Densidade da solução

A densidade é uma propriedade física que tem por função relacionar a massa da matéria e o volume que ela ocupa, o que resulta na seguinte equação:
d = m
     V
Quando estamos estudando uma solução, a leitura da fórmula da densidade para ela seria:

d = densidade da solução
m = massa da solução
V = volume da solução
Para realizar cálculos que envolvem a densidade de uma solução, devemos ter clara a sua definição, isto é, a solução é um mistura formada pela adição de um soluto em um solvente. Assim, trata-se da união de duas outras matérias, cada uma com seu volume e massa. Por esse motivo, podemos reescrever a fórmula da densidade de uma solução da seguinte forma:
d = m1 + m2
      V1 + V2
m1 = massa do soluto
m2 = massa do solvente
V1 = volume do soluto
V2 = volume do solvente
Quanto maior a quantidade de soluto adicionado ao solvente, mais a densidade da solução sofrerá alteração. Por essa razão, a densidade também pode ser considerada uma modalidade de determinação da concentração. As unidades de medida mais utilizadas para a densidade no estudo de soluções são:
g/L
g/mL
g/cm3
Kg/L
Assim, a leitura que devemos fazer quando um determinado exercício fornecer uma densidade igual a 0,8 g/mL, por exemplo, é a de que, a cada 1 mL daquela solução, a resultante das massas do soluto e do solvente é de 0,8 gramas. Vamos ver agora alguns exemplos de cálculos envolvendo a densidade no estudo das soluções:
1º) (UFRN) Qual é a massa em gramas presente em 100 mL de uma solução que apresenta uma densidade igual a 1,19 g/cm3?
Dados do exercício:
d = 1,19 g/cm3
V = 100 mL
m = ?
Observação: é importantíssimo que a unidade de volume esteja de acordo com a unidade da densidade. Nesse exercício, está tudo certo, já que na densidade temos cm3 e o volume foi dado em mL. Essas duas unidades têm a mesma referência.

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Titulo

               

     O Titulo , ou fração de massa, é a relação que há entre a massa do soluto e a massa da solução, representada pela letra grega T,tau. Sendo uma grandeza adimensional.



        Titulo em massa

    Imagine que você tenha adicionado 10g de açúcar em 90g de água e tenha mexido bem até total dissolução do açúcar. A massa total dessa solução será 100g, dos quais 10g é a parte correspondente ao soluto, o açúcar.
    Podemos, então, dizer que um décimo da massa da solução corresponde ao soluto;
   Massa de soluto/massa de Solução = 10g/100g = 1/10 = 0,10 ou 1,0. 10 -1
     Em 50g dessa solução há 5g de açúcar. Em 20g de solução há 2g de açúcar e assim por diante.
   Quando consideramos uma alíquota dessa solução cuja massa total não seja 100g, a massa de açúcar nela presente não será 10g.
   Contudo, a relação entre a massa de soluto presente numa amostra dessa solução e a massa dessa amostra é sempre 0,10, ou 1,0.10 -1 A essa relação, é dado o nome de título em massa.
  Em síntese ; o título em massa de uma solução expressa a relação entre a massa de soluto presente numa amostra dessa solução  e a massa total dessa amostra de solução;
   
Em equação :

Porcentagem em massa
     Considerando o exemplo dado do açúcar = 1,0.10 -1
, qualquer alíquota dessa solução, a massa do soluto corresponde á 10% da massa total. Sendo assim, afirmamos que a porcentagem em massa do soluto nessa solução é de 10%.
     Massa de soluto/massa de solução = 10g/100g = 5g/50g = 2g/20g = 0, 10 ou 1,0. 10-1 = 10/100 = 10%
Obs: Quando o titulo em massa – que é um número adimissional(sem unidade), maior que zero e menor que um – é expresso em porcentagem, tem-se a porcentagem em massa do soluto na solução.

