Apresentação do PowerPoint - Departamento de Química

UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARANÁ
SETOR DE CIÊNCIAS EXATAS
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
CQ 028
FÍSICO QUÍMICA GERAL
Aula 2.1
Soluções: Classificação. Solubilidade. Unidades de concentração
(% em massa, concentração g/L, em quantidade de matéria,
fração de quantidade de matéria, molalidade. Diluição e mistura
de soluções. Análise volumétrica.
Profa. Regina Maria Queiroz de Mello
www.quimica.ufpr.br/rmqm
SOLUÇÕES
Uma solução é uma dispersão homogênea de duas ou mais
substâncias.
O constituinte presente em maior quantidade é denominado solvente e
os demais são chamados de solutos.
As dispersões que apresentam as partículas do disperso (soluto) com
um diâmetro inferior a 10 Å são denominadas soluções.
Quando este diâmetro situa-se entre 10 e 1000 Å, temos dispersões
coloidais. Ex.: gelatina, goma arábica, fumaça, entre outros.
Quando as partículas do disperso possuem diâmetro superior a 1000 Å,
temos dispersões grosseiras.
Ex.: o "leite de magnésia“: dispersão de hidróxido de magnésio
(aglomerados de íons Mg2+ e OH-) em água.
(Ref.: ) Alda Maria Pawlowsky et al - Manual Didático “Experimentos de Química
Geral , Ed. UFPR, 2ª ed,1998
Parte introdutória do livro do Atkins: Princípios de Química
Características da soluções:
Nas soluções, as partículas do soluto não se separam do solvente
sob a ação de ultracentrífugas, não são retidas por ultrafiltros e não são
vistas através de microscópios potentes.
Os instrumentos citados conseguem separar, reter e visualizar as
partículas do soluto numa dispersão coloidal.
Já na dispersão grosseira, as partículas do soluto são separadas,
retidas e visualizadas com auxílio de instrumentos comuns.
Portanto, numa solução, o soluto e o solvente constituem uma fase
única e toda mistura homogênea (aquela cujo aspecto é uniforme ponto
a ponto) constitui uma solução.
Classificação das soluções com relação à quantidade
de soluto dissolvido
(a) Solução insaturada:
Contém, numa certa temperatura, uma quantidade de soluto
dissolvido menor que a sua solubilidade nesta temperatura
Ex: solubilidade do acetato de sódio: 123,5g /100g de água a 20oC.
Uma solução que contém 80 g desse sal dissolvidos em 100 g de água
a 20oC é uma solução insaturada.
(b) Solução saturada:
Contém, numa dada temperatura, uma quantidade de soluto
dissolvido igual à sua solubilidade nesta temperatura. Uma solução
saturada pode (ou não) apresentar corpo de fundo (excesso de
soluto precipitado).
Ex: 123,5 g de acetato de sódio em 100 g de água a 20oC.
(c) Solução supersaturada:
Contém, numa dada temperatura, uma quantidade de soluto
dissolvido maior que a sua solubilidade nesta temperatura (solução
metaestável). Uma solução supersaturada pode ser obtida por
aquecimento de uma solução saturada com corpo de fundo, seguido
por resfriamento lento para evitar a precipitação do excesso de soluto
Ex.: 124,0 g de acetato de sódio dissolvidos em 100 g de água a 20oC.
Classificação das soluções com relação ao estado
físico
(a) Soluções sólidas: o solvente é sempre sólido e o soluto pode
ser sólido, líquido ou gasoso.
Ex.:
prata de lei: o solvente é o cobre (Cu(s)) e o soluto é a prata (Ag(s))
aço: o solvente é o ferro (Fe(s)) e o soluto é o carbono (C(s))
(b) Soluções líquidas: o solvente é sempre líquido e o soluto pode
ser sólido, líquido ou gasoso.
Ex.:
salmoura: o solvente: água – soluto: cloreto de sódio sólido.
vinagre: o solvente: água – soluto: ácido acético líquido.
solução aquosa de oxigênio: soluto: oxigênio gasoso.
(c) Soluções gasosas: o solvente e o soluto são gases.
Ex.:
o ar é uma mistura de muitos gases - oxigênio, gases
nobres, vapor de água, dióxido de
carbono, entre outros solubilizados em nitrogênio gasoso.
Soluções iônicas (ou eletrolíticas) e Soluções moleculares
(ou não eletrolíticas)
Um eletrólito é uma substância que forma íons em solução, assim soluções
iônicas ou eletrolíticas são aquelas que possuem íons dissolvidos. Os sólidos
iônicos solúveis em água são eletrólitos; os ácidos são moléculas que formam
íons quando se dissolvem. As soluções eletrolíticas conduzem a eletricidade.
Ex.: solução de NaCl.
Quando o NaCl entra em contato com a água (à esquerda), os íons se separam e se espalham
pelo solvent (à direita). As moléculas de água estão representadas pelo fundo azul
H2 O
NaCl (s) 
 Na  (aq)  Cl (aq)
Um não eletrólito é uma substância que não forma íons em solução e se
dissolve para dar uma solução não eletrolítica. Soluções não eletrolíticas não
conduzem a eletricidade. Ex.: soluções de acetona e glicose e grande parte dos
compostos orgânicos.
H2 O
CH3OH ( l ) 
 CH3OH ( l )
Eletrólitos fortes e fracos
Eletrólito forte é o que está presente sob a forma de íons em solução. São
eles: ácidos fortes, bases fortes e compostos iônicos solúveis . Ex.: HCl(aq),
NaOH(aq), NaCl(aq).
Eletrólito fraco é o que apresenta baixo grau de ionização em solução. São
eles: ácidos fracos e bases fracas. Ex.: CH3COOH(aq), NH4OH(aq).
Uma das formas de distinguir entre eletrólitos fortes e fracos, é medir sua
capacidade de conduzir a eletricidade. Em mesma concentração em mol.L-1,
um eletrólito forte é melhor condutor que um eletrólito fraco.
água pura
HAc 0,1 mol.L-1
NaCl 0,1 mol.L-1
Reações de precipitação
Nestas reações, forma-se um produto sólido insolúvel quando duas soluções
eletrolíticas são misturadas. Na equação química usamos (aq) para indicar
substâncias dissolvidas em água e (s) para indicar o sólido que se precipitou.
Ex.: AgNO3 (aq) + NaCl (aq) → AgCl (s) + NaNO3 (aq)
Equações iônicas: Mostram todos os íons envolvidos.
Ex.: Ag+(aq) + NO3- (aq) + Na+(aq) + Cl- (aq) → AgCl (s) + Na+(aq) + NO3- (aq)
Equações iônicas simplificadas: Não exibem os íons espectadores.
Ex.: Ag+(aq) + NO3- (aq) + Na+(aq) + Cl- (aq) → AgCl (s) + Na+(aq) + NO3- (aq)
Íons espectadores: Na+(aq) e NO3- (aq)
Ex.: Ag+(aq) + Cl- (aq) → AgCl (s)
Ex.: Escreva a reação iônica simplificada para a reação de precipitação de iodato
de bário a partir de soluções de nitrato de bário e iodato de amônio.
Ba(NO3 )2 (aq)  2NH4IO3 (aq)  Ba(IO3 )2 (s)  2NH4NO3 (aq)
Ba 2 (aq)  2NO3 (aq)  2NH4 (aq)  2IO3 (aq)  Ba(IO3 )2 (s)  2NH4 (aq)  2NO3 (aq)
2

