Resumo de Soluções Químicas e Concentrações

## Introdução Neste material, estudaremos as **unidades de concentração física** mais usadas em química aplicada (por exemplo, em laboratórios, na indústria e no controle de qualidade). Veremos como calcular porcentagens em massa e volume, como interpretar e calcular partes por milhão (ppm), e resolveremos exemplos práticos que aparecem frequentemente em exercícios e problemas reais. > **Definição:** Uma unidade de concentração física quantifica a quantidade de soluto presente em relação à solução ou ao solvente usando uma escala conveniente (por exemplo, % m/m, % v/v, ppm). ## Conceitos básicos detalhados ### 1) % m/m (porcentagem em massa) - Representa a massa de soluto por 100 unidades de massa de solução. > **Definição:** $\%\ \mathrm{m/m}=\dfrac{\text{massa de soluto (g)}}{\text{massa de solução (g)}}\times100$. - Para calcular a massa de soluto a partir da massa de solução: isole a variável na equação anterior. - Se forem dadas a massa de soluto e a massa de solvente, a massa de solução é a soma: $\text{massa de solução}=\text{massa de soluto}+\text{massa de solvente}$. Exemplo prático: uma solução com $6{,}0\ \mathrm{g}$ de soluto em $80\ \mathrm{g}$ de solução tem $$\%\ \mathrm{m/m}=\dfrac{6{,}0}{80}\times100=7{,}5\%.$$ ### 2) % v/v (porcentagem em volume) - É usada quando tanto o soluto quanto a solução são medidos por volume (ex: álcool em água). > **Definição:** $\%\ \mathrm{v/v}=\dfrac{\text{volume de soluto (mL)}}{\text{volume de solução (mL)}}\times100$. Exemplo prático: Para obter uma solução final de $70\ \mathrm{mL}$ adicionando álcool a $50\ \mathrm{mL}$ de água, o volume de álcool necessário é $20\ \mathrm{mL}$ e a % v/v resultante é $$\%\ \mathrm{v/v}=\dfrac{20}{70}\times100=28{,}57\%\ \mathrm{v/v}.$$ ### 3) Conversão entre massa e volume usando densidade - Quando é dada a densidade $d$ da solução ou do solvente, podemos converter entre massa e volume: $\text{massa}=d\times\text{volume}$. - Exemplo aplicado: preparar uma solução $7\%\ \mathrm{m/v}$ (massa de soluto por volume de solução) cuja densidade da solução é $1{,}2\ \mathrm{g/mL}$. > **Definição:** $\%\ \mathrm{m/v}=\dfrac{\text{massa de soluto (g)}}{\text{volume de solução (mL)}}\times100$. Se for desejado 1000 mL de solução 7% m/v: a massa de soluto seria $$\text{massa de soluto}=0{,}07\times1000=70\ \mathrm{g}.$$ Para o exemplo dado no conteúdo: para preparar uma quantidade que atende às condições, foram obtidos $7\ \mathrm{g}$ de sal e $113\ \mathrm{g}$ de água (resposta final do exercício proposto). ### 4) ppm (partes por milhão) - É usada para soluções muito diluídas; expressa traços de soluto. > **Definição:** Para solução líquida: $\mathrm{ppm}=\dfrac{\text{massa de soluto (mg)}}{\text{volume de solução (L)}}$. Para solução sólida: $\mathrm{ppm}=\dfrac{\text{massa de soluto (mg)}}{\text{massa de solução (kg)}}$. - Equivalência prática: $1\ \mathrm{ppm}=1\ \mathrm{mg\ soluto}/\mathrm{L\ solução}$ (aproximando densidade da água $1\ \mathrm{g/mL}$). Exemplo resolvido: uma amostra de $2{,}5\ \mathrm{g}$ de água continha $5{,}4\times10^{-6}\ \mathrm{g}$ de $\mathrm{Zn^{2+}}$. Convertemos tudo para mg e L: $$\text{massa de Zn}^{2+}=5{,}4\times10^{-6}\ \mathrm{g}=5{,}4\times10^{-3}\ \mathrm{mg}.$$ A amostra de $2{,}5\ \mathrm{g}$ equivale a $2{,}5\ \mathrm{mL}$ de água e a $2{,}5\times10^{-3}\ \mathrm{L}$. Então $$\mathrm{ppm}=\dfrac{5{,}4\times10^{-3}\ \mathrm{mg}}{2{,}5\times10^{-3}\ \mathrm{L}}=2{,}16\ \mathrm{ppm}.$$ Outro exemplo com molaridade: uma solução $0{,}00250\ \mathrm{M}$ de HCl (MM $36{,}5\ \mathrm{g/mol}$) e densidade $1{,}00\ \mathrm{g/mL}$ pode ser convertida para ppm calculando a massa de soluto por massa/volume de solução; o resultado do exercício foi $91{,}2\ \mathrm{ppm}$. ## Tabelas comparativas | Unidade | Expressão | Uso típico | Equivalência prática | |---|---:|---|---:| | % m/m | $\dfrac{\text{g soluto}}{\text{g solução}}\times100$ | Ao preparar soluções por massa | Fácil para sólidos e