Titulo em Volume
t(v) =V1/V : Onde V1 = Volume do soluto
                              V = Volume da solução
     Consideremos o rótulo de um Álcool á 96%, em título a equação se daria da seguinte forma

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Concentração Comum

   A medida da quantidade de um determinado soluto dissolvido em certo volume de solução é denominada de concentração comum. Assim, esse tipo de concentração é uma das formas de se trabalhar a quantidade ou teor dos componentes de uma solução (mistura formada por um soluto e um solvente).
Além da concentração, existem várias outras modalidades para se trabalhar como:
Os aspectos quantitativos das soluções:
Molaridade ou concentração em quantidade de matéria:
Título ou porcentagem em massa:
Título ou porcentagem em volume:
Partes por milhão (ppm):
Como se trata de uma medida, a concentração comum nada mais é do que a relação matemática estabelecida entre a massa do soluto dissolvida em certo volume de solução, sendo representada pela seguinte expressão matemática:
C = m1 V
m1 = massa do soluto
V = volume da solução
C = concentração comum
As unidades de medida que rotineiramente estão relacionadas com a concentração comum estão listadas abaixo. Vale destacar que a primeira letra refere-se à massa do soluto, e a segunda, ao volume da solução:
g/L (massa em gramas e volume em litros). Trata-se da unidade mais utilizada;
mg/L (massa em miligramas e volume em litros);
g/mL (massa em gramas e volume em mililitros);
mg/ mL (massa em miligramas e volume em mililitros);

  A concentração comum está muito presente no nosso dia a dia, como quando utilizamos uma solução nasal para desentupir as narinas, na preparação do soro caseiro ou ainda quando fazemos a medida da quantidade de glicose no nosso sangue. Em todos esses casos, há algo em comum: a dosagem da quantidade de soluto dissolvida em certa quantidade de volume de solução.

Veja outros exemplos de aplicação da concentração comum em algumas situações cotidianas.
Exemplo 1: O ácido fosfórico (H3PO4) é um aditivo alimentar utilizado na produção de refrigerantes do tipo cola, por exemplo. O limite diário de ácido fosfórico que pode ser ingerido é de 5 mg por quilograma corporal. Calcule o volume em mL que uma pessoa de 50 kg deve tomar, sabendo que a concentração do ácido no refrigerante é de 2 g/L.
Dados:
V = ? mL
C = 2 g/L
limite diário = 5mg/kg
Massa da pessoa = 50 kg
Primeiramente devemos determinar a massa de H3PO4 que a pessoa pode consumir. Para isso, temos que multiplicar o peso pela quantidade de potássio a cada kg:
m1 = 50.5
m1 = 250mg
Se aplicarmos os dados na fórmula, vamos encontrar a concentração comum:
C = m1 V
2 = 0,25 V
V = 0,125 L
Para transformar em mL, basta multiplicar o valor em litro por 1000:
V = 0,125.1000
V = 125 mL



Exemplo 2: Se prepararmos uma solução utilizando 20 gramas de sacarose (açúcar) em 500 mL de água, qual será a concentração comum, em g/L, dessa solução após o fim do procedimento?
Dados:
m1 = 20 gramas
V = 150 mL de solução
C = ?
Devemos, inicialmente, transformar a unidade mL para litro, pois a unidade da concentração é em litros. Para isso, basta dividir o 150 por 1000:
V = 150 1000
V = 0,15 L
Por fim, basta aplicar a fórmula da concentração comum:
C = m1 V
C = 20 0,15
C = 133,33 g/L
Exemplo 3: Se encontrarmos em um laboratório de Química um frasco com 200 mL de uma solução aquosa de cloreto de sódio (NaCl) e concentração igual a 250 g/L, qual será a massa de NaCl dissolvida nesses 200 mL de solução?
Dados:
C = 250 g/L
m1 = ?
V = 200 mL
Como o exercício quer saber qual é a massa de NaCl dissolvida nesses 200 mL de solução, devemos, primeiramente, transformar a unidade mL para litro, pois a unidade da concentração é em litros. Para isso, basta dividir 200 por 1000:
V = 200 1000
V = 0,2 L
Por fim, basta aplicar a fórmula da concentração comum:
C = m1 V
250 = m1 0,2
m1 = 50 g
           Portanto, em 200 mL de solução, há 50 gramas de NaCl dissolvidos.