Resp.: Ba (aq)  2IO3 (aq)  Ba(IO3 )2 (s)
Análise gravimétrica
É um exemplo de aplicação das reações de precipitação. Nesse caso, um
composto insolúvel precipita, o depósito é filtrado e pesado e a quantidade
de subtância em uma das soluções originais é calculada. Tal análise pode ser
usada, por exemplo, para monitorar a quantidade de um metal pesado que
existe em amostras de água.
Ex.: Uma amostra de 0,200g contém apenas NaCl e BaCl2. Tal amostra foi
dissolvida em água e adicionou-se ácido sulfúrico até não formar mais
precipitado. Filtrou-se o precipitado (BaSO4) e após secagem, constatou-se que a
massa era de 0,0643 g. Que porcentagem da mistura era constituída de BaCl2?
Dados: M(BaCl2) = 208,23 g.mol-1 M(BaSO4) = 233,38 g.mol-1
ácido sulfúrico = reagente em excesso
cloreto de bário = reagente limitante
2NaCl(aq)  H2SO 4 (aq)  Na 2SO 4 (aq)  2HCl(aq)
BaCl2 (aq)  H2SO 4 (aq)  BaSO 4 (s)  2HCl(aq)
208,23 g ------------------------ 233,38g
x
------------------------ 0,0643g
x = 0,05737g
0,200 g ------------- 100%
0,05737 g -------------- x
X = 28,7 %
Reações com formação de produto gasoso
Ex.: Na 2CO3(aq)  2HCl(aq)  H2CO3(aq)  2NaCl(aq)
H2CO3(aq)  H2O( l )  CO 2 (g)
Reações de neutralização
H(aq)  OH (aq)  H2O( l )
Ex.: HCl(aq)  NaOH(aq)  H2O( l )  NaCl(aq)
Reações redox
Zn(s)  CuSO 4 (aq)  Cu(s)  ZnSO 4 (aq)
Zn(s)  CuSO 4 (aq)  Cu(s)  ZnSO 4 (aq)
Zn(s)  Cu2 (aq)  Cu(s)  Zn2 (aq)
Agente oxidante = CuSO4 (aq) ou Cu2+(aq)
Agente redutor = Zn(s)
Outro ex.: reação entre dicromato de potássio e cloreto ferroso em meio ácido:
Agente oxidante = Cr2O72- (aq) ou K2Cr2O7 (aq)
Agente redutor = Fe2+(aq) ou FeCl2 (aq)
Unidades de concentração
A concentração de uma solução é a relação entre a quantidade
do soluto e a quantidade do solvente ou da solução. Uma vez que as
quantidades de solvente e soluto podem ser dadas em massa,
volume ou quantidade de matéria, há diversas formas de se
expressar a concentração de soluções. As relações mais utilizadas
são:
(a) Concentração em gramas por litro
Esse termo é utilizado para indicar a relação entre a massa do soluto
(m), expressa em gramas, e o volume (V), da solução, em litros:
mi
C
V
Ex.: O hipoclorito de sódio, NaClO, produz uma solução alvejante
quando dissolvido em água. A massa de NaClO contida numa
amostra de 5,00 mL de alvejante foi determinada como sendo igual
a 150 mg. Qual é a concentração (em gramas por litro) do
hipoclorito de sódio nesta solução?
mi 150 x10 3 g
1
C


