RELATÓRIO - LAB CONSERVAÇAO DE MASSA 1

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE CAMPINA GRANDE
CENTRO DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIA - CCT
DEPARTAMENTO DE ENGENHARIA DE MATERIAIS
PROFESSORA: LÚCIA
DISCIPLINA: LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL
RELATÓRIO DO EXPERIMENTO: PREPARAÇÃO DE SOLUÇÕES
Ricardo Fagner Naque Ribeiro – 118111583
				
Campina Grande – PB
13/06/2018	
SUMÁRIO
1 OBJETIVO	1
2 REVISÃO BIBLIOGRÁFICA	2
2.1 Dissolução	2
2.2 Classificação das soluções em relação a natureza do soluto	2
2.3 Classificação das soluções em relação à quantidade de soluto dissolvido	3
2.4 Concentração de Soluções	3
2.4.1 Concentração Comum	3
2.4.2 Concentração em quantidade de matéria ou molaridade	4
2.4.3 Molalidade	4
2.4.4 Fração molar	4
2.4.5 Normalidade	4
2.4.6 Composição percentual (título)	5
2.5 Diluição	5
3 MATERIAIS	6
3.1 Materiais	6
4 Metodologia	6
5 RESULTADOS E DISCUSSÕES	8
6 CONCLUSÃO	9
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS	10
ANEXO	11
1 OBJETIVO
Preparar soluções líquidas utilizando solutos sólidos e líquidos. 
2 REVISÃO BIBLIOGRÁFICA
 O que é uma solução?
As soluções são misturas homogéneas constituídas por duas ou mais substâncias em que uma delas se chama solvente e a(s) outra(s) soluto(s).
 
Solvente + Soluto(s) --› Solução
As soluções podem encontrar-se em qualquer estado físico, no entanto, quando estamos no laboratório de química o mais vulgar é encontrar soluções líquidas em que geralmente o solvente é a água e o soluto é um sólido.
Exemplos de soluções:
Solução sólida - Um objeto de bronze (constituído por cobre e zinco)
Solução líquida - Um refrigerante sem gás
Solução gasosa - O ar que nos rodeia
A água que bebemos, os refrigerantes, os combustíveis (álcool, gasolina), alguns produtos de limpeza (como sabonetes líquidos), o vidro, uma moeda de latão e muitas outras misturas homogéneas que estão presentes no nosso dia a dia são exemplos de soluções.
 
