Mistura de soluções com solutos diferentes

Imagine que misturemos 1 L de solução aquosa de cloreto de sódio (NaCl – sal de cozinha) a 0,1 mol/L com 1 L de uma solução aquosa de sacarose (C₁₂H₂₂O₁₁ – açúcar comum) a 0,2 mol/L. O solvente de ambas as soluções é o mesmo: a água. Porém, os solutos são diferentes: sal e açúcar, de modo que se originou uma nova solução.

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Entretanto, esses solutos não reagem entre si, eles estão simplesmente diluídos num volume maior de solução. Na solução inicial havia 0,1 mol de sal em 1 L de solução, agora há 0,1 mol de sal dissolvido em 2 L de solução. O mesmo raciocínio se aplica à solução de sacarose, que tinha 0,2 mol de açúcar dissolvido em 1 L e agora esse 0,2 mol está dissolvido em 2 L de solução:

Esquema de mistura de solutos diferentes

Assim, se quisermos descobrir a concentração em mol/L do sal e do açúcar nessa nova solução, devemos considerar como se cada solução tivesse sofrido uma simples diluição. Isso pode ser feito de duas formas. Na primeira, basta usar a fórmula da concentração em mol/L (M = n/V) para cada solução:

* NaCl: * C₁₂H₂₂O₁₁:

M = n                                                 M = n
        V                                                        V
M = 0,1 mol                                       M = 0,2 mol
          2 L                                                                   2 L
M = 0,05 mol/L                                  M = 0,1 mol/L

Agora temos 0,05 mol de NaCl e 0,1 mol de C₁₂H₂₂O₁₁dissolvidos em cada litro da solução.

Outra forma de resolver essa questão é usar o que foi explicado no texto Diluição de Soluções. Ele trouxe a seguinte relação:

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M_inicial . V_inicial = M_final . V_final

Podemos usá-la da seguinte forma:

* NaCl: * C₁₂H₂₂O₁₁:

M_inicial . V_inicial = M_final . V_finalM_inicial . V_inicial = M_final . V_final

0,1 mol/L . 1 L = M_final . 2 L 0,2 mol/L . 1 L = M_final . 2 L

M_final = 0,1 mol                                              M_final = 0,2 mol
                  2L                                                                2L
M_final = 0,05 mol/L                                         M_final =0,1 mol/L

Essa relação também se aplica a todas as outras formas de concentração.

Mas e se os solutos sofrerem ionização ou dissociação iônica em meio aquoso? Como determinar a concentração de cada um dos íons na nova solução formada?

Para tal será necessário escrever as equações de ionização ou dissociação de cada soluto e usar a proporção estequiométrica para determinar a concentração dos íons formados.

Por exemplo, considere que foram misturados 250 mL de uma solução aquosa de K₂SO₄ a 0,5 mol/L com 150 mL de uma solução aquosa de Al₂(SO₄)₃ a 0,8 mol/L. Qual seria a concentração em mol/L de cada um dos íons formados na solução final?

1º passo: Escrever as reações de dissociação dos sais:

1 K₂SO_4(aq) → 2 K⁺_(aq)+ 1 SO₄^2-
         ↓                 ↓               ↓
     1 mol          2 mol       1 mol
         ↓                 ↓               ↓
   0,5 mol/L       1,0 mol/L     0,5 mol/L

1 Al₂(SO₄)_3(aq) → 2 Al³⁺_(aq)+ 3 SO₄^2-
         ↓                    ↓                 ↓
     1 mol              2 mol         3 mol
         ↓                    ↓                  ↓
   0,8 mol/L       1,6 mol/L     2,4 mol/L

2º passo: Agora vamos fazer os cálculos para cada íon:

K⁺_(aq):

M_inicial . V_inicial = M_final . V_final
1,0 mol/L . 0,25 L = M_final. 0,4 L
M_final = 0,25 mol
0,4L
M_final = 0,625 mol/L de K⁺_(aq) na solução final

Al³⁺_(aq):

M_inicial . V_inicial = M_final . V_final
1,6 mol/L . 0,15 L = M_final. 0,4 L
M_final = 0,24 mol
0,4L
M_final = 0,6 mol/L de Al³⁺_(aq) na solução final

SO₄^2-_(aq) (ele estava presente nas duas soluções):

M_inicial . V_inicial + M_inicial . V_inicial = M_final . V_final
(0,5 mol/L . 0,25 L) + ( 2,4 mol/L . 0,15 L) = M_final. 0,4 L
(0,125 mol) + ( 0,36 mol) = M_final. 0,4 L
M_final = 0,485 mol
0,4L
M_final = 1,2125 mol/L de SO₄^2-_(aq) na solução final