Molaridade, diluição e estequiometria de soluções

A molaridade conta mols por litro de solução

A molaridade, também chamada de concentração em quantidade de matéria, é a quantidade de soluto em mols dividida pelo volume de solução em litros: c = n/V, em mol/L, frequentemente escrita M. Uma solução de glicose de 0.250 mol/L contém 0.250 mol de glicose em cada litro da solução final. Os colchetes indicam a concentração molar de uma espécie, como em [Cl⁻].

O volume é o da solução, e não o do solvente. Dissolver um soluto em exatamente 1.000 L de água geralmente dá um volume total que não é 1.000 L, por isso as soluções são completadas até a marca de calibração em um balão volumétrico, em vez de se adicionar um volume medido de água.

Para um eletrólito forte, as concentrações dos íons decorrem da fórmula. Uma solução de CaCl₂ de 0.150 mol/L tem 0.150 mol/L de Ca²⁺ e 0.300 mol/L de Cl⁻, porque cada unidade de fórmula libera dois íons cloreto. A molaridade também muda um pouco com a temperatura, já que as soluções se dilatam quando aquecidas.

Preparando uma solução a partir de um sólido pesado

A quantidade necessária é n = c × V, e a massa a pesar é n × M, em que M é a massa molar. Pese o sólido, dissolva-o em menos água que o volume final, transfira-o para um balão volumétrico enxaguando o béquer sobre o balão, complete até a marca e misture por inversão.

Exemplo resolvido: preparar 250.0 mL de sulfato de cobre(II) 0.0800 mol/L a partir de cristais azuis de sulfato de cobre(II) pentaidratado, CuSO₄·5H₂O. Com as massas atômicas padrão da IUPAC arredondadas para duas casas decimais (Cu 63.55, S 32.06, O 16.00, H 1.01), a massa molar do hidrato é 63.55 + 32.06 + 4(16.00) + 5(18.02) = 249.71 g/mol.

n = 0.0800 mol/L × 0.2500 L = 0.02000 mol. Massa = 0.02000 mol × 249.71 g/mol = 4.994 g, então pese 4.99 g do pentaidratado. Cada unidade de fórmula ainda fornece um Cu²⁺ e um SO₄²⁻, mas a água de hidratação soma-se à massa que você pesa. Se você usasse a massa molar anidra, 159.61 g/mol, e pesasse 3.19 g do hidrato, a solução teria apenas 0.0511 mol/L, cerca de 36% mais diluída do que o devido.

Diluindo uma solução estoque com C₁V₁ = C₂V₂

Adicionar solvente muda o volume, mas não a quantidade de soluto. Como n = cV antes e depois da diluição, C₁V₁ = C₂V₂, em que 1 se refere à solução estoque e 2 à solução diluída. Qualquer unidade de volume serve, se os dois volumes usarem a mesma, porque as unidades se cancelam.

Exemplo resolvido: você precisa de 500.0 mL de cloreto de sódio 0.360 mol/L e tem uma solução estoque de 2.40 mol/L. V₁ = C₂V₂ ÷ C₁ = (0.360 mol/L × 500.0 mL) ÷ 2.40 mol/L = 75.0 mL. Verificação: a solução estoque é 2.40 ÷ 0.360 = 6.67 vezes mais concentrada, então você precisa de cerca de um sétimo do volume final, e 500.0 mL ÷ 6.67 = 75.0 mL.

Meça 75.0 mL da solução estoque em um balão volumétrico de 500 mL e complete até a marca. Não se limite a adicionar 425.0 mL de água: os volumes de soluções não são estritamente aditivos, e C₂ se refere ao volume final. Ao diluir um ácido concentrado, adicione o ácido à água e não a água ao ácido, porque o calor liberado pode causar respingos.

Estequiometria de soluções: do volume aos mols e de volta

Em reações entre soluções, a molaridade converte volume em mols por meio de n = c × V. A razão molar da equação balanceada se aplica então exatamente como na estequiometria baseada em massa, e uma segunda molaridade converte de volta em volume, se necessário.

Exemplo resolvido: que volume de cloreto de bário 0.125 mol/L precipita todo o sulfato de 40.0 mL de sulfato de sódio 0.0850 mol/L, e que massa de sulfato de bário se forma? A equação iônica líquida é Ba²⁺(aq) + SO₄²⁻(aq) → BaSO₄(s). n(SO₄²⁻) = 0.0850 mol/L × 0.0400 L = 3.40 × 10⁻³ mol. A razão é 1:1, e cada BaCl₂ fornece um Ba²⁺, portanto V = 3.40 × 10⁻³ mol ÷ 0.125 mol/L = 0.0272 L, ou 27.2 mL.

A massa molar do BaSO₄ (Ba 137.33, S 32.06, O 16.00) é 233.39 g/mol, portanto a massa formada é 3.40 × 10⁻³ mol × 233.39 g/mol = 0.794 g. Cada resposta tem três algarismos significativos, determinados por 0.0850 mol/L, 40.0 mL e 0.125 mol/L.

Titulação: transformando a leitura da bureta em concentração

Em uma titulação, uma solução de concentração conhecida, o titulante, é adicionada de uma bureta a um volume medido de amostra até que a reação se complete. O ponto de equivalência é aquele em que a quantidade de titulante adicionada corresponde à da amostra na razão estequiométrica. O ponto final é aquele em que o indicador muda de cor, e um indicador adequado faz os dois quase coincidirem.

Exemplo resolvido: uma amostra de 20.00 mL de solução de hidróxido de bário de concentração desconhecida requer 28.36 mL de ácido clorídrico 0.1208 mol/L para atingir o ponto final da fenolftaleína. Ba(OH)₂(aq) + 2 HCl(aq) → BaCl₂(aq) + 2 H₂O(l). n(HCl) = 0.1208 mol/L × 0.02836 L = 3.426 × 10⁻³ mol. n(Ba(OH)₂) = 3.426 × 10⁻³ mol ÷ 2 = 1.713 × 10⁻³ mol. c(Ba(OH)₂) = 1.713 × 10⁻³ mol ÷ 0.02000 L = 0.08565 mol/L, com quatro algarismos significativos.

O fator 2 importa. Tratar a reação como 1:1 daria 0.1713 mol/L, o dobro do valor verdadeiro, e é por isso que C₁V₁ = C₂V₂ não deve ser usada em titulações. A concentração do próprio titulante é estabelecida antes por padronização, titulando-o contra um padrão primário pesado; o carbonato de sódio é uma escolha comum para ácidos.

Erros de concentração e como percebê-los

A maioria dos erros de concentração é de unidades ou de montagem. Escrever as unidades em todas as grandezas e verificar se o resultado vai na direção esperada detecta quase todos eles.

Uma solução diluída deve ser menos concentrada que sua solução estoque, a massa pesada de um hidrato deve ser maior que a do sal anidro, e o volume de titulante deve ficar dentro da faixa da bureta. Um resultado que viole qualquer um desses pontos merece uma segunda olhada.

• Usar mililitros em n = c × V com c em mol/L. Converta antes para litros; mL × mol/L não dá mol.
• Usar o volume do solvente em vez do volume final da solução.
• Usar a massa molar anidra para um hidrato.
• Aplicar C₁V₁ = C₂V₂ a uma reação. Ela descreve apenas a diluição; para reações, passe pelos mols e pela razão molar.
• Esquecer a multiplicidade dos íons, como tratar CaCl₂ 0.150 mol/L como 0.150 mol/L em Cl⁻.
• Adicionar o volume final de água em vez de diluir até o volume final.