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Relatorio Soluções 27 10

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Universidade Federal do Pará 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Medições e Preparo de Soluções 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Belém/Pará 
2017 
2 
 
Equipe 
Luis Eduardo de C. Maciel 
Felipe Pinheiro da S. Junior 
Tadeu Barroso 
 
 
 
 
 
 
 
Relatório da Pratica Nº2 
Medição e Preparo de Soluções 
 
 
 
 
 
Relatório da equipe 01 apresentado 
ao Prof. Dr. Erivan Souza Cruz – 
Faculdade de Química - do curso de 
Química Geral e Experimental, 
turma 02. 
 
 
 
 
 
 
 
Belém-PA 
2017 
 
3 
 
 
Sumário 
 
 
 
 
 
Sumário........................................................................................... ....................03 
1. Resumo e Introdução....................................................................................04 
2. Descrição da Prática................................................................................05-06 
3. Resultados e Discussão...............................................................................06 
 3.1. Solução I......................................................................................06-08 
 3.2. Solução II.....................................................................................08-09 
 3.3 Solução III.....................................................................................09-10 
4. Referencias Bibliograficas...........................................................................10 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4 
 
Resumo 
 
 Em Química, uma solução é toda mistura de duas ou mais substâncias que 
seja homogênea, isto é, que tenha apenas uma fase. Isso acontece mesmo ao se 
olhar em um microscópio, pois as suas partículas dispersas têm o diâmetro menor 
que 1 nm (10-9 m). Nos laboratórios químicos, costuma-se trabalhar muito com 
soluções aquosas, que são formadas geralmente por algum sólido dissolvido em 
água. O relatório mostraremos como preparar essas soluções químicas, como 
determinar os diversos tipos de concentração, como são feitas as suas análises 
em laboratório. Portanto, o texto a seguir aborda tanto aspectos qualitativos 
quanto, principalmente, os aspectos quantitativos da química, usando grandezas 
como massa, volume e quantidade de matéria. 
Objetivo: preparar soluções realizando procedimentos matemáticos para 
determinar a concentração, peso e etc. 
 
1. Introdução 
As soluções são definidas como misturas homogêneas de duas ou mais 
substâncias. Elas são encontradas em qualquer um dos três estados da matéria: 
sólido, líquido e gasoso. Todas as misturas gasosas são soluções porque 
qualquer mistura de gases é homogênea. Soluções sólidas, como certas ligas 
metálicas, são comuns. A grande maioria das soluções, entretanto, existe no 
estado líquido. Soluções líquidas são formadas pela dissolução de um gás, 
líquido ou sólido em um líquido. Se o líquido é a água, a solução é chamada de 
solução aquosa[1]. 
Soluções podem ser preparadas de dois métodos, o direto que se caracteriza 
por possui como soluto uma substancia primária, para preparar soluções por 
esse método pesa-se o soluto em uma balança analítica, sendo o volume medido 
em um balão volumétrico, como resultado obtém-se uma solução de 
concentração conhecida. Outro método é o indireto onde o soluto não é uma 
solução primária padrão, tendo como exemplo o NaOH, onde é pesado em uma 
balança semi-analítica e dissolvido num volume aproximado, tendo como 
resultado uma solução de concentração aproximada, para determinar 
exatamente a concentração desta solução, devemos padronizá-la. Por esses 
ambos métodos se obtém a solução padrão, as quais se caracterizam por serem 
estáveis e de concentração constante e perfeitamente conhecida. Para utilizar 
qualquer um desses métodos é necessário realizar cálculos antes de proceder à 
manipulação. A preparação de uma solução em laboratório requer o uso de 
instrumentos de medida de precisão, como balanças, pipetas e etc[1]. 
 
