Mais não se preocupa não Heloah Fernandes porque o que eu escrevi no COMENTÁRIO ou vou te falar 2° feira pessoalmente porque escrever coisas das outras pessoas pelas costa é uma falta de ética, falta de caráter e personallidade... Não vou te dar sermão porque como se diz a Ludimilla Leitte eu não sou seu pai... Todos nós podemos errar, mas a perseverança no erro é que é loucura... Vou falar mansinho com você e você do mesmo modo para não gerar conflito, mais se você vir brava vocÊ vai sair correndo...

Concentração comum

Concentração comum é uma relação entre a massa de soluto presente numa solução e o volume desta. É calculada pela fórmula massa soluto/volume (solução). Sua unidade no SI é kg/m³, porém é muito mais comum encontrarmo-la expressa em g/L.  

 Sendo:   C = concentração comum            m1 = massa do soluto, em gramas.            V = volume da solução, em litros.

Aplicação: Qual a concentração de uma solução que contém 20 gramas do soluto dissolvido em 0,5 litro de solução?

               m1 = 20 g               V = 0,5 litro

              C = 20g / 0,5 litro = 40 g / litro 

Exemplo:

Um frasco de um produto informa o seguinte: C = 50 mg/ml.

Responda: Quantos mg há em um ml? Quantos mg de soluto há em meio litro de solução?

Resposta: Há 50 mg de soluto para cada ml de solução. Usando a fórmula, temos: 50 = massa do soluto/500. Massa do soluto = 25000mg.

https://sites.google.com/site/kbjr12/concentracao-comum

12. Título 

É a relação entre a massa do soluto e a massa da solução. É uma grandeza adimensional. 

Massa da solução = massa do soluto + massa do solvente 

Assim, considerando 20g de H2SO4 dissolvidos em 80g de água, o título da solução será: 

13. Porcentagem em massa 

Quando multiplicamos o título por 100, obtemos a porcentagem em massa: 

p = % em massa = título x 100

Desse modo, a porcentagem em massa do H2SO4 na solução considerada seria: % em massa

do 

Assim, entendemos que, a cada 100g de solução, 20g são de H2SO4. 

O título ou título em massa é comumente usado para indicar a porcentagem em massa de soluto.

Título 

É o quociente de massa do soluto pela massa total da solução

(  ). 

   (34.2)

     

   (34.3)

sendo o título uma grandeza adimensional.

Porcentagem em Massa 

É o quociente da massa do soluto (multiplicado por  ) pela massa total da

solução (  ).

    (34.4)

onde a relação entre porcentagem em massa e título é 

    (34.5)

Concentração Comum 

É o quociente da massa do soluto ( ), pelo volume da solução (). 

    (34.6)

onde a relação entre a concentração comum, título e densidade da solução é 

    (34.7)

Onde:

Molaridade 

Concentração em   ou Molaridade   é o quociente do número de mols do soluto pelo volume da solução (em  ). Sendo:

   (34.8)

     

   (34.9)

http://www.mundofisico.joinville.udesc.br/PreVestibular/2005-1/mod1/node37.html

A densidade é uma propriedade específica de cada material que serve para identificar

uma substância. Essa grandeza pode ser enunciada da seguinte forma:

Matematicamente, a expressão usada para calcular a densidade é dada por:

A unidade de densidade no SI é o quilograma por metro cúbico (kg/m3), embora as

unidades mais utilizadas sejam o grama por centímetro cúbico (g/cm3) ou o grama por

mililitro (g/mL). Para gases, costuma ser expressa em gramas por litro (g/L).

Molaridade ou Concentração molar 

Indica a relação entre o número de mols do soluto e o volume da solução, em litros. 

                                                  

Unidade: mol/l ou molar. 

Observação – Relação entre a molaridade e a concentração comum: 

  

Aplicação 

(Unitau-SP) Para matar baratas, precisamos fazer uma solução aquosa a 30% de ácido bórico (d =

1,34g/cm3), concentração molar de: 

(Dados: H = 1; B = 10,8; O = 16) 

a) 6,5M 

b) 6,0M 

c) 5,5M 

d) 5,0M 

e) 4,5M 

Solução: 

d= 1,34g/cm3 T = 30% 

   

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

 

1 ppt = 1 parte de soluto_____  

              1012 partes de solução

Se a solução for sólida ou líquida, a concentração em ppm é dada em massa; já se for no

estado gasoso, ela será fornecida em volume.

