Relatório - Preparo de solução comum

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COLÉGIO ESTADUAL SÃO MATEUS
ENSINO FUNDAMENTAL, MÉDIO, PROFISSIONAL E NORMAL
CURSO TÉCNICO EM QUÍMICA INDUSTRIAL
Andrezza Gabriely Silva
Camila Kampmann
Maria Eduarda Kusma Xavier de Araújo
Turma: 3°A – Técnico em Química Integrado
Relatório: Aulas práticas – Preparo de soluções
1° Trimestre
SÃO MATEUS DO SUL
2023
Andrezza Gabriely Silva
Camila Kampmann
Maria Eduarda Kusma Xavier de Araújo
Relatório: Aulas práticas – Preparo de soluções
Relatório referente às aulas práticas da matéria de Química Analítica, cujas foram realizadas no Colégio Estadual São Mateus, em ambiente controlado. A primeira, realizada no dia 24 de março de 2023, fala sobre “Soluções - Preparo de Solução – Concentração Comum – NaCl”; e a segunda, realizada no dia 04 de abril de 2023, fala sobre “Solução Molar (preparo) – Solução de H2SO4 (soluto líquido)”.
Orientadora: Marilis Franco Guimarães
SÃO MATEUS DO SUL
2023
RESUMO
O presente relatório possui procedimentos experimentais, cujo objetivo principal é compreender o preparo de soluções. As soluções utilizadas nos procedimentos foram analisadas no laboratório da instituição anteriormente citada, em ambiente controlado e supervisionado. Os dados usados neste trabalho foram coletados por meio de pesquisas on-line, anotações feitas durante a aula e explicações dadas pela orientadora. Com base no que foi visto, foi possível identificar os fatores, processos e compreendê-los.
Palavras-chave: Procedimentos. Soluções. Preparo. Experimento.
SUMÁRIO 
	1 INTRODUÇÃO...........................................................................................................5
	2 OBJETIVOS...............................................................................................................7
	2.1 Objetivos - Aula prática – 1..................................................................................7
	2.2 Objetivos – Aula prática – 2.................................................................................7
	3 MATERIAIS E REAGENTES.....................................................................................8
	3.1 Materiais e reagentes: Aula prática – 1...............................................................8
	3.2 Materiais e reagentes: Aula prática – 2...............................................................8
	4 PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS.....................................................................9
	4.1 Procedimento experimental (aula prática – 1):...................................................9
	4.2 Procedimento experimental (aula prática – 2):.................................................14
	5 RESULTADOS E DISCUSSÕES.............................................................................17
	5.1 Resultados e discussões: Aula prática – 1.......................................................17
	5.2 Resultados e discussões: Aula prática – 2.......................................................17
	6 CONCLUSÃO..........................................................................................................20
	REFERÊNCIAS...........................................................................................................21
1 INTRODUÇÃO
Nestes experimentos, trabalhamos o preparo de soluções. As soluções químicas são misturas homogêneas (de uma única fase, onde não é possível ver uma separação entre as substâncias; onde tudo está misturado de forma uniforme), formadas pela união de duas ou mais substâncias. Elas podem ser: sólidas (exemplo: ligas metálicas), líquidas (exemplo: água oxigenada; junção de álcool e água) ou até mesmo gasosas (exemplo: atmosfera).
As soluções são compostas por dois componentes: o soluto e o solvente. Vamos usar um copo de água e sal como exemplo. O soluto (nesse caso o sal) será sempre o componente de menor quantidade, que irá ser dissolvido na solução. Enquanto o solvente (a água, neste caso), sempre será o que está em maior quantidade, que será responsável por realizar a dissolução do soluto. É assim que identificamos qual é cada um em uma solução.
Observação: a água, por conta de sua alta capacidade de dissolver substâncias, é considerada como solvente universal.
