1º RELATÓRIO

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MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO
SECRETARIA DE EDUCAÇÃO PROFISSIONAL E TECNOLÔGICA
INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DE SANTA CATARINA
CAMPUS CRICIÚMA
CURSO DE LICENCIATURA EM QUIMICA
	
SOLUÇÕES
CRICIÚMA, ABRIL DE 2018
	
SOLUÇÕES
Relatório experimental referente à prática de Introdução ao Laboratório de Química, do curso Técnico Integrado em Química, do Instituto Federal de Educação, Ciência e tecnologia de Santa Catarina - IFSC como requisito parcial para obtenção de nota da disciplina.
CRICIÚMA, ABRIL DE 2018
LISTA DE TABELAS
SUMÁRIO
	INTRODUÇÃO
	Solução, é toda mistura homogênea que contém duas ou mais substancias, o soluto e o solvente, podendo ser ela, sólida, líquida ou gasosa, alguns exemplos bem comuns do dia a dia são respectivamente: ligas metálicas (aliança), mistura de água, sal e açúcar (soro caseiro) e o ar que respiramos (oxigênio, nitrogênio e outros gases).
	Os experimentos efetuados foram base para a compreensão dos alunos sobre como fazer a utilização correta das vidrarias e equipamentos contidos no laboratório e para melhor visualização e entendimento dos conceitos básicos de solução.
	Ao longo deste relatório nos aprofundaremos nos conceitos teóricos do assunto e o usaremos em conjunto com os experimentos feitos para a analise dos resultados obtidos.
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA
	Misturas é o conjunto constituído por mais de uma espécie química. Pode ser homogênea ou heterogênea. (HENRIQUE, 1992, p. 23)
2.1- Misturas Homogêneas
	As misturas homogêneas ou monofásicas dá-se o nome de soluções.
	São aquelas que se apresentam como um todo uniforme, mesmo quando observadas através de microscópico. A porção uniforme de um sistema denomina-se fase. Assim, as misturas homogêneas são denominadas sistemas monofásicos. (UTIMURA, 1998, p. 32).
	As misturas homogêneas podem ser desdobradas em seus componentes por processos físicos (mudanças de estado de agregação), tais como cristalização, destilação, liquefação fracionada e fusão fracionada. (UTIMURA, 1998, p. 32).
2.2- Misturas Heterogêneas
	São aquelas que apresentam duas ou mais fases. Podem ser identificadas a olho nu ou com o auxílio do microscópio. (UTIMURA, 1998, p. 32).
	As misturas heterogêneas podem ser desdobradas em seus componentes por processos mecânicos, tais como peneiração, separação magnética, filtração (simples ou a vácuo), levigação (em que corpos mais densos são separados pelo arraste causado por um líquido que leva os corpos menos densos), decantação (que utiliza a deposição conforme a densidade), centrifugação, que explora a decantação com o auxílio mecânico. (UTIMURA, 1998, p. 33).
2.3- Misturas Eutéticas
	São misturas sólidas cujos componentes apresentam-se numa proporção fixa e fundem a uma determinada temperatura constante. O ponto de fusão do chumbo é 327ºC e o do antimônio é 630ºC. Misturando-os na proporção em massa de 88% de chumbo com 12% de antimônio, forma-se uma mistura eutética cujo ponto de fusão é 246ºC. (UTIMURA, 1998, p. 34).
	Assim, não é possível separar os constituintes dessa mistura por fusão fracionada.
2.4- Misturas Azeotrópicas
	São misturas líquidas cujos componentes apresentam-se numa proporção fixa e fervem a uma determinada temperatura constante. O ponto de ebulição do álcool etílico é 78,5ºC e o da água é 100ºC, á pressão de uma atmosfera. Misturando-os na proporção em massa de 96% de álcool com 4% de água, forma-se uma mistura azeotrópica cujo ponto de ebulição é 78,2ºC e que, portanto, não se pode ser separado em seus componentes por meio de destilação fracionada. (UTIMURA, 1998, p. 34).
	É importante notar que o critério homogêneo e heterogêneo é relativo, pois depende da aparelhagem de que dispomos para nossas observações. Evidentemente, à medida que são construídos microscópios cada vez mais potentes, vamos notando que muitas misturas que nos pareciam homogêneas são, na realidade, heterogêneas. (FELTRE, 1994, p. 28).
	Numa mistura heterogênea, cada porção homogênea é denominada fase. No exemplo de mistura de água e óleo, temos duas fases; é uma mistura bifásica. No exemplo do granito, temos três fases: o conjunto dos pontos brilhantes, o conjunto dos pontos escuros e a massa cinzenta que constitui a pedra; o granito é, pois, uma mistura trifásica. (FELTRE, 1994, p. 28).
	
