Defina Soluto, Solvente e Solução
Soluto + Solvente = Solução
Ex: NaCl + H₂O = Solução aquosa de NaCl
Bizu: clique aqui
Convenção de “Índices”
- Soluto = 1
- Solvente = 2
- Solução = {}
Medidas de Concentração
mg/L vs. ppm vs. ppb
- 1 ppm = 1mg/L
Uma concentração comum de 1mg/L é equivalente a 1 parte por milhão
- 1 ppb = 1μg/L
Uma concentração comum de 1μg/L é equivalente a 1 parte por bilhão
→ EM SOLUÇÕES AQUOSAS DILUÍDAS ←
1ppb = 10⁻³ ppm
Concentração Comum
ou
Concentração em Massa
C = Msoluto / Vsolução
Concentração em Mol/L
- Chamada tbm de Molaridade
[X] = n₁ / V
n₁ = nº mols (soluto)
V = Vol. da solução
M = mol/L
9.8.10⁻⁵ M = 8.10⁻⁵ mol/L
Relação entre:
Concentração em Massa
e
Concentração Molar
C . 10⁻³ = [X] * M̄₁, se C (mg/L)
OU
C = [X] * M̄₁, se C (g/L)
C = Concentração em Massa
[X] = Concentração Molar
M̄₁ = Massa Molar (soluto)
Obs: Já que C NORMALMENTE está em mg/L, multiplicá-lo por 10⁻³ é necessário devido à reconversão mg/L → g/L
Concentração Molal
- Chamada tbm de Molalidade
W = n₁ / m₂
n₁ = nº mols (soluto)
m₂ = massa (solvente)
- ☠️☠️ [OBS]: Se for uma Solução Aquosa Diluída (ideal), a massa do solvente (água) é igual ao Volume da Solução, portanto:
m₂ = V;
n₁ / m₂ = n₁ / V
W = [X]
Ou seja, em Soluções Aquosas Diluídas (ideais): Concentração Molar = Concentração Molal
Título em Massa
vs.
Título em Mol
vs.
Título de Volume
Simplesmente um PERCENTUAL EM MASSA/MOL/VOLUME
- Título em Massa:
τ₁ = m₁ / m₁ + m₂
τ₂ = m₂ / m₁ + m₂
- Título em Mol ou Fração Molar:
τ₁ = n₁ / n₁ + n₂
τ₂ = n₂ / n₁ + n₂
- Título em Volume:
τ₁ = V₁ / V
τ₂ = V₂ / V
→ Em soluções ideais, V = V₁ + V₂, mas em soluções não ideais, é totalmente possível que V ≠ V₁ + V₂ e, por conseguinte, também é possível τ₁ + τ₂ ≠ 100% (Título em Volume)
[No caso de GASES, o Título Molar = Título em Volume, logo, se a atmosfera é 78% constituída de mols de hidrogênio, então também 78% do seu volume tbm é hidrogênio. Isso não vale para a massa devido à variação da massa molar de cada substância]
Obs: se a questão não especificar a que percentual/título ela está se referindo, deve-se sempre considerar o Título em Massa, EXCETO SE A QUESTÃO SE TRATAR DE GASES. Neste caso, deve-se considerar o Título em Mol/Fração Molar.
Graus INPM x Graus GL
INPM → Massa
Gay-Lussac → Volume
♦ Graus INPM: Título em Massa da solução.
→ Ex) Álcool Gel 65º INPM indica 65% de massa de Álcool
♦ Graus GL (Gay-Lussac): Título em Volume da solução.
→ Ex) Álcool Gel 70º GL indica 70% de volume de Álcool
Diluição x Dissolução
Diluição:
[solução + solvente → solução diluída]
Dissolução:
[soluto + solvente → solução]
Dissolver: somar soluto e solvente.
Diluir: adicionar mais solvente numa solução.