Dependendo da quantidade de soluto, podemos obter três tipos de soluções:
A solução saturada, que acontece quando a quantidade de soluto atinge o coeficiente de solubilidade (que é a quantidade máxima de soluto que o solvente é capaz de dissolver) e é totalmente diluída (pode haver corpo de fundo; uma pequena quantidade do soluto no fundo do recipiente); a solução insaturada, que ocorre quando a quantidade de soluto não atinge o coeficiente de solubilidade do solvente. Ou seja, a quantidade de soluto é pequena em comparação ao coeficiente, é insuficiente. E também temos a solução supersaturada, que ocorre quando a quantidade de soluto excedeu a capacidade de dissolução do solvente. Sendo assim, a solução fica instável; e, para dissolver essa quantidade de soluto, seria necessário o uso de calor para dissolver o corpo de fundo. Pois, ele não é capaz de se dissolver em condições normais. E, ao “incomodar” a solução (mexer nela ou alterar sua temperatura), o soluto irá cristalizar novamente. 
Neste relatório, foram analisados dois tipos de soluções, que variam de acordo com a natureza do soluto. Se as partículas dispersas na solução forem íons (como na primeira prática, onde usamos o sal de cozinha (NaCl)), teremos uma solução iônica. Onde, calculamos a sua concentração por meio da concentração comum. E, se as partículas dispersas na solução forem moléculas (como na segunda prática, onde preparamos uma solução de H2SO4), teremos uma solução molar. Onde, calculamos a sua concentração por meio da concentração molar.
Fórmula usada para calcular a concentração comum:
C = concentração (g/L)
m = massa do soluto (g)
V = volume da solução (L)
Fonte: Brainly. Disponível em: < https://brainly.com.br/tarefa/47316803>. Acesso em: 09 abr. 2023.
Fórmula usada para calcular a concentração molar:
M = molaridade (mol/L)
n = número de mols (mol)
V = volume (L)
m1 = massa de soluto (g)
MM1 = massa molar (g/mol)
V = volume (L)
Fonte: Todo Estudo. Disponível em: < https://www.todoestudo.com.br/quimica/concentracao-molar>. Acesso em: 09 abr. 2023.
Observação: usamos a equação 2 quando não sabemos o número de mols e temos que calculá-lo.
2 OBJETIVOS
2.1 Objetivo – Aula Prática - 1: Concentração comum.
Conhecer as técnicas necessárias para preparar soluções utilizando um soluto sólido. Além de aprender a realizar os cálculos para descobrir a quantidade de soluto necessária para preparar a solução. E, assim, preparar 100 mL de solução 200 g/L de cloreto de sódio (NaCl)
2.2 Objetivo – Aula Prática – 2: Solução Molar.
Realizar cálculos envolvendo as quantidades de soluto e solvente para o preparo de soluções de ácidos e bases fortes. E também, aprender a utilizar as vidrarias apropriadas para o preparo de soluções. E, assim, preparar 100 mL de uma solução padrão de ácido sulfúrico 0,100 mol/L.
3 MATERIAIS E REAGENTES
3.1 Materiais e reagentes: Aula prática – 1.
· Balança analítica;
· 1 Bastão de vidro;
· 1 Balão volumétrico (100 mL);
· 1 Béquer (50 mL);
· 1 Pipeta de Pasteur;
· 1 Funil simples (de vidro);
· Água destilada;
· 1 Frasco limpo;
· 1 Espátula de aço inox;
· Pisseta.
3.2 Materiais e reagentes: Aula prática – 2.
· Balão volumétrico (100 mL);
· Ácido sulfúrico (H2SO4) (P.A – 95 - 97%);
· Pipeta graduada (1 mL);
· Béquer (50 mL);
· Pipeta de Pasteur;
· 1 Frasco âmbar;
· Água destilada;
· Pisseta;
· Pera (pipetador).
4 PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS
4.1 Procedimento experimental (aula prática – 1): Preparar 100 mL de solução 200g/L de cloreto de sódio (NaCl).
	Para esse experimento foi necessário, primeiramente, calcular a massa de cloreto de sódio (NaCl) que seria usada para preparar 100 mL de solução. Após isso, pesamos a massa em um copo de béquer pequeno, com o auxílio de uma espátula e da balança analítica,para que acertássemos a massa com maior precisão. 
