Soluções

Quando uma mistura de substâncias é homogênea podemos chamá-la de solução. O componente em maior quantidade na solução é chamado de solvente e os componentes em menor quantidade são os solutos. Dizemos que os solutos estão dissolvidos no solvente.

Por exemplo: o soro fisiológico, que é injetado nas veias, é uma solução de cloreto de sódio dissolvido em água: o cloreto de sódio é o soluto e a água é o solvente.

Existem diversos tipos de soluções. Um tipo bem comum é aquela em que o solvente é a água: quando o soluto está dissolvido em água, chamamos a solução de solução aquosa.

Vamos tratar de várias soluções aquosas ao longo desse capítulo, mas outras misturas podem ser consideradas soluções: ligas metálicas (como o bronze, o latão, por exemplo) podem ser consideradas soluções sólidas; misturas de gases são homogêneas em sua maioria, então dá pra dizer que elas são soluções gasosas.

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Um material só se dissolve em outro se houver algum tipo de afinidade química entre eles, ou seja, se as interações intermoleculares entre eles forem mais favoráveis do que se esses materiais estiverem separados. Os mecanismos específicos da dissolução dependem do soluto e do solvente, como veremos em alguns exemplos a seguir; mas, de maneira geral, os químicos costumam ter em mente uma “regrinha” (que costuma funcionar na maioria das vezes) de que semelhante dissolve semelhante, ou seja, solutos polares se dissolvem em solventes polares, e solutos apolares se dissolvem em solventes apolares.

Existem diversos jeitos de dizer quanto soluto há em uma solução. Grande parte deles se baseia em dividir uma quantidade de soluto pela quantidade de solução.

Título em massa e porcentagem em massa

Um jeito de dizer quanto soluto há numa solução é dividir a massa de soluto pela massa total de solução. Esse resultado é chamado de título em massa (τ_m) e, se as unidades forem as mesmas, ele não tem nenhuma unidade e fica entre 0 e 1:símbolo-título

\[\tau_m = \dfrac{m_\text{soluto}}{m_\text{solução}} \left( = \dfrac{\text{gramas de soluto}}{\text{gramas de solução}} \right)\]

A massa de solução é basicamente a soma das massas do soluto e da solução. É mais comum expressar o título em massa como um valor entre 0% e 100%, uma porcentagem em massa:

\[\text{porcentagem em massa} = \dfrac{m_\text{soluto}}{m_\text{solução}} \times 100\%\]

O álcool 70%, por exemplo, é uma mistura com 70% em massa de etanol misturado com água; também é comum escrever “70% (m/m)”.

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Título em volume e porcentagem em volume

Para misturas de líquidos, é comum também expressar a composição usando o título em volume (τ_V):

\[\tau_V = \dfrac{V_\text{soluto}}{V_\text{solução}} \left( = \dfrac{\text{litros de soluto}}{\text{litros de solução}} \right)\]

Aqui o volume de solução é medido depois da dissolução ter sido feita, e não costuma ser igual à soma dos volumes iniciais de soluto e de solvente. Ao contrário das massas, os volumes não podem ser simplesmente somados: as moléculas do soluto podem ocupar os espaços entre as moléculas do solvente, por exemplo.soma-volumes É como se eu pegasse um pote cheio de bolinhas de pingue-pongue, um pote igual cheio de arroz, e juntasse num pote com o dobro do volume: provavelmente, a mistura não teria exatamente esse dobro de volume porque os grãos de arroz entram nos espaços entre as bolinhas de pingue-pongue.

Da mesma forma que o título em massa, o título em volume pode virar uma porcentagem em volume:

\[\text{porcentagem em volume} = \dfrac{V_\text{soluto}}{V_\text{solução}} \times 100\%\]

O teor alcoólico de cervejas e outras bebidas alcoólicas costuma ser uma porcentagem em volume (por exemplo, 5%); essa medição é feita por densidade, e deve ser feita numa temperatura específica, já que o volume (e a densidade da mistura) muda de acordo com a temperatura.

falta coisa aqui: Um pouquinho de contexto: °GL e °INPM

Concentração em massa e concentração em quantidade de matéria

Quimicamente falando, é importante ter noção de quantos átomos, íons ou moléculas de soluto tem numa solução. Mas não dá pra contar essas coisas individualmente, então para preparar uma solução, costuma-se pesar o soluto e dissolvê-lo no solvente até dar o volume de solução desejado. Por isso, é relevante saber a concentração em massa (C) do soluto, ou seja, quantos gramas de soluto tem em um litro de solução:símbolo-conc-massa

\[C = \dfrac{m_\text{soluto}}{V_\text{solução}} \left( = \dfrac{\text{gramas de soluto}}{\text{litros de solução}} \right)\]

Então, por exemplo, dizer que a concentração de uma solução é 2,0 g/L significa que, em 1 L de solução tem 2,0 g de soluto dissolvido.