Lei da Diluição
→ Concentrações Comum/Molar/Molal
C₀ = m₁ / V₀ | Cꜰ = m₁ / Vꜰ
[X]₀ = n₁ / V₀ | [X]ꜰ = n₁ / Vꜰ
W₀ = n₁ / (m₂)₀ | Wꜰ = n₁ / (m₂)ꜰ
Isolando m₁ e n₁ (O soluto é fixo em toda Diluição):
→ Lei da Diluição:
C₀ . V₀ = Cꜰ . Vꜰ
[X]₀ . V₀ = [X]ꜰ . Vꜰ
W₀ . (m₂)₀ = Wꜰ . (m₂)ꜰ
Lei da Titulação
( [ᴀ].Vᴀ ) / a = ( [ʙ].Vʙ ) / b
aA + bB → Produtos
Lei de Rault
Pressão de Vapor de uma Solução
Pꜱᴏʟᴜᴄᴀᴏ = (P₁)⁰ ∙ T₁ + (P₂)⁰ ∙ T₂
Para solutos não voláteis → (P₁)⁰ = 0, logo:
Pꜱᴏʟᴜᴄᴀᴏ = (P₂)⁰ ∙ T₂
💀💀 Em soluções diluídas, Tᴍᴏʟ ≈ [x] 💀💀
(Percentual/Título Molar ≈ Concentração Molar)
Efeito Tonoscópico
ou
Variação da Pᴍᴀx,ᴠᴀᴘᴏʀ
“Abaixamento da Pressão de Vapor“
→ Ocorre com solutos NÃO VOLÁTEIS
ΔP = (P₂)⁰ - P (P = pressão da solução)
ΔP = (P₂)⁰ - T₂ ∙ (P₂)⁰
ΔP = (P₂)⁰ ∙ (1 - T₂), logo:
ΔP = (P₂)⁰ ∙ T₁,ᴅɪꜱꜱᴏʟᴠ
ou
ΔP / (P₂)⁰ = T₁,ᴅɪꜱꜱᴏʟᴠ
T₁,ᴅɪꜱꜱᴏʟᴠ → Título/Percentual Molar de PARTÍCULAS DISSOLVIDAS (fator de Van’t Hoff já deve estar embutido)
(P₂)⁰ → Pᴍᴀx,ᴠᴀᴘᴏʀ inicial do Solvente
ΔP / (P₂)⁰ → Abaixamento Relativo
Já que T₁,ᴅɪꜱꜱᴏʟᴠ = i. T₁, também pode ser útil:
ΔP = (P₂)⁰ ∙ i ∙T₁
💀💀 Em soluções diluídas, Tᴍᴏʟ ≈ [x] 💀💀
(Percentual/Título Molar ≈ Concentração Molar)
Tonoscopia (facilitado)
→ O ABAIXAMENTO da Pᴍᴀx,ᴠᴀᴘᴏʀ do Solvente ao formar uma Mistura ocorre quanto maior for a quantidade de Mols de partículas diluídas, independente da natureza delas.
Ex) Ao misturar H₂O com:
1 mol de C₆H₁₂O₆ → não se divide/dissocia, continua apenas como 1 mol de partículas diluídas.
1 mol de HCl → ocorre dissociação iônica, originando 2 mols de partículas diluídas:
1H⁺ + 1Cl⁻
1 mol de CaCl₂ → ocorre dissociação iônica, originando 3 mols de partículas diluídas:
1Ca²⁺ + 2Cl⁻
Ou seja, o abaixamento da Pᴍᴀx,ᴠᴀᴘᴏʀ será o mesmo se diluir 2 mols de C₆H₁₂O₆ ou 1 mol de HCl, já que o 2o dissocia e forma 2 mols de íons
Efeito Crioscópico e Ebulioscópico
Tendem a manter a solução no estado líquido por uma faixa de temperatura + AMPLA
ΔTᴄ = Kᴄ ∙ W ∙ i
ΔTᴇʙ = Kᴇʙ ∙ W ∙ i
W → Fração Molal
i → Fator de Van’t Hoff
Bizu
Lembrete: em soluções aquosas diluídas,
molalidade = molaridade
Efeito Osmótico
Meio (—) concentrado → (➕︎) concentrado
π = i ∙ [x] ∙ R ∙T
π → Pressão Osmótica
i → Fator de Van’t Hoff
[x] → Concentração Molar
R → Const dos Gases Ideais
T → Temperatura
💀💀 Bizu: Osmose revesa é utilizada na produção de água potável através de água do mar
Fator de Van’t Hoff
→ Ácidos Fracos:
i = α + 1, em que α = Grau de Dissociação.
→ Ácidos Fortes ou Dissociações Iônicas:
Ex) i = 3 em K₂SO₄ → 2K+ + SO₄-, pois 1 mol de soluto originou 3 mols de íons
→ Sais Hidratados:
NÃO se considera os mols de H₂O
Ex) i = 3 em CaCl₂ ∙ 2H₂O → Ca + 2Cl + 2H₂O
☠️ BIZU ☠️
→ Tonoscopia
→ Ebulioscopia
→ Crioscopia
→ Osmoscopia
↑ // ↓ // ↑ // ↓ // ↑
↑Soluto ⟹ ↓PMV ↑TEB ↓TF ↑π
Escreva à mão a relação e CADA FÓRMULA
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