Relatorio Padronizaçao

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Relatório – AULA 3 - Química Geral Experimental B
Dupla: João Victor de Oliveira Rocha Pereira, Thalles Vitor Brito Paixão.
Data: 20/05/2022
PRÁTICA 4 – PREPARAÇÃO E DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES
1- Introdução:
Uma solução é formada por uma substância que dissolve, classificada como solvente, e outra (ou outras) que são dissolvidas, classificada como soluto. Conforme varia a relação entre a quantidade de soluto e o volume da solução, pode-se relacionar a concentração da solução. Uma solução concentrada é aquela que possui o máximo de soluto dissolvido para o solvente utilizado à uma determinada temperatura, a isto chama-se de coeficiente de solubilidade. A partir da definição de solução concentrada, podemos definir: solução insaturada como a solução cuja quantidade de soluto dissolvido está abaixo do coeficiente de solubilidade e solução supersaturada, a solução que dissolve uma quantidade maior que o coeficiente de solubilidade pela variação de temperatura ou pressão, embora seja instável. Sobre a concentração de uma solução, uma solução diluída é aquela que teve a sua concentração original reduzida pela adição de solvente, comumente água; e uma solução concentrada é aquela que a concentração foi aumentada, seja por redução da quantidade do solvente, como evaporação da água, ou pela adição de soluto.
Cálculo de concentrações:
Concentração em g/L = massa do soluto (g)/volume da solução (L)
Concentração em mol/L = número de mol do soluto/volume da solução (L)
(número de mol é a massa/massa molar)
Concentração massa/massa = massa do soluto (g)/massa da solução (g)
Concentração em volume/volume = volume do soluto (L)/volume da solução(L)
2- Objetivo:
Preparar uma solução aquosa pela diluição de solução concentrada ou a partir de um soluto sólido.
3- Referência: 
Hidróxido de sódio. Disponível em https://www.quimicabrasileira.com.br/wp-content/uploads/2018/05/FISPQ-HIDR%C3%93XIDO-DE-S%C3%93DIO-SOLU%C3%87%C3%83O-50-2.pdf. São Paulo, SP. Publicado em 19 de setembro de 2016. Acesso em 20 de Maio 2022.
4- Processo experimental 
Procedimento experimental 2: Preparar 50mL de NaOH 0,5mol.L-1
Concentração em mol/L = número de mol do soluto/volume da solução
0,5 = numero de mol/0,05
numero de mol = 0,5*0,05 = 0,025 mol
numero de mol = massa/massa molar do NaOH
0,025 = massa/(23+16+1)
Massa = 0,025*40 = 1 grama.
Pesar a massa obtida e transferir para um béquer. Adicionar 10mL de água, agitar com um bastão de vidro até dissolver completamente o sólido. Esperar a solução atingir a temperatura ambiente para transferir para um balão volumétrico de 50mL. Enxaguar o béquer de 50mL por três vezes e colocar as águas de lavagem no balão de 50mL. Adicionar água destilada com uma pipeta pasteur até completar o volume do balão tendo o menisco tangenciando o traço de aferição. Tampar o balão e agitar cuidadosamente para homogeneizar a solução. Guardar a solução para o experimento 3.
Procedimento experimental 3: Diluir solução de NaOH 0,5mol.L-1
Transferir a solução do procedimento anterior para um balão volumétrico de 250mL. Enxaguar o béquer de 50mL por três vezes e colocar as águas de lavagem no balão de 250mL. Adicionar água destilada com uma pipeta pasteur até completar o volume do balão tendo o menisco tangenciando o traço de aferição. Tampar o balão e agitar cuidadosamente para homogeneizar a solução. Calcular a nova concentração de NaOH. Transferir a solução resultante para um recipiente de polietileno com rótulo contendo a fórmula da substância utilizada, a concentração em mol por litro, fator de correção e o responsável técnico. O fator de correção será preenchido na aula seguinte.