Figura 1 - Cloreto de sódio (NaCl)
Fonte: Wikipedia. Disponível em: < https://pt.wikipedia.org/wiki/Cloreto_de_s%C3%B3dio>. Acesso em: 09 abr. 2023.
Figura 2 - Béquer (50 mL)
Fonte: LaborGlas. Disponível em: < https://www.lojalaborglas.com.br/vidraria-para-laboratorio/laborglas/becker-forma-baixa-graduado-griffin-50-ml-cod-9110617>. Acesso em: 09 abr. 2023.
Figura 3 - Espátula de aço inox
Fonte: Direct Industry. Disponível em: < https://www.directindustry.com/pt/prod/buerkle/product-63760-2061041.html>. Acesso em: 09 abr. 2023.
Figura 4 - Balança analítica
Fonte: SP Medica. Disponível em: < https://www.spmedica.com/equip-medicos/balancas/balancas-analisadoras/balanca-analitica-eletronica-digital-210g-quimis-cod-q500b210c>. Acesso em: 09 abr. 2023.
Ao obtermos a massa de soluto no béquer, adicionamos cerca de 20 mL de água destilada e dissolvemos o sal com a ajuda de um bastão de vidro, para não riscar ou danificar o béquer.
Figura 5 - Pisseta com água destilada
Fonte: Lab Import. Disponível em: < https://www.labimport.com.br/plasticos/pisseta/pisseta-graduada-500ml-agua-destilada-nao-autoclavavel>. Acesso em: 09 abr. 2023.
Figura 6 - Bastão de vidro
Fonte: Sinergia científica. Disponível em: < https://www.outlet.sinergiacientifica.com.br/vidrarias/bastoes-de-vidro/bastao-de-vidro-10x300mm>. Acesso em: 09 abr. 2023.
Quando solubilizamos o máximo que podíamos, transferimos quantitativamente a solução para um balão volumétrico, utilizando um funil simples (de vidro).
Figura 7 - Balão volumétrico (100 mL)
Fonte: Dica Lab. Disponível em: < https://www.dicalab.com.br/bal-o-volumetrico-com-rolha-poli-classe-a-ambar.html>. Acesso em: 09 abr. 2023.
Figura 8 - Funil simples (de vidro)
Fonte: Interjet. Disponível em: < https://www.interjet.com.br/produto/funil-de-vidro-%C3%B8-90mm-haste-longa>. Acesso em: 09 abr. 2023.
Então, lavamos o mesmo e também o béquer com auxílio do pisseta, para maior aproveitamento da substância e evitar desperdícios. Após a lavagem, completamos o volume restante do balão com água destilada até o traço de aferição, onde usamos a Pipeta de Pasteur para acertar o menisco.
Figura 9 - Traço de aferição (ou menisco)
Fonte: Glass Lab. Disponível em: < https://www.glasslab.com.br/loja/busca.php?loja=1010317&pg_avancada=1&erro=404>. Acesso em: 09 abr. 2023.
Figura 10 - Pipeta de Pasteur
Fonte: Ita Lash. Disponível em: < https://www.italash.com.br/acessorios/ferramentas/pipeta-pasteur-dosador-plastica-graduada-3ml-kit-com-2-un>. Acesso em: 09 abr. 2023.
Figura 11 - Como acertar o menisco
Fonte: Normas ABNT. Disponível em: < https://www.normasabnt.org/menisco-de-agua/>. Acesso em: 09 abr. 2023.
Em seguida, fechamos o balão e homogeneizamos a solução, agitando-o com calma. Para finalizar, transferimos a solução para um frasco já rotulado (fórmula, concentração, nome do grupo e/ou turma e a data).
Figura 12 - Frasco âmbar (para guardar a solução)
Fonte: Palácio das essências. Disponível em: < https://palaciodasessencias.com.br/produto/frasco-de-vidro-ambar-1-litro/>. Acesso em: 09 abr. 2023.
