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Universidade Federal do Pampa
Curso de Engenharia de Alimentos
Tópicos em Preparo de Soluções e Conversão de Unidades
Prof. ª Valéria Terra Crexi
Engenheira de Alimentos
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1.1 Expressão da Concentração e Preparo de Soluções Utilizadas na Análise de Alimentos
1.1.1 Síntese de conceitos fundamentais em química
Átomo
Menor parte de um elemento que pode existir em uma troca química.
número atômico Z = número de prótons
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Moléculas
Formadas por associação de átomos de um mesmo Elemento ou de diferentes elementos químicos
Peso molecular = soma dos pesos atômicos dos
respectivos átomos = molécula grama
Átomo Grama
Um átomo grama de qualquer elemento contém um número de átomos igual ao número de Avogrado (N = 6.023 X 1023)
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Átomo Grama
Como a massa de um único átomo é extremamente pequena, o número de átomos em um átomo grama de qualquer elemento é muito grande.
Um átomo grama de qualquer elemento contém um número de átomos igual ao número de Avogrado (N = 6.023 X 1023)
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Mol
O mol de uma substância pura é definido como a quantidade da substância igual ao seu peso molecular.
Utilidade:
As unidades do mol ou molécula grama são muito úteis para o cálculo de concentração de soluções e na estequiometria de reações químicas.
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Equivalente grama
massas que equivalem em uma reação química
Substâncias não oxidantes e não redutoras
equivalente grama consiste na relação entre a massa molecular e o número total de oxidação dos radicais que reagem
ácidos consiste no número total de oxidação de H+
bases número total de OH-
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Equivalente-grama (E) de um elemento químico é o quociente do átomo-grama (A) pela valência (v) do elemento.
E = A/vExemplo:
Para o Sódio (Na) = 23g/1 = 23g
Para o ácido sulfúrico - H2SO4
E = mol1 / x = 98g / 2 = 49g ( 2 hidrogênios
ácidos)
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Para o ácido sulfúrico - H2SO4
E = mol1 / x = 98g / 2 = 49g ( 2 hidrogênios
ácidos)
Equivalente-grama (E) de um ácido é a relação entre a molécula-grama ou mol (mol1) do ácido e o número de hidrogênios ácidos ou ionizáveis (x).
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Para substâncias oxidantes ou redutora, o equivalente grama consiste na relação entre a massa molecular e a variação total do número de oxidação por fórmula
Equivalente-grama (E) de um oxidante ou redutor é o quociente da molécula-grama ou mol (M) da substância pela variação total (Δ) de seu número de oxidação.
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Densidade
Quantidade de massa por unidade de volume de uma substância.
Saturação de uma solução
Concentração máxima de um soluto em um determinado solvente a uma temperatura definida.
Na prática, se visualiza o ponto de saturação de uma solução quando começa a se depositar o soluto, sem que haja mais a sua
dissolução
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1.1.2 Principais expressões de concentrações de soluções de uso laboratorial
Molaridade
A unidade molar (M) é definida como número de moles de uma substância presente em 1000 mL de solução.
Portanto, uma solução 1 M contém 1 mol de uma substância em 1L de solução.
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Molaridade
Ex: Em 250 mL de solução contendo 10 g de cloreto de cálcio (CaCl2), tem-se:
1M ______ 111g de CaCl2______1000mL solução 1M_______ xg ________250mL solução
1M _______27,75 g de CaCl2_______250 mL solução xM _______10g CaCl2 ____________ 250 mL solução X= 0,36 M, que corresponde a 10g de CaCl2 em 250 mL
Portanto, 10g de cloreto de cálcio contidos em 250 mL de solução correspondem a 0,36M.
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Normalidade
A unidade normal (N) é a quantidade (número) de equivalentes gramas presentes em 1000mL de solução.
Ex. Em 250 mL de solução contendo 10 g de cloreto de cálcio (CaCl2), tem-se:
Solução 1N _______ 1 eq.g de CaCl2______ 1000mL solução (por definição)
1N ________55,5 g CaCl2 _________1000mL1N ________xg CaCl2_____________250 mL solução1N ________13,875 g CaCl2 ________250mL soluçãoxN ________10g CaCl2 ____________250 mL soluçãoX= 0,72N, que corresponde a 10g de CaCl2 em 250 mL
solução.
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Porcentagem
- Expressa a quantidade relativa por cento.
Percentual m/m
Relaciona as gramas da substância contidas em 100g da solução.
Percentual m/v
Expressa gramas da substância em 100 mL da solução.
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Porcentagem
Percentual v/v
Significa volume (mL) da substância (líquida) em 100 mL da solução.
