Relatório - Preparo de Soluções e Padronização de Soluções

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS
Departamento de Química
Química Geral Prática
Nomes: Ana Carolina Arantes Araújo 
Luís Henrique Eduardo Bastos
Turma: Eng. de Minas (U2A)
Prof.:Cynthia Peres
Data de realização da prática: 13/11/2009 e 20/11/2008
	PREPARO DE SOLUÇÕES
	Uma solução, no sentido amplo, é uma dispersão homogênea de duas ou mais espécies de substâncias moleculares ou iônicas. No âmbito mais restrito, entretanto, denominamos soluções as dispersões que apresentam as partículas do disperso (soluto) com um diâmetro inferior a 10 Å. Quando este diâmetro situa-se entre 10 e 1000 Å, temos dispersões coloidais. Exemplos: gelatina, goma arábica, fumaça entre outras. Quando por sua vez, as partículas possuem diâmetro superior a 1000 Å, temos dispersões grosseiras. Exemplo: leite de magnésia, dispersão grosseira de magnésio em água.
	Nas soluções, as partículas do soluto não se separam do solvente sob ação de ultracentrífugas, não são retidos 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 única fase e toda mistura homogênea constitui uma solução. 
Classificação das soluções com relação à quantidade de soluto dissolvido.
	De acordo com a quantidade de soluto dissolvido, as soluções podem ser não saturadas, saturadas e supersaturadas. A solubilidade de um soluto é a quantidade máxima deste que pode dispersar-se numa certa massa de solvente a uma dada temperatura.
Solução insaturada: contém, numa dada temperatura, uma quantidade de soluto dissolvido MENOR que a sua solubilidade nesta temperatura. Exemplo: a solubilidade do acetato de sódio é igual a 123,5 g/ 100 g de água a 20oC. Uma solução que contém 80 g desse sal dissolvidos em 100 g de água a 20oC, constitui uma solução não saturada.
Solução saturada: contém, numa dada temperatura, uma quantidade de soluto dissolvido IGUAL que a sua solubilidade nesta temperatura. Ex.: 123,5 g de acetato de sódio em 100 g de água a 20oC.
Solução supersaturada: contém, numa dada temperatura, uma quantidade de soluto dissolvido MAIOR que a sua solubilidade nesta temperatura (solução metaestável). Ex.: 124,0 g de acetato de sódio em 100 g de água a 20oC.
Unidades de concentração das soluções
	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 medidas em massa, volume ou quantidade de matéria (número de moles), há diversas unidades de concentração de soluções. As mais utilizadas são:
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:
Concentração em quantidade de matéria (Molaridade)
É a relação entre a quantidade de matéria, ou números de moles, do soluto (n) e o volume da solução (V), expresso em litros.
Composição percentual (título)
Um método bastante usual de expressão da concentração baseia-se na composição percentual da solução. Essa 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)
Parte experimental
Preparação de 250,00 mL de solução de hidróxido de sódio 0,10 mol/L
Calculou a massa de NaOH necessária para preparar 250,00 mL de solução 0,100 mol/L.
Pesou-se a massa calculada utilizando um vidro de relógio.
Colocou a quantidade já pesada da base num béquer de 50 mL e dissolveu a em água destilada com auxilio de um bastão de vidro.
Transferiu quantitativamente a mistura para um balão volumétrico de 250,00 mL.
Completou-se o volume da solução com água destilada até a marca da aferição do balão, tampou e agitou para completa homogeneização.
Observação Qualitativa do pH
Transferiu-se uma pequena quantidade de solução de NaOH para um béquer. 
Mergulhou-se a ponta de um papel tornassol vermelho na solução.
Utilizando um papel indicador universal, medimos o pH da solução e comparou-se o valor obtido com o calculo teórico.
Adicionou-se duas gotas de solução de fenolftaleína e observou-se o resultado .
Resultados
Calculo da massa:
0,10 mol/L = __m____			m = 0,025 mol
	 0,250 L
1 mol 	 -----------> 40g x = 1,000g , massa a ser pesada.