4.2 Procedimento experimental (aula prática – 2): Preparo de 100 mL de solução padrão de ácido sulfúrico (H2SO4) 0,100 mol/L.
Antes de iniciarmos o experimento, determinamos o volume necessário de ácido concentrado para preparar 100 mL de solução 0,1M de H2SO4. Antes de adicionarmos o volume de ácido no balão volumétrico (de 100 mL), colocamos um pouco de água destilada dentro dele, para que o ácido não espirrar para fora e para que o balão não estourasse. Então, pipetamos (usando a pipetada graduada de 1 mL e o pipetador) o volume de ácido que iríamos usar e o despejamos lentamente dentro do balão volumétrico de 100 mL (deixando a ponta da pipeta encostada na parede do balão).
Figura 13 - Pipeta graduada (1 mL)
Fonte: MM comércio. Disponível em: < https://www.mmcomercio.net.br/produto/pipeta-graduada-1ml-esgtotal-110-uniglas.html>. Acesso em: 09 abr. 2023.
Figura 14 - Pipetador (conhecido como "pera")
Fonte: Produto Mercado Livre. Disponível em: < https://produto.mercadolivre.com.br/MLB-876185554-pipetador-de-borracha-3-vias-tipo-pera-com-esfera-em-inox-_JM>. Acesso em: 09 abr. 2023.
Após isso, completamos o volume até o traço de aferição com água destilada e acertamos o menisco com o auxílio de uma Pipeta de Pasteur. Fechamos o balão volumétrico e fizemos a inversão 3 vezes, para homogeneizar a solução. Foi feita a ambientação do frasco de âmbar (pela professora), onde ela colocou aproximadamente 5 ou 10 mL da solução no frasco e o passou por todo ele, para ambientar o frasco e limpar todo os resquícios que poderiam haver de uma outra substância, e descartou o líquido. Então, após isso, colocamos a solução recém-preparada no frasco ambientado e já rotulado (com identificação da solução preparada e sua concentração, a equipe e a data da preparação).
5 RESULTADOS E DISCUSSÕES
5.1 Resultados e discussões: Aula prática – 1.
Primeiro, calculamos a massa de cloreto de sódio que iríamos usar no preparo de solução de 100 mL, usando a fórmula de concentração comum:
Dados: 
Concentração = 200 g/L
Volume = 100 mL 0,1 L (o volume tem que estar em litros)
Massa do soluto = ?
C = m / V
200 g/L = m / 0,1 L
200 g/L x 0,1 L = m
20g = m
Conforme podemos observar no cálculo, descobrimos que precisávamos de 20 g de NaCl para preparar a nossa solução.
Diluímos, transferimos, fizemos a lavagem e completamos o volume com água destilada corretamente. Sendo assim, obtemos a solução de concentração 200 g/L.
Equação da reação:
NaCl(s) + H2O(l) Na+(aq) + Cl-(aq)
Quando colocamos solutos iônicos na água, seus íons são separados e ficam no meio aquoso. Pois, eles sofrem uma dissociação iônica.
É uma preparação bem simples. Até porque, foi necessário apenas um cálculo para descobrirmos a quantidade de soluto que deveríamos usar. E após isso, só foi necessário preparar a solução de 100 mL.
5.2 Resultados e discussões: Aula prática – 2.
Primeiro, determinamos o volume necessário de ácido concentrado que precisávamos obter, para preparar 100 mL de uma solução 0,1M de H2SO4 (ácido sulfúrico). Foram necessários os seguintes cálculos:
Dados:
M = 0,1 mol/L
d = 1,836 g/mL
P = 96%
MM = 98,08 g/mol
H2SO4
H = 0,01 x 2 = 2,02
S = 32,06 
O = 16 x 4 = 64
2,02 + 32,06 + 64 98,08 g/mol
V = 100 mL 0,1 L	
1° cálculo: Descobrir a quantidade de H2SO4 em gramas, em 100 mL.