Como se identifica o soluto e o solvente numa solução?
Existem algumas regras que te permitem identificar o soluto e o solvente sem te enganares. Assim:
 Se o soluto e o solvente estiverem em estados físicos diferentes, o solvente é o que tem o mesmo estado físico da solução.
 Se o soluto e o solvente estiverem no mesmo estado físico, o solvente é aquele que se encontra em maior quantidade.
 Se ambos estiverem no estado líquido e na mesma quantidade, o solvente será o líquido mais volátil (aquele que se evapora com mais facilidade).
2.1 Dissolução 
Designa-se por dissolução o processo de dispersão de um soluto num solvente que conduz à formação de uma solução, este processo pode implicar a quebra de ligações intermoleculares e, também, de ligações intramoleculares. Durante o processo de dissolução, as partículas do soluto estabelecem interações com as moléculas de solvente; estas interações podem ser de natureza eletrostática, de natureza química ou através de forças de van der Waals (SPENCER, 2011). 
Spencer (2011) também irá falar que o processo de dissolução de uma substância em um solvente pode ser descrita na seguinte sequência:
1. Separação das partículas (moléculas ou íons) de soluto; 
2. Afastamento das partículas de solvente para formar espaços que serão preenchidos pelas moléculas de soluto; 
3. Estabelecimento de interações entre as partículas de soluto e solvente para formar a solução. 
Uma solução pode ser classificada em relação a natureza do soluto e em relação à quantidade de soluto dissolvido. 
2.2 Classificação das soluções em relação a natureza do soluto
Podem ser classificadas como soluções iônicas e soluções moleculares, soluções iônicas quando apresentam íons (espécies químicas com cargas elétricas que são responsáveis por conduzir corrente elétrica), para formar esse tipo de solução, o soluto pode ser iônico, isto é, formado por íons, ou moléculas e sofrer ionização, e soluções moleculares formadas unicamente pela dissolução de solutos moleculares que não reagem com a água (FOGAÇA, 2017).
2.3 Classificação das soluções em relação à quantidade de soluto dissolvido
Solubilidade é a propriedade que uma substância tem de se dissolver espontaneamente em outra substância denominada solvente (AUCÉLIO e TEXEIRA, 2017). Segundo Brady e Humiston (1995) existe um limite para a quantidade de soluto que pode ser dissolvida em uma quantidade fixa de solvente em uma determinada temperatura. Esse limite é conhecido como coeficiente de solubilidade, a partir desse coeficiente as soluções então são classificadas como:
· Insaturadas: quando a quantidade de soluto dissolvido é inferior ao coeficiente de solubilidade.
· Saturadas: quando a quantidade de soluto dissolvido corresponde ao coeficiente de solubilidade. 
· Supersaturadas: quando a quantidade de soluto dissolvido é superior ao coeficiente de solubilidade. 
2.4 Concentração de Soluções
A concentração de uma solução é a relação entre a quantidade do soluto e a quantidade do solvente ou da solução (UFPR, 2017). A concentração pode ser expressa de diversas maneiras quantitativas, tendo em vista que, as quantidades de soluto e solvente podem ser determinadas em volume, massa e quantidade de matéria. 
2.4.1 Concentração Comum
A relação entre a massa do soluto (g) e o volume da solução (l):
2.4.2 Concentração em quantidade de matéria ou molaridade
Relação entre a quantidade de matéria (número de mols) do soluto e o volume da solução (l):
2.4.3 Molaridade
Essa maneira quantitativa de expressar a concentração é utilizada em situações que despreza-se a temperatura, é a relação entre a quantidade de matéria do soluto (mols) e a massa do solvente (kg):
2.4.4 Fração molar
Fração molar é a relação estabelecida entre o número de mol de uma determinada matéria e o número de mol de toda a mistura em que a matéria está inserida (DIAS, 2017). Expressa por: 
O número de mol do solvente e o do soluto sempre são menores que o número de mol da solução, por essa razão, a fração molar sempre resultará em um valor entre 0 e 1 (DIAS, 2017). 
2.4.5 Normalidade 
A normalidade é expressa como a razão entre a massa do componente na solução e o equivalente grama vezes o volume da solução: 
2.4.6 Composição percentual (título)
Razão entre a massa do soluto e a massa da solução:
Normalmente é expressa em porcentagem, para isso basta multiplicar o valor encontrado na equação acima por 100. 
2.5 Diluição
A diluição é uma importante técnica realizada em experimentos químicos, pois, não é sempre que tem-se disponível em laboratório uma solução com a concentração desejada, normalmente encontra-se soluções de maiores concentrações e aplica-se a técnica de diluição. No processo de diluição a quantidade de solvente aumenta, mas a quantidade de soluto permanece a mesma. A equação geral da diluição é definida como:
Onde,
Mc = Molaridade do concentrado Md = Molaridade do diluído
Vc = Volume do concentrado Vd = Volume do diluído. 
3 MATERIAIS E MÉTODOS
3.1 Materiais
A Tabela 1 e a Tabela 2 apresentam os materiais e reagentes utilizados na preparação da solução de Na2S2O35H2O e da solução de HNO3, respectivamente.
Tabela 1: Materiais e reagentes utilizados no preparo da solução de NaOH
	Equipamentos e vidrarias
	Reagentes
	Balão volumétrico (100 ml)
	Água destilada 
	Balança analítica 
	Sódio 
	Bastão de vidro 
	Béquer (100 ml)
	Espátula 
	Funil 
	Pipetador 
	Pisseta 
Tabela 2: Materiais e reagentes utilizados no preparo da solução de HCl
	Equipamento e vidrarias
	Reagentes
	Balão volumétrico (100 ml)
	Ácido Clorídrico (HCl)
	Bastão de vidro
	Água destilada 
	Béquer (100 ml)
	Pipeta (5 ml)
	Pipetador
	Pisseta
Tabela 3: Materiais e reagentes utilizados no preparo da solução de Na2CO3
	Equipamento e vidrarias
	Reagentes
	
