Relatório Soluções.

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE CAMPINA GRANDE
CENTRO DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIA
UNIDADE ACADÊMICA DE ENGENHARIA QUÍMICA
DISCIPLINA: LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL
 DOCENTE: BIANCA VIANA DE SOUSA
 EXPERIMENTO 1 (04/08/2016) 
 Preparação de soluções de substâncias sólidas e líquidas 
Lucas Ayslan de Lima Pereira - 116111225
 Marcelo de Almeida Magalhães Júnior - 116110088
Ryan Matheus do Ouro Medeiros - 116110475
	
Campina Grande - PB
18/08/2016
	
OBJETIVOS 
 Preparação, diluição, padronização e identificação de soluções.
 
 
2. REVISÃO BIBLIOGRÁFICA
 O estudo das soluções é de suma importância nas atividades feitas em laboratório visto que a grande maioria das atividades laboratoriais partem do uso de um composto de solução (BRADY, 2002).
Pode-se definir solução como sendo uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias, sendo o solvente (normalmente encontra-se em maior quantidade) aquela substância em que as demais se dissolvem, no caso de solutos moleculares, ou dissociam, no caso de solutos iônicos (BRADY, 2002). 
 É primordial, levar em consideração conceitos como: Mol, quantidade de matéria que contém aproximadamente 6,022e+23 entidades, Massa Molar, massa em gramas de um mol de determinado composto, Número de mols, é a quantidade de mols presente em dada amostra de uma substância (BRADY, 2002).
 As soluções não são necessariamente líquidas, diversos são os exemplos que podem-se encontrar nos estados gasoso e sólido. Uma das mais conhecidas soluções em estado sólido é o bronze, formado por cobre e estanho, e quanto a soluções gasosas, o ar atmosférico é o exemplo mais primitivo encontrado (BRADY, 2002).
 De acordo com Brown et al. (2005), pode-se classificar soluções de acordo com a solubilidade dos solutos, lembrando que coeficiente de solubilidade representa a quantidade máxima do soluto que pode ser dissolvida em uma quantidade pré-definida de determinado solvente. Desta forma classifica-se:
Saturadas, quando a massa do soluto utilizada está exatamente no limite estabelecido pelo coeficiente de solubilidade de acordo com o volume da solução;
Insaturadas, quando a massa do soluto está abaixo do limite estabelecido por esse coeficiente;
Supersaturadas, quando a massa do soluto ultrapassa o limite estabelecido pelo coeficiente. Essas soluções são instáveis e são obtidas por aumento de temperatura.
	
	A partir do estudo experimental das soluções podem ser obtidas as curvas de solubilidade (figura 1), quando descreve-se em gráficos a variação dos coeficientes de solubilidade em função da temperatura. A temperatura é diretamente proporcional a solubilidade, assim as curvas são de extremas importância no estudo das soluçoes sólidas e líquidas.
	Figura 1 – curvas de solubilidade
Fonte:http://quimicafv.blogspot.com.br/2014/02/curvas-de-solubilidade.html (14/08/2016).
Algumas reações em solução podem formar um sólido insolúvel, são conhecidas como reações de precipitação. Isto, ocorre quando certos pares de íons de cargas contrárias se atraem tão fortemente que formam um sólido iônico insolúvel (BROWN,2005). Observações experimentais leva a regras para a previsão da solubilidade de compostos iônicos apresentadas na tabela 1.
Tabela 1 – Regras de solubilidade em água para compostos iônicos 	
	Compostos iônicos solúveis 
	
	 Exceções importantes
	Composto contendo
	NO-3
C2H3O2-
Cl-
Br-
I-
SO2-4
	Nenhuma
Nenhuma
Compostos de Ag+, Hg2+ e Pb2+
Compostos de Ag+, Hg2+ e Pb2+
Compostos de Ag+, Hg2+ e Pb2+
Compostos de Ag+, Hg2+ e Pb2+
Compostos de Sr2+,Ba2+ e Pb2+
	Compostos iônicos insolúveis
	