Desse modo, se dissermos que a quantidade máxima permitida de chumbo, nas águas de

abastecimento público, deve ser de 0,015 ppm, isso significa que são 0,015 g ou 15 mg de

chumbo em 1 milhão de gramas da solução, ou seja, da água.

Outro exemplo importante de utilização da concentração em ppm, foi a resolução de 2002,

do Conselho Nacional do Meio Ambiente (Conama), que estabelecia que a quantidade

máxima aceitável de enxofre no óleo diesel deveria ser de 50 partes por milhão (ppm), ou

seja, 50 partes de enxofre para 1 000 000 de partes do óleo diesel. Sendo que,

atualmente, o óleo recebido pelas regiões metropolitanas contém 500 ppm; e, nas áreas

rurais do país, esse teor pode chegar a 2 000 ppm.

Assim como visto em diluição das soluções, a misturas de soluções está bastante presente no nosso cotidiano. Misturamos café com leite no café da manhã; misturamos suco de limão com cachaça para fazemos uma caipirinha. É também comum num laboratório ocorrer misturas (mais até que diluições).

As misturas podem ser feitas com soluções de mesmo ou de diferentes solutos (nesse último caso, poderá ocorrer reação ou não entre os solutos). São exatamente esses casos que veremos. Em todos os casos consideremos que o solvente é o mesmo.

Misturas de soluções de mesmo soluto

Quando misturamos soluções de mesmo soluto, obtemos uma nova solução de concentração intermediária às das soluções misturadas. Nesse caso, a massa total de soluto da solução final será a soma das massas dos solutos das soluções iniciais. Da mesma forma, o volume final será a soma dos volumes das soluções iniciais. Consequentemente temos:

   C = C’V’ + C”V”

              V’ + V"

Misturas de soluções de solutos diferentes 

Esse é um tipo de mistura bastante complicada. Se os solutos não reagem, não podemos somar as quantidades de matéria. Devemos nesse caso considerar cada soluto separadamente na solução. Essa mistura é comum quando misturamos base com base, ácido com ácido. 

Já se houver reação química, e não uma simples mistura, os problemas serão resolvidos com a ajuda da estequiometria. Porém, pode ocorrer duas situações:

1ª: os dois solutos estão em quantidades exatas para reagir (proporções estequiométricas). Reagem totalmente;

2ª: os dois solutos estão em quantidades diferentes para reagir. Nesse caso, haverá sobra de um deles.Essas misturas são comuns de ácidos com bases, sais e ácidos, bases e sais.

Mistura de soluções no vestibular

(UEL – PR) Misturam-se 200 ml de solução de hidróxido de potássio de concentração 5,0g/L com 300 ml de solução de mesma base com concentração 4,0g/L. A concentração final em g/L é:

a) 0,5b) 1,1c) 2,2d) 3,3e) 4,4

GABARITO: LETRA “E”

C = C’V’ + C”V”    =    0,2.5,0 + 0,3.4    =   2,2    =   4,4     V’ + V”             0,2 + 0,3    0,5

(UFRJ) Misturando-se 100 ml de solução aquosa 0,1 molar de KCl, com 100 ml de solução aquosa 0,1 molar de MgCl2, as concentrações dos íons K+ , Mg2+  e Cl-  na solução resultante serão, respectivamente:a) 0,05 M, 0,05 M e 0,1 Mb) 0,04 M, 0,04 M e 0,12 Mc) 0,05 M, 0,05 M e 0,2 Md) 0,1 M, 0,15 M e 0,2 M

e) 0,05 M, 0,05M e 0,15M

GABARITO: LETRA “E”

Como não haverá reação, pois esses sais não reagem, devemos calcular as concentrações em separado. Repare que V” é igual a 0,2 (0,1 de KCl + 0,1 de MgCl2) Dessa forma temos: 