5- Resultados e Discussões
Experimento 1: Preparação de 50ml de NaOH 0,5 mol/L
Para Calcular a massa de NaOH necessária para preparar a Solução utilizamos Concentração = Número de mol / Volume, portanto 0,5 mol/L= N°mol / 0,05 Litros, dessa forma N= 0,025 mol de NaOH, utilizando proporção temos que: 1 mol de NaOH -> 40,01 g
 0,025 mol de NaOH -> x g
Portanto X= 1.00025 Gramas de NaOH necessária para preparar uma solução de 50 ml de NaOH 0,5 mol/L
Em seguida foi pesado 1,0233 gramas de NaOH(s) e transferido para um Becker de 100 ml e foi adicionado 10ml de água ao Becker. A solução foi homogeneizada com o auxílio de um bastão de vidro. Foi observado a liberação de energia em forma de calor, após o resfriamento da solução a mesma foi transferida para um Balão volumétrico de 50ml. O Becker foi lavado três vezes e sua água de lavagem foi depositada no balão volumétrico e em seguida o volume foi completado com água até chegar a marca de 50 ml, conforme a figura 1. Calculando a Concentração real da solução tem-se que: 
1 mol de NaOH -> 40,01g X= 0,0255 mol de NaOH
X mol de NaOH -> 1,0233g
Concentraçao= N° mol / Volume
C= 0,0255 Mol de NaOH / 0,050 L de Solução
C= 0,51 Mol/L de NaOH
Figura 1: Solução de NaOH 0,51 Mol/L
Experimento 2: Diluir solução de NaOH 0,5 Mol/L
A solução utilizada no experimento anterior foi transferida para um balão volumétrico de 250 ml. Foi feita a lavagem do balão volumétrico menor três vezes e sua água de lavagem foi depositada no balão volumétrico maior, em seguida seu volume foi completado com água até chegar à marca de 250 ml e foi agitado para homogeneizar a solução conforme a figura 2. 
Calculando a nova concentração tem-se que:
Segundo os princípios de conservação da massa pode-se afirmar que n1=n2, portanto Concentração (1) * Volume (1) = Concentração (2) * Volume (2).
Substituindo os valores tem-se: 0,51 Mol/L * 0,05 L = Concentração (2) * 0,25 L
C (2) =0,0255/0,25= 0,102 Mol/LFigura 2: Solução de 250ml de NaOH 0,102 Mol/L
A nova concentração é 0,102 Mol/L. 
Em seguida a Solução foi depositada em outro recipiente, no qual outras duplas também depositaram suas respectivas soluções.
6- Conclusão
As concentrações esperadas eram de 0,50 Mol/L de NaOH e obtivemos 0,51 Mol/L, e 0,100 Mol/L de NaOH no procedimento 2 e obtivemos 0,102 Mol/L. Diante desses fatos pode-se afirmar que as concentrações obtidas foram satisfatórias e ficaram muito próximas as concentrações teóricas. Foi possível preparar uma solução aquosa pela diluição de uma solução concentrada e a partir de um soluto sólido.
7- Referencias
No texto
PRÁTICA 5 – PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES
1- Introdução:
A padronização de soluções é um processo que permite a determinação exata da concentração de uma solução. As substâncias que eles usam para esse fim são chamadas de padrões primários. A solução é padronizada usando o método de titulação volumétrica (titulação), seja por técnicas clássicas ou instrumentais (potenciometria, colorimetria, etc.). Para fazer isso, a espécie dissolvida reage previamente com um padrão primário pesado. Portanto, o uso de balões volumétricos é essencial para essas análises quantitativas. Por exemplo, o carbonato de sódio é um padrão primário usado na padronização de ácidos, incluindo o ácido clorídrico que se torna um titulante, uma vez que pode ser usado na titulação do hidróxido de sódio. Assim, a basicidade de uma amostra pode ser determinada. Os volumes de titulante são adicionados continuamente até reagir com uma concentração equivalente do analito. Isso indica que o ponto de equivalência do grau foi atingido; Em outras palavras, o titulante “neutraliza” o analito completamente, transformando-o em outra espécie química. Sabe-se quando a adição de titulante deve ser concluída com o uso de indicadores. O momento em que o indicador muda de cor é chamado de ponto final da titulação. A padronização nada mais é do que obter um padrão secundário que servirá para determinações quantitativas. Como porque se sua concentração for conhecida, você poderá saber qual será o título do analito. Quando é necessária grande precisão na concentração das soluções, a solução titulante e a solução a que tem direito são padronizadas. As reações nas quais o método de titulação é usado incluem: Reações ácido-base. A concentração de muitos ácidos e bases pode ser determinada usando o método da volumetria. As substâncias usadas como padrõesprimários devem atender a uma série de requisitos para cumprir sua função de padronização:
-Tem uma composição conhecida, pois, caso contrário, não se saberá exatamente quanto deve ser pesado a partir do padrão (muito menos calcular sua concentração subsequente).