	Portanto, quanto ao número de fases, os sistemas se classificam em:
- sistemas monofásicos (tem uma única fase e, portanto, são sistemas ou misturas homogêneas);
- sistemas bifásicos (tem duas fases, são heterogêneos);
- sistemas trifásicos (tem três fases, são heterogêneos); e assim por diante (a expressão feral é sistemas polifásicos e são sempre heterogêneos). . (FELTRE, 1994, p. 28).
	É muito importante não confundir as fases com as substâncias (ou componentes) existentes num sistema.(FELTRE, 1994, p. 28).
MISTURAS HOMOGÊNEAS: SOLUÇÕES
	Soluções são sistemas homogêneos de duas ou mais substâncias. Nas soluções, as partículas do soluto (substâncias dissolvidas) apresentam até 1nm de diâmetro médio. A substância que dissolve o soluto (ou os solutos) é chamada de solvente. As partículas dosoluto não sedimentam e não podem ser separadas por filtração. As soluções moleculares são
más condutoras de corrente elétrica. As soluções iônicas maios condutibilidade elétrica. (LISBOA, 2010, p. 19).
	Assim, podemos dizer que uma solução é uma mistura homogênea. A quantidade de soluto que uma quantidade fixa de solvente consegue dissolver depende do soluto, do solvente, da temperatura da solução e, em alguns casos, da pressão em que a mistura foi feita. (LISBOA, 2010, p. 21).
3.1- Classificações das Soluções
	A classificação das soluções de acordo com os estados físicos do soluto e do solvente e a natureza do soluto.
- solução solida; tanto o soluto quanto o solvente se encontram no estado solido. Normalmente essas soluções são formadas por ligas metálicas. As ligas são produzidas com a finalidade de melhorar as características de um determinado material. (LISBOA, 2010, p. 21).
- solução gasosa; uma mistura entre gases forma-se uma solução gasosa, pois os gases são solúveis entre si.(LISBOA, 2010, p. 21).
- soluções formadas por gás e líquido; os gases do ar se dissolvem, em maior ou menor concentração. A solubilidade dos gases na água depende de fatores como temperatura e pressão. (LISBOA, 2010, p. 22).
	O aumento de pressão provoca elevação da solubilidade de gases em líquidos e o aumento de temperatura, por outro lado, diminui a solubilidade dos gases em liquido, isto é, quando a temperatura sobe, a solubilidade dos gases em água diminui. (LISBOA, 2010, p. 22).
- soluções formadas por líquidos;são soluções formadas por duas ou mais misturas homogêneas (líquido-líquido) formando uma solução monofásica. (LISBOA, 2010, pag. 23).
- soluções formadas por sólidos e líquidos; a água do mar filtrada e o soro fisiológico são exemplos de soluções formadas por sólidos dissolvidos em líquidos, solução muito comum em laboratórios. (LISBOA, 2010, p. 23).
SOLUBILIDADE
	Quantitativamente, a solubilidade de uma substância é a quantidade máxima desta sustância que pode ser dissolvida em certa massa de solvente a uma temperatura e pressão especificas. (HENRIQUE, 1992, p. 7).
- Influência da pressão; quando se aumenta a pressão sobre um sistema gás-líquido, a concentração de gás dissolvido no líquido aumenta. Conhecido como fenômeno Lei de Henry. (LISBOA, 2010, p. 37).
