            200 g/mol. 1 L -3 -5

  160. 8°Qual massa de ácido sulfúrico (H2 SO4 ) será necessária para preparar 2 litros de uma solução na concentração de 3 mol/L? Dado: M(H2SO4) = 98 g/mol. Dados do exercício: m1  = ? (é o que se quer encontrar) M1 = 98 g/mol V (L) = 2 L M = 3 mol/L Aplicando os dados na fórmula da concentração em mol/L, temos: M = __m1 __         
  161.   M1  . V(L) m1  = M . M1  . V(L) m1  = 3 mol/L . 98 g/mol . 2 L m1  = 588 g

  162. 9°Uma solução de 368 g de glicerina (C3 H8 O3 ) em 1600 g de água apresenta densidade de 1,044 g/cm3 . Calcule a concentração em mol/L dessa solução. Dados: massas atômicas: H = 1; C = 12; O =16. A fórmula da concentração em mol/L ou molaridade (M) é: M = __m1 __         M1  . V(L) Onde, m1  = massa do soluto (da glicerina); M1 = massa molar do soluto; V (L) = volume da solução em litros. Para usar essa fórmula, precisamos descobrir primeiro V e M1 . A massa molar da glicerina é calculada normalmente: M1(C3H8O3) = (3 . 12) + (8 . 1) + (3 . 16) = 92 g/mol

  163. Já o volume da solução é encontrado por meio da fórmula da densidade: d = m / v → v = m / d A massa da solução (m) é dada pela soma da massa do soluto (glicerina) com a do solvente (água): m = 368 g + 1600 g = 1968 g Assim, substituindo os dados na fórmula acima, para encontrar o valor do volume, temos: V = 1968 g / 1,044g/cm³ = 1885 cm³ Na fórmula da concentração em mol/L, o volume tem que ser dado em L, por isso fazemos a seguinte transformação:
  164.  1 L = 1dm3 1cm³ = 0,001dm³ Se dm³ = L, então: 
  165. 1 cm³ --------- 0,001 L 1885 cm³ ----- V (L) V = 1,885 L

Nenhum comentário:

Postar um comentário

AGRADEÇO SUA VISITA.
VOLTE SEMPRE.