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Relatório sobre Soluções da matéria de Química Geral.
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SERVIÇO PÚBLICO FEDERAL
UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARÁ
CAMPUS DO SUL E DO SUDESTE DO PARÁ
SOLUÇÕES
Discentes:
Lorena Monique da Silva Melo - 11123001007
Pryscila Albuquerque de Souza - 11123002007
Torben Ulisses da Silva Carvalho - 11123000107
MARABÁ
2011
Experiências orientadas e ministradas
nas aulas de Química Experimental
pela professora Simone Yasue
Simote Silva.
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SUMÁRIO
1. INTRODUÇÃO ......................................................................................... ..3
1.1 Percentagem..........................................................................................5
1.2 Título......................................................................................................6
1.3 Fração Molar..........................................................................................6
1.4 Molaridade..............................................................................................6
1.5 Normalidade...........................................................................................7
1.6 Molalidade..............................................................................................8
2. OBJETIVO ............................................................................................... ..9
3. PARTE EXPERIMENTAL ........................................................................ 10
3.1 Materiais...............................................................................................10
3.2 Reagentes............................................................................................10
3.3 Procedimentos.....................................................................................10
4. RESULTADOS E DISCUSSÕES ............................................................. 13
5. CONCLUSÃO .......................................................................................... 16
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ........................................................ 17
3
1. INTRODUÇÃO
Uma solução é uma mistura homogênea de substâncias puras (átomos,
moléculas ou íons) na qual não há precipitação. Suas propriedades físicas e
químicas podem não estar relacionadas com aquelas das substâncias originais.
Por exemplo: temperatura de fusão do gelo e da salmoura é menor que a
temperatura de fusão da água e do sal. A seguir serão dadas algumas
definições.
Substância pura: substância com composição característica e definida,
com um conjunto definido de propriedades, exemplos: água, ferro (Fe), sal
(NaCl), açúcar comestível, oxigênio (O2).
Mistura: são duas ou mais substâncias diferentes juntas em um mesmo
sistema. As misturas podem ser classificadas em homogêneas (soluções) e
heterogêneas. As propriedades de uma mistura são uma combinação das
propriedades dos seus componentes. Para misturas heterogêneas as
propriedades são uma combinação das propriedades das substancias
individuais. Existe um método comum de laboratório para identificar uma
solução de uma mistura heterogênea, este baseia-se na medida da
temperatura de mudança de fase.
Fase: região distinta em um sistema, na qual todas as propriedades são as
mesmas. A visualização das fases pode ser feita a olho nu ou através de
microscópio. Estados físicos diferentes caracterizam fases diferentes.
Solução: mistura homogênea de substâncias puras (átomos, moléculas,
íons) na qual não há precipitação. Soluções são misturas homogêneas porque
nelas ocorre ligação a nível molecular ou atômico entre as substâncias
envolvidas, não apresentando fases diferentes como as misturas heterogêneas.
Suas propriedades físicas e químicas podem não estar relacionadas com
aquelas das substâncias originais, diferentemente das propriedades de
misturas heterogêneas que são combinações das propriedades das
substâncias individuais. As soluções incluem diversas combinações em que um
sólido, um líquido ou um gás atua como dissolvente (solvente) ou soluto.
Solvente: substância presente em maior quantidade em uma solução, por
meio da qual as partículas do(s) soluto(s) são preferencialmente dispersas. É
muito comum a utilização da água como solvente, originando soluções aquosas.
4
Soluto: substância(s) presente(s) em menor quantidade em uma solução.
Por exemplo, ao se preparar uma xícara de café solúvel, temos como soluto o
café e o açúcar e como solvente a água quente.
Concentração do soluto: é a proporção entre soluto e solvente em uma
solução. A composição de uma solução é expressa pela concentração de um
ou mais de seus componentes.
Soluções concentradas e diluídas: são indicações qualitativas da
proporção entre o soluto e o solvente na solução. É incorreto dizer que uma
solução é forte ou fraca, pois estes termos apresentam outros significados em
química indicando a força de eletrólitos.