- influência da temperatura; a solubilidade de umgás num líquido, sobre pressão constante, geralmente diminui com o aumento da temperatura do líquido. Para a maioria das substâncias sólidas, a solubilidade aumenta com o aumento da temperatura. (LISBOA, 2010, p. 237).
- influência da reatividade; a solubilidade de um gás em determinado solvente depende,também, da reatividade do gás com o solvente. Geralmente, quando o gás reage com o solvente, sua solubilidade aumenta. (LISBOA, 2010, p. 38).
4.1- Regras de Solubilidade
	Substâncias formadas por moléculas polares geralmente dissolvem-se bem em solventes formados por moléculas também polares. Substâncias formadas por moléculas apolares geralmente dissolvem-se bem em solventes formados por moléculas também apolares. (LISBOA, 2010, p. 238).
4.2- Saturação da Solução
	A quantidade adicional de sal que for colocado no sistema irá de depositar ou precipitar no fundo do recipiente; tornando-se uma solução saturada, ou que atingiu o ponto de saturação. (FELTRE, 1994, p. 9).
	O ponto de saturação é definido pole COEFICIENTE OU GRAU DE SOLUBILIDADE. (FELTRE, 1994, p. 9).
- 	Coeficiente ou grau de solubilidade é a quantidade necessária de uma substância (em geral, em gramas) para saturar uma quantidade padrão (em geral, 100g, 1000g ou 1L) de solvente, em determinadas condições de temperatura e pressão. (FELTRE, 1994, p. 9).
Quando o coeficiente de solubilidade é praticamente nulo, dizemos que a substância é insolúvel naquele solvente. (FELTRE, 1994, p. 9).
Quando duas substâncias se dissolvem em qualquer proporção (coeficiente de solubilidade infinito), dizemos que elas são totalmente miscíveis; é o caso da mistura de água com álcool.(FELTRE, 1994, p. 9).
Em função do ponto de saturação, classificamos as soluções em:
- 	não-saturadas: contêm menos soluto que o estabelecido pelo coeficiente de solubilidade;
- 	saturadas: atingiram o coeficiente de solubilidade;
- supersaturadas: ultrapassaram o coeficiente de solubilidade. (FELTRE, 1994, p. 9).
4.3- Curva de Solubilidade
	A curva de solubilidade são os gráficos que apresentam a variação dos coeficientes de solubilidade das substâncias em função da temperatura. (FELTRE, 1994, p. 10).
	A curva de solubilidade tem grandes importâncias no estudo das soluções de sólido em líquido, pois nesse caso a temperatura é o único fator físico que influi perceptivamente na solubilidade. (FELTRE, 1994, p. 11).
- a solubilidade aumenta com a temperatura, isso em geral ocorre quando o soluto se dissolve com absorção de calor (dissolução endotérmica). (FELTRE, 1994, p. 10-11).
- as substâncias que se dissolvem com liberação de calor (dissolução exotérmica) tendema ser menos solúveis a quente. (FELTRE, 1994, p. 12).
RELAÇÃO ENTRE A QUANTIDADE DE SOLUTO, A DE SOLVENTE E A DE SOLUÇÃO.
5.1- Concentração Comum
	A relação entre a quantidade de soluto e a quantidade d solvente (ou a quantidade de solução) determina a concentração de soluto na solução. (LISBOA, 2010, p. 31).
5.2- Densidade da Solução
	A densidade de uma solução é a relação entra a massa da solução e seu volume. (LISBOA, 2010, p. 32).
