Mistura de Soluções Com Solutos Diferentes Sem Reação
1. Modelos de Questões de Soluções
Existem 4 grandes cenários de questões envolvendo concentrações de soluções:
- Quando fazemos a diluição de uma solução
- Quando misturamos duas soluções formadas pelo mesmo soluto
- Quando misturamos duas soluções formadas por solutos diferentes, mas que não reagem entre si
- Quando misturamos duas soluções formadas por solutos diferentes, mas que reagem entre si
Nesse capítulo, veremos o terceiro cenário: mistura de soluções com solutos diferentes que não reagem entre si.
Esse é um caso bastante comum e exige que a gente pense nos dois cenários que já estudamos ao mesmo tempo.
Não se assuste, eu vou te mostrar um passo a passo que ficará tudo fácil.😉
2. O que acontece quando misturamos soluções de solutos diferentes?
Aqui as coisas começam a ficar interessantes!
Quando misturamos soluções que possuem solutos diferentes e que não reagem entre si, o raciocínio muda um pouco.
A partir deste ponto, pensamos nos íons individualmente.
Ou seja, não olhamos para a solução como um todo, mas para cada íon separadamente.
Por exemplo, se eu acrescento água em uma solução de NaCl, tanto faz eu pensar na diluição sendo NaCl o soluto ou sendo Na⁺ e Cl⁻ o soluto.
Agora se eu misturo uma solução de NaCl com uma solução de KCl, pensar nas moléculas pode não ser suficiente para acertar as questões do assunto.
Devemos pensar que, depois de misturarmos as soluções, teremos ali dentro o Na⁺, o K⁺ e o Cl⁻.
Como as soluções não reagem, cada íon se comporta independentemente, e nós temos que analisar um por um.
Para cada íon, existem dois cenários importantes para considerar:
1️ Íons que aparecem apenas em uma das soluções:
Para esses íons, a adição da outra solução é como se fosse apenas adição de água. Então, resolvemos esse caso como diluição.
2️ Íons que aparecem em ambas as soluções:
Aqui temos um mesmo íon vindo de fontes diferentes, então resolvemos esse caso como mistura de soluções com o mesmo soluto.
💡 Supostamente, você precisaria relembrar de todas as regras de reatividade dos elementos que vimos em reações inorgânicas.
Mas na maioria das vezes, quando misturamos soluções e não ocorre reação, é porque elas compartilham pelo menos um íon em comum!
3. Como resolver questões de mistura de soluções sem reação?
Aqui não existe uma única fórmula para resolver tudo. O segredo é identificar a situação de cada íon e escolher o raciocínio correto:
1️ Separe os íons, montando a equação de dissociação/ionização de cada um;
2️ O íon aparece apenas em uma solução? → diluição → ($\text{ɱ}$ · $V$)$_A$ = ($\text{ɱ}$ · $V$)$_D$
3️ O íon aparece em ambas as soluções? → mistura de soluções com o mesmo soluto → ($\text{ɱ}$ · $V$)$_{\text{final}}$ = ($\text{ɱ}$ · $V$)$_A$ + ($\text{ɱ}$ · $V$)$_B$ + ...
Ao invés de decorar uma única fórmula, usaremos as fórmulas e raciocínios dos dois capítulos anteriores.
Acredite, isso vai facilitar muito sua vida na hora de resolver exercícios. 😉
4. Exemplos resolvidos
👉 Exemplo 1:
No início, eu tenho 200 mL de uma solução de NaCl 0,2 mol/L e 800 mL de uma solução de KCl 0,5 mol/L.
Se eu misturo as duas em um único recipiente, qual a concentração final dos íons Na⁺, o K⁺ e Cl⁻?
📝 Resolução:
São dois sais com íons em comum (no caso, o Cl⁻), então não acontece reação (não faz sentido trocar NaCl com KCl para formar KCl com NaCl 😂).
Se é mistura de solutos diferentes sem reação, vamos para os três passos:
1️ Dissocie/ionize cada molécula
1 NaCl → 1 Na⁺ + 1 Cl⁻
Antes da mistura, o volume da própria solução é constante, portanto a molaridade é proporcional ao número de mols.
