Química Analítica

Aprenda como fazer uma solução a 0,1 M de HCl em seu laboratório. Ou com a Molaridade que você preferir, na quantidade exata que você precisa, sem desperdiçar e com o tipo de HCl que você comprou, ajustando a concentração para a que você possui no momento.

Exemplo 1 - Passo a passo detalhado

A Química Analítica te proporciona formas de preparar através de um planejamento soluções com concentração específica e na quantidade exata que você necessitará. 

Para esse tipo de problema se utilizará essa fórmula acima, que te permite planejar uma solução para qualquer tipo de soluto.

Deve-se substituir na fórmula observando as unidades, como a concentração desejada (portanto a que está entrando na fórmula) está em mol/L, o volume terá que ser em litros e as unidades de massa serão em gramas.

Quanto a Massa Molar é igual a soma da massa atômica dos átomos que compõem, no caso, o ácido sulfúrico. Para isso pega-se a massa de cada um dos átomos, obviamente se multiplica ela pela quantidade de vezes que esse átomo aparece na molécula, tendo assim a massa total da molécula.

Sabe-se que 1 mol de uma molécula é igual ao valor da sua massa atômica, porém em gramas. Portanto se a molécula no caso pesa 98 u: 1 mol dessa molécula (6x10^23 átomos) irá pesar 98 g. 

Então substitui-se na fórmula e acha o m, essa seria sua resposta, seria o quanto você teria que pesar na balança de ácido sulfúrico para fazer essa solução que você deseja.

Ou seja, temos somente 15 gramas de ácido sulfúrico realmente em 100 gramas da solução. Então para termos 3,92 gramas de ácido quanto da solução terá que ser pega?

Exemplo 2 - Resumo dos passos

1o passo (calcular o m real para se produzir essa solução desejada):

Substitui-se na fórmula para a achar o m real.

E então se adéqua essa massa a concentração do seu soluto:

2o passo (Corrigir pela concentração do que temos no laboratório):

Como o ácido em questão do meu laboratório é a 96%, ou seja, próximo dos 100% de pureza, a massa corrigida ficou parecida com a real que achamos com a fórmula principal acima.

3o e último passo (se o soluto da nossa solução é líquido utilizamos a densidade para saber o volume que teremos que pegar):

Como o ácido sulfúrico é líquido à temperatura ambiente, utilizamos no terceiro e último passo, a densidade para saber quanto de volume se terá aquela massa que precisamos.

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Nox - Número de Oxidação

Oxidação

É um processo comum para reações como a combustão, corrosão, metabolismo de alimentos e extração de minérios. 
Um exemplo clássico de reação de oxidação ocorre entre o magnésio e o oxigênio na produção de óxido de magnésio durante a queima de fogos de artifício que formam rastros de faíscas brancas. 

Oxidação inicialmente era reações de um determinado material com o oxigênio. 

Posteriormente reação de oxidação, independente do oxigênio estar envolvido, são reações onde ocorre transferência de elétrons entre os reagentes. 
O agente que perder o elétron é considerado como oxidado e o que receber é reduzido.

No caso, os átomos de magnésio perdem 2 elétrons (ficando com duas cargas positivas) para o oxigênio que é um ametal - mais eletronegativo - do que o metal magnésio. 

Porém também é considerada uma reação de oxidação quando o magnésio reage da mesma forma com o cloro - um outro ametal -, ele perde 2 elétrons para dois átomos de cloro (molécula Cl2) formando cloreto de magnésio (MgCl).

 

 ** Outro exemplo de reação de oxidação ** 

Brometo de sódio é um sal formado pelo ânion brometo (Br-) e o cátion sódio (Na+). 

Quando se borbulha o gás cloro em uma solução com o brometo de sódio, o Br- perde seu elétron para a molécula de cloro (Cl2):

Forma-se íon Cl- (ânion de cloro que ganhou o elétron do brometo).
Os íon Cl- que forem sendo formados reagem com o Na+ formando cloreto de sódio. 

Assim a molécula de bromo (Br2) também é formada, por dois íons brometos que perderam seus elétrons.

Por isso é uma reação de oxidação, onde o Br- é considerado oxidado (mesmo que o brometo estava em sua forma como íon e voltou para seu estado fundamental quando perdeu o elétron). 

Número de Oxidação - NOX

Algumas vezes ao observar a reação não dá para saber qual dos reagentes foi oxidado e qual foi reduzido, então por isso foi inventado uma maneira de "seguir" o caminho dos elétrons, essa maneira é através do número de oxidação.


Esse número indica a carga real que um elemento apresenta na estrutura de um composto iônico ou a carga aparente que os elementos apresentam na estrutura dos compostos moleculares.


Oxidação: Consiste no processo de perda de elétrons pelo átomo, portanto ele torna-se mais positivo, consequentemente o Nox também fica mais positivo, pois aumenta.
Aumenta Nox.
Perde elétron.Transferência de elétrons =>

Redução: Consiste no processo de recebimento de elétrons ficando mais negativo e seu Nox também, diminui.
Diminui Nox.
Ganha elétron. Ganha cargas negativas

Regras para cálculo do NOX

1) Substâncias simples: Os átomos presentes nos compostos simples têm Nox = Zero.


2) Substâncias compostas: Dois ou mais elementos diferentes.

- Os metais alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) e a prata (Ag) sempre têm Nox = +1.

- Os metais alcalinos terrosos (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra), o zinco (Zn) e o cádmio (Cd) têm Nox = +2.
- O alumínio (Al) sempre tem Nox = +3.

- Nos hidretos metálicos: Nesses casos o Metal (M+) sempre perde elétrons passando para o Hidrogênio (H-) que em caso de hidretos metálicos tem Nox = -1.

Hidrogênio em compostos moleculares/covalentes (com não-metais) o hidrogênio tem sempre Nox = +1.

- Normalmente o oxigênio tem Nox = -2, pois como é fortemente eletronegativo vai atrair elétrons (ganha elétrons) e será reduzido, ficando negativo.

Exceções: OF2 o oxigênio tem Nox = +2. Porque vai perder elétrons para o flúor que é o único átomo mais eletronegativo que o oxigênio (fila de eletronegatividade: FONClBrISCPH).

Em caso de Peróxidos (molécula com ligação O-O) o Nox = -1.


- Quando os halogênios estão à direita tem Nox = -1.

Halogênios (família 7A): F, Cl, Br, I, At.