	
	Compostos contendo 
	S2-
CO2-3
PO3-4
OH-
	Compostos de NH-4 dos cátions de metais alcalinos e Ca2+, Sr2+, Ba2+
Compostos de NH-4 dos cátions de metais alcalinos
Compostos de NH-4 dos cátions de metais alcalinos
Compostos dos cátions de metais alcalinos e Ca2+, Sr2+, Ba2+
Fonte: (Brown et al. (2005)
	A partir de observações e comprovações feitas em laboratório, definiu-se alguns aspectos quantitativos das soluções. Dessa forma, o conhecimento acerca das quantidades de solvente, soluto e do total da solução, propicia que sejam estabelecidas algumas relações entre grandezas, chamadas de concentrações das soluções. As possíveis concentrações das soluções estão conceituadas logo abaixo:
Concentração comum (C): Razão entre a massa do soluto e o volume total;
Concentração molar (M): Razão entre o número de mols (n) do soluto e o volume total da solução. Semelhante à concentração comum, porém consideramos os mols e não massas;
Densidade (d): É a distribuição de uma determinada massa em um volume por ela ocupado. Razão entre a massa total e o volume total da solução;
Normalidade (N): É a relação entre o equivalente-grama do soluto pelo volume da solução. Para compreender melhor a relação de normalidade, é irrefutável conhecer a 4ª (quarta) lei ponderal da química, a Lei de Richter;
Título (t): Pode ser dado como a razão entre a massa do soluto e a massa total, ou pela razão entre o volume do soluto e o volume total. É adimensional, porém pode ser expresso em porcentagem (%) multiplicando o resultado por 100;
Molalidade (W): É a relação entre o número de mol do soluto e a massa do solvente, em quilogramas.
Podemos relacionar os conceitos supracitados apresentados por meio de equações matemáticas. Veja as fórmulas , onde o coeficiente (1) indica a grandeza com relação ao soluto :
Concentração comum: 
Concentração molar: ; 
Densidade: 
Normalidade: ; ;
 
Título: ; 
Molalidade: 
Relação das concentrações:
 
É necessário ressaltar que, baseando-se na Lei de Lavoisier ou Lei da Conservação das Massas, o produto da concentração inicial (comum ou molar) pelo volume inicial será igual ao produto da concentração final (comum ou molar) pelo volume final quando considera-se o mesmo soluto. Podemos escrever esse princípio através da seguinte equação matemática (ATKINS, 2010):
 (1)
. 	Tal princípio é conhecido como Lei da Diluição e é bastante utilizada no preparo de soluções quando o soluto é uma substância concentrada – P.A – (ATKINS, 2010).
Exemplo 1: Qual é a concentração em g/L de 410 mL de solução que foi obtida dissolvendo-se 100 g de NaOH em 400 mL de água?
	
Resolução:
Dados:
m1 = 100 g
V = 410 mL = 0,41 L
C = ?
Substituindo os valores na fórmula da concentração comum, temos:
          
 
   
    
Exemplo 2: Determine a molaridade de uma solução que apresenta 0,8 mol de sacarose (C12H22O11) em 200 mL de solução.
Dados do exercício:
V= 200 mL = 0,2 L
n1 = 0,8 mol.
Como temos o número de mols do soluto e o volume da solução, basta aplicar na fórmula simples da molaridade:
 
  
 
  
 