         ASPECTOS QUANTITATIVOS DAS SOLUÇÕES Os aspectos quantitativos das soluções envolvem as relações estabelecidas entre a quantidade de soluto e solvente.
Denominam-se de aspectos quantitativos das soluções as proporções estabelecidas entre a quantidade de substância dissolvida (soluto) e a quantidade da substância que faz a dissolução (solvente). O trabalho com os aspectos quantitativos, isto é, com as concentrações das soluções, envolve o conhecimento de diversos aspectos:
Massa do soluto
Massa do solvente
Massa da solução (é a soma entre a massa do soluto e a massa do solvente)
Volume do soluto
Volume do solvente
Volume da solução (é a soma entre o volume do soluto e o volume do solvente)
Número de mols do soluto
Número de mols do solvente
Número de mols da solução (é a soma entre o número de mols do soluto e o número de mols do solvente)
Para fazer referência a qualquer aspecto do soluto de uma solução, sempre vamos utilizar o índice 1. Já para o solvente, sempre vamos utilizar o índice 2. Para a solução, não será utilizado nenhum índice.
Os aspectos quantitativos das soluções são muito trabalhados por meio da utilização de algumas fórmulas, a saber:
O bafômetro calcula a quantidade (concentração) de álcool no sangue

Concentração comum (C)
Envolve a relação entre a massa do soluto (geralmente em gramas por litros, segundo o Sistema Internacional de Medidas) e o volume da solução (geralmente em litros, segundo o Sistema Internacional de Medidas). Ela é enunciada pela seguinte fórmula:
C = m1 V
m1 = massa do soluto V = volume da solução
Densidade (d)
Envolve a relação entre a massa da solução (geralmente em gramas por litros, segundo o Sistema Internacional de Medidas) e o volume da solução (geralmente em mililitros, segundo o Sistema Internacional de Medidas). Ela é enunciada pela seguinte fórmula:
d = m V
m = Massa da solução V = volume da solução
Observação: m = m1 + m2 (massa do solvente) e V = V1 (volume do soluto) + V2(volume do solvente)
Molaridade ou concentração molar (M)
Envolve a relação entre o número de mols do soluto (geralmente em mol, segundo o Sistema Internacional de Medidas) e o volume da solução (geralmente em litros, segundo o Sistema Internacional de Medidas). Ela é enunciada pela seguinte fórmula:
M = n1 V
n1 = número de mols do soluto V = volume da solução
Observação: Vale ressaltar que o número de mols do soluto pode ser calculado pela seguinte relação:
n1 = m1 M1
m1 = massa do soluto M1 = massa molar do soluto
Dessa forma, a fórmula da molaridade pode ser escrita ainda da seguinte forma:
M = m1 M1.V
Título em massa (T)
Envolve a relação entre a massa do soluto (geralmente em gramas, segundo o Sistema Internacional de Medidas) e a massa da solução (geralmente em gramas, segundo o Sistema Internacional de Medidas). Ele é enunciado pela seguinte fórmula:
T = m1 m
m1 = massa do soluto m = massa da solução
Título em volume (T)
Envolve a relação entre o volume do soluto (geralmente em Litros, segundo o Sistema Internacional de Medidas) e o volume da solução (geralmente em Litros, segundo o Sistema Internacional de Medidas). Ele é enunciado pela seguinte fórmula:
T = V1 V
V1 = volume do soluto V = volume da solução
Molalidade (W)
Envolve a relação entre o número de mols do soluto (geralmente em mol, segundo o Sistema Internacional de Medidas) e a massa do solvente (geralmente em quilograma, segundo o Sistema Internacional de Medidas). Ela é enunciada pela fórmula:
W = n1 m2
n1 = número de mols do soluto m2 = massa do solvente
Vale ressaltar que o número de mols do soluto pode ser calculado pela seguinte relação:
n1 = m1 M1
m1 = massa do soluto M1 = massa molar do soluto
Dessa forma, a fórmula da molalidade pode ser escrita ainda da seguinte forma:
W = m1 M1.m2
Fração Molar (X)
Envolve a relação entre o número de mols do soluto ou solvente (geralmente em mol, segundo o Sistema Internacional de Medidas) e a o número de mols da solução (geralmente em mols, segundo o Sistema Internacional de Medidas). Ela é enunciada pelas seguintes fórmulas:
- Em relação ao soluto:
X1 = n1 n
n1 = número de mols do soluto n = número de mols da solução
Caso seja necessário calcular o valor do n1, basta utilizar a relação:
n1 = m1 M1
Caso seja necessário calcular o valor do n2, basta utilizar a relação:
N2 = m2 M2
Para calcular o n, basta utilizar a fórmula:
n = n1 + n2
- Em relação ao solvente:
X2 = n2 n
n2 = número de mols do solvente n = número de mols da solução
Partes por milhão (ppm)
É o aspecto quantitativo das soluções (extremamente diluídas) que indica a quantidade em gramas de soluto presente em um milhão de gramas de certa solução. Pode ser expresso da seguinte maneira:
1 ppm = 1 parte em gramas do soluto 1000000 de gramas de solução
CONCENTRAÇÃO EM MOL/L OU MOLARIDADE
A molaridade, ou concentração em quantidade de matéria (mol/L), é a relação entre a quantidade de matéria do soluto (n1) e o volume da solução em litros
A concentração em quantidade de matéria é a relação entre a quantidade de matéria do soluto, medida em mol (n1), e o volume da solução em litros (V). Essa concentração é medida em mol por litro (mol/L).
Consideremos o suco gástrico que nosso estômago produz com a finalidade de realizar o processo de digestão. Na realidade, trata-se de uma solução de ácido clorídrico (HCl) em uma concentração de 0,01 mol/L. Isso significa que, para cada litro de suco gástrico, há 0,01 mol de HCl.
A concentração em quantidade de matéria é muitas vezes chamada por alguns autores de concentração molar ou molaridade, mas os termos corretos são “concentração em mol/L” ou “concentração em quantidade de matéria”. Além disso, essa concentração é a mais recomendada pelo Sistema Internacional de Unidades (SI) e pela União Internacional da Química Pura e Aplicada (IUPAC); portanto, ela é a mais usada em laboratórios e indústrias químicas.
Fórmulas utilizadas na molaridade
A fórmula matemática usada para calcular essa concentração é dada por:

Em muitos casos, não é fornecido o valor da quantidade de matéria do soluto, mas, sim, a sua massa expressa em gramas (m1). Nesses casos, temos que a quantidade de matéria do soluto em mols (n1) pode ser conseguida pela divisão da massa do soluto pela massa molar do próprio soluto, conforme a fórmula a seguir:

Substituindo na equação, temos:

Exemplo de cálculo de molaridade:
Considere o seguinte exemplo para visualizar como é feito esse cálculo:
“Uma solução aquosa com 100 mL de volume contém 20 g de NaCl. Como proceder para expressar a concentração dessa solução em quantidade de matéria por volume?”
Resolução:
Bom, a fórmula a ser utilizada é a mesma mostrada acima, mas o volume não está em litros. Assim, devemos fazer a seguinte conversão de unidades:

1 L ------ 1000 mL V ------ 100 mL V = 0,1 L
Também é necessário descobrir o valor da massa molar do sal NaCl. Para tal, é preciso saber os valores das massas atômicas de ambos os elementos e realizar o cálculo da massa molar , que é ensinado no texto “Massa molar e número de Mol”:
M (NaCl) = 1 . 23 + 1 . 35, 46
M (NaCl) = 58,46 g/mol
Agora podemos substituir todos os valores na fórmula e descobrir o valor da concentração em mol/L:
m = n1 M1.V
M = 20 58,46.0,1
M = 3,4 mo/L



TÍTULO OU PORCENTAGEM EM MASSA O Título ou porcentagem em massa é a relação (razão) entre a massa do soluto e a massa da solução. Ele não tem unidades e pode ser expresso também em porcentagem. Nesse caso é só multiplicar o resultado por 100%. Além disso, existe a porcentagem em volume da solução.
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 (T) ou porcentagem em massa de uma solução.
Sua definição pode ser expressa da seguinte forma:

Dessa forma, seu cálculo é feito através da equação matemática abaixo:

Visto que tanto no denominador, como no numerador, está se tratando da mesma unidade (a unidade de massa é o grama – g), o Título não possui nenhuma unidade e é menor que 1.
Desse modo, se dissermos que o título de determinada solução é 0,4, isso significa que para cada unidade de massa da solução, 0,4 corresponde à massa do soluto. Porém, muitas vezes o Título é expresso em porcentagem. Para tal, basta multiplicar o valor encontrado por 100%. Nesse caso é chamado de Porcentagem em Massa (T%) *

Observe a figura abaixo, em que é dada a porcentagem em massa do cloreto de sódio de uma solução de soro fisiológico:

Nesse caso, significa que em cada 100 g ou 100 unidades dessa solução, há 0,9 g ou 0,9% de soluto, isto é, do cloreto de sódio (NaCl – sal de cozinha).
Outro exemplo é o vinagre: no seu rótulo há indicação de que na sua preparação foram usados 5% de massa de ácido acético, ou seja, existem 5 g desse ácido para cada 100 g de solução.

O Título pode ser dado também em porcentagem de volume. Nesse caso, a única diferença é que no lugar de relacionar a massa do soluto com a massa da solução; relaciona-se o volume do soluto com o volume da solução, segundo a fórmula a seguir:

Por exemplo, no caso do álcool comum, que apresenta uma porcentagem em volume de 96%, em 100 mL da solução, 96 mL é álcool.

* O termo “Título” é mais usado entre os cientistas, já os técnicos e vários autores de livros usam mais a expressão “Porcentagem em massa”.




TÍTULO EM VOLUME DE UMA SOLUÇÃO QUÍMICA O título em volume é a relação entre o volume do soluto e o volume da solução. Ele também pode ser expresso em porcentagem de volume, multiplicando o título por 100%.
No texto “Título ou porcentagem de massa” nós vimos como calcular a relação entre a massa do soluto e a massa da solução, para soluções sólidas, líquidas e gasosas. Neste texto, porém, veremos que também é possível calcular o título em termos de volume, para soluções com componentes líquidos ou gasosos.

O título em volume pode ser calculado pela expressão:

Considere como exemplo uma solução aquosa de álcool etílico usada como antisséptico e desinfetante, que foi preparada adicionando-se 70 mL de álcool puro à água suficiente para completar um volume de 100 mL de solução. Assim, temos:
τ= 70mL =0,7 100 mL
Podemos expressar o título em porcentagem também, apenas multiplicando o resultado por 100%. Portanto, nesse caso temos uma solução de álcool etílico a 70%, o que significa que, de cada 100 unidades de volume da solução, 70 unidades de volume são de álcool.

No caso abaixo, temos uma solução de álcool etílico a 70% em um volume de 250 mL de solução; o que quer dizer que 175 mL são de álcool, conforme os cálculos:
100Ml_______70mL 250mL_______x x= 70x250 100
X = 175 mL de álcool

No entanto, não podemos dizer que temos nesse caso 75 mL (250-175) de água. Diferentemente do título em massa, no qual podemos somar a massa do solvente com a massa do soluto para encontrar a massa da solução, isso não pode ser feito em relação ao título em volume.

Isso significa que o volume da solução não é igual à soma do volume do solvente com o volume do soluto (embora muitas vezes a diferença possa ser considerada desprezível). Isso ocorre porque as forças intermoleculares que existem nesses líquidos influenciam no volume final.
No caso da solução citada, de álcool etílico, por exemplo, quando misturamos o álcool com a água, ocorre uma contração do volume total da solução; ou seja, o volume final será menor do que se somássemos o volume do álcool e da água isolados. Isso se dá porque as moléculas de álcool estabelecem ligações ou pontes de hidrogênio com as moléculas da água, diminuindo os espaços entre elas.
Portanto, nesse e nos outros casos, o volume da solução deve ser medido experimentalmente quando não forem fornecidos no exercício.