30
,
0
g
.
L
V
5,00 x10  3L
(b) Concentração em quantidade de matéria (ou de
substância)
É a relação entre a quantidade de matéria do soluto (nsoluto) e o
volume da solução (V), expresso em litros.
No passado, esta unidade era denominada molaridade ou
concentração molar. Atualmente, por recomendação da International
Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC), o emprego desses
termos deve ser evitado.
A quantidade de matéria do soluto (nsoluto, anteriormente chamada
“número de mols”) é a relação entre a massa do soluto (msoluto) e a
sua massa molar (M), expressa em g / mol
ni
C
V
n
m
M
Ex.: Qual é a concentração (em quantidade de matéria) da solução
que contém 9,8 g de ácido sulfúrico em água suficiente para 10,0
litros de solução?
n
m
C
M

9,8g
 0,099918mol
1
98,08g.mol
ni 0,099918mol

 9,9918 x10 3 mol.L1
V
10,0L
C  1,0 x10 2 mol.L1
(c) Molalidade
Esta relação é utilizada sempre que se pretende expressar
concentrações independentes da temperatura, pois é expressa em
função da massa (e não do volume) do solvente.
A molalidade de uma solução é calculada como o quociente entre a
quantidade de matéria do soluto (nsoluto, expressa em mol) e a massa
total do solvente (expressa em quilogramas, kg):
ni
b
msolvente (kg)
Ex.: 1,275 g de glicose (C6H12O6) foram dissolvidos em 63,59 g de água. Qual a
molalidade da solução? Dado: M (C6H12O6) = 180,16 g.mol-1
b
b
ni
msolvente (kg)

m
M  msolvente (kg)
1,275g
1

0
,
1113
mol
.
kg
180,16 g.mol 1x 63,59 x10 3 kg
(d) Fração em mol
Muito utilizada em cálculos físico-químicos, a fração em mol (x) de um
componente A em solução (previamente denominada “fração molar”), é
a razão da quantidade de matéria do componente (ncomponente) pela
quantidade de matéria total de todas as substâncias presentes na
solução (ntotal):
xi 
ni
n
 i
 ni ntotal
n

x  n
i
i
i
i
total

n total
1
n total
Ex.: Uma solução é preparada dissolvendo 16,6624 g de naftaleno sólido em 200,0
mL de benzeno (d = 0,87865 g.mL-1). Calcule a fração em mol do naftaleno.
nnaf
m
16,6624 g


