A composição das soluções

No estudo das soluções, três medidas de concentração são úteis. Para um soluto $\ce{A}$:

• A fração mássica, denotada por $f_{\ce{A}}$.
• A fração molar, denotada por $x_{\ce{A}}$.
• A concentração molar, normalmente chamada de molaridade, representada por $c_{\ce{A}}$ ou $\ce{[A]}$.
• A concentração molal, normalmente chamada de molalidade, denotada por $w_{\ce{A}}$.

A fração mássica e a fração molar

Uma das maneiras de expressar a composição de uma mistura é como a fração mássica de cada componente, isto é, a massa de cada componente em um total de $\pu{100 g}$ da mistura. Por exemplo, se $\pu{15 g}$ de $\ce{NaCl}$ são dissolvidos em $\pu{60 g}$ de água, a massa total da mistura é $\pu{75 g}$ e a percentagem de $\ce{NaCl}$ na solução é $(\pu{15 g}/\pu{75 g}) \times \pu{100}\% = \pu{20}\%$ de $\ce{NaCl}$. Se a amostra contém $\pu{30 g}$ daquela solução, ela terá a mesma composição, $\pu{20}\%$ de $\ce{NaCl}$ em massa e conterá $\pu{6 g}$ de $\ce{NaCl}$.

Além disso, especialmente nas ciências ambientais, a concentração das substâncias muitas vezes é expressa em partes por milhão ($\pu{ppm}$) ou partes por bilhão ($\pu{ppb}$). Por exemplo, se existem $\pu{1 mg}$ de um agente poluente em uma solução composta por $\pu{1 kg}$ de água, a propriedade seria expressa como $\pu{1 ppm}$, já que existe $\pu{1e-6 g} = \pu{1 ug}$ de agente para cada $\pu{1 g}$ de água. Como a densidade da água é $\pu{1 kg.L-1},$ $$\text{Soluções aquosas diluídas:}\quad\pu{1 ppm} = \pu{1 mg//kg} = \pu{1 mg//L}$$

A fração molar é definida como sendo a razão entre a quantidade (em mols) de uma espécie e a quantidade de todas as espécies presentes em uma mistura: $$x_{\ce{A}} = \dfrac{ n_\text{soluto} }{ n_\text{total} } = \dfrac{ n_{\ce{A}} }{ n_{\ce{A}} + n_{\ce{B}} + \ldots }$$ A fração molar é importante porque se refere ao número relativo de moléculas de soluto e de solvente.

A molaridade

Com frequência, é importante em química saber a quantidade de soluto em um dado volume de solução. A concentração molar, $c$, de um soluto em uma solução, chamada comumente de molaridade do soluto, é a quantidade de moléculas do soluto ou de fórmulas unitárias presente em um dado volume da solução: $$c_{\ce{J}} = \dfrac{ n_\text{soluto} }{ V_\text{solução} } = \dfrac{ n_{\ce{A}} }{ V }$$

Como a molaridade é definida em termos do volume da solução, e não do volume do solvente usado para preparar a solução, o volume deve ser medido depois que os solutos forem adicionados. O modo mais comum de preparar uma solução de uma dada molaridade é transferir uma massa conhecida do sólido para um balão volumétrico, um frasco calibrado para conter um dado volume, acrescentar um pouco de água para dissolver o soluto, encher o balão com água até a marca e, então, agitar o balão invertendo o frasco repetidamente.

A molaridade também pode ser usada para calcular o volume de solução, $V$, que contém uma determinada quantidade de soluto.

A molalidade

A molalidade, $b_{\ce{J}}$, de um soluto é definida como a quantidade de soluto (em mols) de uma solução dividida pela massa do solvente (em quilogramas): $$w_{\ce{J}} = \dfrac{ n_\text{soluto} }{ m_\text{solvente} } = \dfrac{ n_{\ce{A}} }{ m }$$ Assim como a fração molar, a molalidade se refere à quantidade relativa de moléculas de soluto e de solvente.

Observe a ênfase no solvente na definição de molalidade, e na solução na definição de molaridade. A fração molar e a molalidade são independentes da temperatura. A molaridade, por outro lado, depende do volume da solução, que pode mudar em função da temperatura.

É necessário conhecer a densidade da solução para converter molaridade em molalidade.

A cor das soluções

A luz branca é uma mistura de todos os comprimentos de onda da radiação eletromagnética entre cerca de $\pu{400 nm}$ (violeta) e cerca de $\pu{700 nm}$ (vermelho). Quando alguns desses comprimentos de onda são removidos do feixe de luz branca que passa através de uma amostra, a luz que passa não é mais branca. Por exemplo, se a luz vermelha é retirada da luz branca por absorção, a luz que resta é de cor verde. Se a luz verde é removida, a luz que aparece é vermelha. O vermelho e o verde são chamados de cores complementares uma da outra — cada uma é a cor que permanece depois que a outra é removida (Fig. 2D.2.1).

Figura 2D.2.1

A roda de cores mostrada na ilustração pode ser usada para sugerir a faixa de comprimento de onda na qual uma substância tem absorção significativa (não necessariamente absorção máxima). Se uma substância parece azul (como no caso da solução de sulfato de cobre(II), por exemplo), é porque ela está absorvendo a luz laranja ($\pu{580 nm}$ a $\pu{620 nm}$). Igualmente, com base no comprimento de onda (e, portanto na cor) da luz absorvida pela substância, é possível predizer a cor da substância pela cor complementar na roda das cores. Como o $\ce{MnO4^-}$ absorve luz em $\pu{535 nm}$, que é a luz amarelo-esverdeada, o composto aparece violeta.

A absorção da luz visível por substâncias pode ser usada para medir suas concentrações, usando-se um espectrômetro. Em determinado comprimento de onda, a absorbância, $A$, de uma solução é definida como o logaritmo comum (base $10$) da razão entre a intensidade da luz incidente, $I_0$, e a intensidade da luz transmitida através da amostra, $I$ (Fig. 2D.2.2): $$A = \log\left( \dfrac{I_0}{I} \right)$$

Figura 2D.2.2

A solução é transferida para um tubo retangular transparente, chamado de cubeta. A absorbância é proporcional ao caminho óptico da luz na solução, $L$, e à concentração molar da substância, $c$ (isto é, $A \propto Lc$). O coeficiente de proporcionalidade é expresso por $\epsilon$ e é chamado de coeficiente de absorção molar: $$A = \epsilon L c$$ Essa relação normalmente é escrita em termos das intensidades, inserindo-se a definição de $A$: $$\fancyboxed{ \text{Lei de Beer-Lambert:}\quad I = I_0 \times 10^{-\epsilon L c} }$$ Essa forma da relação é denominada Lei de Beer. O coeficiente de absorção molar, $\epsilon$, é uma característica do composto para um valor específico de comprimento de onda da luz incidente.