Diluição e mistura de soluções

Diluição e mistura de soluções

031 - Diluição de soluções
Quando acrescentamos solvente a uma solução a quantidade de soluto não se altera e consequentemente há uma redução da concentração, da molaridade e do título. 

        031.1 - Alteração da concentração causada pela diluição

Cálculo da concentração comum - C

Condições	Inicial	Final
concentração	Ci	Cf
volume da solução	Vi	Vf
massa do soluto	mi = Ci.Vi	mf = Cf.Vf

Como a quantidade do soluto permanece constante m_i = m_f então

C_i.V_i = C_f.V_f

Cálculo da molaridade - M

Condições	Inicial	Final
molaridade	Mi	Mf
volume da solução	Vi	Vf
mols do soluto	ni = Mi.Vi	nf = Mf.Vf

Como a quantidade do soluto permanece constante n_i = n_f então

M_i.V_i = M_f.V_f

032 - Mistura de soluções

        032.1 - Mistura de soluções com solutos e solventes quimicamente iguais.

Cálculo da concentração comum - C

Condições	Inicial		Final
concentração	solução A CA	solução B CB	Cf
volume da solução	solução A VA	solução B VB	Vf = VA + VB
massa do soluto	solução A mA = CA.VA	solução B mB = CB.VB	mf = mA + mB

Como a massa final do soluto é m_f = C_f . V_f então

C_f . V_f = C_A.V_A + C_B.V_B

Cálculo da molaridade - M
Repetindo o cálculo para a molaridade teremos um resultado semelhante

M_f . V_f = M_A.V_A + M_B.V_B

        032.2 - Mistura de soluções com solutos diferentes que não reagem quimicamente

Cálculo da concentração comum - C

Serão consideradas duas soluções com solutos A e B

Condições	Inicial		Final
concentração	solução A CA	solução B CB	CAf e CBf
volume da solução	solução A VA	solução B VB	Vf = VA + VB
massa do soluto	solução A mA = CA.VA	solução B mB = CB.VB

A massa do soluto A é:

C_Af . V_f = C_A.V_A   

A massa do soluto B é:

C_Bf . V_f = C_B.V_B  

Cálculo da molaridade - M
Repetindo o cálculo para a molaridade teremos um resultado semelhante

M_Af . V_f = M_A.V_A   

M_Bf . V_f = M_B.V_B  

Exemplos:

1 ) Misturamos 200 mL de uma solução 0,5 M ( leia 0,5 molar ou 0,5 mols / L ) de NaNO₃ com 300 mL de uma solução 0,8 M de Na₂SO₄ . Determine a molaridade da solução de NaNO₃ na mistura.

[NaNO3]	Volume inicial	# NaNO3	Volume final	MAf
0,5 mols / L	0,2 L	0,2x0,5 = 0,1 mol	0,2 + 0,3 = 0,5 L	0,1 / 0,5 = 0,2 M

2 ) Misturamos 200 mL de uma solução 0,5 M de NaNO₃ com 300 mL de uma solução 0,8 M de Na₂SO₄ . Determine a molaridade da solução do íon  Na⁺ na mistura, supondo que os sais estejam completamente ionizados.

Sabendo que: 

NaNO₃ >>> Na ⁺ + NO₃^-
 Na₂SO₄ >>> 2 Na⁺ + SO₄^2- 

[NaNO3]	[Na+]	Volume	# Na+
0,5 mol / L	0,5 mol / L	0,2 L	0,5 x 0,2 = 0,1 mol
[Na2SO4]	[Na+]	Volume	# Na+
0,8 mol / L	2 x 0,8 = 1,6 mol / L	0,3 L	1,6 x 0,3 = 0,48 mol
# Na+	Volume	[Na+]
0,1 + 0,48 = 0,58 mol	0,2 + 0,3 = 0,5 L	0,58 / 0,5 = 1,16 mol / L

            032.3 - Mistura de soluções com solutos que reagem quimicamente.
O resultado depende da qualidade dos solutos e de suas quantidades para saber se a reação química foi completa ou sobrou reagente.
Cada caso deve ser analisado separadamente não cabe uma solução geral.
            032.4 - Mistura de um ácido com uma base.
Nas soluções de ácido e bases em água são encontrados íons H⁺ e OH^- .
Misturadas estas soluções os íons se neutralizam na proporção de 1 para 1.

H⁺   +   OH^- >>> H₂O
1 mol     1 mol      1 mol

Como resultado da mistura pode ocorrer:

Neutralização	Quantidade de íons #
total do ácido e da base	# H+   =  # OH-
parcial do ácido	# H+   >  # OH-
parcial da base	# H+   <  # OH-

Quando ocorre uma neutralização parcial do ácido ou da base, a solução resultante é uma solução do ácido ou da base mais diluída, uma vez que o volume da mistura é maior e a quantidade de soluto foi reduzida. 

Exemplos:

1) Foram misturados 600 mL de uma solução 2 M de HCl com 400 mL de uma solução 3 M de NaOH. Supondo o ácido e a base completamente ionizados, verifique se ocorreu ou não a neutralização total do ácido e da base.

Sabemos que:

HCl >>> H⁺ + Cl^-
1 mol        1 mol .......

NaOH >>> OH^- + Na⁺
1 mol        1 mol .......

[HCl]	[H+]	volume da solução	quantidade de H+
2 M	2 M	0,6 L	1,2 mol
[NaOH]	[OH-]	volume da solução	quantidade de OH-
3 M	3 M	0,4 L	1,2 mol

Como as quantidades de íons hidrogênio e hidroxila são iguais ocorreu uma neutralização total do ácido e da base.

2) Foram misturados 200 mL de uma solução 2 M de HCl com uma solução 3 M de NaOH. Supondo o ácido e a base completamente ionizados, determine o volume da solução da base para ocorrer uma neutralização total.

Sabemos que:

HCl >>> H⁺ + Cl^-
1 mol        1 mol .......

NaOH >>> OH^- + Na⁺
1 mol        1 mol .......

[HCl]	[H+]	volume da solução	quantidade de H+
2 M	2 M	0,2 L	0,4 mol
[NaOH]	[OH-]	volume da solução	quantidade de OH-
3 M	3 M	x	3x mol

Para ocorrer neutralização total é necessário que as quantidades de íons hidrogênio e hidroxila sejam iguais.

3x = 0,4 >>> x = 0,133 L

3) Foram misturados 600 mL de uma solução 0,5 M de H₃PO₄  com 400 mL de uma solução 2 M de Ca(OH)₂ . Supondo o ácido e a base completamente ionizados, verifique se ocorreu ou não a neutralização total. Havendo uma neutralização parcial, determine a concentração do ácido ou da base residual.

Sabemos que:

H₃PO₄ >>> 3 H⁺ + PO₄^-
1 mol           3 mols ..........

Ca(OH)₂ >>> 2 OH^- + Ca⁺
1 mol            2 mols .......

[H3PO4]	[H+]	volume da solução	quantidade de H+
0,5 M	3 x 0,5 M	0,6 L	3 x 0,5 x 0,6 = 0,9 mol
[Ca(OH)2]	[OH-]	volume da solução	quantidade de OH-
2 M	2 x 2 M	0,4 L	2 x 2 x 0,4 = 1,6 mol

Como a quantidade de íons hidroxila é maior que a de íons hidrogênio ocorreu uma neutralização parcial da base, tendo restado na solução 1,6 - 0,9 = 0,7 mol do íon hidroxila.
Como o volume da mistura é 0,6 + 0,4 = 1 L, então a concentração molar da base restante é 0,7 M