normalidade

ANÁLISE QUÍMICA
Revisão Soluções
Prof. Juarez Denadai
2012
CONCENTRAÇÃO DE SOLUÇÕES
Definição de Solução:
Uma solução é uma mistura homogênea de um soluto (substância a ser dissolvida)
distribuída através de um solvente (substância que efetua a dissolução). Existem
soluções nos três estados físicos: gás, líquido ou sólido. Ar é uma solução gasosa
de N2, O2 e quantidades muito menores de outro gases. Muitas ligas metálicas são
soluções sólidas, como a moeda de 25¢ (25% de Ni, 75% Cu) dos EE.UU. As
soluções mais familiares são aquelas no estado líquido, especialmente as que usam
água como solvente. Soluções aquosas são as mais importantes para nossos
propósitos em Química Analítica. Um dos aspectos mais importantes é a preparação
e a expressão da concentração de soluções.
:
Glossário de Alguns Termos Importantes
 Solução diluída: é uma solução contendo uma pequena quantidade de soluto
 Solução concentrada é uma solução que tem uma quantidade razoável de soluto.
Em alguns casos, estes termos, pela tradição, tem adquirido um significado
quantitativo: e.g., HCl 12 M é a “solução concentrada” deste ácido e 6 M é
considerado o ácido diluído. Claro que isto NÃO quer dizer que uma solução
diluída de HCl sempre é 6 M. O será também uma solução 1, 2, ou 0,3, M
 Mol: define-se como o Nº de átomos de
12C
em exatamente 12 g de
12C.
Este
número de átomos é denominado Número de Avogadro e seu melhor valor
atualmente é 6,022 143 8 x 1023. Um mol simplesmente é 6,022 143 8 x 10 23 de
qualquer coisa (átomos, moléculas, elétrons....).
 Peso molecular: de uma substância é o número de gramas que contem o Nº de
Avogadro de moléculas.
 Unidades SI (Système International d’Unités): Sistema uniforme de medidas
 Metro (m): é a distância que a luz percorre no vácuo durante
1
de se299
729
458
gundo. Esta definição fixa a velocidade da luz em exatamente 299 729 458 ms-1.
 Quilograma (kg): é a massa do quilograma protótipo mantido em Sevres, França.
2
 Segundo (s):
é a duração de 9 192 631 770 períodos
da radiação
correspondente a dois níveis hiperfinos do estado fundamental do 113Cs.
Tabela de Prefixos mais comuns usados na literatura química:
Prefixo
Múltiplos
Símbolo
Fator
terá
giga
mega
kilo
hecto
deca
T
G
M
k
h
da
1012
109
106
103
102
101
Prefixo
Frações
Símbolo
Fator
d
c
m

n
p
f
a
10-1
10-2
10-3
10-6
10-9
10-12
10-15
10-18
deci
centi
mili
micro
nano
pico
femto
atto
EXPRESSÕES DA CONCENTRAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO
Concentração significa quanto soluto está presente em um volume ou massa
específica.
Existem diversas maneiras como os químicos exprimem a concentração de uma
solução, a continuação descreveremos as formas mais comuns de expressar
concentração.
MOLARIDADE OU CONCENTRAÇÃO MOLAR
A molaridade de uma solução da espécie A, é o número de moles de essa espécie
contidos em 1 L de solução (NÃO em 1 L de solvente). Sua unidade é M, que tem
dimensões de mol L-1.
3
A molaridade exprime também o número de milimoles (mmol ou10-3 mol) de um
soluto por mililitro (mL ou 10-3 L de solução:
Nº
mol
soluto
N
º
mmol
soluto