5.3- Distinção entre Concentração em massa e Densidade
	A concentração em massa índica a massa de soluto presente em determinado volume de solução, enquanto a densidade índica a massa de solução correspondente a determinado volume dessa solução. (LISBOA, 2010, p. 32).
MOLARIDADE OU CONCENTRAÇÃO MOLAR (M)
	Molaridade é o quociente do número de mols do soluto pelo volume da solução (em litros), é chamado também de concentração em quantidade de matéria. (FELTRE, 1994, p. 22).
DILUIÇÃO DA SOLUÇÃO
	Diluir significa adicionar solvente a uma solução já existente, de modo que se consiga obter uma solução de concentração menor do que a inicial (mais diluída). Assim, a quantidade de soluto na solução inicial e na final permanece inalterada; o que varia é apenas a quantidade de solvente. O volume e a concentração de uma solução são inversamente proporcionais. (LISBOA, 2010, p. 49).
	As fórmulas para molaridade e normalidade são as mais usadas e totalmente idênticas à fórmula da concentração. (FELTRE, 1994, p. 45).
e
	A operação inversa a diluir chama-se concentrar a solução. Concentrar consiste num aquecimento cuidadoso da solução, de modo a evaporar apenas o solvente. (FELTRE, 1994, p. 46).
7.1- Como preparar uma solução diluída.
	A diluição é bastante utilizada em laboratórios e indústrias, pois a diversidade de trabalhos requer soluções de concentração variadas. Assim, é comum o armazenamento de soluções de concentrações maiores. É possível preparar soluções de concentrações menores, apenas pela adição de solvente. Essas soluções recebem o nome de soluções-estoque. (LISBOA, 2010, p. 50).
FÓRMULA GERAL
REAGENTES
9.2- Hidróxido de Sódio (NaOH)
	Mais conhecido como soda caustica, é muito utilizado em indústrias na fabricação de papel, tecidos, detergentes, alimentos e biodiesel. (USBERCO, 2000, p. 288).
Reage de forma exotérmica com a água, é uma base forte e por isso reage com ácidos orgânicos e inorgânicos, gerando sais e água. (USBERCO, 2000, p. 288).
	Industrialmente é obtida a partir da eletrólise do cloreto de sódio em solução aguosa (FELTRE, 1994, p. 202).
2NaCl + 2 H2O → 2 NaOH + Cl↑2 + H↑2
9.3- Ácido Clorídrico (HCl)
	Um dos ácidos que se ioniza completamente em solução aquosa. Em sua forma pura, HCl é um gás, conhecido como cloreto de hidrogênio. Em sua forma de baixa pureza e com concentração não informada, é conhecido como ácido muriático. Encontrado em uma solução de 37 a 38% em massa. À temperatura ambiente, o cloreto de hidrogênio é um gás incolor a ligeiramente amarelado, corrosivo, não inflamável, mais pesado que o ar e de odor fortemente irritante. (USBERCO, 2000, 276)
	Em laboratório, é mais usual sua obtenção a partir da reação de cloreto de sódio com ácido sulfúrico concentrado submetido a aquecimento (FELTRE, 1994, p. 277).
NaCl + H2SO4 (concentrado) → NaHSO4 + HCl
RELAÇÃO DE MATERIAIS E REAGENTES	
	Todos os equipamentos utilizados na realização da atividade prática de análise volumétrica, bem como os reagentes, estão expressos na tabela 1. 
Tabela 1: Equipamentos e Reagentes utilizados no experimento
	MATERIAIS 
	REAGENTES
	