	
	Balão volumétrico (100 ml)
	Bicarbonato de Sódio 
	Bastão de vidro
	Água destilada 
	Béquer (100 ml)
	Pipeta (5 ml)
	Pipetador
	Pisseta
4) Metodologia
4.1 Preparo da solução de Na2CO3
Inicialmente, verificou-se a calibração da balança e tarou-a com o vidro relógio, logo após retirou-se o Bicarbonato sódio do recipiente com o auxílio de uma espátula,transportando-o até um Becker para ser pesado na balança analítica tarada com o Becker, a massa pesada foi de 2,65 g, massa encontrada através dos cálculos (em anexo). Logo após, retirou-se o béquer da balança, e foi colocada água destilada com o auxílio da pisseta retirou-se todo o conteúdo que continha no vidro relógio. Utilizando-se o bastão de vidro, misturou-se a solução presente no béquer, após isso, transferiu-se a solução para o balão volumétrico utilizando o funil e o bastão de vidro. Com o auxílio da pisseta completou-se o balão volumétrico até o volume de 100 ml com água destilada, por fim, fechou-se o balão e com cuidado agitou-o até a solução ficar completamente homogênea. 
4.2 Preparo da solução de HNO3
Para iniciar o preparo da solução retirou-se do recipiente, onde se encontrava o ácido nítrico um volume de 3,46 ml e transferiu-se para o béquer, onde já se encontrava um certo volume de água. Em seguida, com o auxílio do bastão de vidro misturou-se o ácido com um certo volume de água no béquer e então transferiu-se o conteúdo do béquer para o balão volumétrico. Posteriormente o balão foi preenchido com água destilada até o volume requerido de 100 ml com o auxílio de uma pisseta. Por último o balão foi fechado e em seguida levemente agitado para completa homogeneização da solução.
4.3 Preparo da Solução HCl
Para o preparo da concentração de 0,1 N em um volume de 250 m L, utilizou -se uma solução para análise do ácido, ou seja, uma solução com pureza elevada, na qual tinha em seu rótulo dados como sua densidade (1,19 g/cm³) e o título percentual(36,5%). Para saber qual o volume deveria ser utilizado, fez-se o seguinte cálculo: Sabendo a massa molar do HCl é de 36,5 g/mol e que tal ácido é monoácido (produz 1 
logo:
1N---- 36,5 g/mol
0,1 N---- x g/mol
x = 3,65 g/L
Assim, a massa de soluto necessária y seria: 
3,65 g (HCl)-----1000 mL
y g (HCl)----- 250 mL
y = 0,9125 g (HCl)
Para encontrar o volume da solução, precisou-se encontrar primeiro a massa da solução utilizando o título, obtido pelo título percentual dado no rótulo: 
 (Título Percentual= Título em massax100)
36,5% = título em massa x 100 
Título em massa = 0,365
Logo, o volume necessário para preparar a solução será V= 2,5/1,19 = 2,1 mL
Após feito o cálculo anterior, iniciou -se o preparo da solução. Primeiramente, colocou um pouco de água num balão volumétrico e mediu-se com uma proveta o volume de 2,1 mL da solução para análise, valor encontrado anteriormente. Tal procedimento foi feito cautelosamente com o auxílio de um béquer no interior da capela laboratorial para evitar acidente com o ácido que libera vapores tóxicos. Após medido, o HCl foi transferido com o auxílio de uma pipeta pa ra a água no balão volu métrico cuidadosamente, evitando jogá -lo de uma vez, pois poderia ocorrer uma reação brusca. Feito isso, completou -se com água o balão volumétrico até a mar ca dos 250 m L, fechou com a rolha e misturou a solução para homogeneizá-la. Por fim, rotulou-se o balão volumétrico, anotando o nome da solução e sua concentração, ou seja, HCl a 0,1 N.
5) Resultados e Discussão.
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5.2 Características dos Reagentes e dos Indicadores
 Alaranjado de Metila: avermelhado em meio ácido e amarelado em meio básico.
· Fenolftaleína: Incolor em meio ácido e Lilás em meio básico
· Alaranjado de Metila: Avermelhado em meio ácido, amarelado em meio básico.
5.3 Fontes de Erro no Experimento 
 Devido ao manuseio e a algumas propriedades dos reagentes utilizadas ocorreram alguns erros experimentais, isso porque: 
 Alguns dos reagentes são muito instáveis; 
 Houve vazamento de soluções; 
 A solução para análise do ácido clorídrico contém i mpurezas; 
 Ao pesar na balança, a massa ultrapassou um pouco a massa necessária dos solutos 
Alguns dos reagentes são muito instáveis; 
 Houve vazamento de soluções; 
 A solução para análise do ácido clorídrico contém i mpurezas; 
 Ao pesar na balança, a massa ultrapassou um pouco a massa necessária dos solutos 
· Houve vazamento de soluções
· Alguns dos reagentes são muito instáveis 
· A solução para análise do ácido clorídrico contém impurezas.
· Ao pesar na balança, a massa ultrapassou um pouco a massa necessária do soluto sólidos.
6) CONCLUSÃO
A partir dos experimentos expostos anteriormente, foi possível observar na prática a técnica da diluição, a qual está estreitamente presente em trabalhos laboratoriais. Observamos também o processo de dissolução, processo este que conduziu à formação das soluções. Os conceitos teóricos foram de grande importância para a prática, pois, através das fórmulas de concentrações demonstradas em aula e descritas no trabalho, foi possível realizar as relações matemáticas para encontrar a quantidade de soluto necessária, e então preparar as soluções solicitadas. 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
AUCÉLIO, Ricardo Queiroz; TEXEIRA Letícia Regina de Souza. “Solubilidade”; CCEAD PUC-Rio. Disponível em <http://web.ccead.pucrio.br/condigital/mvsl/Sala%20de%20Leitura/conteudos/SL_solubilidade.pdf>. Acesso em 25 de Junho de 2017. 
BRADY, James E.;HUMISTON, Gerard E. Química Geral. 2ª ed. Rio de Janeiro: LTC, 1995. vol. 1.
DIAS, Diogo Lopes. "Fração molar"; Brasil Escola. Disponível em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/fracao-molar.htm>. Acesso em 25 de Junho de 2017.
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. "Soluto e solvente"; Brasil Escola. Disponível em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/soluto-solvente.htm>. Acesso em 25 de Junho de 2017.
SPENCER Lima, L. (2011), WikiCiências, 2(02):0270
UFPR, Departamento de Química. “Preparo de Soluções”. Disponível em <http://www.quimica.ufpr.br/fmatsumo/antigo/2011_CQ092_PreparacaoDeSolucoes_Pratica2.pdf>. Acesso em 25 de Junho de 2017.
ANEXO