 0,1300023 mol
M 128,17g.mol 1
mbenz  d.V  0,87865 g.mL1x 200,0mL  175,73g
nbenz 
m
175,73g

 2,24969 mol
1
M 78,113g.mol
x naf 
0,1300023
0,1300023  2,24968
 0,05463
x naf 
x naf
nnaf
n total
(e) Composição percentual (título)
Um método bastante usual de expressão da concentração baseia-se
na composição percentual da solução.
Esta unidade de concentração relaciona a massa (m) ou o volume (V)
do soluto com a massa ou o volume do solvente ou da solução,
conduzindo a notações tais como: 10% (m/m); 10% (m/V) ou 10%
(V/V).
A relação m/m corresponde à base percentual mais usada na
expressão da concentração de soluções aquosas concentradas de
ácidos inorgânicos (como o ácido clorídrico, o ácido sulfúrico e o
ácido nítrico
Exemplos:
- 100 g de solução concentrada de HCl a 36% (m/m) contêm 36 g de
cloreto de hidrogênio e 64 g de água.
- O ácido sulfúrico concentrado adquirido no comércio contém cerca
de 98% (em massa) de soluto (H2SO4 líquido), ou seja, 100 g do
ácido comercial contêm 98 g de H2SO4 e 2 g de água
Ex.: Calcule a massa de HCl contida numa amostra de 210 g de
ácido clorídrico concentrado de título igual a 37% (m/m).
37 g HCl ------------------- 100 g de solução concentrada
x
------------------- 210 g de solução concentrada
x = 77,7 g
m = 78 g de HCl
Ex.: O rótulo de um frasco de HCl concentrado possui os seguintes dados no
rótulo: 37,4% (m/m), densidade de 1,18 kg.L-1 e massa molar igual a 36,46 g.mol-1.
Calcule: (a) a molalidade , (b) a concentração em mol.L-1 e (c) a fração em mol do
HCl nessa solução.
(a) 1180 g em 1L de solução
1180 g      100%
x
     37,4%
x  441,32g
msolvente  1180 g  441g  739g
b
b
ni
msolvente (kg)

m
M  msolvente (kg)
441,32g
1

16
,
4
mol
.
kg
36,46 g.mol 1x739 x10 3 kg
(b)
(c)
C
n
m
441,32g
1



12
,
1
mol
.
L
V M  V 36,46g.mol 1x1,00L
nHCl 
m
441,32g

 12,104mol
1
M 36,46g.mol
nágua 
m
739g

 41,021mol
1
M 18,015g.mol
n
12,104mol
x

 0,228
n tot 12,104mol  41,021mol
Diluição e mistura das soluções
Diluir uma solução significa adicionar a ela mais solvente, não
alterando a massa do soluto.
O princípio básico da diluição é que tanto a massa quanto o número
de mol do soluto é o mesmo na alíquota da solução concentrada e
na diluída.
Solução concentrada
Solução diluída
Massa do soluto = m
Concentração inicial = C1
Volume inicial = Vi
m = C1V1
Então:
Massa do soluto = m
Concentração final = C2
Volume final = V2
m = C2V2
C1V1 = C2V2
onde C é a concentração em g.L-1
Solução concentrada
Quantidade de matéria do soluto = n
Concentração inicial = C1
Volume inicial = Vi
n = C1V1
Solução diluída
Quantidade de matéria do soluto = n
Concentração final = C2
Volume final = V2
m = C2V2
Então:
C1V1 = C2V2
onde C é a concentração em mol.L-1
Mistura de soluções sem reação química
Como não há reação química, o volume final é a soma do volume das soluções.
C1V1 + C2V2 = CfVf
Ex.: Qual a concentração de uma solução de NaOH resultante da mistura
entre 60 mL de uma solução de NaOH 5,0 mol.L-1 com 300 mL de uma
solução de NaOH 2,0 mol.L-1?
C1V1  C 2 V2  C f Vf
5mol.L1x 60mL  2mol.L1x300mL  C f x360mL
300mol.L1.mL  600mol.L1.mL  C f x360mL
900mol.L1.mL  C f x360mL
900mol.L1.mL
Cf 
 2,5mol.L1
360mL
Mistura de soluções de solutos diferentes com reação química
Nesse caso, precisamos analisar a estequiometria da reação e fazer os
cálculos com a quantidade de substância envolvida.
Ex.: Misturou-se 300 mL de HCl 0,40 mol.L-1 com 300 mL de NaOH 0,6 mol.L-1.
Calcule a concentração em quantidade de substância das espécies presentes
na solução final.
1HCl
+
300 mL
0,4 mol.L-1
1NaOH → 1NaCl + 1H2O
300 mL
---0,6 mol.L-1
1HCl
+
Início:
0,12 mol
Estequiometria: -0,12
Final:
0
CNaOH
1NaOH → 1NaCl +
0,18 mol
-----0,12
+0,12
0,06
0,12
n 0,12 mol

