Relatório 5

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO VALE DO SÃO FRANCISCO 
CURSO DE ENGENHARIA CIVIL 
DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL 
PROFESSORA: FERNANDA ANJOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO DE EXPERIMENTO 
 
"Preparo de soluções." 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Alunos: Edinaízio Machado Rocha 
 Fernanda Amorim Medeiros Patriota 
 Michele Mota Sampaio Lopes 
Turma: A 
Data: 12 de Março de 2013 
 
 
 
 
 
 
Juazeiro-Bahia 
 
 
 
 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL DO VALE DO SÃO 
FRANCISCO 
CURSO DE ENGENHARIA CIVIL 
 
 
1. INTRODUÇÃO TEÓRICA 
 
Soluções são sistemas homogêneos formados por uma ou mais substâncias 
dissolvidas, que denominamos soluto, em outra substância presente em maior 
quantidade na mistura, que denominamos solvente. As soluções mais comuns em nosso 
dia-a-dia são as soluções de sólidos em líquidos. A água é o solvente mais utilizado e 
por isso é conhecida como solvente universal. [1] 
As substâncias podem se dissolver em outras, mas em uma quantidade limitada, 
ou seja, existe uma quantidade máxima de soluto para ser dissolvido em uma certa 
quantidade de solvente. Este limite é o coeficiente de solubilidade e varia de acordo 
com a temperatura. A solubilidade das substâncias são classificadas como: 
 Saturada: quando se tem a quantidade máxima de soluto para um dado solvente. 
 Insaturada: quando a quantidade de soluto é inferior à capacidade máxima de 
dissolução do solvente. 
 Supersaturada: quando se tem uma quantidade de soluto superior à quantidade 
máxima para um dado solvente. 
Uma solução pode ser preparada pelo processo de diluição, onde um solvente é 
adicionado a uma solução inicialmente concentrada. Quando se adiciona mais solvente a 
esta solução faz com que seu volume aumente, mas a quantidade do soluto permanece a 
mesma. Ocorre concentração quando a quantidade de soluto dissolvida na solução está 
próximo a solubilidade deste soluto. A concentração pode ser medida destas formas: 
 Concentração comum (C): razão entre a massa do soluto e o volume da solução 
(g/L ou g/mL); 
 Densidade (d): razão entre a massa da solução e o volume da solução (g/L ou 
g/mL); 
 Titulo (T): razão entre a massa do soluto e a massa da solução (sem unidade de 
medida); 
 Molaridade (M): razão entre o número de mols e o volume da solução (mol/L); 
A concentração também pode ser expressa em porcentagem, onde multiplica-se o 
resultado do título por cem. Lembrando que 0 < T <1. 
 
2. OBJETIVOS 
 
 
 Preparar várias soluções, fazer diluições e preparar uma solução supersaturada. 
 
3. PARTE EXPERIMENTAL 
 
O experimento foi dividido em cinco partes, sendo elas: 
 
 Parte 1: Preparar 200 mL de uma solução de NaOH 0,1 mol/L 
Pesou-se a massa do NaOH em um béquer de 50 mL, adicionou-se água no 
béquer até metade do seu volume para dissolver o NaOH. Transferiu-se a mistura para 
um balão volumétrico de 200 mL, completou-se o volume do balão volumétrico até a 
marca do menisco com água destilada, fechou-se e homogeneizou-se a solução. Este 
procedimento foi feito rapidamente pelo fato de que o NaOH é higroscópio, ou seja, 
absorve água do ambiente. 
Parte 2: Preparar 100 mL de HNO3 0,1 mol/L 
 Adicionou-se 20 mL de água em um béquer de 50 mL, em seguida foi levado 
este para a capela. Com o uso de uma pipeta graduada adicionou-se ao balão 
volumétrico de 100 mL o volume de HNO3 calculado e completou-se com água 
destilada até a marca de menisco. Fechou-se o balão volumétrico, agitou-se e 
homogeneizou-se. Neste procedimento o ácido foi adicionado lentamente para que não 
houvesse o aquecimento e projeção do tal. 
Parte 3: Preparar 50 mL de NaCl 0,1 mol/L 
Em um vidro de relógio foi pesada a massa de NaCl, em seguida transferida para 
um béquer e feita a diluição adicionando-se água destilada ao béquer. Transferiu-se a 
mistura para um balão volumétrico de 50 mL. Após não haver mais resíduos do NaCl 
completou-se o balão volumétrico até a marca de menisco com água destilada. Por fim 
fechou-se o balão volumétrico e homogeneizou-se. 
Parte 4: Preparar 50 mL de solução de NaCl 0,01 mol/L 
Foram retirados 5 mL da solução de NaCl 0,1 mol/L preparado anteriormente e 
adicionado a um balão volumétrico de 50 mL e completado até o menisco com água 
destilada, fechado e homogeneizado. 
Parte 5: Preparar uma solução supersaturada 
 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
Antes do preparo de soluções deve-se ter bastante cuidado. Alguns procedimentos 
devem ser seguidos, como: 
 É de extrema importância obter todas as informações em relação à execução do 
preparo de soluções. 
 Tratar sempre com o volume mínimo necessário de reagentes. 
 O ácido deve ser adicionado lentamente na água, e jamais a água deve ser 
adicionada diretamente sobre o ácido. 
 Dissolver o material cautelosamente, utilizando água purificada recentemente, 
aguardando o equilíbrio térmico para completar o volume até quase a marca de 
aferição adicionando o restante da água com auxilio de pipeta ou conta-gotas. 
 Observar os fatores que afetam a solubilidade. 
Para o cálculo de obtenção de massa foi utilizada a Fórmula 1, e para o cálculo de 
obtenção de volume foi utilizada a Fórmula 2. 
 