0,025 mol -----------> x
O papel de Tornassol vermelho ficou azul ao entrar em contato com a solução indicando que em meio básico este indicador assume coloração azul. Já ao medir o ph utilizando o papel indicador universal percebemos uma cor próxima a do pH 13, valor encontrado também nos cálculos teóricos:
pOH = - log[OH-]
pOH = - log[0,1] = 1 
pH + pOH = 14 
pH + 1 = 14
pH = 13
	Ao pingar fenolftaleína na solução ela se tornou rosa o que nos leva a concluir que solução básica em presença de fenolftaleína torna-se rósea. 
Preparação de 100,00 mL de solução de ácido clorídrico 0,10 mol/L
Observou-se, no rótulo do frasco que contém a solução concentrada de HCl, a densidade e a percentagem (m/m) do ácido na mistura. A partir desses dados calculou-se a massa de HCl necessária para preparar 100,00 mL de solução 0,10 mol/L. e determinou o volume da solução concentrada que contém essa massa.
Com auxílio de uma bureta, mediu-se o volume calculado e transferi o para um balão volumétrico de 100,00 ml que já contenha uma pequena quantidade de água destilada. 
Completar o volume da solução com água destilada até a marca da aferição do balão, tampar e agitar para completa homogeneização.
Observação Qualitativa do pH
	Transferiu-se uma pequena quantidade de solução de HCl para um béquer. 
Mergulhou-se a ponta de um papel tornassol azul na solução.
Utilizando um papel indicador universal, medimos o pH da solução e comparou-se o valor obtido com o calculo teórico.
Adicionou-se duas gotas de solução de fenolftaleína e observou-se o resultado .
Resultados
Calculo do volume: 
0,10 mol/L = __m____			m = 0,010 mol
	 0,100 L
12 mol 	 -----------> 1 L x = 0,00083 L, medir aproximadamente 
0,010 mol -----------> x				 			 0,8ml. 	
 
O papel de Tornassol azul ficou vermelho ao entrar em contato com a solução indicando que em meio básico este indicador assume coloração avermelhada. Já ao medir o ph utilizando o papel indicador universal percebemos uma cor próxima a do pH 1, valor encontrado também nos cálculos teóricos:
pH = - log[H+]
pH = - log[0,1] 
pH = 1
	Ao pingar fenolftaleína na solução ela continuou incolor o que nos leva a concluir que solução acida não se altera em presença de fenolftaleína. 
PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES
	No preparo de soluções, como em todo procedimento experimental, alguns erros podem ser cometidos. Eles têm como causas comuns o uso inadequado da vidraria, as falhas na determinação da massa e de volume e a utilização de reagentes de baixo grau de pureza, entre outras. Através do processo de padronização é possível verificar o quanto a concentração da solução preparada aproxima-se da concentração da solução desejada.
	Existem substâncias com características bem definidas, conhecidas como padrões primários, que são utilizadas como referência na correção da concentração das soluções através do procedimento denominado padronização. Tal procedimento consiste na titulação da solução de concentração a ser determinada com uma massa definida do padrão primário adequado.
Características básicas de um padrão primário
Deve ser de fácil obtenção, purificação, conservação e secagem.
Deve possuir uma massa molar elevada,para que os erros relativos cometidos nas pesagens sejam insignificantes.
Deve ser estável ao ar sob condições ordinárias, se não por longos períodos, pelo menos durante a pesagem. Não deve ser higroscópico, eflorescente, nem conter água de hidratação.
Deve apresentar grande solubilidade em água.
As reações de que participa devem ser rápidas e praticamente completas.
Não deve formar produtos secundários.
Substâncias indicadoras
	Uma das técnicas de detecção do ponto final (ponto de equivalência) de titulações faz uso da variação de cor de algumas substâncias denominadas indicadores. No caso particular das titulações ácido-base, os indicadores são ácidos e bases orgânicos fracos, que apresentam colorações diferentes em função da concentração de íons H3O+ na mistura da reação. Portanto, a coloração do indicador está diretamente ligada ao pH da solução. Abaixo alguns exemplos de indicadores:
INDICADOR		COR EM MEIO ÁCIDO		COR EM MEIO BÁSICO
Timolftaleína		incolor				azul
Fenolftaleína			incolor				vermelho
Azul de bromotimol		amarelo				azul
Vermelho de metila		vermelho				amarelo
 
Procedimento experimental:
Determinação da concentração de uma solução de NaOH aproximadamente 0,1 mol/L, por meio de um sal de caráter ácido.