M = m1 / MM x V
0,1 mol/L = m1 / 98,08 g/mol x 0,1 L
0,1 = m1 / 9,808
0,1 x 9,808 = m1
0,9808 g de H2SO4 = m1
2° cálculo: Descobrir quantos mL de H2SO4 foram usados para fazer a solução de 100 mL.
d = m / V
1,836 g = 0,9808 g / V (mL)
1,836 x V = 0,9808
V = 0,9808 / 1,836
V = 0,534 mL de H2SO4
3° cálculo: O ácido que usamos possui 96% de pureza. Então, os 0,534 mL de ácido são para quando o mesmo tem esse índice de pureza. Porém, nós queremos uma solução com 100% de pureza. Sendo assim, tivemos que descobrir quantos mL precisávamos para preparar essa solução de 0,100 mol/L, “mirando” os 100% de pureza.
 
0,534 mL --- 96% 
 X --- 100%
96x = 0,534 x 100
96x = 53,4
X = 53,4 / 96
X = 0,55 mL de H2SO4.
Por meio desse último cálculo, descobrimos quanto de ácido precisávamos pipetar para preparar a solução. Sendo assim, seguimos as etapas necessárias e adicionamos o ácido ao balão, adicionamos o volume de água destilada necessário, homogeneizamos e obtivemos 100 mL de solução 0,100 mol/L de H2SO4.
Observação: foi recomendado colocar a ponta de pipeta encostada na parede do balão, pois ao adicionar ácido concentrado na água, ocorre uma reação exotérmica. Que vai esquentar e liberar calor rapidamente, podendo expirar e até borbulhar. Então, por garantia e segurança, foi recomendado fazer isso para não ocorrerem acidentes. 
Equação da reação (de acordo com pesquisas):
H2SO4 (aq) + H2O(aq) HSO4- (aq) + H+(aq)
HSO4- + H2O SO42-(aq) + H+(aq)
H+ + H2O H3O+ 
6 CONCLUSÃO
Ambas as práticas tiveram grande importância. Pois, colocamos em práticao que aprendemos em classe, conhecemos mais sobre as soluções e também treinamos nossos conhecimentos. Observamos como é o processo de preparo de soluções, além de compreendemos os cálculos necessários para obtermos as quantidades exatas dos reagentes.
As soluções que preparamos eram homogêneas (com uma única fase) e saturadas. Produzimos uma solução iônica, e uma segunda molar. Cujas utilizamos os respectivos cálculos de cada uma para realizarmos o preparo delas, que haviam sido aprendidos em aula. E também, pudemos relembrar de forma mais sucinta a diferença entre soluto e solvente.
REFERÊNCIAS
FOGAÇA, Jennifer. Coeficiente de Solubilidade. Brasil Escola, s.d. Disponível em: < https://brasilescola.uol.com.br/quimica/coeficiente-solubilidade.htm>. Acesso em: 09 abr. 2023.
FOGAÇA, Jennifer. Classificação das Soluções. Brasil Escola, s.d. Disponível em: < https://brasilescola.uol.com.br/quimica/classificacao-das-solucoes.htm#:~:text=b)%20L%C3%ADquido%20%2D%20L%C3%ADquido&text=Alguns%20exemplos%20s%C3%A3o%3A%20%C3%A1gua%20oxigenada,mistura%20de%20%C3%A1lcool%20e%20%C3%A1gua.>. Acesso em: 09 abr. 2023.
BATISTA, Carolina. Soluções químicas. Toda Matéria, s.d. Disponível em: < https://www.todamateria.com.br/solucoes-quimicas/>. Acesso em: 09 abr. 2023.
FOGAÇA, Jennifer. Soluções Químicas. Manual da Química, s.d. Disponível em: < https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/solucoes-quimicas.htm>. Acesso em: 09 abr. 2023.
BATISTA, Carolina. Molaridade ou Concentração Molar. Toda Matéria, s.d. Disponível em: < https://www.todamateria.com.br/molaridade/>. Acesso em: 09 abr. 2023.
BATISTA, Carolina. Concentração comum. Toda Matéria, s.d. Disponível em: < https://www.todamateria.com.br/concentracao-comum/>. Acesso em: 09 abr. 2023.