Relatório de Soluções em Química Analítica

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE SANTA CRUZ
DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLÓGICAS
ENGENHARIA QUÍMICA
SOLUÇÕES
CALILA DOS SANTOS SILVA (201512006)
LUANE MACEDO OLIVEIRA (201512328)
PHILLIPE PÓLVORA ESTRELA DA SILVA (201511419)
ILHÉUS – BAHIA
2017
CALILA DOS SANTOS SILVA (201512006)
LUANE MACEDO OLIVEIRA (201512328)
PHILLIPE PÓLVORA ESTRELA DA SILVA (201511419)
SOLUÇÕES
Relatório apresentado como parte dos critérios de avaliação da disciplina CET985 – QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA EXPERIMENTAL. Turma P09. Dia de execução do experimento: 16/09/2016
Professorª: Antônio Santana
ILHÉUS – BAHIA
2017
1 INTRODUÇÃO 
	
	As soluções são definidas como misturas homogêneas de duas ou mais substâncias, podendo ser moleculares ou iônicas. São constituídas por um solvente (a substância que compõe a maior quantidade) e por um soluto (a substância que será dissolvida – menor quantidade). As soluções também podem ser formadas pelos três estados físicos da matéria: líquido, sólido e gasoso [2], sendo o sólido-líquido o mais utilizado.
	A concentração de uma solução é calculada a partir da relação da quantidade de soluto pela quantidade de solvente ou de solução. Há diversas maneiras de calcular a concentração de uma solução, sendo as mais utilizadas: 
Concentração comum (g/L), a razão da massa do soluto pelo volume da solução:
		 					(1)
Molaridade ou Concentração molar (mol/L), razão do “número de mols” do soluto pelo volume da solução:
					(2)
Porcentagem em massa, é dada pela razão da massa do componente pela massa da solução, e multiplicado por 100:
 					(3)
Fração molar é adimensional, ela expressa a razão da quantidade de matéria do componente pelo somatório da quantidade de matéria total das substâncias presentes na solução:
										(4)
	As soluções iônicas e moleculares também são denominadas como soluções eletrolíticas e não eletrolíticas, respectivamente. Soluções eletrolíticas são as que têm capacidade de conduzir corrente elétrica por meio da dissociação de um composto iônico (Sais, ácidos e bases, ex.: NaCl em água), ou pela ionização de um soluto molecular. As soluções não eletrolíticas não possuem capacidade de conduzir corrente elétrica pelo fato de não haver dissociação de íons em solução (ex.: Sacarose em água) [3].
	[1] Em 1887 Arrhenius propôs a “teoria da dissociação eletrolítica” que é fundamentada nos seguintes pontos:
- Os eletrólitos são substâncias que em solução aquosa se dissociam em partículas denominadas de íons, que possuem uma quantidade carga positiva igual a quantidade da carga negativa. São esses íons dissociados que justificam a capacidade de soluções eletrolíticas conduzirem eletricidade.
- Os eletrólitos em solução não necessitam estar completamente dissociados, ele pode estar parcialmente dissociado e seus íons em equilíbrio com as espécies químicas não dissociadas. A dissociação de um eletrólito é um processo irreversível, deste modo, os íons podem se juntar novamente formando a espécie química do composto correspondente. O equilíbrio tende sempre a se deslocar para uma maior formação de íons.
Através deste conceito de dissociação parcial surgiu o grau de ionização “α”, que são as moléculas dissolvidas em água que realmente sofreram ionização. O α pode ser classificado em forte (≥ 50%), moderado (5 < α > 50%) e fraco (≤ 5%) [4].
							(5)
2 MATERIAIS E MÉTODOS
2.1 Materiais
5
Experimento 1 (Preparação de solução de CuSO4(s))
- Balança analítica;
- Balão volumétrico 25mL;
- Béquer;
- Espátula;
- Pipeta
- Vidro de relógio.
Experimento 2 (Soluções eletrolíticas)
- Béquer;
- Circuito elétrico;
- Espátula.
2.2 Reagentes
9
Experimento 1 (Preparação de solução de CuSO4(s))
- Água destilada;
- CuSO4(s).
Experimento 2 (Soluções eletrolíticas)
- Água destilada;
- Solução de NaCl 0,1 e 0,5 mol/L;
- Solução de sacarose 0,1 e 0,5 mol/L;
- Solução de CH3COOH 0,1 e 0,5 mol/L.
