Relatório Analítica Soluções

Prévia do material em texto

INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO AMAZONAS - IFAM
CAMPUS MANAUS CENTRO - CMC
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA, MEIO AMBIENTE E ALIMENTOS
	
Disciplina: Química Analítica
Aluna: Edla Maria Varela da Cunha
 Turma: IQUI 21
PRÁTICA N° 3
Título: Soluções
Objetivos:
Compreender a natureza e a importância das soluções.
Distinguir os tipos de soluções
Compreender os conceitos de solubilidade
Relacionar grandezas para os materiais.
Introdução: 
Muitas reações químicas são realizadas com os reagentes dissolvidos em certos solventes, pois isso favorece sobremaneira o contato entre as partículas, tais como íons ou moléculas. Esse tipo de sistema constitui um material homogêneo ou SOLUÇÃO. Uma solução é compreendida por um solvente (substância em que se dissolve) e um ou mais solutos (substâncias que se dissolvem). Por exemplo, a água salgada é uma solução na qual o solvente é a água e o soluto é o sal. 
	A água é talvez o mais importante dos solventes, pois é capaz de dissolver grande número de outras substâncias. Chamam-na, por isso, de SOLVENTE UNIVERSAL, e as soluções que as tem como solvente são ditas SOLUÇÕES AQUOSAS, muito importantes em Química.
	Algumas substâncias dissolvem-se muito bem em dado solvente. Diz-se que elas são muito solúveis nesse solvente. Por exemplo, substâncias tais como: sal comum (NaCl), açúcar comum (C12H22O11), ácido clorídrico (HCl) e álcool etílico (C2H5OH) são todas muito muito solúveis em água. Outras substâncias dissolvem-se muito pouco em dado solvente. Diz-se então que elas são pouco solúveis nesse solvente. Por exemplo, as substâncias sulfato de bário (BaSO4), hidróxido de cálcio (Ca(OH)2) são poucos solúveis em água, embora, evidentemente, existem casos intermediários.
	Frequentemente, a solubilidade de uma substância em dado solvente pode ser aumentada mediante aquecimento. Por exemplo, a substância iodeto de chumbo (П) (PbI2) é pouco solúvel em água á temperatura do ambiente e bem mais solúvel quando em ebulição.
	As solubilidades de substâncias são normalmente dadas em livros de referências (handbook) em gramas de soluto, que podem ser dissolvidos por 100 gramas de solvente.
	Outro aspecto muito importante é que uma substância pode ser pouco solúvel em dado solvente e muito solúvel em outro. Por exemplo, açúcar comum (sacarose, C12H22O11) é muito solúvel em água e pouco solúvel, por exemplo, em benzeno (C6H6). O iodo, por sua vez, é pouco solúvel em água e, no entanto, é mais solúvel em tetracloreto de carbono (CCl4).
	Muitas vezes é importante conhecer as quantidades dos solutos dissolvidos em dada a quantidade de solvente ou de solução total. Existem várias maneiras para se expressar a relação entre grandezas para um material, tais como:
 a) Relação entre a massa de uma substância e a massa do material. É denominada fração em massa (wi):
wi = 
Onde: m1 = massa da substância i; e
 mt = massa do material.
	Normalmente é expressa em fração percentual em massa (título). Exemplo: WHCL 0,36 ou 36% ou 36 cg/g
b) Relação entre a quantidade de matéria de uma substância e a quantidade de matéria do material. É denominada fração em quantidade de matéria ou fração em mol (x1):
xi = 
Em que ni = quantidade de matéria da substância i; e
	nt = quantidade de matéria total.
c) Relação entre a quantidade de substância e volume do material (vt). É denominada concentração.
	-Concentração em massa (Yi) - relação entre a massa da substância i e o volume do material:
Yi = 
	- Concentração em quantidade de matéria (Ci ou [i]) – Relação entre a quantidade de matéria da substância i e o volume do material:
Ci = [i] = 
d) Relação entre a quantidade de matéria do soluto e a massa de solvente expressa em quilogramas. É denominada molaridade (b):
bB = 
em que A= solvente e B=soluto.
	Em se tratando de soluções aquosas, podem-se distinguir dois tipos de soluções: iônicas ou molares. Na primeira, o solvente destrói o retículo cristalino, liberando os íons, e conduz, portanto, eletricidade.
Por exemplo:
 H2O
NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq)
Na segunda, as moléculas do retículo molecular também se separam, mas o soluto não se altera quimicamente, não conduzindo, portanto, eletricidade. Por exemplo.
 H2O
C12H22O11(s) C12H22O11(aq)
	Distinguir solução iônica de solução molecular é simples. Basta verificar se ela conduz ou não corrente elétrica por meio de um circuito simples, conforme o esquema mostrado na imagem abaixo. Se a lâmpada acender, a solução será iônica; em caso contrário, molecular.
Figura 1- Esquema para verificação da condução da corrente elétrica.
Material e Método: 
Foi medido 5 gramas de FeSO4, e em um béquer de 100mL foram sendo acrescentados lentamente de 1 em 1mL o menor volume de água até a dissolução completa do soluto. O processo foi o mesmo para a sacarose. 
Testou-se a condutividade elétrica das duas soluções (FeSO4 e Sacarose) de acordo com o aparelho esquematizado na figura 1.
Foram calculadas as massas de KI necessárias para preparar 50mL de solução 0,1 mol/L da substância e Pb(Ac)2 necessários para 50mL de solução 0,5 mol/L desta substância. Foram preparadas as duas soluções mencionadas em dois balões volumétricos de 50mL conforme esquematizado na figura 2. 