Percentual v/m
Expressa volume (mL) da substância (líquida) em 100 g da solução
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Partes por milhão (ppm)
Expressa relações de partes em 1 milhão de partes
quantidades dos componentes presentes são muito pequenas
Ex. Em 250 mL de solução contendo 0,01 mL de álcool, sua concentração em ppm seria:
1 ppm é igual a 1 parte em 1 milhão de partes
0,01 mL de álcool _______________ 250 mL solução x mL álcool ___________________1x 106 mL soluçãoPortanto tem-se, 40 mL de álcool/ 1x 106 mL solução,
que significa 40 ppm
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Partes por bilhão (ppb)
Expressa relações de partes em 1 bilhão; 1ppb equivale a 1 parte em 1 bilhão de partes
Ex. Em 250 mL de solução contendo 0,01mL de álcool, corresponde a:
1 ppb é igual a 1 parte em 1 bilhão de partes
0,01 mL de álcool _______________ 250 mL solução x mL álcool ___________________1x 109 mL soluçãoPortanto tem-se, 40.000 mL de álcool/ 1x 109 mL
solução, o que corresponde a 40.000 ppb
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Expressões de proporções (x + y ou x:y)
Indicam que o primeiro numeral refere-se ao volume do solvente ou solução utilizado, e o segundo ao volume de diluente da preparação.
Ex. ácido clorídrico 1+2 ou 1:2
1 volume de ácido foi diluído com 2 volumes de água.
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Expressões de proporções (x + y ou x:y)
Ex. Ao adicionar-se solução de ácido clorídrico 0,1N em água, em um total de 250 mL de solução, na proporção de 2+3 ou 2:3, tem-se
250 mL _______________ 5 partes (2+3)X mL _________________ 1 parte
Assim, 1 parte corresponde a 50 mL; portanto, nos 250 mL de solução final, tem-se 100 mL (2 partes) de solução de ácido clorídrico e 150 mL (3 partes) de água.
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Fator de diluição
Expressa o grau de diluição de um determinado extrato ou solução
Ex. Suponha-se que nos 10 mL de extrato tem-se 10 mg de componente desejado, assim:
10 ml extrato ____10 mg do componente, ou seja, tem-se 1 mg do componente/ mL do extrato
Ao retirar-se 1 mL do extrato, retira-se 1 mg do componente que ao completar o volume para 10 mL, permanecerá 1mg do componente em 10mL de solução;
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Fator de diluição
Portanto tem-se 1mg/ 10mL ou 0,1 mg/ mL de extrato
Pela relação da quantidade do componente por mL de solução inicial e após a diluição (final), tem-se 10mg/1 mg = 10, que corresponde ao grau (fator) de diluição
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1.1.3 Preparo de soluções
Preparo:
Adição de um determinado componente de alto grau de pureza (soluto)
Em recipiente adequado (balão volumétrico)
Completando o volume com um solvente
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1.1.3 Preparo de soluções
Processos de preparação de soluções em laboratório:
•A partir de substâncias sólidas
•A partir de soluções previamente preparadas
•A partir de soluções concentradas
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1.1.3 Preparo de soluções
• A partir de substâncias sólidas
Pesa-se a quantidade de sólido desejado (soluto)
Balão volumétrico
Adição de parte do solvente
Agitação
Completa-se o volume com o solvente
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1.1.3 Preparo de soluções
• A partir de substâncias sólidas
Para preparar 500mL de solução de cloreto de magnésio (MgCl2) 0,15N
1N ___________46,61 g___________1000mL0,15N _________ xg ______________ 1000mL
xg = 6,99 g MgCl2_________________1000mLX _________ 500mLx = 3,50g
* Assim pesa-se 3,50 g de MgCl2, coloca-se em balão volumétrico de 500mL, adiciona-se cerca de 200 mL de água dissolve-se e completa-se o volume de 500 mL de água
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1.1.3 Preparo de soluções
• A partir de soluções previamente preparadas
Solução previamente preparada e de concentração conhecida
Calcula-se a quantidade em equivalentes gramas que precisa para preparar a solução desejada
Retira-se o volume necessário da solução
Balão volumétrico
Completa-se o volume com solvente
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1.1.3 Preparo de soluções
• A partir de soluções previamente preparadas
Ex. Se no laboratório tem uma solução preparada de hidróxido de bário Ba(OH)2 1N (solução A). A partir desta solução se deseja preparar 100 mL de solução de hidróxido se bário a 0,05 N (solução B)
•Inicialmente calcula-se quantos eq.g de Ba(OH)2 precisam para se preparar a solução (B):
1N __________ 1 eq.g de Ba(OH)2 _____ 1000mL0,05 N _______0,05 eq. g_____________1000mL
x eg. g________________100mLx= 0,005 eq.g __________100mL
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1.1.3 Preparo de soluções
• A partir de soluções previamente preparadas
Assim, calcula-se qual o volume correspondente na solução (A) que contenha os 0,005 eq.g necessários para preparar a solução (B).