Molaridade = Nº
L
solução
Nº
mL
solução
Relembrando que o Nº de moles de uma substância está relacionado a seu peso em
gramas através do peso molecular (PM), teremos
Quantidade (moles) =
peso
(gramas)
PM
ou
Quantidade (milimoles) =
Ex. 1.
peso
(miligrama
s)
PM
Achar a molaridade de uma solução aquosa que contém 2,30 g de
álcool etílico (EtOH; C2H5OH) (peso-fórmula = 46,07 g mol-1) em 3,50 L.
1. Calcular o Nº de mol em 2,30 g de EtOH:
2.
2,30 g/46,07 g mol-1 = 0,04992 mol de EtOH
Para obtermos a concentração molar:
M = 0,04992 mol/3,50 L = 0,0143 M
Ex 2. Como prepararia 0,150 L de uma solução 0,500 M de NaOH, a partir de
NaOH sólido e água.
1.
Calcularemos o número de moles de NaOH requeridos.:
Nº mol NaOH necessários = 0,150 L x
0,500
mol
NaOH
1
L
= 0,0750 mol NaOH
Massa de NaOH requerida = 0,075 mol x
40,0
g
3,00
g
1mol
R: você deveria pesar 3,00 g de NaOH e dissolver em suficiente água
para fazer 150 mL (0,150 L) de solução.
4
TIPOS DE CONCENTRAÇÃO: Concentração Analítica ou Concentração Formal ou
Formalidade e Concentração de Equilíbrio
Quando uma substância se dissolve, com freqüência sofre uma mudança química,
e.g., dissociação em íons. Como resultado, a quantidade de substância adicionada à
solução pode não ser igual à quantidade dessa mesma substância na solução.
Então, é absolutamente essencial distinguir entre as duas quantidades.
O número total de moles de soluto, independente de seu estado de dissociação ou
associação, contido em 1 L de solução (ou o Nº total de mmol contido em 1 mL de
solução) se denomina Concentração Analítica ou concentração formal ou
simplesmente Formalidade (F)*. Isto é, a formalidade ou concentração analítica
especifica uma “receita” pela qual a solução pode ser preparada. Por exemplo, uma
solução 1.0 F de H2SO4 pode ser preparada dissolvendo 1,0 mol, ou 98 g, de H 2SO4
em água e diluindo até exatamente 1 L.
A concentração real de uma espécie particular, iônica ou molecular, na solução
chama-se Concentração de Equilíbrio. Para estabelecer a concentração de
equilíbrio de uma espécie, é necessário conhecer o que acontece ao soluto quando
se dissolve em um solvente. Por exemplo, a concentração de equílíbrio de uma
solução de H2SO4 cuja concentração analítica é 1,00 M (ou F) é 0,00 M haja vista
que o ácido sulfúrico se dissocia totalmente para dar uma mistura de H 3O+, HSO4 e
SO42-; nesta solução, praticamente não existem moléculas de H2SO4. As
concentrações de equilíbrio destes 3 íons são 1,01, 0,99; e 0,01 M, respectivamente.
As concentrações de equilíbrio são simbolizadas colocando a fórmula química da
substância dentro de colchetes. Assim, para nossa solução de H2SO4 com
concentração analítica 1,0 F, podemos escrever:
[H2SO4] = 0,00 M
[H3O+] = 1,01 M
[HSO4] = 0,99 M
[SO42] = 0,01 M
A distinção entre estes dois tipos de concentração é ilustrada examinando uma
solução preparada dissolvendo 60 g (1 mol) de ácido acético (HAc, CH 3COOH) em
água e diluindo até 1,0 L. A concentração analítica (ou formalidade) do HAc é 1,0 M
5
(ou F) mas a concentração de equilíbrio é menor, cerca de 0,98 M, porque algumas
moléculas de HAc se dissociam em H3O+ e Ac- (CH3COO-). Para determinar a exata
concentração de equilíbrio, devemos conhecer a extensão da dissociação. Como
isto é feito será um dos tópicos importantes a serem abordados no curso.
NORMALIDADE
O uso de normalidade como expressão de concentração é uma matéria de uma
certa controvérsia entre os químicos. A tendência parece ser em favor de evitar seu
uso. Porém, além de sua utilidade em Q. Analítica esta unidade de concentração
ainda é usada no trabalho prático e na literatura.
A vantagem de se usar normalidade, como veremos mais adiante, é que soluções
da mesma normalidade reagem mL a mL, isto é, 1 mL de uma solução 0,1 N de
NaOH neutralizará exatamente 1 mL de solução 0,1 N de H 2SO4, independente da
estequiometria da reação química envolvida. Não acontece o mesmo quando a
concentração das soluções é mol L-1. 1 mol de H2SO4 reage com dois moles de
NaOH e duas soluções destes reagentes da mesma molaridade reagirão na razão
NaOH: H2SO4 = 2:1 mL.
Dito de outro modo, 1 equivalente de qualquer substância reage exatamente com 1
equivalente
de
outra
substância.
Isto
facilita
enormemente
os
cálculos
especialmente na prática de análise quantitativa.
Normalidade se define como o “Nº de equivalentes de soluto contido em 1 L de
solução (NÃO solvente) ou o Nº de miliequivalentes em 1 mL”.
(normalidade define-se também como o número de equivalentes (ou meq) de soluto
dividido pelo número de L (ou mL) de solução que contém o soluto)
Uma solução 1 normal (1N) contém 1 equivalente (eq) por L, ou 1 miliequivalente
(meq) por mL.
Normalidade =
quantidade
soluto
(eq)
quantid
de
soluto
(me