	
	Balança precisão
	Hidróxido de sódio (NaOH)
	Becker
	Ácido Clorídrico (HCl)
	Espátula
	
	Vidro relógio
	
	Vinil de vidro
	
	Pipeta graduada 10 ml
	
	Pera de sucção
	
	Balão Volumétrico 100 mL
	
	Pisseta com água destilada
	
	Capela ou Exaustor
	
Fonte: O autor.
DESENVOLVIMENTO
11.1- PREPARAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO DE NaOH 0,1 mol/L-1
	
11.2- Calcular quantas gramas de NaOH são necessários para preparar 100,00 ml desta solução.
11.3- Pesar o NaOH em um béquer seco e em seguida dissolvê-lo usando cerca de 30,0 ml de água destilada.
11.4- Transferir quantitativamente a solução que está no béquer para um balão volumétrico.
11.5-Completar o volume com água destilada até a marca de aferição.
11.6- Transfira a solução que você preparou para um recipiente adequado.
11.7- Rotule o recipiente onde contém a solução que você preparou.
12-PREPARAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO DE HCl 0,1 mol/L-1
12.1- Calcular o volume de HCl (olhar no rótulo as especificações do reagentes) para preparamos 100,00 ml dessa solução.
12.2- verificarmos no rótulo qual é a sua densidade, percentagem em massa e a sua massa molecular fornecida pelo fabricante.
12.3- Coloque uma pequena quantidade de água destilada no balão volumétrico e leve-o para a capela e adicione o volume de ácido clorídrico (HCl) que você calculou.
12.4- Completar o volume com água destilada até a marca de aferição.
12.5- Transfira a solução que você preparou para um recipiente adequado.
12.6- Rotule o recipiente onde contém a solução que você preparou.
EXERCÍCIOS SUGERIDOS
13.1- A densidade da solução de HNO3 comercial é 0,84 g/mL. Esta solução contém 37% em massa de ácido. Qual o volume necessário para preparar 200,00mL de uma solução de ácido nítrico de concentração 1,00 mol/L?
13.2- A densidade da solução aquosa de H2SO4 comercial é 1,84 g/mL e contém 95% em massa de ácido. Qual o volume necessário, desta solução, para preparar-se 200,00mL de uma solução de ácido sulfúrico de concentração1,00 mol/L?
14- PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS
14.1- PREPARAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO DE NaOH 0,1 mol/L-1.	
	Pesou-se qualitativamente 0,4g de hidróxido de sódio (NaOH) na balança digital, usou-se o vidro relógio e uma espátula metálica para esse procedimento de pesagem.
	Em seguida, transferiu-se essa amostra 0,4g de hidróxido de sódio para um balão volumétrico de 100 ml com auxilio de um funil de vidro.
	Completou-se o balão volumétrico até atingir o menisco de 100 ml, o traço de aferição do liquido, em seguida homogeneizou-se. Obteve-se uma solução homogênea e visualmente de uma única fase (TABELA 2).
14.2- PREPARAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO DE HCl0,1 mol/L-1
	O ácido clorídrico com a fórmula molecular igual aHCl, com densidade 1,19g/ml e massa 0,365g aproximadamente.
	Com o auxilio de uma pipeta graduada de 10 ml transferiu-se precisamente 0,82 ml de ácido clorídrico (HCl) para um balão volumétrico de 100 ml contendo um pouco de água destilada no fundo do balão. Completou-se o volume do balão volumétrico com água destilada até atingir o menisco, o traço de aferição do liquido, em seguida homogeneizou-se. 	Obteve-se uma solução de 100 ml de ácido clorídrico (HCl) com concentração molar (M) de 12,06 mol/L-1 (TABELA 3).
15- TABELAS
Tabela 2: Reação de diluição de hidróxido de sódio (NaOH)
	Diluição do hidróxido de sódio (NaOH)
	
NaOH(s) + H2O(l) → NaOH(aq)
	Base
	Água destilada
	→
	NaOH
	Base Forte
	Solvente
	Dissolução
	Solução aquosa de hidróxido de sódio ou soda cáustica
Fonte: O autor.
Tabela 3: Reação de diluição do ácido clorídrico (HCl)
	Diluição do ácido clorídrico
	