A porcentagem em volume é muito utilizada em casos de bebidas alcoólicas e no álcool comercial, como o mencionado. Veja duas aplicações importantes desse cálculo: Bafômetro: o bafômetro mede a concentração de álcool etílico no sangue, sendo que no Brasil é proibido alguém conduzir qualquer tipo de veículo com teor alcoólico sanguíneo igual ou acima de 0,1 % em volume. Uma pessoa com esse teor alcoólico apresenta, para cada litro de sangue, 1 mL de álcool, conforme mostrado pelos cálculos a seguir:
τv%=V1.100% v
0,1%= V1 .100% 1L
V1 = 0,1% →V1 =0,001L=1mL 100%

Teor de etanol na gasolina: no Brasil, a gasolina recebe de forma regulamentada a adição de etanol. Mas o teor de etanol na gasolina deve ser de no máximo 24% em volume de álcool anidro (já que a gasolina deve ser isenta de água). Quanto mais etanol é adicionado à gasolina, mais a cor do combustível vai clareando e sua densidade aumentando.


PARTES POR MILHÃO (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.
Normalmente, no aspecto quantitativo das soluções, para se calcular a relação entre a massa do soluto e a massa da solução, utiliza-se a grandeza denominada “Título” ou “Porcentagem em massa”.
Porém, existem alguns casos em que a massa do soluto presente na solução é tão pequena, que praticamente a massa do solvente é igual à massa da solução. Nesses casos, não se pode usar como referencial uma porcentagem, ou seja, analisar quantos gramas de soluto há em 100 unidades da solução. Assim, é preciso usar como referencial partes maiores da solução, como 1000 000 ou 106, isto é, partes por milhão (ppm).

O cálculo matemático em ppm é feito com a seguinte fórmula:
1 ppm = 1 parte de soluto___ 106 partes de solução
Existem casos em que a solução está tão diluída que é necessário usar partes por bilhão (ppb) ou até partes por trilhão (ppt). Suas fórmulas são, respectivamente:
1 ppb = 1 parte de soluto___ 109 partes de solução

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SISTEMAS HOMOGÊNEOS E HETEROGÊNEOS

Sistema homogêneo é aquele que apresenta uma única fase (monofásico), ou seja, tem um aspecto uniforme, contínuo.
Os sistemas homogêneos podem ser constituídos de substâncias puras ou compostas, por exemplo, se observarmos a água pura veremos que ela apresenta uma única fase, portanto ela é homogênea. Se observarmos também uma mistura de água com álcool, também não notaremos diferença alguma, sendo este também um sistema homogêneo.
Quando há mais de uma substância, dizemos que se formou uma solução. Mesmo olhando em um ultramicroscópio, veremos o seu aspecto uniforme em toda a sua extensão.
Além disso, suas propriedades físicas e químicas também são constantes em toda sua extensão.
Outros exemplos de sistemas homogêneos são: soro (água com açúcar e sal dissolvidos completamente), ferro sólido, qualquer gás ou misturas de gases, entre outros.
EXEMPLOS;

                                             água                       barra de ouro                alumínio


Sistema heterogêneo é aquele que apresenta mais de uma fase, ou seja, não possui um aspecto uniforme, é descontínuo.
Os sistemas heterogêneos também podem ser constituídos de substâncias puras. Por exemplo, água + gelo: os componentes são os mesmos, mas, por estarem em estados físicos diferentes, apresentam aspecto heterogêneo.
A maioria dos sistemas heterogêneos contém mais de uma substância, conforme mostrado abaixo:
                                  1; água e óleo-2;água e gelo-3;água e areia-4;granito

É importante ressaltar que nem sempre a quantidade de componentes representará a mesma quantidade de fases, ou seja, de partes uniformes entre si, mas diferentes umas com as outras. Por exemplo, uma mistura de água e gelo, conforme já citado, é heterogênea, possui duas fases (bifásica), no entanto possui apenas um componente: a água (no estado líquido e sólido).
Outro exemplo é o soro, ele é monofásico (possui apenas uma fase), mas apresenta três componentes diferentes: a água, o sal e o açúcar.
Uma observação importante a ser feita também é que alguns materiais parecem ser homogêneos a olho nu, como o leite e o sangue, no entanto, quando submetidos a um ultramicroscópio, é possível observar claramente um aspecto desigual, sendo, portanto, constituídos de mais de uma fase.

O leite e o sangue quando observados a olho nu parecem ter apenas uma fase, no entanto, são heterogêneos quando vistos em um ultramicroscópio.