Se dissolvermos 4,0 g de soluto em 2 L de solução, a concentração será a mesma: \(C = \dfrac{4{,}0\ \mathrm{g}}{2\ \mathrm{L}} = 2{,}0\ \mathrm{g/L}\).

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Mas, como é importante quimicamente ter uma noção do número de átomos, íons, etc. em solução, também é comum calcular uma concentração em quantidade de matéria (c) de soluto:símbolo-conc-mol

\[c = \dfrac{n_\text{soluto}}{V_\text{solução}} \left( = \dfrac{\text{mols de soluto}}{\text{litros de solução}} \right)\]

O nome “concentração em quantidade de matéria” é muito grande, então é comum falar “concentração em mol/L” ou “concentração em mol”. Ainda são vistos os nomes “molaridade” e “concentração molar”, mas não são mais recomendados.molar

A concentração em mol/L é relevante porque ela dá uma noção de quantas partículas de soluto há por litro de solução, qualquer que seja o soluto. Por exemplo, uma solução 1 mol/L de sacarose (açúcar comum) e uma solução 1 mol/L de etanol (álcool comum) têm a mesma quantidade de partículas de soluto por litro de solução.soluto-iônico

Caso essa solução participe de uma reação química, essa informação passa a ser importante para a estequiometria dessa reação; inclusive, isso é um jeito de descobrir a concentração de algumas soluções, como veremos mais adiante neste capítulo.

Um processo comum que se faz com soluções é deixá-las com uma concentração menor. Seja um suco concentrado ou um café forte, podemos adicionar água para deixá-los mais “fracos”, menos concentrados. Esse processo, de adicionar solvente a uma solução para deixá-la menos concentrada, é chamado de diluição.

Em laboratórios de Química, é comum armazenar reagentes líquidos na forma pura ou em soluções concentradas, porque assim eles ocupam menos espaço (inclusive, eles costumam ser vendidos assim). Essas soluções concentradas de reagentes são chamadas de soluções estoque, e costumam ser diluídas para uso em experimentos.

Para saber qual a concentração de uma solução após ser diluída, ou para saber quanto de solvente deve ser adicionado a uma solução para obter uma determinada concentração, devemos ter em mente que numa diluição, a quantidade de soluto não muda.

Podemos expressar essa quantidade a partir das expressões de concentração:

• a massa de soluto vem de \(C = \dfrac{m_\text{soluto}}{V_\text{solução}} \Rightarrow m_\text{soluto} = C \cdot V_\text{solução}\)
• a quantidade de soluto em mols vem de \(c = \dfrac{n_\text{soluto}}{V_\text{solução}} \Rightarrow n_\text{soluto} = c \cdot V_\text{solução}\)

Como essa quantidade (seja em gramas ou em mols) de soluto não muda durante a diluição, esses produtos concentração × volume também não mudam. Então para obter uma relação entre a concentração antes e depois da diluição, podemos usar a seguinte relação:

\(C_\text{inicial} \cdot V_\text{inicial} = C_\text{final} \cdot V_\text{final}\)

em que C é a concentração da solução (em g/L ou mol/L, contanto que as unidades de C_inicial e de C_final sejam as mesmas) e V é o volume de solução.

Por exemplo, imagine uma solução aquosa estoque de ácido clorídrico (HCl) que tem concentração 10 mol/L. Suponha que alguém precise preparar 500 mL de HCl (aq) 0,1 mol/L. Qual volume dessa solução estoque a pessoa deve coletar para diluir com água e obter a solução que ela quer?

Bem, os dados conhecidos da solução inicial (a solução estoque) são: c_i = 10 mol/L, e só; queremos descobrir V_i. Da solução final (a solução diluída), nós sabemos que c_f = 0,1 mol/L e V_f = 500 mL. Usando a fórmula matemática da diluição mostrada acima, temos:

c_iV_i = c_fV_f

(10 mol/L) · V_i = (0,1 mol/L) · (500 mL)

V_i = \(\dfrac{(0{,}1\ \text{mol/L}) \cdot (500\ \text{mL})}{10\ \text{mol/L}}\)

V_i = 5 mL

A pessoa deve coletar 5 mL da solução de HCl 10 mol/L para diluir e obter 500 mL de HCl 0,1 mol/L.

Uma coisa a ser percebida é que, durante a diluição, a concentração e o volume são inversamente proporcionais. No exemplo acima, para que a concentração diminua em 100 vezes (de 10 mol/L para 0,1 mol/L) é necessário que o volume de solução aumente 100 vezes (de 5 mL para 500 mL).

Mas como é feita essa diluição num laboratório? De maneira geral, é similar a como se faz uma solução, só que em vez de partir de um soluto sólido, se parte de uma quantidade inicial de solução. Junta-se solvente a essa solução até atingir o volume final desejado de solução diluída.

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Um jeito de determinar a concentração de um soluto numa solução é por titulação: fazemos essa solução reagir com outra, com concentração conhecida, e sabendo a estequiometria dessa reação química, conseguimos determinar a concentração desconhecida.

Por exemplo: imagine que seja necessário descobrir a concentração de uma solução desconhecida de ácido clorídrico (HCl). Sabemos que esse ácido reage com hidróxido de sódio (NaOH), então podemos usar uma solução de NaOH com concentração conhecida para descobrir qual é a concentração de HCl.

O aparato experimental de uma titulação costuma envolver um erlenmeyer onde vai a solução com concentração desconhecida e uma bureta com a solução conhecida. A bureta é um tubo de vidro que fica na vertical, preso num suporte, e que tem uma torneira na parte de baixo; ao longo da bureta, existe uma escala de volume, que começa em 0 mL no topo e vai aumentando enquanto desce.

A ideia é que a bureta vai servir para despejar algum volume da solução conhecida e, sabendo esse volume e a concentração dessa solução, saberemos quantos mols do soluto foram consumidos. Com isso, e com a equação balanceada da reação envolvida, descobrimos quantos mols do outro soluto tem na solução desconhecida. Juntando isso com o volume de solução desconhecida, chegamos à concentração.

Por exemplo: uma solução de HCl com concentração desconhecida foi analisada. 20 mL dessa solução de HCl foram tituladas com NaOH 0,1 mol/L. Foram gastos 25 mL de NaOH 0,1 mol/L na titulação até que a reação foi completada. Qual é a concentração de HCl?

Bem, sabemos que HCl + NaOH → NaCl + H₂O, ou seja, um mol de HCl reage com um mol de NaOH. Quantos mols de NaOH foram gastos na titulação? Bem, se a concentração é c(NaOH) = 0,1 mol/L e foram gastos 25 mL, temos que:

\[c(\ce{NaOH}) = \dfrac{n(\ce{NaOH})}{V_\text{solução}} \Rightarrow\] \[\Rightarrow n(\ce{NaOH}) = c(\ce{NaOH}) \cdot V_\text{solução} = \ce{0,1 mol/L} \cdot \ce{0,025 L} = \ce{0,0025 mol}\] Foram gastos 0,0025 mol de NaOH. Como a estequiometria diz que 1 mol de NaOH reage com 1 mol de HCl, então foram consumidos 0,0025 mol de HCl, que estavam presentes em 20 mL da solução analisada. Juntando essas informações, temos:

\[c(\ce{HCl}) = \dfrac{n(\ce{HCl})}{V_\text{solução}} = \dfrac{\ce{0,0025 mol}}{\ce{0,020 L}} = \ce{0,125 mol/L}\] A solução de HCl tem concentração de 0,125 mol/L.

Mas, como sabemos que a reação aconteceu até o final? Bem, depende do tipo de reação; vamos abordar principalmente reações ácido–base, e nelas costuma-se usar um indicador ácido–base para indicar o fim da reação.

O ponto em que a neutralização total acontece é chamado de ponto de equivalência, e atingir esse ponto significa que a quantidade de H⁺ e OH^– é a mesma, e a titulação “acabou”. O indicador escolhido para uma titulação idealmente deve ter uma viragem (ou seja, uma mudança de cor) logo após o ponto de equivalência, para que qualquer mínimo excesso da solução da bureta mude a cor dele e sinalize o fim da titulação.