5 
 
2. Descrição da Prática 
Foram analisadas três soluções em laboratório: ácido clorídrico (HCl), sulfato 
de cobre (CuSO4) e hidróxido de sódio (NaOH). Para cada solução foi dada a 
normalidade, o volume de cada solução, a massa molar do soluto e a 
porcentagem de pureza do soluto. Vale ressaltar que por motivos alheios a nossa 
vontade a atividade pratica ocorreu apenas na solução III onde se preparou 
Hidróxido de Sódio (NaOH). 
A atividade desenvolvida foi a de encontrar a massa de soluto necessária 
para formar 250 ml de cada solução. Para as duas primeiras soluções foram 
feitos somente os cálculos, levando em consideração os dados fornecidos. Já 
para o hidróxido de sódio foi calculada a massa de soluto desejada para 250 ml 
de solução, seguida da preparação da solução. 
 
Solução III 
Lista de Materiais: 
1 Becker 
1 Balança de Precisão 
1 Balão Volumétrico 
Lista de Reagentes: 
2,0202g Hidróxido de Sódio 
 
 Foi calculada a massa de soluto necessária através de equações envolvendo 
as relações de concentração estudadas na aula. Observa-se que a massa 
encontrada é um pouco abaixo do valor necessário devido a amostra não ter 
100% de pureza, fazendo um ajuste ser necessário. Tendo em mãos a 
quantidade necessária de soluto, foi feita a utilização de uma balança de 
precisão e retirada a massa desejada de soluto. 
 
Imagem 1: balão volumétrico contendo a mistura de Hidróxido de Sódio e Água. 
6 
 
 O soluto foi colocado em um Becker onde foi acrescentada uma quantidade 
de água destilada. Foi feita a dissolução com a ajuda de um bastão de vidro até 
que a dissolução fosse completa. A solução foi colocada em um balão 
volumétrico aonde foi feito a aferição da solução, obtendo assim 250 ml de 
hidróxido de sódio. 
 
Imagem 2: Balão volumétrico contendo a mistura de Hidróxido de Sódio e Água, agora com os 250ml 
completados. 
3. Resultados e Discursão 
 
3.1. Solução I 
 No laboratório se propôs para realiza o preparo de 250 ml de solução de 
ácido clorídrico HCl de 0,5 N, tal que a amostra de HCl tem pureza de 37°/ e com 
densidade de d=1,18g/ml. Para tal ato, se necessário fazer os cálculos de quanto 
precisa de ácido clorídrico. 
 Como se tem o valor da normalidade, isto é o quociente entre o número 
de equivalente gramas de um soluto pelo volume em litros da solução e se 
representa (N) normal, deve-se começa a pensa nos cálculos a partir daí[1]. A 
normalidade N expressada em termos matemáticos: 
 𝑁 =
𝑛° 𝑑𝑒 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑒 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑎𝑠 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑜𝑡𝑜
𝑒𝑚 𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
 (1) 
Sendo que n° de equivalentes gramas do soluto é expresso como sendo o 
quociente entre a massa do soluto em gramas e o equivalente grama do 
soluto[1]: 
n° de equivalentes gramas do soluto =
massa do soluto em gramas 
E
 (2) 
 Onde E é chamado de equivalentes gramas do soluto, e é calculado de 
forma diferente dependendo do composto qual se quer utilizar para formação da 
7 
 
solução. O composto ácido clorídrico (HCl) é um ácido, para tal E é descrito 
como[2]: 
 
𝐸 =
𝑃𝑀
𝑛° 𝐻+
 (3) 
 
 Dever-se lembrar que: 
PM: peso molecular do soluto. 
n° H+: números de H+ ionizadas. 
 Com a equação (1) e (2) sai uma relação interessante para o problema 
proposto: 
 
𝑁 ∗ 𝑉(𝑙) =
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑒𝑚 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑎𝑠 
𝐸
 (4)Primeiramente para os cálculos do problema proposto, se utilizará as 
equações (3). Como o composto HCl possuir PM=36,46094 g/mol e n° H+=1 que 
pode ser observado na equação (5). 
 