-Ser estável à temperatura ambiente e resistir às temperaturas necessárias para secar no fogão, incluindo temperaturas iguais ou superiores à temperatura de ebulição da água.
Precisão: indica o quanto as medidas repetidas estão próximas umas das outras.
Exatidão: indica o quão próximo do valor real (do valor normalmente aceito como referência), está o valor medido.
Referencias
Wikipedia (2018). Solução padrão. Recuperado de: en.wikipedia.org. Acesso em 20 de Maio de 2022.
Chemistry 104: Padronização de soluções ácidas e básicas. Recuperado de: chem.latech.edu. Acesso em 20 de Maio de 2022.
Day, RA e Underwood, AL (1989). Química Analítica Quantitativa. 5ª Edição. Pearson, Prentice Hall. Acesso em 20 de Maio de 2022.
Fogaça, Jennifer R. V.; Exatidão e Precisão das Medidas. Disponivel em https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/exatidao-precisao-das-medidas.htm. Acesso em 20 de Maio de 2022.
2- Objetivo:
Determinar a concentração exata de soluções aquosas difíceis de HCl e NaOH empregando o método de titulação ácido-base.
3- Processo experimental
Procedimento experimental 1: Padronização da solução de NaOH 0,1mol.L-1 com padrão primário.
O padrão primário a ser utilizado é o biftalato de potássio, deve ser previamente seco em estufa a 120oC por 1 hora e mantido em dessecador.
Massa de biftalato de potássio:
Concentração em mol.L-1 = numero de mol/volume
0,1 mol/L = massa/ 204,22 g/mol*0,01L
Massa = 2,0422*0,1 = 0,20422g
Pesar a massa calculada com precisão de 0,001g com o auxílio de um vidro de relógio. Transferir o sólido para um erlenmeyer previamente limpo. Adicionar aproximadamente 10mL de agua destilada e 2 gotas de fenolftaleína. Lavar internamente com uma bureta de 25mL com 3mL de NaOH 0,1mol.L-1 e recolher a solução de limpeza em um béquer para transferir para um fraco de descarte. Repetir por 3 vezes. Após a limpeza, colocar a solução de NaOH acima da marca zero na bureta. Enxugar a parte externa da bureta para utilizar a bureta para gotejar a soluçã de NaOH no erlenmeyer contendo a solução padrão. Anotar o volume gasto e repetir a titulação com NaOH 0,1mol.L-1. Calcular a concentração dos volumes gastos nas titulações e nas quantidades de biftalato de potássio que foram pesadas.
Procedimento experimental 3: Determinação da acidez do vinagre.
Com o auxílio de uma pipeta volumétrica e um pera de sucção, adicionar 10mL de vinagre em um balão volumétrico de 100mL. Completar o volume com agua destilada, tampar e homogeneizar. Com o auxílio de uma pipeta volumétrica e um pera de sucção, transferir 10mL da solução de vinagre para um erlenmeyer e adicionar 2 gotas de fenolftaleína. Com auxilio da bureta contendo NaOH 0,1mol.L-1, gotejar no erlenmeyer contendo a solução de vinagre. Parar a adição quando ocorrer mudança de coloração para levemente rosa. Repetir a titulação e anotar os volumes gastos. Calcular a relação entre massa de ácido acético e vinagre.
4- Resultados e Discussões
Procedimento experimental 1: Padronização da Solução de NaOH 0,1 Mol/L com Padrão primário.
Massa de biftalato de potássio:
Concentração em mol.L-1 = número de mol/volume
0,1 mol/L = massa/ 204,22 g/mol*0,01L
Massa = 2,0422*0,1 = 0,20422g de biftalato necessário.