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MOLARIDADE

A molaridade, também chamada de concentração molar ou concentração em quantidade de matéria, é uma expressão da concentração de uma solução, assim como a concentração comum ou o título. A diferença é que a União Internacional da Química Pura e Aplicada (IUPAC) considera essa expressão como a modalidade-padrão de concentração em práticas químicas. Dessa forma, em laboratórios de todo o mundo, ela está escrita em diversos frascos e também é utilizada em todos os procedimentos que envolvem uma solução.
Definimos molaridade como a relação estabelecida entre a quantidade de matéria do soluto e o volume de uma solução. Ela é expressa pela seguinte fórmula:

M = n1
       V

⦁ n1 = quantidadede matéria do soluto (expresso em mol);

⦁ V = volume da solução (expresso em litros).

Para encontrar o número de mols de um soluto, basta utilizar a seguinte expressão:

n1 = m1

        M1

⦁ m1= massa do soluto;

⦁ M1 = massa molar do soluto (obtida pela fórmula da substância do exercício).

Assim, substituindo a fórmula do número de mols do soluto na fórmula da molaridade, passamos a ter uma expressão mais ampla e, assim, podemos trabalhar com mais itens de uma vez só:

M =     m1   

          M1.V  

A fração molar relaciona o número em mol de substâncias presentes nas soluções químicas

Para você entender o que é a fração molar ou fração em mol de uma solução, vamos considerar uma analogia: Imagine que você tem uma cesta de frutas com 1 laranja e 4 bananas. A fração de cada fruta em relação ao total é uma parte de cada uma em relação ao todo: 1 + 4 = 5. Assim, a fração em unidades correspondente a cada fruta será:

Laranja = 1/5            Banana = 4/5

O mesmo raciocínio pode se aplicar às soluções químicas, em que relacionamos o número de mols dos componentes (solvente e soluto) da solução separadamente em relação ao número de mols total na solução.

                           Assim, a fração molar pode ser calculada segundo as equações:

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MISTURAS E SOLUÇÕES

Na natureza dificilmente as substâncias se apresentam na sua forma pura. Quase sempre elas se apresentam na forma de misturas. Misturas homogêneas são aquelas em que é impossível distinguir individualmente cada um de seus componentes. Sua aparência é, portanto, uniforme e homogênea. Às misturas homogêneas dá-se o nome de soluções. As soluções podem ser: – Gasosas, como por exemplo, o ar, que é uma mistura de gases. – Líquidas, como a água do mar, que apresenta uma série de materiais sólidos (sais como cloreto de sódio, sulfato de magnésio, etc.). – Sólidas, como as ligas metálicas (latão, que é uma liga de cobre e zinco). Existem também soluções de gases em líquidos; um exemplo comum é o gás carbônico dissolvido no refrigerante.

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DIFERENÇA ENTRE DENSIDADE E CONCENTRAÇÃO

As propriedades dos materiais são agrupadas em químicas e físicas. As propriedades químicas descrevem uma transformação química, tal como a interação de uma substância com outra, ou a transformação de uma substância em outra. As propriedades físicas não envolvem qualquer mudança na composição ou identidade da substância, isto é, são propriedades que podem ser observadas e medidas sem modificação de sua composição. As propriedades físicas podem ser classificadas como extensivas ou intensiva.

As propriedades extensivas são diretamente proporcionais à quantidade de matéria da substância presente da amostra, enquanto que as intensivas independem da quantidade de matéria. Temperatura (T), pressão (p), cor e densidade (d) são propriedades intensivas, enquanto que massa (m) e volume (V) são propriedades extensivas. É importante ressaltar que uma propriedade extensiva pode ser convertida em uma propriedade intensiva de duas maneiras: 1) dividindo-se a propriedade extensiva pela quantidade de matéria ou 2) dividindo-se por outra propriedade extensiva - usualmente massa ou volume. Por exemplo, a densidade, que é uma propriedade intensiva, é dada pela razão massa/volume.

A concentração de soluções químicas é a unidade de soluto presente em determinada quantidade de solvente ou de solução. As soluções são misturas homogêneas em que na grande maioria das vezes o soluto (substância que se dissolve) está em menor quantidade e o solvente (substância que dissolve o soluto) está em maior quantidade. No cotidiano, dependendo da quantidade de soluto e de solvente presente na solução, costumamos dizer que ela é fraca ou forte, indicando a sua saturação. Por exemplo, quando preparamos um suco dissolvendo o pó na água, se colocarmos pouco pó e bebermos, poderemos dizer que o suco está fraco (diluído). Mas se conseguirmos dissolver uma quantidade muito grande de pó na água, diremos que o suco está forte (concentrado).

No entanto, existem determinadas ocasiões em que a quantidade de soluto e de solvente presente na solução deve ser exata, como no caso de injeções intravenosas (como o soro fisiológico) e de soluções usadas em laboratórios e indústrias químicas.

    DEFINIÇÕES E CONCEITOS

A densidade absoluta é a razão entre a massa de um material e o volume por ele ocupado. Isso significa que a densidade é uma propriedade específica de cada material e pode ser calculada para líquidos, sólidos ou gases por meio da seguinte fórmula:

m = massa da substância (em g).  V = volume da substância (em cm3 ou mL). d = densidade (em g/cm3 ou em g/mL).

A densidade relativa

de um material é a relação entre a sua densidade absoluta e a densidade absoluta de uma substância estabelecida como padrão. No cálculo da densidade relativa de sólidos e líquidos, o padrão usualmente escolhido é a densidade absoluta da água, que é igual a 1,000 kg dm-3 (equivalente a 1,000 g cm-3) a 4°C, dado por: 

No caso dos gases a densidade relativa é tomada em relação ao ar ou ao hidrogênio. A densidade relativa dos gases é a divisão entre as densidades absolutas de dois gases que estão nas mesmas condições de temperatura e pressão.

A densidade é uma propriedade física importante e pode ser utilizada para distinguir um material puro de um impuro, pois a densidade dos materiais que são puros (misturas) é uma função da sua composição. Ela também pode ser utilizada na identificação e no controle de qualidade de um determinado produto industrial, bem como ser relacionada com a concentração de soluções. A densidade de um sólido pode ser determinada pesando-o cuidadosamente e em seguida determinando seu volume. Se o sólido apresentar uma forma irregular (o que o torna impossível medir suas dimenções), o volume podera ser determinado utilizando um método de deslocamento. Basicamente, determina-se a massa de uma amostra do sólido e transfere-se essa massa para um instrumento volumétrico graduado apropriado (exe.: proveta ou bureta), parcialmente cheio com água (ou com algum líquido no qual o sólido não flutue). O sólido deslocara um volume de líquido igaul ao seu volume.

DENSIDADE DOS LÍQUIDOS

A densidade dos líquidos pode ser determinada diretamente pelos densímetros. Esse instrumento é um tubo de vidro com uma haste graduada em densidades e, na parte inferior, possui uma parte mais larga e mais “pesada”. Ao ser colocado no líquido, o densímetro fica numa posição em que o nível do líquido fica exatamente em cima da graduação na haste. O densímetro é muito usado para verificar adulterações em determinados produtos, tais como, na gasolina para medir a densidade do álcool que está sendo vendido, em cooperativas de leite, para comprovar a qualidade do mesmo. No entanto, a densidade é uma grandeza que varia de acordo com a temperatura e pressão. Isso ocorre porque as variações da temperatura e da pressão provocam uma alteração no volume do material e, consequentemente, alteram também a densidade que é inversamente proporcional ao volume. Portanto, o correto é se referir à densidade dos materiais citando em que temperatura se encontra e sobre qual pressão. Por exemplo: “A densidade do chumbo é de 11,34 g/cm3, a 20ºC e 1,0 atm.”.

CONCENTRAÇÃO

É a relação entre a quantidade de massa do soluto em gramas presente um determinado volume da solução em litros.

Onde: C = concentração comum (g/L) m = massa do soluto (g) V = volume da solução (L)

Titulo (τ) e percentual (τ%)

O titulo em massa (τ) expressa à massa do soluto e a massa total da solução (massa do soluto + massa do solvente). O titulo não possui unidade. É adimensional. Ele varia entre 0 e 1.

Fração Molar (X) 

fração molar é uma unidade de concentração muito utilizada em físico-química. Pode ser encontrado o valor da fração molar do soluto e também do solvente. É uma unidade adimensional.

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