Figura 2 - Sequência de etapas para o preparo de uma solução aquosa.
Foram pipetados 5mL de cada solução em um mesmo béquer.
Foi triplicado o volume da mistura anterior usando água destilada e este foi levado para ser aquecido.
 Foram dissolvidos 3 pequenos cristais de iodo (I2) em aproximadamente 2mL de água, e foi feita a agitação do tubo de ensaio rosqueado. Em seguida foi transferido a solução aquosa de I2 para outro tubo de ensaio (sem passar os cristais não dissolvidos) e foi adicionado igual volume de de tetracloreto de carbono (CCl4). 
Resultados e Discussões:
A primeira experiência foi para testar a condutividade elétrica das soluções de FeSO4 e C12H22O11(sacarose) com um aparelho esquematizado como na figura 1, onde a solução de FeSO4 é iônica e condutora de eletricidade, portanto, a lâmpada acendeu. Enquanto que a solução de C12H22O11 é molecular, não conduz eletricidade por não haver íons. 
 “Um eletrólito é uma substância que, quando dissolvida em água, produz uma solução capaz de conduzir eletricidade e um não-eletrólito não conduz eletricidade quando dissolvido em água [...] Uma solução não-eletrolítica não possui íons e, assim, a lâmpada não se acende [...] uma solução de um eletrólito forte detém grande número de íons e a luz da lâmpada é forte. ” (Chang, 2010, p. 94)
Solubilidade do FeSO4: 5x 100g de água/ 70g de água= 7,14g
Solubilidade da sacarose (C12H22O11): 5,000g x 100g de água/ 31g de água = 16 g
Na segunda experiência foram feitos os seguintes cálculos de Molaridade para encontrar as massas das substâncias:
M= 
 Massa de KI: 0,1= , onde x= 0,8299g. 
 Massa de Pb(Ac)2: 0,5= , onde x= 0,8150g. 
 Após preparar as soluções de KI e Pb(Ac)2, foram pipetados 5mL das duas soluções em um mesmo béquer, ocorrendo a seguinte reação:
Pb(Ac)2 (aq) + 2KI (aq) PbI2 (s) + 2K(Ac) (aq)
Segundo Chang e A. Goldsby (2007, p. 121, 122.) “As reações de precipitação envolvem geralmente compostos iônicos. Por exemplo, quando uma solução de nitrato de chumbo [Pb(NO3)2] é adicionada a uma solução aquosa de iodeto de potássio (KI), ocorre a formação de um precipitado amarelo de iodeto de chumbo (II) (PbI2).” 
Os precipitados formados na reação foram apenas o PbI2, insolúvel em água, enquanto que o K(Ac) permanece em solução na forma aquosa, dessa maneira, para se retirar o precipitado da reação, seria necessário fazer a filtração do composto. 
“Como poderemos prever se haverá formação de precipitado quando se misturam duas soluções? A formação de um precipitado depende da solubilidade do soluto, que é definida como a máxima quantidade de soluto que pode ser dissolvida em certa quantidade de solvente a dada temperatura [...]. Uma substânciaé solúvel quando uma quantidade considerável dessa substância se dissolve a olho nu em certa quantidade de água. Caso contrário, a substância é considerada pouco solúvel ou insolúvel. ” (Chang. 2010, p. 97)
Após triplicar o volume de água na solução com precipitado, este foi levado para aquecimento, onde de acordo com as observações a olho nu, pode ser considerado uma substância pouco solúvel. 
Na terceira experiência foram dissolvidos, sob muita agitação, parcialmente três pequenos cristais de Iodo, onde a solução apresentou uma coloração amarela alaranjada. Após isto, a solução foi transferida para outro tubo de ensaio sem que os restos não-dissolvidos da solução passassem para o outro tubo. A este tubo com a solução de Iodo, foi adicionado igual volume de tetracloreto de carbono (CCl4), onde houve formação de duas fases: A da água e do Tolueno.
“A solubilidade é uma medida da quantidade de soluto que, a uma dada temperatura, se dissolve em um solvente. O ditado “semelhante dissolve semelhante” é útil para prever a solubilidade de uma substância em um dado solvente. Esta expressão significa que, se duas substâncias apresentam forças intermoleculares de mesmo tipo e intensidade, são muito provavelmente solúveis uma na outra. Por exemplo, tanto o tetracloreto de carbono (CCl4) como o benzeno (C6H6) são líquidos apolares. ” (Chang; A. Goldsby. 2007, p. 523)
 Ao agitar a solução com a mistura, foi observado que a fase com tolueno (CCl4) ficou com uma coloração rosa, e a fase da água, que continha a solução com Iodo, ficou transparente. Isso porque o Iodo é uma substância apolar e se dissolve melhor no Tolueno, que também é uma substância apolar. Logo, todo iodo que estava presente na água foi absorvido pelo tetracloreto de carbono, ocorrendo mudança de coloração. 
Conclusão:
Foi possível a compreensão da natureza e a importância das soluções nesta, como também os diferentes tipos de solução. Da mesma forma, a compreensão dos conceitos de solubilidade e a relação das grandezas para os materiais. 
Referências: 
CHANG, Raymond. Química Geral – Conceitos Essenciais. 4ª ed. São Paulo: McGraw-Hill, 2010. p. 94, 97. 
 ALMEIDA, P.G. V., Química Geral – Práticas Fundamentais, Editora UFV: Viçosa, M. G. 2011. 130 págs. 
RAYMOND CHANG, KENNETH A. GOLDSBY. Química. 11ª ed. São Paulo: Bookman, 2012. p.121, 122, 523.