Tipos de soluções: as soluções podem ser classificadas de acordo com
diferentes critérios:
Quanto ao estado físico:
Classificação Solvente Soluto Exemplo
Solução sólida Sólido Sólido Ouro 18 quilates (75% de Au +
25% Cu,Ag)
Solução líquida Líquido Sólido Soro fisiológico (solução
aquosa de NaCl a 0,9%, em
massa)
Solução líquida Líquido Líquido Álcool a 96º GL (solução
alcoólica com 4%, em volume,
de água)
Solução líquida Líquido Gás Água mineral gasosa (solução
aquosa de CO2)
Solução gasosa Gás Gás Ar atmosférico
Quanto ao estado de agregação dos componentes da solução:
Solução Solvente Soluto Exemplo
Sólido-sólido Sólido Sólido Ligas metálicas
Sólido-líquido Líquido Sólido Açúcar + água
Sólido-gás Gás Sólido Naftalina no ar
Líquido-sólido Sólido Líquido Água em sólidos higroscópicos
(CaCl2)
5
Líquido-líquido Líquido Líquido Água + metanol
Líquido-gás Gás Líquido Umidade no ar
Gás-sólido Sólido Gás Hidrogênio retido em platina em pó
Gás-líquido Líquido Gás Gás carbônico em bebidas
Gás-gás Gás Gás Todas as misturas gasosas
Quanto à condutividade elétrica (ou natureza do soluto)
o Iônicas ou eletrolíticas
o Moleculares ou não-eletrolíticas
Solução iônica ou eletrolítica: as partículas dispersas são íons. Conduz
corrente elétrica por conter íons com movimentação livre e intensa. Estas
soluções são consideradas eletrólitos.
Solução molecular ou não-eletrolítica: as partículas dispersas são moléculas.
Não conduz eletricidade por não formar íons livres na solução.
1.1. Percentagem (%)
A percentagem (partes por cem) de uma substância em uma solução
frequentemente exprime-se como porcentagem em peso, que se define como
Percentagem em peso (p/p) = % 100 xsolução peso
soluto peso
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
Percentagem em volume (v/v) = % 100 xsolução volume
soluto volume
Percentagem peso-volume (p/v) = % 100 xmL solução, volume
g soluto, peso
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As unidades p ou v, então, sempre devem ser especificadas. Quando
não se especifica, assume-se que a unidade é p/p.
1.2. Título
Entende-se que solução titular é toda solução de concentração conhecida.
Entretanto, existe o hábito de chamar título, a concentração quando
expressa em gramas do soluto por litro de solução, assim:
Título = litros) (em solução da volume
gramas) (em soluto do massa
1.3. Fração Molar
A fração molar de uma solução é a relação entre o número de mols deste
componente e o número total de mols da solução. Se a solução apresenta
apenas um tipo de soluto, a expressão da Fração Molar será:
Onde: FM1 = fração molar do soluto; FM2 = fração molar do solvente; n1 =
número de mol de soluto; n2 = número de mol de solvente.
Se a solução apresentar mais de um soluto, calcula-se a relação entre o
número de mols do soluto ou solvente em questão, e o somatório do número
de mols dos demais componentes.
1.4. Molaridade
É a razão entre o número de mols de soluto e o volume de solução dado em
L.
Onde: M = Concentração em mol/L; n1 = número de mols de soluto; V =
volume de solução (litros); m1 = massa de soluto (gramas); Mol = massa molar
do soluto. A concentração molar ou molaridade nos indica o número de mols de
7
soluto que existe em um litro de solução. A unidade usada é o mol por litro
(mol/L).
1.5. Normalidade
Normalidade se define como o “número de equivalentes gramas de soluto
contido em 1 L de solução (não solvente)”. (normalidade define-se também
como o número de equivalentes gramas de soluto dividido pelo número de L de
solução que contém o soluto). Uma solução 1 normal (1N) contém 1
equivalente grama (eg) de soluto por L.
Normalidade = (L) solução volume
(eg) soluto quantidade
O equivalente, tal qual o mol é unidade para descrever a quantidade de
uma espécie química. Um equivalente é uma unidade similar ao mol e está
relacionado ao peso de uma substância através de seu equivalente grama (Eg)
Quantidade (equivalentes) = Eg
(g) massa
O Eg está relacionado ao peso molecular pela fórmula:
Eg = h
PM
Onde h tem unidades de eq/mol. O valor numérico de h depende da
função química a qual a substância está inserida.
Cálculo e conceito de equivalente grama: O equivalente grama de
qualquer espécie química é dada por: h
PME . Para diferentes espécies:
Egácido = deHn
PMdoácidoo
; Egbase = deOHn
PMdabaseo
;
Egsal = totaldosalouautodacvalorabsol
PMdosal
arg
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Normalidade está relacionada à molaridade da mesma maneira que
equivalente grama está relacionado ao peso molecular:
Normalidade = Molaridade x h
1.6. Molalidade
É a razão entre o número de mols de soluto (n1) e a massa de solvente (m2),
dada em kg.
Esta equação, no entanto, deve ser multiplicada por mil, porque a
molalidade é expressa em número de mols por quilograma de solvente. Com
isso, temos:
Onde: W = molalidade; m1 = massa de soluto (gramas); m2 = massa de
solvente (gramas); Mol = massa molar do soluto. A concentração molal nos
indica o número de mols de soluto que existe em um quilograma de solvente. A
unidade usada é o molal.
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2. OBJETIVO
Este relatório tem por objetivo estudar a definição e classificação de
determinadas soluções e definir os tipos mais comuns de unidade de
concentração de soluções realizando cálculos envolvendo estas unidades.
Também é analisado o preparo e a determinação da concentração de
dadas soluções.
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3. PARTE EXPERIMENTAL
3.1. Materiais
Balança de precisão
Balão volumétrico
Banho-maria
Becker
Bureta
Cápsula de porcelana
Conta gotas
Erlenmeyer
Espátula
Estufa
Pera
Pipeta graduada
Pipeta volumétrica
Pisseta
Suporte universal
3.2. Reagentes
Acido clorídrico (HCl)
Água destilada
Alaranjado de metila
Carbonato de sódio (Na2CO3)
Solução de cloreto de sódio (NaCl)
Sulfato de cobre penta hidratado (CuSO4.5H2O)
3.3. Procedimento
3.3.1. Preparo e padronização de 50 ml de solução de HCl a 1N
Para o preparo e padronização de solução de HCl a 1N, foram feitos
cálculos para determinar o volume necessário de ácido clorídrico 37%.
Foram adicionados 50 ml de água destilada em um copo Becker. Foi
adicionado também na mesma vidraria, 4,1 ml de ácido clorídrico (HCl) com
11
o auxílio de uma pipeta com uma pera de borracha. Logo após, a mistura
contendo água destilada e ácido clorídrico, foi colocada em um balão
volumétrico e foi acrescentado mais água destilada, faltando pouco para
completar 50 ml (a capacidade comportada pelo balão), foi necessário
utilizar um conta-gotas, para que não ultrapassasse o limite da vidraria. A
solução foi homogeneizada e posta em uma bureta para prosseguir ao
processo de padronização.
Para a padronização do HCl foram usadas amostras em duplicata do sal
carbonato de sódio (Na2CO3). As amostras de Na2CO3 foram levadas à
balança de precisão e foi determinado que a primeira amostra pesava
0,298g e, a segunda, 0,297g. Ambas foram transferidas para erlenmeyers
distintos onde foram diluídas com 12,5 ml de água destilada cada uma.
Nessas soluções foram adicionadas duas gotas do indicador alaranjado de
metila.
3.3.2. Preparo de 25 ml de solução de CuSO4.5H2O a 0,5 N
Para o preparo da solução de CuSO4.5H2O, foi preciso calcular a massa
necessária do mesmo para obter uma solução de 100ml a 0,5N.
Foi pesado 1,5668g de CuSO4 (sulfato de cobre), colocado em um copo
Becker e depois adicionado 25 ml de água destilada. A solução contida no
copo Becker foi retirada e depositada em um balão volumétrico de 25ml. A
solução foi homogeneizada.
3.3.3. Determinação da concentração de uma solução de NaCl
(cloreto de sódio)
Foi pego uma cápsula de porcelana e pesada na balança de precisão,
obtendo um valor de 39,709g. Foram pipetados 5 ml da solução concentrada
de cloreto de sódio (NaCl) na própria cápsula de porcelana. A cápsula
contendo solução de cloreto de sódio foi colocada em banho-maria até a
desidratação quase completa. A cápsula foi removida do banho-maria,
enxuta, e colocada em uma estufa a 110-150°C até a secagem completa. A
cápsula foi tirada da estufa e posta pra esfriar. Foi pesada a massa do
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cloreto de sódio junto da cápsula de porcelana na mesma balança de
precisão usada anteriormente.
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4. RESULTADOS E DISCUSSÕES
4.1. Preparo e padronização de 50 ml de solução de HCl a 1N
Para o preparo e padronização de solução de HCl a 1N, foram feitos os
cálculos a seguir para determinar o volume necessário de ácido clorídrico 37%:
E =MM
|x|→
36,46
1→ 36,46 Neq =
m
E →
m
36,46
N = Neq
V (l)=
m
36,460,05
→ m
36,46 ×
1
0,05 → m = 1,82g
C = m
V(l) → V =
1,82
440,3 → V = 0,0041l ou 4,1ml
Onde E é igual à equivalência, MM é o peso molecular do ácido, x é o
número de oxidação dos íons do composto, Neq é o número de equivalência,
m é igual a massa, N representa a normalidade e C é igual à concentração
da solução dada no frasco de HCl no laboratório.
Observou-se que, após completar o balão volumétrico com mais água
destilada, sendo que nessa vidraria já havia uma solução de HCl, houve uma
homogeneização dessa solução preparada.
Para saber se a solução de ácido clorídrico estava para 1N, foi necessário
recorrer ao processo de padronização colocando a mistura (água destilada e
ácido clorídrico) na bureta.
O passo seguinte foi realizado em duplicata, foram pesadas duas
amostras do sal Na2CO3 , obtendo os seguintes valores: 0,296g (amostra 1) e
0,297g (amostra 2), e realizado um cálculo para obter a média dessas
amostras, m=0,283.
Foram utilizados dois erlenmeyers, e depositado em cada um as amostras
do sal Na2CO3, e adicionados 12,5 ml de água destilada em cada recipiente,
em seguida foi colocada duas gotas de um indicador ácido-base, o alaranjado
de metila. Depois desse processo, voltou-se à bureta contendo o ácido
clorídrico e água destilada, sendo despejados 5,4 ml e 5,3 ml desta solução
nos erlenmeyers contendo as amostras 1 e 2 do sal Na2CO3, respectivamente.
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Ao mesmo tempo em que a mistura da bureta caia no erlenmeyer contendo a
amostra 1 do sal já antes mencionado, essa vidraria era agitada até o ponto em
que sua coloração alaranjada, devido ao alaranjado de metila, muda-se para a
coloração rosa. Foi entendido que a solução era de caráter básico e passou a
ter caráter ácido Esse processo foi repetido com o outro erlenmeyer contendo a
amostra 2 do mesmo sal, obtendo também os mesmos resultados. O volume
médio da solução de ácido clorídrico foi igual a 5,35, conforme a equação
abaixo:
�̅� = 𝑥1 + 𝑥2
𝑛=
5,4 + 5,3
2→ �̅� = 5,35
Onde x é a média volumétrica, x1 e x2 são os valores do volume que foi
despejado da bureta e n é o número de valores utilizados.