 0,2 mol.L1
V
0,6 L
n 0,06 mol


 0,1mol.L1
V
0,6 L
CNaCl 
Obs.:Desconsideramos a água
deste cálculo porque ela é o
solvente.
1H2O
Obs.: Como o NaOH estava
em excesso, o HCl é o
reagente limitante
Titulação
Uma das técnicas de laboratório mais comuns de determinação da
concentração de um soluto é a titulação. As titulações normalmente são
titulações ácido-base ou titulações redox.
Na titulação, o volume de uma das soluções é conhecido e mede-se o
volume da outra solução necessário para que a reação se complete. A
solução a ser analisada é chamada de analito.
Um volume conhecido do analito é transferido para um erlenmeyer
através de uma pipeta e a solução de concentração conhecida é transferida
para uma bureta. Então, goteja-se tal solução até que todo o analito tenha
reagido. Tal ponto estequiométrico é detectado através do uso de
indicadores ácido-base.
A solução contida na bureta é o titulante.
A determinação da concentração pela medida do volume é chamada de
análise volumétrica.
No momento em que o indicador muda de cor, a titulação é interrompida.
Anota-se o volume gasto na bureta e através de cálculos adequados, determinase a concentração do analito.
Ex.: Em um experimento de determinação do teor de ácido acético (HAc, CH3COOH)
no vinagre, um aluno titulou uma amostra de 3,00 mL de vinagre e gastou 20,00 mL
de uma solução de NaOH 0,100 mol.L- 1, usando fenolftaleína como indicador.
Considerando que toda a acidez do vinagre é devida apenas ao ácido acético, calcular
a concentração de ácido acético no vinagre e expressá-la em:
a) quantidade de matéria por litro de solução
b) gramas por litro de solução
c) porcentagem em massa por volume
Dado: Massa molar do CH3COOH = 60,0 g.mol-1
Reação:
CH3COOH(aq) + NaOH  CH3COONa(aq) + H2O(l)
Ex.: A concentração de ferro em minérios pode ser determinada por
titulação redox com KMnO4. O minério é dissolvido em HCl e formam-se íons
Fe(II) que reagem com o permanganato:
5Fe 2 (aq)  MnO 4 (aq)  8H (aq)  5Fe 3  (aq)  Mn2 (aq)  4H2O( l )
O ponto estequiométrico é atingido quando todo o Fe(II) reagiu e a detecção
é feita porque a cor do permanganato persiste.
Uma amostra de 0,202g de minério foi dissolvida em HCl e a solução
resultante utilizou 16,7 mL de KMNO4 0,0108 mol.L-1 para atingir o ponto
estequiométrico. Responda: (a) Qual a massa de íons ferro (II) presente na
amostra? (b) Qual a porcentagem em massa de ferro presente na amostra de
minério?
nMnO   C.V  0,0108mol.L1x16,7 x10 3 L  1,804 x10 4 mol
4
5 Fe 2      1MnO 4
x
     1,804 x10  4 mol
x  9,02 x10  4 mol
m  n  M  9,02 x10  4 mol x 55,845 g.mol 1  0,0504 g
0,202g      100%
0,0504 g     x
x  25,0%(m / m)
Exercícios
1) A solubilidade do hidróxido de bário octahidratado é de 5,6 g/100 g de água. Usando a
aproximação de que 100 g de água é igual a 100 mL de solução, expresse a concentração
de uma solução saturada dessa base em:
(a) Concentração em gramas por litro
(b) Concentração em quantidade de matéria
(c) Molalidade
(d) fração em mol
Dado: M(Ba(OH)2) = 315,46 g.mol-1
