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.

2

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

6

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

8

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.

9

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.

10

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

12

cloreto de sódio junto da cápsula de porcelana na mesma balança de

precisão usada anteriormente.

13

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.

14

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)

15

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.

16

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.

17

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.