H+(aqu) + Cl- =HCl (5) 
 
E=
36,46094 𝑔/𝑚𝑜𝑙
1
=36,46094 g/mol 
 
 
 
 Agora aplicando a equação (4) segue que; 
0,5* 0,25=
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑜 𝑠𝑢𝑙𝑜𝑡𝑜 𝑒𝑚 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑎𝑠
36,46094
 , então 
Massa do soluto=4,5576175 g 
 
 Ou seja, se é necessário 4,5576175g em 250ml de solução. Utilizando a 
densidade da amostra para uma situação homogenia; 
8 
 
1ml_________1,18g 
Assim, 
1,18g__________100°/ 
X______________37°/ 
X=0,4366 g 
 Obtendo o volume necessário; 
1ml__________0,4366g 
V____________4,5575g 
V=10,43861658 ml 
 
3.2. Solução II 
 Em seguida se propôs que se realizasse os cálculos de uma segunda 
solução. Se pedi conto de sulfato de cobre (CuSO4) para a formação de uma 
solução de 250m de CuSO4 a 0,5N, sendo que a amostra de sulfato de cobre 
tem pureza de 98°/. 
 Primeiramente, deve se perceber que sulfato de cobre é um sal. Para tal, 
deve-se calcular o valor E pela equação abaixo[2]: 
𝐸 =
𝑃𝑀
{𝑛° 𝑒} 
 (6) 
 
 Onde; 
{n° e}: o modulo da cagar do inox do íon( sendo ânion ou cátion) . 
Para maior visualização do valor de {n°e}, deve-se observa a equação (7). 
(Cu)+2(aqua)+(SO4)-2 =CuSo4 (7) 
 Assim se conclui que {n°e}=2 pelo nox de (Cu) 
 Como o valor de {n°e} =2 e o peso molecular é de PM= 249,6850 g/mol, se 
pode a plica a relação (6) para descobrir o valor de E para o sulfeto de cobre. 
𝐸 =
249,6850
2
= 124,8425 𝑔/𝑚𝑜𝑙 
 Nesse momento deve-se usa a relação (4) para calcular o valor da massa de 
sulfato em gramas. 
Segue que; 
9 
 
 Massa do soluto= (0,25l)*(0,5)*( 124,8425 )=15,6053125 g 
O valor o batido não o que se deve colocar no Becker, pois amostra tem uma 
pureza de p=98°/, logo deve-se fazer os reajusto considerando a pureza. 
Segue que; 
 
15,6053125 g__________ 98°/x 
 X______________100°/ 
X=15,92378827g. 
 
3.3. Solução III 
 
 Por último, se propôs a realização dos cálculos de quanto de massa 
hidróxido de sódio (NaOH) é necessário precisa para a formação de uma solução 
de 250 ml de NaOH a 0,2N, sendo que pureza p=99°/ para a amostra de 
hidróxido de sódio, tendo em vista que o hidróxido de sódio é uma base, por 
definição o valor de E será calculado pela relação abaixo[2]: 
𝐸 =
𝑃𝑀
{𝑛° 𝑂𝐻−}
 (8) 
Onde; 
{n°OH-}: número de hidroxila presentes 
 Para o composto hidróxido de sódio se pode constata que {n°OH-} =1. Tal 
fato pode-se observado pela equação de dissociação (9). 
Na+(aq) + OH-(aq) = NaOH (9) 
 
 Como o valor de {n°OH-} =1 e o peso molecular PM=40g, se pode aplica 
a relação (8). 
 
𝐸 =
 40
1
=40g/mol 
 Aplicando a relação (4), se tem que: 
Massa=0,25*0,2*40=2g 
 Porém, tal valor não apresenta um nível de precisão adequado pois a 
amostra tem um certo valor de pureza p=99°/. Segue que; 
10 
 
2g___________99°/ 
X___________ 100°/ 
X=2,020202 g 
 
 Portanto, em relação aos objetivos proposto pode-se concluir que depois 
das pratica realizadas em laboratorial, isto é preparo de soluções de 
determinadas concentrações, associadas com os cálculos relacionados com as 
definições de concentrações e unidades de medidas mais comuns e as 
definições e classificações de soluções, se pode concluir que se buscou os 
objetivos propostos e se obteve resultados satisfatórios. 
 
 
4. Referências bibliográficas 
 
[1] Química Geral e as Reações Químicas – Vol 1º, 9ª edição, Kotz, John, Cengage 
Learning, 2015. 
[2] Química: um curso universitário, 4°edição, Bruce H. Mahan, Rollie John 
Myers, Ed. Edgard Blücher, 1972.

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