volume
solução
(L)
volume
soluç
(mL)
6
O equivalente ou miliequivalente, tal qual o mol e o milimol, são unidades para
descrever a quantidade de uma espécie química.
Em contraste ao mol, a quantidade de substância contida em 1 equivalente PODE
VARIAR de uma reação para outra. Conseqüentemente, o peso de 1 equivalente de
um composto NUNCA poderá ser computado sem se referir à reação química na
qual esse composto vai, direta ou indiretamente, participar. Analogamente, a
normalidade de uma solução jamais poderá ser especificada sem um conhecimento
acerca de como a solução vai ser usada.
A definição de 1 equivalente em termos de molaridade depende da reação que a
substância experimenta.
Um equivalente é uma unidade similar ao mol e está relacionado ao peso de uma
substância através de seu peso equivalente (PEq)
Quantidade (equivalentes) =
peso(g)
PEq
ou
Quantidade (miliequivalentes) =
peso
(mg)
PEq
O PEq está relacionado ao peso molecular pela fórmula:
PEq =
PM
h
Onde h tem unidades de eq/mol. O valor numérico de h depende da reação química
na qual a substância está envolvida. A mesma substância participando em reações
diferentes pode ter valores diferentes de h, conseqüentemente, diferentes pesos
equivalentes.
É IMPERATIVO que normalidade, equivalentes, ou peso equivalente seja
SEMPRE referida em termos de uma reação especifica
Normalidade está relacionada a molaridade da mesma maneira que peso
equivalente está relacionado ao peso molecular
Normalidade = molaridade x h
7
Devido a que quase sempre h 1, a normalidade quase sempre é maior que ou igual
a molaridade
Equivalentes e Pesos equivalentes em reações ácido-base ou de neutralização
Em uma reação ácido-base 1 eq é o número de gramas de uma substância
(molécula, íon ou par iônico, e.g., NaOH), que fornece, ou reage com o número de
Avogadro (1 mol) de íons hidrogênio nessa reação.
A relação entre PEq e PM é simples para ácidos e bases fortes e para outros ácidos
ou bases que contêm 1 simples íon H+ ou OH- reativo. Por exemplo, os PEq”s do
KOH, HCl e HAc são iguais a seus PM”s porque cada um tem apenas um simples H +
ou OH- ( h= 1). Agora o Ba(OH)2, que contém 2 íons OH- idênticos, reage com 2 íons
H+ em qualquer reação ácido-base, e assim sendo seu PEq é metade de seu PM:
PEq do Ba(OH)2 =
PM
Ba(OH)
2
( h= 2)
2
Esta situação se faz mais complexa para ácidos e bases que contêm 2 ou mais íons
H+ ou OH- reativos com tendências diferentes para se dissociar. Por exemplo, o
ácido fosfórico, H3PO4, um ácido com 3 íons H+ reativos, dependendo do número de
íons H+ envolvidos na reação, pode ter um PEq = PM, a ½ PM ou a 1/3 PM, se a
reação envolve 1, 2 ou 3 íons H+, respectivamente. Se não se sabe qual a reação
em que o ácido está envolvido, é impossível dar uma definição não ambígua do PEq
do H3PO4.
Equivalente e Peso Equivalente em reações Oxido-Redução (Redox)
O valor de h para um reagente ou produto em uma reação redox é igual ao Nº de
elétrons perdidos ou ganhos na reação por um íon ou molécula da substância. O
PEq de um participante em uma reação redox é aquele peso que direta ou
indiretamente produz ou consume 1 mol (1 Nº de Avogadro) de elétrons. A forma
mais simples de determinar o valor de h é escrever a ração balanceada da semireação para a substância de interesse. Consideremos a oxidação do íon iodeto Ipelo íon férrico, Fe3+:
2I- + 2Fe3+
I2 + 2Fe2+
8
A semi-reação balanceada para a oxidação do íon I- é
2I-
I2 + 2e-
Esta equação diz que um I2 é equivalente a 2e- e assim h para I2 é 2. Analogamente,
um I- é equivalente a um e-:h para I- é 1. A semi-reação balanceada para a redução
de Fe3+ é
Fe3+: + 1e-
Fe2+
E h = 1 para ambos Fe3+ e Fe2+
Ex. 3
Calcular a N de uma solução preparada dissolvendo 220,0 mg de K2Cr2O7
em 100 mL de água que será usada para oxidar FeCl 2 segundo a seguinte
reação (não balanceada)
K2Cr2O7 + FeCl2 + HCl
CrCl3 + FeCl3 + KCl + H2O
Ou, passando para equação iônica balanceada:

2+ + 14H+
Cr2O2
7 +6 Fe
2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O
PM do K2Cr2O7 = 294,2 g mol-1 (ou mg mmol-1)
1.
Podemos observar que h = 6 (a reação envolve 6e-) e o PEq do K2Cr2O7 será
PEq =
PM
= 294,2/6 = 49,03 g eq-1 (ou mg meq-1)
6
220
mg
2.
A N=
= 0,0448 meq mL-1 ou eq L-1 ou N
1
49,03
mg
meq
100
mL
Ex. 4 Que peso de FeCl2 reagirá completamente com 50,00 mL da solução de
K2Cr2O7 do problema anterior?
N = 0,0448 meq mL-1
V= 50,00 mL
PM do FeCl2 = 126,80 mg meq-1
50,00 (mL) x 0,0448 (meq mL-1) x 126,80 mg meq-1 = 284,46 mg ou 0,2845 g
Finalmente, é importante frisar que ao avaliarmos o Peso Equivalente de uma
substância, a variação do número de oxidação nessa reação deve ser considerada.
Por exemplo, o MnO4- é um agente oxidante muito usado em titulações redox em
química analítica quantitativa. Dependendo do pH o íon MnO 4- (Mn7+) pode ser
9
reduzido para Mn2+, Mn4+ (MnO2) ou Mn6+ (MnO4-2). A variação do estado de
oxidação do Mn será então de 7+ para 2+ (=5), de 7+ para 4+ (=3) e de 7+ para
6+ (=1), respectivamente. Conseqüentemente, o P. Eq do MnO 4- será igual ao PM
divido por 5, 3 e 1, respectivamente, dependendo da reação redox em que ele
participa. Fica evidente, então, que o peso equivalente de um oxidante ou redutor
não é invariável.
Outra observação muito importante ao calcular o peso equivalente é a
estequiometria da reação redox. Por exemplo: Qual o peso equivalente do K2Cr2O7
quando reduzido para Cr3+?. A mudança de estado (número) de oxidação é de +6
para +3 (=3). Aplicando a regra
P. Eq =
PM
, certo?........ ERRADO!!!
3
1 mol de K2Cr2O7 contém 2 moles de Cr6+ e a semi-reação redox será:

+
Cr2O2
7 + 14H + 6e
2Cr3+ + 7H2O
isto e, cada Cr6+ experimenta uma mudança de 3 unidades, e a variação global será
de 2 x 3 =, então:
P. Eq =
PM
6
Pelo mesmo raciocínio, o Peso Equivalente do As2O3 (As3+) quando oxidado para
HAsO42- (As5+) (=2) é igual ao PM dividido por 4, e não por 2.
Equivalente e Peso Equivalente de Sais e de Complexos
O peso equivalente de um participante em uma reação de precipitação (sais) ou
formação de complexo é o peso que reage ou fornece um mol do cátion reativo se
este é monovalente, metade do mol se é bivalente, um terço se é trivalente, etc. É
importante notar que cátion em questão nesta definição é sempre o cátion
diretamente envolvido na reação de interesse. Neste caso a unidade a ser
1
0
considerada é a carga do íon, seja esta positiva (cátion) ou negativa (ânion). Por
exemplo o peso equivalente do AlCl3 e BiOCl será:
Para o AlCl3
P Eq =
PM
, porque a carga do cátion é 3+ e a do ânion (1-) x 3 =
3
3.
Para o BiOCl
P Eq =
PM
. A pesar de Bi ter carga +3, o íon que está efetivamente
1
na solução é o BiO+, daí que h = 1.
Ao mesmo resultado chegaríamos se levássemos em conta o ânion Cl-.
CONCENTRAÇÃO PERCENTUAL (%)
A percentagem (partes por cem) de uma substância em uma solução
freqüentemente exprime-se como porcentagem em peso, que se define como
peso
soluto
x
100
%
Percentagem em peso (p/p) = peso
solução
Note o uso de p/p para denotar que a razão nesta unidade de concentração é
peso/peso. Uma solução 40 % (p/p) de etanol em água contém 40 g de etanol em
100 g (NÃO mL) de solução, e se prepara misturando 40 g de etanol com 60 g de
água.
Outras unidades comuns são: volume por cento (% v/v) e peso-volume (% p/v) por
cento
volume
soluto
x
100
%
Percentagem em volume (v/v) = volume
solução
peso
soluto,
g
x
100
%
Percentagem peso-volume (p/v) = volume
solução,
mL
1
1
As unidades p ou v, então, sempre devem ser especificada. Quando não se
especifica, assume-se que a unidade é p/p.
Percentagem em peso e em volume são valores relativos e, como tal, NÃO
dependem das unidades de peso ou volume utilizadas, sempre que ambos,
numerador e denominador, tenham as mesmas unidades
Ex. 5. O HCl comercial está rotulado 37,0 %, o que implica percentagem em peso.
Sua densidade, também chamada de gravidade específica, é 1,18 g mL-1.
1.
Achar a molaridade do HCl;
2.
A massa de solução que contém 100 mmol de HCl; e
3.
O volume de solução que contém 0,100 mol de HCl.
1. Uma solução a 37 % contém 37,0 g de HCl em 100 g de solução. A massa de 1
L de solução é
g

x  = 1 180 g
(1 000 mL) 1,18
mL


A massa de HCl em 1180 g de solução é:


g
HCl

0,370 

(1180 g solução) = 437 g HCl
g
solução


Dado que o peso molecular do HCl é 36,461, a molaridade do HCl é
-1
437
g
L
1

12,0
mol
L

12,0
M
1
36,461
g
mol
2. Visto que 100 mmol de HCl é igual a 3,65 g, a massa de solução que contém
0,100 mol é
1
2
3,65
g
HCl

9,85
g
solução
0,370
g
HCl/g
solução
3.
O volume de solução contendo 0,100 mol de HCl é
9,85
g
solução

8,35
mL
1,18
g
solução/mL
PARTES POR MILHÃO E CORRELATOS
Porcentagem rara vez é usada para exprimir concentrações muito pequenas devido,
presumivelmente, à inconveniência de usar zeros ou potencias de 10 para rastrear a
vírgula decimal. Para evitar este inconveniente os químicos com freqüência mudam
o multiplicador à razão do peso ou volume.
Aceitando que % (p/p) pode ser chamado de PARTES POR CEM, a definição óbvia de
PARTES POR MILHÃO
(ppm) é
ppm =
peso
soluto
6
x
10
peso
amostra
Observar que as unidades de peso no numerador e denominador devem concordar.
Para concentrações ainda menores que ppm, usa-se ppb, partes por bilhão ou ppt,
partes por trilhão. O que muda é o multiplicador da razão entre os pesos:
peso
soluto
9
x
10
ppb = peso
amostra
peso
soluto
12
x
10
ppt = peso
amostra
Quando a concentração do soluto é da ordem de uns poucos ppm ou menor, a
solução praticamente é puro solvente e terá uma densidade essencialmente igual
àquela do solvente. Se o solvente é água, sua densidade 1,00 g solução/mL
solução. Isto significa que 1 L de solução pesará 1,0 kg ou 1000 g. Então
peso
soluto
(mg)
ppm = volume
solução
(L)
1
3
Por exemplo, uma solução a 25 ppm contém 25 mg de soluto em 1 L de solução.
Ex 6. Uma amostra de água de mar cuja d = 1,02 g mL -1 contém 17,8 ppm de NO3-.
Calcule a molaridade de nitrato na água.
Molaridade é mol L-1 e 17,8 ppm significa que a água contém 17,8 g de NO3- por
grama de solução. 1L de solução pesa
Massa solução = V (mL) x d (g mL-1) = 1000 x 1,02 = 1020 g
Então, 1 L de solução contém
g de
NO3-
-6
17,8
10
x
g
NO
3
1
020
x
g
soluçã

0,018
=
g NO3g
solução
A molaridade é
mol
NO
0,0182
g
NO
/
(62,06
g
NO
/
mol)
4
3
3
3