Como o número de mols é proporcional aos números estequiométricos do balanceamento, podemos dizer que:
1 NaCl → 1 Na⁺ + 1 Cl⁻
1 mol - 1 mol - 1 mol, então:
0,2 M - 0,2 M - 0,2 M
Antes da mistura: [Na⁺] = 0,2 mol/L; [Cl⁻] = 0,2 mol/L; V(Na⁺) = V(Cl⁻) = 200 mL
1 KCl → 1 K⁺ + 1 Cl⁻
1 mol - 1 mol - 1 mol, então:
0,5 M - 0,5 M - 0,5 M
Antes da mistura: [K⁺] = 0,5 mol/L; [Cl⁻] = 0,5 mol/L; V(K⁺) = V(Cl⁻) = 800 mL
Após a mistura: Volume final= 200 + 800 = 1000 mL = 1 L
2️ Faça diluição com os íons que aparecem em apenas uma solução
Na⁺ aparece apenas uma vez:
($\text{ɱ}$ · $V$)$_{\text{ANTES}}$ = ($\text{ɱ}$ · $V$)$_{\text{DEPOIS}}$ → 0,2 . 0,2 L = [Na⁺]final . 1 L →
[Na⁺]final = 0,04 mol/L
K⁺ aparece apenas uma vez:
($\text{ɱ}$ · $V$)$_{\text{ANTES}}$ = ($\text{ɱ}$ · $V$)$_{\text{DEPOIS}}$ → 0,5 . 0,8 L = [K⁺]final . 1 L →
[K⁺]final = 0,40 mol/L
3️ Faça mistura de mesmo soluto com os íons que aparecem nas duas soluções
Cl⁻ aparece nas duas soluções:
($\text{ɱ}$ · $V$)$_{\text{final}}$ = ($\text{ɱ}$ · $V$)$_A$ + ($\text{ɱ}$ · $V$)$_B$ → [Cl⁻]final . 1 L = (0,2 x 0,2) + (0,5 x 0,8) →
[Cl⁻]final = 0,04 + 0,40 → [Cl⁻]final = 0,44 mol/L
Gabarito:
[Na⁺]final = 0,04 mol/L; [K⁺]final = 0,40 mol/L; [Cl⁻]final = 0,44 mol/L
👉 Exemplo 2:
50 mL de Na₂SO₄ 0,2 M e 50 mL de NaCl 0,4 M são misturados em um único recipiente. Encontre a concentração final dos íons Na⁺, Cl⁻ e SO₄²⁻.
📝 Resolução:
Farei de maneira mais direta os cálculos aqui, para não ficar muito grande o capítulo. Temos o mesmo íon sódio nas duas soluções, então não há reação.
1️ Dissocie/ionize cada molécula
1 NaCl → 1 Na⁺ + 1 Cl⁻
1 mol - 1 mol - 1 mol, então:
0,4 M - 0,4 M – 0,4 M
1 Na₂SO₄ → 2 Na⁺ + 1 SO₄²⁻
1 mol - 2 mol - 1 mol, então:
0,2 M - 0,4 M – 0,2 M
Cuidado com a pegadinha! Um mol de Na₂SO₄ forma dois mols de Na⁺, não vacile nisso!
2️ Faça diluição com os íons que aparecem em apenas uma solução
Cl- aparece apenas uma vez:
(ɱ . V)ANTES = (ɱ . V)DEPOIS → 0,4 . 50 mL = [Cl⁻]final . 100 mL →
[Cl⁻]final = 20 / 100 → [Cl⁻]final = 0,2 mol/L
SO₄²⁻ aparece apenas uma vez:
(ɱ . V)ANTES = (ɱ . V)DEPOIS → 0,2 . 50 mL = [SO₄²⁻]final . 100 mL →
[SO₄²⁻]final = 10 / 100 → [SO₄²⁻]final = 0,1 mol/L
3️ Faça mistura de mesmo soluto com os íons que aparecem nas duas soluções
Na+ aparece nas duas soluções:
(ɱ . V)f = (ɱ . V)A + (ɱ . V)B → [Na⁺]final . 100 mL = (0,4 x 50 mL) + (0,4 x 50 mL)
→ [Na⁺]final . 100 = 20 + 20 → [Na⁺]final = 40/100 → [Na⁺]final = 0,4 mol/L
Gabarito:
[Na⁺]final = 0,4 mol/L; [Cl⁻]final = 0,2 mol/L; [SO₄²⁻]final = 0,1 mol/L
5. Exercícios propostos
Agora é sua vez! Resolva os seguintes exercícios e veja se entendeu bem o conceito de mistura de soluções com solutos diferentes sem reação:
- Fez-se uma mistura de volumes iguais das soluções aquosas de CaCl₂ e de FeCl₃, cujas concentrações molares são, respectivamente, 1 mol/L e 2 mol/L.
Qual a concentração final do íon cloreto (Cl-)?
Gabarito
4 mol/L.
Conclusão
Se for diluição: (ɱ . V) final = (ɱ . V) inicial
Se for mistura de soluções com mesmo soluto: (ɱ . V) final = (ɱ . V)A + (ɱ . V)B.
Se for mistura de soluções com solutos diferentes, mas sem reação:
