Relatório de Preparo de Soluções final

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RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA
QUÍMICA GERAL
	CURSO
	Engenharia
	TURMA
	3054
	DATA
	09/11/2017 
	Aluno/
Grupo
	Davi Nogueira Moreira de Souza - 201510490711
Gabriel Paggioli da Silva Campos - 201512945013
Wallevy Azevedo da Silva – 201603427831
Wellington Martins dos Santos -201502123312
	TÍTULO
	Preparo de Soluções
	OBJETIVOS
	APRENDER E PREPARAR DIFERENTES TIPOS DE SOLUÇÕES DE USO COMUM EM LABORATÓRIO.
	
	
	INTRODUÇÃO
	Soluções são sistemas homogêneos formados pela mistura de duas ou mais substâncias, podem se apresentar nos estados físicos sólido, líquido ou gasoso, compostas por partículas menores que 1 nm e que são compostas basicamente por soluto e solvente.
Soluto:o soluto é uma substância que está dispersa em um solvente, ou seja, é a substância que será dissolvida em um meio chamado solvente afim que formar uma solução qualquer desejada. Os solutos são normalmente compostos iônicos, mas podem se apresentar também como compostos moleculares polares.
Solvente: O solvente é uma substância onde o soluto é disperso, ou seja, é a parte que se apresenta em maior quantidade em uma solução e onde o soluto é dissolvido. O solvente mais utilizado é a água, que também é conhecido como solvente universal.
As soluções podem ser classificadas de diferentes maneiras, pelo estado físico em que se encontram com relação à natureza do soluto ou ainda pela quantidade de soluto e solvente que compõe a solução.
Com relação ao estado físico de agregação em que se encontram, podemos classificar as soluções em:
Soluções sólidas: é formada por solventes e também por solutos. As mais comuns em nosso dia a dia estão presentes em ligas metálicas, como o bronze, que é resultado de uma mistura homogênea de cobre e estanho;
Soluções líquidas: contêm solvente líquido e soluto que pode ser sólido, líquido ou gasoso. Desse modo, as soluções químicas líquidas podem ser:
Sólido-líquido: mistura normalmente encontrada quando se mistura açúcar (ou sal) na água, combinação entre sólido e líquido;
Líquido-líquido: a solução química deste tipo é formada quando soluto e solvente são líquidos, como a água oxigenada que tem uma composição de solução aquosa de peróxido de hidrogênio, álcool desinfetante ou ainda álcool combustível. Neste caso, uma mistura de água e álcool (líquido e líquido);
Gás-líquido: substância torna-se homogênea após a mistura de um soluto de gás e um 
solvente líquido como a água com gás e o gás carbônico.
Soluções gasosas: é composta a partir de uma mistura de gases. Uma solução química gasosa bem conhecida e fundamental para nossa existência é o ar que respiramos, composto por nitrogênio, oxigênio e outros gases;
Em casos onde todos os componentes da solução se encontram no mesmo estado físico, considera-se o soluto o composto presente em menor quantidade e solvente o composto presente em maior quantidade na mistura.
Com relação à natureza do soluto, classificamos as soluções em:
Soluções iônicas: obtida pela mistura de solutos moleculares que se dissolvem na água e que geram outro tipo de solução. É uma solução que não conduz eletricidade. Água com açúcar é um bom exemplo de solução química molecular;
Soluções moleculares: ao contrário do item anterior, a solução iônica é caracterizada por formar uma substância condutora de eletricidade, caso da mistura de solutos iônicos na água. Também é obtida quando solutos moleculares provocam reações durante o contato com a água, como no caso do cloreto de hidrogênio na água.
Com relação entre a quantidade de soluto e solvente que compõe a solução (saturação da solução), classificamos as mesmas em:
Soluções insaturadas: Possuem menor quantidade de soluto em relação à quantidade de solvente.
Soluções saturadas: Possuem a máxima quantidade de soluto em determinada quantidade de solvente.
Soluções supersaturadas: Possuem maior quantidade de soluto em relação à quantidade de solvente.
Concentração de uma solução: refere-se à quantidade de soluto que existe em uma quantidade padrão de uma solução ou em uma quantidade padrão de solvente. As concentrações das soluções podem ser medidas usando-se diferentes unidades ou relações numéricas, que dependem das grandezas que estão sendo relacionadas.
Concentração comum ou concentração em massa (C):Relaciona a quantidade de massa do soluto presente em um determinado volume da solução. Sua unidade no SI é gramas por litro (g/L):
Onde,
Sendo que:
C = concentração comum em g/L;
m: massa do soluto em g;
V = volume da solução em L;
Concentração em quantidade da matéria ou concentração em mol/L (M): É também conhecida por concentração molar e por molaridade. Relaciona a quantidade de matéria (mol) do soluto presente em um determinado volume da solução. Sua unidade no SI é gramas por litro (mol/L)
Seu cálculo é feito dividindo-se a quantidade de matéria ou substância (mol) pelo volume da solução. É matematicamente expressa por:
Onde,
n1: número de mols de moléculas do soluto (índice 1 indica grandezas relacionadas ao soluto);
M: molaridade em mol/L;
V: volume da solução (L);
Porém em laboratório é mais fácil conseguir a massa em gramas do soluto e a sua massa molar, do que a sua quantidade de matéria em mols. Assim, temos que:
Ou referindo-se ao soluto
Onde,
n = número de mols (mol);
m1 = massa do soluto (g);
MM = massa molar (g/mol);
Ao substituir o valor de na fórmula da concentração em mol/L tem-se que:
Concentrações percentuais: É a relação entre soluto e solvente de uma solução dada em percentual (%). Existem dois tipos de percentuais: volumétrica e ponderal.
Percentual volumétrica (% m/v): é aquela que encerra determinada massa de soluto (msoluto) em gramas por 100 mL de solução (Vsolução= 100 mL).
Percentual ponderal (% m/m): é aquela que encerra determinada massa de soluto (msoluto) em gramas por 100 g de solução (msoluto = 100 g).
	REAGENTES, MATERIAIS EEQUIPAMENTOS
	
Para a realização dos experimentos, utilizou-se dos seguintes materiais:
• Béquer
• Balão volumétrico 
• Erlenmeyer
• Funil de vidro
• Proveta
• Pipeta Pasteur
• Pissete
• Balança analítica
• Espátula
• Bastão de vidro
• Água 
• Cloreto de Sódio (NaCl)
• Hidróxido de Sódio (NaOH)
	PROCEDIMENTOS
	
Experimento 1: Soluções molares
Preparar 100 ml de uma solução aquosa de cloreto de sódio (NaCl) a 3mol . .
1º PASSO: Calcular a massa do soluto.
2º PASSO: Colocar o béquer em cima da balança e tarar a mesma.
3º PASSO: Em seguida, com o auxílio da espátula, adicionar aos poucos o soluto (cloreto de sódio) dentro do béquer até atingir a pesagem de 17,5 g (cálculo exposto nos resultado).
4º PASSO: Adicionar água no béquer até chegar próxima à marcação de 100 mL.
5º PASSO: Com o auxílio do bastão de vidro, dissolver o soluto. 
6º PASSO: Transferir a mistura para o balão volumétrico, com o auxílio do funil de vidro até atingir a marcação do mesmo de 100 mL. Caso não complete o volume, adicionar aos poucos mais água até completar a marcação
7º PASSO: Tampar o balão volumétrico e agitar a solução para homogeneizar. 
8º PASSO: Identificar a solução final.
Experimento 2: Soluções percentuais
Preparar 100 ml de uma solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH) 5% m/v.
1º PASSO: Calcular a massa do soluto.
2º PASSO: Colocar o béquer em cima da balança a após tarar a mesma.
3º PASSO: Em seguida, com o auxílio da espátula, adicionar aos poucos o soluto (hidróxido de sódio) dentro do béquer até atingir a pesagem de 5,0 g (cálculo exposto nos resultados).
4º PASSO: Adicionar água no béquer até chegar próxima à marcação de 100 mL.
5º PASSO: Com o auxílio do bastão de vidro, dissolver o soluto. 
6º PASSO: Transferir a mistura para o balão volumétrico, com o auxílio de funil de vidro até atingir a marcação do mesmo de 100 mL. Caso não complete o volume, adicionar aos poucos mais água até completar a marcação.
7º PASSO: Tampar o balão volumétrico e agitar a solução para homogeneizar.8º PASSO: Identificar a solução final.
Experimento 3: Preparo de soluções a partir de diluição
A partir da solução preparada do experimento 2, preparar uma solução 1% m/v de NaOH.
1º PASSO: Adicionar em uma proveta, 50 ml da solução do experimento 2. 
2º PASSO: Transferir a solução da proveta para o Erlenmeyer. 
3º PASSO: Encontrar a quantidade de solvente necessário que precisa ser adicionado, para que a solução de 5% se dilua até chegar 1% (cálculo exposto nos resultados).
4º PASSO: Adicionar 200 mL de água até atingir a marcação de 250 mL do Erlenmeyer. Ao aproximar da marcação, utilizar a pipeta para que não haja erro do menisco e de paralaxe.
	RESULTADOS e DISCUSSÃO
	