Exemplo 3. Deseja-se preparar 100 mL de uma solução de cloreto férrico hexa hidratado com uma concentração de 1mol/L. Qual a massa do sal necessária para o preparo dessa solução?
Dados:
V = 100 mL = 0,1 L
M = 1mol/L
FeCl3.6H2O = 
Substituindo os valores na fórmula.
3. METODOLOGIA
Materiais utilizados
Balança analítica de Precisão Digital;
Pipetador;
Espátula;
Béqueres;
Pisseta com água destilada;
Funil;
Bastão de vidro;
Balão volumétrico de 250 mL;
Pipeta graduada;
Sulfato de Cádmio hidratado (3CdSO4) P.A;
Ácido Nítrico (HNO3) P.A;
Procedimentos 
3.2.1 Preparação de 250 mL de solução de 3CdSO4 .8H2O
 Inicialmente, foi colocado o béquer na balança analítica de precisão digital e depois utilizou-se a opção tarar (zerar). Posteriormente, foi-se adicionando sulfato até atingir a massa calculada (cálculo no item 3.3.1, pág.9). Pesada e conferida a massa, retirou-se o béquer da balança e misturou-se com um pouco de água destiladano próprio béquer (com a ajuda de um bastão de vidro). Logo após foi colocado em um balão volumétrico de 250 mL (com a ajuda de um funil) que, anteriormente, adicionou-se água destilada com o objetivo de facilitar o processo de diluição. Em seguida. foi acrescentado água destilada, novamente, até chegar na marca de aferição. Finalizado o preparo da solução, o balão foi tampado, balançou-se para homogeneizar e foi colado um adesivo identificando o nome do sal e a concentração molar da solução.
3.2.2 Preparação de 250 mL de solução de HNO3
 Inicialmente, transferiu-se uma pequena quantidade do ácido para um béquer. Em seguida, pipetou-se um volume calculado (no item 3.3.2, pág.11) que foi transferido – com um funil – para um balão volumétrico de 250 mL, que, anteriormente, adicionou-se água destilada até metade do seu volume. Porque, os ácidos são bastante voláteis, podendo ocasionar possíveis riscos. Em seguida, acrescentou-se água destilada, novamente, até chegar ao ponto de aferição.
3.3 Cálculos
Tabela 2 - Dados utilizados no item 3.3
	Substância
	Massa Molar(MM)
	Molaridade(M)
	Volume
	Título
	Densidade
	 3CdSO4
	 625,23 g/mol
	 0,005 mol/L
	 250 mL
	 98%
	 -
	 HNO3
	 63,01 g/mol
	 0,2 mol/L
	 250 mL
	 65%
	 1,4 g/mL
Fonte: Elaborada pelos autores.
3.3.1 Cálculos da massa do Sulfato de Cádmio:
 De acordo com a definição de concentração molar, calculou-se a massa do soluto necessária (não hidratado).
 
 
 
 
 
 
 
Com o resultado do primeiro cálculo, utilizando a regra de três acha-se o valor do sulfato de cádmio hidratado.
 
 
 
 
	
 
 
 
Como a substância tem pureza 98% fez-se uma regra de três para achar a massa real a ser utilizada. 
 
 
 
 
 
3.3.2 Cálculos do volume do Ácido Nítrico:
Com base na Lei da Diluição, temos. 
Para obter a concentração molar inicial, foi realizado o produto do titulo com a densidade dividido pela massa molar. 
 
 
 Substituindo os valores têm-se.
 
 RESULTADOS E DISCUSSÕES 
 
 Avaliando a substância sulfato de cádmio:
 CdO + H2SO4 → CdSO4 + H2O
Primeiramente, calculou-se a massa do Sulfato de Cádmio (3CdSO4) que foi de 0,781535g, mas como requeria-se saber a massa que estava hidratada; foi calculada, então, a massa da mesma que deu como resultado 0,9619g. Entretanto, essa nova massa em gramas encontrada era só de 98% (noventa e oito por cento) da substancia. Assim, precisávamos obter a massa em gramas de 100% (cem por cento) da substancia, fazendo novos cálculos encontramos o valor de 0,98153g. 
 
Avaliando o ácido nítrico:
 HNO3 → H+ + NO3
Inicialmente, utilizamos o método algébrico do segundo cálculo da 3.3.2, para obtermos o valor de Mi (Molaridade inicial) que foi de 14,442 mol/L; depois de obtida, manuseamos a fórmula de diluição apresentado no primeiro cálculo da 3.3.2. Para, assim, calcular-se o volume do ácido nítrico que foi de 3,462 mL.
 CONCLUSÃO
Percebeu-se, portanto, que a partir das soluções apresentadas, o experimento foi realizado de forma adequada e se aproximando satisfatoriamente do método exposto na teoria apesar de que, as medidas não foram realizadas com precisão, por existir influência externas e internas, como por exemplo a volatilidade e erros de precisão na pipetação das substâncias. Todavia, o experimento realizado é capaz de confirmar vários argumentos do estudo das soluções, podendo assim, efetuar cálculos e confirmar dados encontrados nos tópicos das teorias. 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRAFICAS
ATKINS, Jones. Princípios de química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2010.
BRADY, J.E; RUSSELL, J.W; HOLUM, J.R. Química: A matéria e suas transformações. 3ª ed., vol. 1. Rio de Janeiro: LTC, p. 33, 2003.
BROWN, T.L; LEMAY, H.E; BURSTEN, B.E; BURDGE, J.R. Química: A ciência central. 9ª ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.
Ferramentas online para o prepare de soluções químicas, disponível http://w2.fop.unicamp.br/calculos/index.php. Acessado em 16/08/2016