(R.: 56 g.L-1; 0,18 mol.L-1; 0,18 mol.kg-1, 0,031)
2) Calcule a concentração (em quantidade de matéria) das seguintes soluções:
(a) 0,248 mol de cloreto de sódio em 250,00 mL de solução.
(b) 102,6 g de açúcar comum (sacarose, C12H22O11) em 500 mL de solução.
(c) solução de ácido sulfúrico a 93,3% (m/m), com densidade absoluta igual a 1,829 g/mL.
(d) solução de ácido nítrico a 32,2% (m/m), com densidade absoluta igual a 1,195 g/mL.
Dados:
M(NaCl) = 58,44 g.mol-1
M(C12H22O11) = 342,24 g.mol-1
M(H2SO4) = 98,079 g.mol-1
M(HNO3) = 63,01 g.mol-1
(R.: 0,992 mol.L-1; 0,600 mol.L-1; 17,4 mol.L-1; 6,11 mol.L-1)
3) Sob condições apropriadas, acetileno (C2H2) e ácido clorídrico reagem para formar
cloreto de vinila (C2H3Cl). Em uma determinada circunstância, 35,0 g de C2H2 são
misturados com 51,0 g de ácido clorídrico.
(a) Qual é o reagente limitante neste processo?
(b) Quantos gramas de cloreto de vinila serão formados?
(c) Quantos gramas do reagente em excesso restarão após o final da reação?
Dados: M(C2H2) = 26,0 g.mol-1
M(C2H3Cl) = 62,5 g.mol-1
M(HCl) = 36,5 g.mol-1
(R.: acetileno; 84,1 g; 1,9g)
4) Responda as perguntas abaixo com relação à reação entre 3,823 g de NO(g) e 2,866g de
O2: 2NO(g) + O2(g)  2NO2(g)
(a) Qual é o reagente limitante?
(b) Quantos gramas de NO2(g) serão formados?
(c) Quantos gramas do reagente em excesso restarão após o final da reação?
Dados: M(NO) = 30,006 g.mol-1 M(O2) = 31,999 g.mol-1 M(NO2) = 46,0055 g.mol-1
(R.: NO; 5,861 g; 0,828 g)
5) Calcule o volume de solução de HCl 6,00 mol.L-1 necessários para preparar 50,0 mL de
HCl 0,200 mol.L-1? R.: 1,67 mL
6) Calcule o volume de água a ser adicionado a 25,0 mL de uma solução 0,500 mol.L-1 de
KOH para preparar uma solução cuja concentração é de 0,350 mol.L-1? R.: 10,7 mL
7) Uma amostra de hidróxido de sódio comercial de massa igual a 9,00 g foi dissolvida
em água suficiente para 1000,00 cm3 de solução. Uma alíquota de 20,00 cm3 desta
solução foi titulada com 19,70 mL de solução de H2SO4 0,0750 mol/L. Calcule a pureza
(ou a percentagem m/m) da amostra de hidróxido de sódio utilizada.
Dado: M(NaOH) = 40,0 g.mol-1
R.: 65,7 %
8) Numa titulação ácido-base, 25,00 mL de uma solução de hidróxido de sódio de
concentração desconhecida neutralizam completamente 24,60 mL de solução de HCl 0,200
mol/L. Calcule a concentração da solução alcalina e expresse-a em:
(a) quantidade de matéria de NaOH por litro de solução;
(b) gramas de NaOH por litro de solução;
(c) percentagem (m/v) do soluto na solução
Dado: M(NaOH) = 40,0 g.mol-1
R.: 0,0197 mol.L-1 ; 0,787 g.L-1; 0,0787%(m/v)
9) Uma amostra de 20,0 mL de NaOH foi titulada por 45,7 mL de H2SO4 0,500 mol.L-1.
Qual a concentração do NaOH?
R.: 2,28 mol.L-1
10) O ácido ascórbico (vitamina C) é um ácido diprótico de fórmula molecular C6H8O6.
Cem miligramas (100,0 mg) de um suplemento vitamínico contendo esse ácido foram
titulados com 15,20 cm3 de solução de hidróxido de sódio 0,0201 mol/L. Calcule a
percentagem em massa de ácido ascórbico na amostra analisada.
Dado: M(C6H8O6) = 176,12 g.mol-1
R.: 26,9 %