1N _______ 1 eq.g Ba(OH)2 __________ 1000mL solução 0,005 eq.g Ba(OH)2 _____x mL solução
x mL= 5 mL de solução
Assim, retira-se 5 mL de solução (A), a qual contem 0,005 eq.g de Ba(OH)2, coloca-se em balão volumétrico de 100mL e completa-se o volume com água destilada, para se obter a solução 0,05 N (solução B).
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1.1.3 Preparo de soluções
• A partir de soluções concentradas
Quando se tem a concentração do soluto (%) e a densidade da solução
Preparo de soluções a partir de ácidos e bases concentrados.
Ex. Preparar 500mL de solução de ácido sulfúrico (H2SO4) 0,1N a partir de solução concentrada de ácido sulfúrico ( conc. 97% , densidade = 1,840 g.mL -1)
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1.1.3 Preparo de soluções
• A partir de soluções concentradas
Inicialmente se calcula quantos equivalentes gramas de ácido devem estar contidos nos 500 mL de solução de ácido sulfúrico a 0,1N
0,1 N ___________0,1 eq.g de H2SO4 _______ 1000 mL x eq.g H2SO4 __________ 500 mL
Portanto:
0,1 N _________ 0,05 eq.g de H2SO4 ___500 mL solução
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1.1.3 Preparo de soluções
• A partir de soluções concentradas
Assim, nos 500 mL de solução de 0,1 N precisa-se de 0,05 eq. g de H2SO4 que deve ser oriundo da solução concentrada de H2SO4
Na solução concentrada tem-se:
1,840g de solução ________ 1 mL de solução ( densidade = 1,840 g. mL-1)
Nessa massa de solução deve-se calcular a massa de ácido sulfúrico1,840 g de solução __________________ 100% da massa
xg _______________________97% da massa de ácido
H2SO4
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1.1.3 Preparo de soluções
• A partir de soluções concentradas
Portanto, em 1,840 g de solução se tem 1,7848 g de ácido sulfúrico.
Então:
1,840g de solução _________1,784 g (0,03642 eq.g) de ácido sulfúrico _________ 1 mL de solução
Como precisa-se de 0,05 eq.g de ácido na solução que se deve preparar:
0,03642 eq.g de ácido ________ 1 mL solução0,05 eq.g de ácidos __________ x mL de solução
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1.1.3 Preparo de soluções
• A partir de soluções concentradas
x mL = 1,37 mL de solução concentrada
Portanto, retira-se 1,37 mL da solução concentrada, coloca-se em balão volumétrico de 500 mL e adiciona-se água até completar o volume, para se obter a solução 0,1N.
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1.1.4 Padronização de soluções
* Utilizada quando a concentração final da solução não equivale a desejada:
- higroscopicidade- volatibilidade (tempo) - erros de pesagem
Padronização :
Correção da concentração, tentando traduzir a concentração real,utilizando-se de outras soluções previamente padronizadas ou que possuam maior estabilidade durante sua preparação.
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1.1.4 Padronização de soluções
Para se calcular a concentração real de uma solução, se utiliza a proporção estequiométrica, levando-se em consideração que:
1 equivalente grama de uma substância reage com 1 equivalente grama da outra substância, resultando em 1 equivalente grama de cada um dos produtos formados
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1.1.4 Padronização de soluções
Ex. Na padronização de uma solução de hidróxido de sódio 0,1N (normalidade aparente), foi colocado 0,51 g de biftalato de potássio (C8H5KO4) no erlenmeyer, e gastou-se na titulação 22 mL (volume da bureta) de solução de hidróxido de sódio 0,1N previamente preparada.
O que se conhece com certeza é a massa de biftalato que reagiu, assim:
1 eq.g de biftalato _________ 204 g x eq.g ________________ 0,51 g
X = 0,0025 eq.g de biftalato de potássio que reagiram
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1.1.4 Padronização de soluções
Portanto, 0,0025 eq.g de biftalato reagiram com 0,0025 eq.g de hidróxido, os quais estão contidos em 22 mL de solução:
Assim, 22 mL de sol. de NaOH _____ 0,0025 eq.g de NaOH1000 mL de sol. De NaOH ___ X
X = 0,1136 eq.g de NaOH
Portanto, tem-se eq.g de NaOH em 1000mL de solução, o que equivale a 0,1136 N (normalidade real).
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1.1.4 Padronização de soluções
O fator de correção equivale ao valor que multiplicado pela normalidade aparente resulta na normalidade real da solução, portanto:
fc x Naparente = N real, assim: fc = Nreal/Naparente, assim:
fc = 0,1136/0,1000 = 1,1360
Portanto, a concentração real da solução é: 0,10 N x fc = 0,10 x 1,1360 = 0,1136 N ou 0,11N (com dois algarismos significativos)