KCl:C’V’ = C”V” = 0,1.0,1 = C”0,2 = C” = 0,05 mol/L de KClKCl ↔ K+  + Cl- 0,05    0,05  0,05

MgCl2:C’V’ = C”V” = 0,1.0,1 = C”0,2 = C” = 0,05 mol/L de MgCl2MgCl2 ↔ Mg2+  + 2Cl- 0,05         0,05     0,1

Vemos que a concentração de Cl-  será 0,05 + 0,1 = 0,15

(UFMG) Juntam-se 300 ml de HCl 0,4 M e 200 ml de NaOH 0,8 M. Quais serão as concentrações finais do:

a) ácido;                                      b) base;                                c) do sal formado

Esse item requer cuidados. Portanto dividiremos a resolução em etapas

I – Calculamos as quantidades, em mols, doa solutos iniciaisHCl: n = ɱ.V = 0,4.0,3 = 0,12 molNaOH: n = ɱ.V = 0,8.0,2 = 0,16 mol

II – Escrevemos a reação e verificamos se há excesso ou não de um dos reagentes                                HCl + NaOH → NaCl + H2OInício                       0,12    0,16            0          0Reagem                   0,12    0,12           0,12   0,12Resto                         0       0,04           0,12   0,12

III – Após a análise da reação, calculamos a concentrações pedidas. Lembre-se: o volume agora é a soma dos volumes do ácido com a base, ou seja, 0,3+ 0,2 = 0,5L

a) HCl: zerob) NaOH: M = n    = 0,04   = 0,08 mol/L

                        V      0,5c) NaCl: M = n    = 0,12   = 0,24 mol/L                      V      0,5

(UFRN) 150 ml de ácido clorídrico (HCl) de molaridade desconhecida são misturados a 350 ml do mesmo ácido a 2 M, dando uma solução de 2,9 M. Qual a molaridade do ácido inicial?a) 3,0b) 4,0c) 5,0d) 2,37

GABARITO: LETRA “C”

C = C’V’ + C”V” =   2,9 = C’.150 + 2.350   =    C’ = 5 mol/L     V’ + V”                         150 + 350

Reações exotérmicas e endotérmicas As reações que liberam calor para o ambiente externo são denominadas reações exotérmicas. Já as reações que absorvem calor do meio externo são as reações endotérmicas. 

A cocção de alimentos. Um alimento que está sendo cozido sobre o fogo está passando por uma reação endotérmica. A reação de combustão que perde calor para o ambiente externo, é um exemplo de reação exotérmica.

Os elétrons estão distribuídos em camadas ao redor do núcleo. Admite-se a existência de

7 camadas eletrônicas, designados pelas letras maiúsculas:

K,L,M,N,O,P e Q. À medida que as camadas se afastam do núcleo, aumenta a energia dos

elétrons nelas localizados.

As camadas da eletrosfera representam os níveis de energia da eletrosfera. Assim, as

camadas K,L,M,N,O, P e Q constituem os 1º, 2º, 3º, 4º, 5º, 6º e 7º níveis de energia,

respectivamente.

Por meio de métodos experimentais, os químicos concluíram que o número máximo de

elétrons que cabe em cada camada ou nível de energia é:

 

Nível de energia Camada Número máximo de elétrons

1º K 2

2º L 8

3º M 18

4º N 32

5º O 32

6º P 18

7º Q 2 (alguns autores admitem até 8)

 

Em cada camada ou nível de energia, os elétrons se distribuem em subcamadas ou

subníveis de energia, representados pelas letras s,p,d,f, em ordem crescente de energia.

O número máximo de elétrons que cabe em cada subcamada, ou subnivel de energia,

também foi determinado experimentalmente:

energia crescente

---------------------------------->

 

Subnível s p d f

Número máximo de elétrons 2 6 10 14

 

O número de subníveis que constituem cada nível de energia depende do número máximo

de elétrons que cabe em cada nível. Assim, como no 1ºnível cabem no máximo 2 elétrons,

esse nível apresenta apenas um subnível s, no qual cabem os 2 elétrons. O subnível s do

1º nível de energia é representado por 1s.