2,93
10
x
M
L
solução
1
L
soluçã
MOLALIDADE
A molalidade, m, se define como o número de moles de soluto por quilograma de
solvente. A maior vantagem desta unidade, muito utilizada na medição de grandezas
físicas, é que ela é independente da temperatura, enquanto a molaridade
dependente
da
temperatura.
Uma
solução
aquosa
diluída
expande-se
aproximadamente 0,02 % por grau centígrado.quando aquecida perto dos 20 ºC.
Conseqüentemente, os moles de soluto por litro (molaridade) diminui pelo mesmo
percentual.
m=
moles
de
soluto
kg
solvente
OSMOLARIDADE
Usada em publicações de bioquímica e medicina, define-se como o número total de
partículas dissolvidas por litro de solução. Para não eletrólitos, como glicose, a
osmolaridade é igual a molaridade. Para o eletrólito forte CaCl2 a osmolaridade é
1
4
igual a três vezes a molaridade, já que cada peso fórmula de CaCl 2 fornece 3 moles
de íons em solução (Ca2+ + 2Cl-). O plasma sangüíneo é 0,308 osmolar.
DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES
Com freqüência é necessário preparar uma solução diluída de um reagente a partir
de uma solução mais concentrada. Uma equação muito útil para calcular o volume
de reagente concentrado é
M1 x V1 = M2 x V2
Devido a que M x V = (moles/L) x (L) = MOLES esta equação simplesmente
estabelece que os moles de soluto em ambas soluções são iguais. A diluição
acontece porque o volume muda.
Dito de outra forma, o número de moles de soluto não muda quando diluímos, não
importando o volume final da diluição. Em geral podemos escrever a equação
anterior
C1 x V1 = C2 x V2 = C3 x V3 =
+ Cn x Vn = CONSTANTE
Também, para se obter a quantidade de soluto a partir de um volume dado de
solução o produto C x V vai nos dar o número de moles, equivalentes, g, mg, etc
contidos em V litros de solução, dependendo das unidades da concentração C.
RAZÃO SOLUÇÃO-DILUENTE
Às vezes a composição duma solução diluída se especifica em função do volume
duma solução mais concentrada e o volume do solvente usado para fazer a diluição.
O volume da primeira separa-se do volume do outro usando dois pontos (:). Assim,
uma solução de HCl 1 : 4 contém 4 volumes de água por cada volume de HCl
concentrado.
Este método é freqüentemente ambíguo por a concentração da solução original nem
sempre é óbvia ao leitor. Infelizmente, as vezes 1 : 4 interpreta-se como: dilua 1
volume com 3 volumes. Para evitar esta ambigüidade, recomenda-se usar 1 + 4.
1
5
REGRA DAS MISTURAS
Ilustraremos esta regra com um exemplo.
Ex 7. Com um ácido sulfúrico de densidade d = 1,435 e outro de densidade d =
1,824 preparar um ácido sulfúrico de densidade d = 1,520.
Em uma tabela podemos achar as concentrações correspondentes a essas
densidades. Assim, H2SO4 de densidade
d = 1,435 contém 54,00 % (p/p) de H2SO4 puro
d = 1,824 contém 92,00 % (p/p) de H2SO4 puro
d = 1,520 contém 62,00 % (p/p) de H2SO4 puro
Forma-se então o seguinte retângulo
54
30
62
92
8
38
Istoi é, se deve misturar 30 (92 – 62) partes em peso de H2SO4 a 54,00 % com 8 (62
– 54) partes em peso de H2SO4 a 92,00 % para se obter 38 (30 + 8) partes em peso
de H2SO4 a 62,00 %
OBSERVAÇÃO IMPORTANTE: esta regra SÓ é válida para misturas de soluções
exprimidas em PERCENTAGEM (%). NUNCA use esta regra para concentrações
baseadas em volume, i.e., g L-1, mol L-1, eq L-1, etc
FUNÇÕES p
Cientista expressam freqüentemente a concentração duma espécie em termos de
sua função-p, ou valor-p. O valor-p é o logaritmo negativo
(base 10) da
concentração molar duma espécie. Então, para a espécie X,
pX = - log [X]
1
6
Como veremos, funções-p oferecem a vantagem de concentrações que variam
numa faixa de até 10 ordens de magnitude serem expressas em termos de
pequenos números positivos.
1
7