 Formula 1 
 
 
 
 Formula 2 
 
 
Onde: 
 
 
 
 
 
 
 Utilização da Fórmula 1 para obtenção da massa do NaOH: 
MM NaOH: 40 g/mol Volume NaOH: 200 mL ou 0.2 L 
 
m = 0.8 g de NaOH 
 Utilização da Fórmula 1 para obtenção da massa do HNO3: 
MM HNO3: 63 g/mol Volume HNO3: 100 mL ou 0,1 L 
 
m = 0.63 g de HNO3 
 Utilização da Fórmula 2 para a obtenção do volume de HNO3: 
(esta fórmula foi utilizada para a obtenção da concentração) 
 
 
 V = 0,63 mL de HNO3 
 
 
 
 
Utilização da Fórmula 1 para obtenção da massa do NaCl Parte 3: 
MM NaCl: 58,5 g/mol Volume NaCl: 50 mL ou 0.05 L 
 
 m = 0,2925 g de NaCl 
 Utilização da Fórmula 2 para obtenção do volume do NaCl Parte 4: 
 
Abaixo, segue a tabela contendo os solutos e solventes utilizados no experimento e as 
características soluções obtidas nos quatro balões volumétricos. 
 
 Tabela 1: Dados calculados e obtidos. 
 
 
Volume (L) 
Massa Teórica 
(g) 
Massa 
alcançada 
(g) 
Erro relativo 
NaOH 0,2 0,8 0,8101 1,2625% 
HNO3 0,1 0,63 0,6301 0,0159% 
NaCl 0,05 0,2925 0,2866 2.0170% 
 
 
 
 
Em todas as partes da preparação de solução foram obtidos resultados satisfatórios por 
terem sido realizadas com a devida cautela, inclusive na preparação da solução com HNO3 que 
exige um maior cuidado na adição do ácido em água, para evitar seu aquecimento e sua 
projeção. Foram realizadas as devidas pesagens e homogeneização das substâncias utilizadas 
no experimento e os resultados foram positivos ao esperado. 
Todos os solutos se dissolveram na água destilada, e os cálculos realizados para a 
obtenção de massa e volume das substâncias foram cruciais para este resultado satisfatório 
porque deu exatidão na quantidade que deveria ser usada de soluto na solução para que 
formassem soluções saturadas contendo uma quantidade máxima de soluto para uma 
determinada quantidade de solvente. 
Para uma substância se dissolver em outra vai depender do soluto e do solvente utilizados. 
A temperatura também tem um papel fundamental. O que determina a solubilidade é a tendência 
que as substâncias têm de se misturarem. [4] 
Os íons das substancias sofrem forças atrativas intermoleculares que os mantem juntos. 
As forças de atração relativas entre as moléculas do soluto e do solvente também tem papel 
muito importanteno processo de solução, elas agem entre partículas de soluto e em moléculas 
de solventes. Quando essas forças entre as partículas do soluto e do solvente possuem módulos 
comparáveis em magnitude com as que existem entre as partículas do soluto e do solvente as 
soluções se formam. [4] 
Pode-se considerar a energia total da formação da solução tendo três componentes. A 
variação da entalpia total na formação da solução, ∆Hdissol é a soma dos três termos: 
∆Hdissol = ∆H1 +∆H2 +∆H3 
∆H1: separação das moléculas do soluto 
∆H2 : Separação das moléculas dos solvente 
∆H3: Formação das interações soluto-solvente 
A separação das partículas do soluto entre si demanda uma absolvição de energia para 
superar suas interações atrativas o processo é portanto endotérmico (∆H1>0). A separação das 
moléculas de solvente para acomodar o soluto também requer energia (∆H2>0). O terceiro 
componente resulta das interações atrativas entre o soluto e o solvente e é exotérmico (∆H3<0). 
Os três termos da entalpia podem se somar para chegar a uma soma negativa ou positiva. 
Dessa forma, a formação de uma solução tanto pode ser exotérmica quanto endotérmica. [4]
 Quando existe soluto dissolvido em menor quantidade do que a capacidade máxima que 
pode ser dissolvida naquela determinada quantidade de solvente, a uma dada temperatura, são 
soluções insaturadas. Uma solução saturada contém a máxima quantidade possível de soluto 
dissolvido em condições normais numa dada temperatura. [5] 
No último experimento foi preparada uma solução supersaturada com o tiossulfato de 
sódio. 
Tabela 2: Dados obtidos e observados em laboratório. 
Temperatura 
ºC 
25 100 25 100 
Classificação da 
solução 
Saturada com 
corpo de fundo 
Supersaturada Supersaturada 
Saturada com 
corpo de fundo 
 