	O padrão primário mais utilizado nessa determinação é o ftalato ácido de potássio (biftalato de potássio). Pela estequiometria da reação, podemos observar que um mol de biftalato neutraliza um mol de hidróxido:
Padronização do Hidróxido de sódio
Ambientou-se a bureta com solução de hidróxido de sódio;
Encheu a bureta com essa solução e acertou o nível do líquido na marca zero da bureta;
Pipetou-se 10,00 ml da solução padrão com pipeta previamente ambientada e transferiu a solução para um erlenmeyer 
Adicionou no erlenmeyer 3 gotas de fenolftaleína;
Colocou uma folha de papel branco sob o erlenmeyer para facilitar a visualização do ponto de viragem. Então, adicionou gradualmente a solução de NaOH da bureta à solução de biftalato, contido no erlenmeyer, agitando-o continuamente com movimentos circulares;
Continuou as adições de NaOH gota a gota até que a solução se torne rosa. Este é o ponto de viragem. Anotou o volume gasto de NaOH.
Repitiu-se essa titulação mais duas vezes.
Padronização do Ácido Clorídrico 
Ambientou-se a bureta com solução de hidróxido de sódio;
Encheu a bureta com essa solução e acertou o nível do líquido na marca zero da bureta;
Pipetou-se 10,00 ml da solução de HCl com pipeta previamente ambientada e transferiu a solução para um erlenmeyer 
Adicionou no erlenmeyer 3 gotas de fenolftaleína;
Colocou uma folha de papel branco sob o erlenmeyer para facilitar a visualização do ponto de viragem. Então, adicionou gradualmente a solução de NaOH da bureta à solução de biftalato, contido no erlenmeyer, agitando-o continuamente com movimentos circulares;
Continuou as adições de NaOH gota a gota até que a solução se torne rosa. Este é o ponto de viragem. Anotou o volume gasto de NaOH.
Repitiu-se essa titulação mais duas vezes.
Resultados
Padronização do NaOH
	Amostra
	Volume
	1
	11,00
	2
	11,00
	3
	11,00
Calculo: 
Quantidade de matéria NaOH = Quantidade de matéria do biftalato de potássio
Concentração NaOH x Volume gasto = concentração do biftalato x volume medido
[NaOH] = 0,100 x 0,010
		0,011
[NaOH] = 0,091 mol/L 
O NaOH possui concentração igual à 0,091 mol/L. 
Padronização do HCl
	Amostra
	Volume (ml)
	1
	8,20
	2
	8,20
	3
	8,20
Calculo: 
Quantidade de matéria NaOH = Quantidade de matéria do HCl
Concentração NaOH x Volume gasto = concentração do HCl x volume medido de HCl
0,091 x 0,0082 = [HCl] x 0,010
[HCl] = 0,091 x 0,0082
		0,010
[HCl] = 0,075 mol/L 
O HCl possui concentração igual à 0,075 mol/L. 
Conclusão
	A utilização de soluções é fundamental na aplicação da química, para que consigamos atingir resultados precisos é necessário que se saiba como preparar as soluções adequadamente e suas concentrações com precisão. Para descobrir a concentração utilizamos o método da padronização de soluções.
	Portanto podemos concluir que práticas como essas ajudam no aprendizado do preparo de soluções, pratica essa que pode ser fundamental nos nossos futuros.
Bibliografia
TRINDADE, D.F.; OLIVEIRA, F.P.; BANUTH, G.S. & BISPO, J.G.; “Química Básica Experimental”; Ed. Parma Ltda., São Paulo (1981).
GIESBRECHT, E.; “Experiências de Química, Técnicas e Conceitos Básicos – PEQ – Projetos de Ensino de Química”; Ed. Moderna – Universidade de São Paulo, SP (1979).
Apostila de Praticas de Química Geral; UFMG 2008;
www.fug.edu.br