2.3 Métodos
3 RESULTADOS E DISCUSSÃO
	O procedimento experimental 1 consistia em preparar 25mL de solução de sulfato de cobre nas seguintes concentrações: 0,025mol/L, 1,25mmolar e 5mg/mL. O composto que tinha-se no laboratório era sulfato de cobre pentaidratado, cuja massa molar é de 249,6 g/mol, sendo 159,6 g/mol referentes ao sulfato de cobre e 90 g/mol referentes à água. Abaixo segue como foi feita cada procedimento.
0,025mol/L
	O intuito é saber quanto de sulfato de cobre pentaidratado é necessário para fazer uma solução com a concentração de 0,025g/mol. Assim, utiliza-se a relação abaixo para determinar esse valor, sendo m a massa que se deseja encontrar, µ a concentração molar que se deseja, MM a massa molar do composto utilizado e V o volume de solução que se deseja preparar.
m = µ.MM.V
Substituindo os valores na equação acima tem-se: 
m = 0,025mol/L. 249,6 g/mol. 0,025L
m = 0,156g
Assim, a massa necessária de CuSO4.5H2O para preparar uma solução 0,025mol/L é 0,156g.
1,25mmolar
	Uma substância com concentração 1,25mmolar é equivalente à 0,00125mol/L. Assim utiliza-se a mesma relação acima para determinar a massa de CuSO4.5H2O necessária para o preparo desta solução.
m = 0,00125mol/L. 249,6 g/mol. 0,025L
m = 0,0078g
Assim, a massa necessária de CuSO4.5H2O para preparar uma solução 1,25mmolar
é 0,0078g.
5mg/mL
		Se quer preparar uma substância que possua 5mg de CuSO4 em 1mL de água. Como o intuito é preparar 25 mL do composto, faz-se necessário utilizar 125mg (0,125g) de CuSO4. Entretanto não se tinha disponível CuSO4, mas sim CuSO4.5H2O. Então fez-se a seguinte associação, sendo m a massa de CuSO4.5H2O necessária para preparar a solução de 5mg/mL:
159,6g de CuSO4 → 249,6g de CuSO4.5H2O
0,125g de CuSO4 → m
m = 0,195g de CuSO4.5H2O
	No experimento 2 um sistema de circuito elétrico foi submetido a diferentes substâncias para analisar se elas eram capazes de conduzir corrente elétrica. A tabela 1 apresenta os dados obtidos nesse procedimento experimental.
Tabela 1: Dados obtidos no experimento 2.
	SUBSTÂNCIA
	RESULTADO
	Água destilada
	Não conduz corrente
	Solução de NaCl 0,1 mol/L
	Conduz bastante corrente
	Solução de NaCl 0,5 mol/L
	Conduz bastante corrente
	Solução de C12H22O11 0,1 mol/L
	Não conduz corrente
	Solução de C12H22O11 0,5 mol/L
	Não conduz corrente
	Solução de CH3COOH 0,1 mol/L
	Conduz pouca corrente
	Solução de CH3COOH 0,5 mol/L
	Conduz pouca corrente
	Abaixo segue as dissociações das substâncias utilizadas.
Dissociação do cloreto de sódio
NaCl(aq) ↔ Na+(aq) + Cl-(aq)
	As soluções de NaCl, tanto 0,1M como 0,5M, conduziram bastante corrente elétrica em meio aquoso devido a dissociação iônica que ocorreu.
Dissociação da sacarose
C12H22O11(aq) ↔ C12H22O11(aq)
	A sacarose quando misturada à água permanece com a mesma estrutura, não rompe a ligação molecular. Assim, não ocorre dissociação, nem condução de corrente elétrica.
Dissociação do ácido acético
CH3COOH ↔ H+(aq) + CH3COO-(aq)
		O ácido acético conduz corrente elétrica quando é dissociado. Entretanto, a sua 	condução é fraca pois, por se tratar de um ácido fraco, quando está em meio aquoso é 	dissociado parcialmente e não totalmente.
Água destilada
	A água destilada não conduz corrente elétrica pois não possui íons dissociados em seu meio.
4 CONCLUSÃO
5 REFERÊNCIAS
[1] Arquimedes Lavorenti. Professor Associado do Depto. de Ciências Exatas, ESALQ/USP, Caixa Postal 9, 13418-900 – Piracicaba – SP. E-mail: alavoren@carpa.ciagri.usp.br – Publicação Destinada ao Ensino de Ciências - Química - 28/3/2002 
[2] RUSSEL, J. B., Química Geral, Makron Books do Brasil editora LTDA, São Paulo, 1982.
[3] BRADY, James E.; HUMISTON, Gerard E. Química geral. 2.ed. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos, 1986.
[4] LEVINE, I.N., Físico-Química, vol. 1 , 6ªedição, Gen-LTC, Rio de Janeiro, 2012.