No primeiro momento, preparou-se uma solução contendo 2,5 g de tiossulfato de sódio 
em um tubo de ensaio e 0,5 mL de água destilada. Nesse instante percebeu-se que o conjunto 
apresentou uma diminuição de temperatura. Isso ocorre com a hidratação das moléculas de 
Na2S2O3 e indica que é um processo de dissolução endotérmica. A água estava presa nos cristais 
do tiossulfato de sódio. Quando os cristais se formam a partir de soluções aquosas muitas vezes 
a água que está ao redor do soluto se fixa no arranjo do cristal. O tiossulfato de sódio tem cinco 
moléculas de hidratação. Quando é aquecido, o tiossulfato de sódio começa a perder a água de 
hidratação e a se dissolver nesta água, formando uma solução saturada a aproximadamente 
100ºC. 
Quando o frasco volta a temperatura ambiente tem-se uma solubilidade muito menor. 
Como a solução não apresenta corpo de fundo neste momento, ela pode ser classificada como 
uma solução supersaturada. Ao adicionar uma pequena partícula de tiossulfato de sódio, o 
sistema volta a apresentar cristais no fundo, voltando à situação de equilíbrio que é a saturação. 
Nesse momento, o soluto que excede a sua capacidade de solubilidade na água cristaliza, e a 
solução pode ser classificada como saturada com a presença de corpo de fundo. 
 Imagem 1: resultado experimental. 
 
A explicação para a rápida ascensão da temperatura de encontra-se no fato de que a 
parcela da substância que cristalizou, teve que liberar energia, aquecendo toda a massa dentro 
do tubo. Em outras palavras, em nível microscópico, molecular, a solidificação implica uma 
diminuição da energia potencial das moléculas do sistema. Como este processo é rápido, não há 
tempo para que o sistema ceda calor para o meio ambiente; assim, esta perda de energia 
potencial determina um aumento. 
5. CONCLUSÕES 
 
A partir do método de preparo de soluções pode-se observar a importância do estudo das 
características dos ácidos, bases e sais. Para a obtenção de uma solução saturada é necessário 
que sejam feitos os cálculos devidos para que a quantidade de soluto não ultrapasse o limite e 
nem fique abaixo dele para uma dada quantidade de solvente. A temperatura influencia no 
resultado das soluções, pois a partir dela as moléculas das substâncias de excitam e podem 
liberar ou absorver energia, mudando o resultado da solução. 
 
6. REFERÊNCIAS 
 
[1] USBERCO, João; SALVADOR, Edgard. Química. 5ª ed. São Paulo: Saraiva, 2002. 
[2] SOUZA, Líria Alves de. Tipos de volumetria. Disponível em 
<http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/tipos-volumetria.htm> Acesso em: 26 de fev. 2013 
[3] Titulações Ácido-Base Disponível em: < http://www.e-escola.pt/topico.asp?id=302> Acesso em: 
26 de fev. 2013 
[4] BROWN, T; LEMAY, H.E; BURSTEN. Química: A ciência central. 9ª ed. Pearson, 2005. 
[5] UCKO, David A. Química Para as Ciências da Saúde – Uma introdução à química 
geral, inorgânica e biológica. 2ª ed. São Paulo: Manole, 1992. 
7. QUESTÕES 
 
 
1. Explique se é possível preparar solução supersaturada em temperatura ambiente. 
 Não é possível preparar soluções supersaturadas à temperatura ambiente, a solução precisa 
ser aquecida para que o soluto dissolva completamente. 
 
2. A dissolução é um processo exotérmico ou endotérmico? E a cristalização? Explique. 
 O resfriamento deve ser feito lentamente para que o excesso de soluto permaneça 
dissolvido, por ser uma solução bastante instável, se for agitada ou houver atrito no recipiente, 
poderá ocorrer a cristalização do soluto. 
 
3. Qual a massa de permanganato de potássio deve ser pesada para preparar 500 mL de 
uma solução aquosa de concentração 1 mol.L-1? 
A dissolução pode ser tanto um processo endotérmico quanto exotérmico. Por exemplo a 
dissolução do NaCl é endotérmico, a absorção de calor implica em deslocamento do equilíbrio 
para a direita. 
NaCl (s) + calor NaCl (aq) 
Com isso, aumenta a massa de cloreto de sódio na fase aquosa, ou seja, sua solubilidade 
aumenta com a temperatura. Já a dissolução do NaOH é exotérmico, o aumento da temperatura 
faz com que libere calor, deslocando o equilíbrio para a esquerda. 
NaOH (s) NaOH (aq) + calor 
 
A cristalização é um processo exotérmico, a solução precisa liberar a energia absorvida 
durante o aquecimento para que possa formar os cristais. 
 
4. Qual o volume de ácido sulfúrico fumegante que deve ser utilizado para preparar 250mL 
de uma solução 1 mol.L-1 de ácido sulfúrico?