Foi pesado 0,2113 gramas de Biftalato e transferido para um Erlenmeyer (1) em seguida foi adicionado 10 ml de água destilada e homogeneizado com auxílio de um bastão de vidro e adicionado 2 gotas de fenolftaleína, conforme a figura 3.Figura 3: Erlenmeyer 1
Foi pesado 0,285g de Biftalato e transferido para um Erlenmeyer (2) e foi adicionado 10 ml de água destilada e homogeneizado com auxílio de um bastão de vidro e adicionado 2 gotas de fenolftaleína, conforme a figura 4. Em seguida a bureta de 25 ml foi preenchida com a solução de NaOH (Na qual foi preparada pelas duplas e misturada). Com o auxílio da bureta foi gotejado a solução de NaOH no Erlenmeyer contendo a solução do padrão primário de biftalato. No primeiro Erlenmeyer o volume gasto foi de 11,5 ml de NaOH e a solução mudou de cor conforme a figura 5 e no segundo Erlenmeyer o volume gasto foi de 10,3 ml de NaOH e a solução mudou de cor conforme a figura 6.Figura 4: Erlenmeyer 2
O volume médio gasto foi de 10,9 ml. E a massa média de biftalato é 0,24815g. Calculando a Concentração de NaOH tem-se que: Figura 5:erlenmeyer 1 após o gotejamento de 11,5 ml de NaOH
204,22 g de Biftalato -> 1 mol
0,24815 g de Biftalato -> x
X= 0,001 Mol
No ponto estequiométrico :Figura 6: Erlenmeyer 2 após o gotejamento de 10,3 ml de NaOH
N(OH-)=N(H₃O⁺) portanto C(OH-) * V(OH-) = C(H₃O⁺) * V(H₃O⁺)
N(bif)= N(H₃O⁺)
N(bif) = 0,1 Mol= N(H₃O⁺)
Substituindo os valores tem-se: 
C(OH-)= 0,001 mol/10,9*10^(-3)L= 9,17x 10^-2 Mol/L= 0,0917 Mol/L
Fator de Correção é Fc= 0,1 Mol/L/ 9,17 x 10^-2= 1,09
Ou seja, a solução de NaOH tem sua concentração real 0,109 Mol/L pois (0,1*1,09= 0,109 Mol/L)
Procedimento experimental 3: Determinação da acidez do vinagre. 
Com o auxílio de uma pera de sucção foi transferido 10 ml de vinagre para um Erlenmeyer de 100 ml e foi adicionado 2 gotas de fenolftaleina. Com auxílio de uma bureta de 25 ml foi gotejado 7,1 ml de NaOH (utilizado no experimento 2) e a solução mudou de cor. C(vinagre) * 0,010 L= 0,109 Mol/L *0,0071, portanto a concentração do vinagre é C(vinagre)= 0,0773 Mol/L. Verificando se o vinagre tem 4g a cada 100 ml.
1 L -> 0,0773g x=0.000773 gramas
0,010L -> x g
0.000773 -> 0,010 L x= 0.00773 gramas
X -> 0,100L
1mol -> 60,05 gramas
0,00773 -> x g
X=0,464 *10= 4,64 gramas em 100ml.
No procedimento experimental 1 a concentração de NaOH encontrada foi de 0,0917 Mol/L e a esperada era de 0,1 Mol/L. A solução muda de cor próximo ao ponto de equivalência ácido-base e a fenolftaleina é responsável pela mudança de cor, ela é o indicador. Seu ponto de viragem é próximo ao PH= 8,2. Em meio básico ela tem a cor lilás. O que indica que a concentração de OH- é maior que a Concentração de H3O+.
No Procedimento experimental 3 a concentração de Vinagre encontrada foi de 0,0773 Mol/L e 4,62 gramas em 100 ml, o esperado era de 4g em 100ml.
Esses desvios nos resultados dos processos experimentais podem ser explicados por alguns fatores. O primeiro fator é o erro do operador no procedimento 1 as soluções de NaOH 0,1 Mol/L todas as duplas foram misturadas, o que ocorre a propagação de erro de todos os operadores. O erro dos instrumentos também pode ser considerado a bureta tem erro de 0,05 ml e a balança teve incerteza na terceira casa decimal pois estava mal calibrada. O que acontece também é a absorção de umidade do ar pelo NaOH durante o processo experimental.
No procedimento 3 a discrepância entre os resultados teóricos e práticos pode ser explicado também pelo erro do operador e pelo erro dos instrumentos.
5- Conclusão
Diante desses fatos pode-se afirmar que os resultados estão dentro dos erros esperados. No procedimento 1 foi encontrado 0,0917 Mol/L onde o esperado era 0,1 Mol/L, o resultado está bem próximo do esperado. No procedimento 3 foi encontrado 4,6 gramas em 100 ml onde o esperado era 4 gramas em 100 ml, o resultado também foi satisfatório e próximo ao esperado. Portanto pode-se afirmar que as soluções corresponderam às expectativas.
6- Referência
No texto.
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