O passo seguinte foi levar os dois erlenmeyers ao bico de Bunsen e
deixados até o momento em que atingisse seu ponto de ebulição. A solução
permaneceu com a coloração rosa demonstrando que a solução foi
padronizada corretamente.
4.2. Preparo de 25 ml de solução de CuSO4.5H2O a 0,5 N
Foi calculada a massa de CuSO4.5H2O necessário para preparar 25 ml de
solução a 0,5 N:
𝑁 = 𝑚
𝑀𝑀|𝑥|
× 𝑉(𝑙) → 0,5 =
𝑚
249,682 × 0,025
→ 𝑚 = 1,5605𝑔
Onde N é a normalidade da solução, m é a massa do sal, MM é o peso
molecular do CuSO4, V é o volume da solução em litros e x é o número de
oxidação do sal.
O copo Becker contendo 25ml de água destilada e 1,5668g de sulfato de
cobre foi agitado, até o ponto em que solubilizou totalmente o sal, que em
questão é o CuSO4. A solução de cor azulada foi homogeneizada.
4.3. Determinação da concentração de uma solução de NaCl (cloreto de
sódio)
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A cápsula de porcelana contendo a solução de cloreto de sódio foi posta
em banho-maria e depois em na estufa até sobrar apenas o sal. A cápsula de
porcelana que inicialmente pesava 39,709g variou seu peso para 40,128g, este
novo valor apresentado representa a massa da cápsula de porcelana mais a do
sal. A massa do cloreto de sódio foi igual a 0,419g.
Foram realizados cálculos para descobrir a concentração da solução de
cloreto de sódio em porcentagem, sua normalidade e sua molaridade. A
concentração foi igual a 8,38%; a molaridade foi igual a 1,4 mol/l; a
normalidade foi igual a 1,45, de acordo com os cálculos a seguir:
% =𝑚 × 100
𝑉(𝑙)→
0,419 × 100
5 →
41,9
5→ % = 8,38%
Onde, m é igual à massa do sal, V é igual ao volume em litros e o
resultado é a concentração em porcentagem.
𝑁º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑠 = 𝑚
𝑀𝑀 →
0,419
57,5 → 0,007 𝑀 =
𝑁º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑠
𝑉(𝑙) →
0,007
0,005 → 𝑀 = 1,4
Onde m é igual à massa do sal, MM é igual ao peso molecular do NaCl e
M é igual a molaridade da solução.
𝑁 = 𝑚
𝑀𝑀|𝑥|
× 𝑉(𝑙) →
0,419
57,51 × 0,005
→ 𝑁 = 1,45
Onde N é igual à normalidade da solução, m é igual a massa do sal, MM
é igual ao peso molecular do NaCl, V é o volume em litros e x é igual ao
número de oxidação do sal.
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5. CONCLUSÃO
Foi observado que soluções são misturas de duas ou mais substâncias
que apresentam aspecto uniforme, e, há vários exemplos delas no cotidiano
como o ar que envolve a Terra, as ligas metálicas e a água dos oceanos. Já
em práticas laboratoriais, as soluções devem ser cuidadosamente estudadas e
analisadas para haver o mínimo de erros possíveis, por isso se deve realizar
titulações e padronizações de soluções para classificar e definir o futuro
experimento que será realizado com a mesma.
Ao realizar os diversos cálculos de normalidade, molaridade e
concentração, por exemplo, foram notadas as diversas unidades e expressões
matemáticas que relacionam o soluto e o solvente das soluções, diferenciando
assim, as soluções umas das outras e, posteriormente, realizando seus
respectivos modos de análise e experiências de tais soluções.
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6. REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA
USBERCO, J.; SALVADOR, E.; Química. 5. ed. Saraiva. 2002.
LEE, J. D. Química inorgânica: um novo texto conciso. 3. ed. São Paulo: E.
Blucher, 1980.
MAHAN, B. H; MYERS, R. J. Química: um curso universitário. 4. ed. São Paulo:
E. Blucher, 1997.
RUSSELL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Makron Books, 1994. V. 2.
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