Como no 2º nível cabem no máximo 8 elétrons, o 2º nível é constituído de um subnível s,

no qual cabem no máximo 2 elétrons, e um subnível p, no qual cabem no máximo 6

elétrons. Desse modo, o 2º nível é formado de dois subníveis, representados por 2s e 2p,

e assim por diante.

Resumindo:

 

Nível Camada Nº máximo de elétrons Subníveis conhecidos

1º K 2 1s

2º L 8 2s e 2p

3º M 18 3s, 3p e 3d

4º N 32 4s, 4p, 4d e 4f

5º O 32 5s, 5p, 5d e 5f

6º P 18 6s, 6p e 6d

7º Q 2 (alguns autores admitem até 8) 7s 7p

 

Linus Carl Pauling (1901-1994), químico americano, elaborou um dispositivo prático que

permite colocar todos os subníveis de energia conhecidos em ordem crescente de energia.

É o processo das diagonais, denominado diagrama de Pauling, representado a seguir. A

ordem crescente de energia dos subníveis é a ordem na sequência das diagonais.

Acompanhe os exemplos de distribuição eletrônica:

1 - Distribuir os elétrons do átomo normal de manganês (Z=25) em ordem de camada.

Solução:

Se Z=25 isto significa que no átomo normal de manganês há 25 elétrons. Aplicando o

diagrama de Pauling, teremos:

K - 1s2 

L - 2s2 2p6

M - 3s2 3p6 3d5

N - 4s2 4p 4d 4f

O - 5s 5p 5d 5f

P - 6s 6p 6d

Q - 7s 7p

Resposta: K=2; L=8; M=13; N=2

2 - Distribuir os elétrons do átomo normal de xenônio (Z=54) em ordem de camada.

Solução:

K - 1s2

L - 2s2 2p6

M- 3s2 3p6 3d10 

N- 4s2 4p6 4d10 4f

O- 5s2 5p6 5d 5f

P- 6s 6p 6d

Q- 7s 7p

Resposta: K=2; L=8; M=18; N=18; O=8

Há alguns elementos químicos cuja distribuição eletrônica não “bate” com o diagrama de

Pauling.

Lei de hess

Ou seja, o ΔH depende somente dos valores das entalpias dos reagentes e dos produtos,

conforme a expressão:

ΔH = ΔHreagentes + ΔHprodutos

Por exemplo, consideremos a reação em que 1 mol de água (H2O) é transformado em

água no estado gasoso. Essa reação é realizada duas vezes; porém, optou-se por

caminhos diferentes:

(1º) Foi realizada em uma única etapa:

H2O(l) → H2O(v)   ΔH= +44 kJ

(2º) Foi realizada em duas etapas:

1ª etapa: H2O(l) → H2(g) + ½ O2 (g) ΔH= +286 kJ

2ª etapa: H2(g)  + ½ O 2 (g)  → H 2O(v)    ΔH= -242 kJ

H2O(l) → H2O(v)   ΔH= +44 kJ

Observe que independentemente de ter-se realizado uma ou duas etapas, a variação da

entalpia (ΔH) é sempre igual a 44 kJ. Isso ocorre por que o ΔH é a soma algébrica dos

valores de ΔH das etapas que compõem o processo, ou seja, dos processos

intermediários:

ΔH = ΔH1 + ΔH2 +  ΔH3 + ...

Por exemplo, no segundo caso, o ΔH total da reação foi a soma do ΔH da primeira etapa

(ΔH= +286 kJ) com o da segunda (ΔH= -242 kJ). Assim, obtivemos o mesmo valor da

reação com uma única etapa:

ΔH = (+286 + (-242)) kJ

ΔH = (+286 -242) kJ

ΔH = +44 kJ

Portanto, apenas nos interessam os valores inicial e final. Nesse caso, o estado inicial

corresponde a H2O(l) e o final a H2O(v).

Essa lei se tornou muito importante na Termoquímica, porque determinadas reações

químicas não podem ter seu ΔH determinado experimentalmente. Entretanto, de acordo

com a Lei de Hess a entalpia desse tipo de reação pode ser calculada por meio das

entalpias de outras reações (reações intermediárias).