1) Cálculo da massa do soluto do experimento 1.
M = 3 mol/l
m1 = massa de NaCl (g)
MM = 58,4 g/mol
V = 100 mL = 0,1 L
2) Cálculo da massa do soluto do experimento 2.
% m/v = 
m soluto = 5,0 g
3) Encontrar a quantidade de solvente necessária para diluir a solução de 5% de NaOH para 1% do experimento 3.
Experimento: 100 mL de água – 5% de NaOH
Porém:
- 100 mL de água = 1% de NaOH
- 500 mL de água = 5% de NaOH
Para transformar a solução de 5% em 1%, tem-se que adicionar mais solvente (400 mL de água). Porém como foi utilizado um Erlenmeyer com 250 mL, todos os valores foram reduzidos a metade.
100 mL de água – 50 mL de água
400 mL de água – 200 mL de água
Mistura de 50 mL do experimento 2 e 200 mL de água obteve-se uma solução de 1% de NaOH.
 diluída – pequena quantidade de soluto; 
 concentrada – grande quantidade de soluto; 
 saturada – soluto em quantidade máxima que o solvente pode dissolver. 
	CONCLUSÃO
	
 Deve-se saber como realizar esses procedimentos corretamente, desde a medida e pesagem das substâncias até o armazenamento das mesmas em recipientes apropriados, passando por etapas como a transferência da solução, homogeneização da solução e ambientação da vidraria utilizada.
 A molaridade é uma forma de medida que apresenta uma desvantagem, pois varia de acordo com a temperatura, devido à expansão ou concentração da solução. Ao se diluir uma solução, permanece inalterada a quantidade do soluto e varia apenas a quantidade de solvente, produzindo uma diminuição na concentração. A operação inversa de diluir uma solução é concentrar.
 Logo, conclui-se que em um sistema de natureza química, o preparo de soluções e o conhecimento das diferentes afinidades entre solutos e solventes é essencial para a compreensão das etapas associadas ao preparo das substâncias.
	REFERÊNCIAS
	
http://manualdaquimica.uol.com.br/fisico-quimica/solucoes-quimicas.htm
http://brasilescola.uol.com.br/o-que-e/quimica/o-que-e-concentracao-solucoes-quimicas.htm
Constantino, M. G., da Silva, M. V., Donate, P. M., Fundamentos de química experimental, São Paulo, Editora da Universidade de São Paulo, 2004.
Russel, J. B., Química geral, Trad. de G. Vicentini et al. São Paulo, McGraw Hill, 1982.
AGUILAR, M. S. Apostila de aulas práticas de Química geral. Universidade Estácio de Sá. 2017. Páginas 21, 22 e 23.