HCl(l) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq)
	Ácido fraco
	Água destilada
	→
	H3O+
	Cl-
	H+1Cl-1
	Solvente
	Dissolução
	Ácido
	Base
Fonte: O autor.
16- OBSERVAÇÕES
Experimento 1: O funil de vidro foi usado para transferir o hidróxido de sódio para o balão volumétrico, acrescentando um pouco de água destilado no vidro relógio e no funil para não haver desperdício do reagente (soluto = hidróxido de sódio). Tendo o maior cuidado para não ultrapassar o volume do menisco, o traço de aferição do volume.
Experimento 2: O ácido clorídrico (HCl) é um reagente aquoso, ácido e libera gás em determinadas reações. Sua manipulação na prática laboratorial se fez o uso dentro da capela ou exaustor.
Experimento 2: O ácido clorídrico (HCl) é incolor e queima com facilidade. Para fazer uma solução a partir da solução concentrada o balão volumétrico que recebera o ácido clorídrico (HCl) deve estar com pouco de solvente (H2O) para receber a quantidade mínima do ácido. Caso contrário o ácido clorídrico pode reagir com o vidro ou recipiente aquecendo o fundo e causando um acidente de laboratório.
17- CÁLCULOS E RESULTADOS
PREPARAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO DE NaOH 0,1 mol/L-1.
Hidróxido de sódio 0,1 mol/ L-1 em 100 ml de água.
Massa molar do hidróxido de sódio (MM1): 40g/mol
V: 100 ml = 0,1 L
	
	Bases ou hidróxidos são compostos que, por dissociação iônica, liberam, como íons negativos, apenas o ânion hidróxido, OH-, também chamado de oxidrila ou hidroxila. (FELTRE, 1994, p. 202).
	NaOH → Na+ + OH-
	Monobase: Apenas uma hidroxila (OH-)
	M: Molaridade
	
	
	
PREPARAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO DE HCl 0,1 mol/L-1
Ácido clorídrico 0,1mol/L-1 em 100 ml de água.
Massa molar do ácido clorídrico(MM1): 36,5g/mol
V: 100 ml = 0,1 L
d: 1,18 g/ml
𝜏: 37% = 0,37
	São compostos que em solução aquosa se ionizam produzindo como íon positivo apenas cátion hidrogênio (H+) (FELTRE, 1994, p. 195).
	O H+ será responsável pelas propriedades comuns a todos os ácidos, sendo chamado de radical funcional dos ácidos (FELTRE, 1994, p. 195).
	Em solução aquosa, o cátion H+ se une a uma molécula de água formando o íon H3O+, chamado de hidrônio ou hidroxônio:
	H+ + H2O → H3O+
	Duas ligações covalentes e uma ligação dativa
	O ácido clorídrico tem como classificação monoácido, pois sua molécula produz apenas um H+ (HCl) (FELTRE, 1994, p. 196).
	Concentração Molar
	
	Fórmula da diluição 
	
	
	
18- CONCLUSÃO
Conclui-se que por meio dos dados fornecidos, foi possível determinar a concentração das soluções analisadas em laboratório, através dos cálculos aprendidos nas aulas teóricas. Por meio dos experimentos conseguimos visualizar e distinguir a diferença entre solvente e soluto nas misturas homogêneas obtidas, aprofundando ainda mais nosso conhecimento e prática dentro do laboratório.
19-REFERÊNCIAS
HENRIQUE DA SILVA, Ronaldo; BRAGA DA SILVA, Edson. Curso de química 1. 2 ed. São Paulo:HarbraItda, 1992.p. 23-39.
HENRIQUE DA SILVA, Ronaldo; BRAGA DA SILVA, Edson. Curso de química 2. 2 ed. São Paulo: HarbraItda, 1992. p. 23-39.
USBERCO, João; SALVADOR, Edgard. Química Geral. 9. ed. São Paulo: Saraiva, 2000.p. 47-51.
FELTRE, Ricardo. Química:Química Geral. 4. ed. São Paulo: Moderna, 1994.p. 27-36.
FELTRE, Ricardo. Química: Físico-Química. 4. ed. São Paulo: moderna, 1994.p. 45-53.
UTIMURA, Teruko Yamamoto; LINGUAMOTO, Maria. Química Fundamental – Vol. Único. 1 ed. São Paulo: FTD. 1998. p. 32- 34.
LISBOA, Julio Cezar Foschini. Química: Ser Protagonista. 1. ed. São Paulo: Edições sm, 2010.p. 19-23.