relatorio de soluçoes

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UNIVERSIDADE DO ESTADO DA BAHIA
Lucas Cavalcante
Lídia Evangelista
Thaiane Siqueira
Soluções e Concentrações.
 
Relatório solicitado pela parte experimental do componente curricular Química Geral I, ministrada pela Profª Abraão Felix ao Iº Semestre do Curso de Licenciatura em Química da Universidade do Estado da Bahia.
 
 
 Salvador, Bahia
2014.
1- TÍTULO:
Soluções e Concentrações.
2- OBJETIVOS:
- Discutir sobre os aspectos quantitativos das soluções;
- Efetuar cálculos relativos à concentração e diluição de soluções;
- Treinar as técnicas relativas ao preparo e diluição de soluções.
3- FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA:
Há muitos tipos de soluções; a solução liquida, na qual o solvente é um liquido e o soluto é um solido ou um liquido, é mais comum. Moléculas que possuem tipos similares de forças intermoleculares se misturam prontamente. Solubilidade é uma medida da quantidade de um soluto dissolvido em um solvente em uma temperatura especifica.
As misturas das soluções podem ser homogêneas ou heterogêneas. As homogêneas possuem uma fase distinta já as heterogêneas possuem duas ou mais fases distintas. A água é chamada de solvente universal. Isso porque ela dissolve muitas substâncias e está presente em muitas soluções. No nosso dia-a-dia existem vários tipos de soluções como álcool hidratado, acetona, água mineral, soro fisiológico etc.
As soluções também são caracterizadas pela capacidade para dissolver um soluto. Uma solução que contenha muito soluto em determinado solvente a dada temperatura chama-se solução saturada. Já ela antes de atingir a saturação é denominada solução insaturada. Outro tipo é a solução supersaturada, pois possui mais soluto do que a existente em solução saturada.
Nas soluções as forças interparticulas também possui um papel muito importante para sua formação. Isto ocorre porque quando uma substancia se dissolve em outra as partículas do soluto se dispersam toda no solvente. A partículas do soluto vão ocupar posições que são normalmente das moléculas do solvente. A facilidade com que uma partícula de soluto substitui uma molécula de solvente depende das intensidades relativas. Então se uma substancia apresenta forças interparticulas do mesmo tipo e intensidade muito provável são solúveis uma a outra.
A solvatação é processo em que um íon ou molécula é rodeado por moléculas do solvente, que se orientam de maneira especifica. Vai ser conhecido como hidratação quando o solvente é a agua. As interações interparticulas entre compostos iônicos e compostos apolares é ion-dipolo induzido, então os compostos iônicos irão possuir baixa solubilidade em solventes apolares.
O processo de dissolução depende de dois fatores, a energia que determina se o processo é endotérmico ou exotérmico e a tendência inerente para a desordem que se observa em todos os processos naturais.
As soluções tem suas unidades de concentração. As mais comuns são: porcentagem em massa, fração molar, molaridade e molalidade no qual cada uma tem suas limitações e vantagens. A escolha da unidade de concentração vai depender do objetivo. A molaridade é mais fácil para medir o volume de uma solução. Já a molalidade é independente da temperatura. Mas existe uma dependência da concentração em relação a temperatura, pois ela pode afetar a precisão do resultado de uma experiência. A porcentagem em massa uma vez definida pela razão da massa do soluto da solução já da para calcula-la. As vezes é necessário converter uma unidade de concentração pela outra.
Tabela 1. Unidades de concentração
Como foi dito anteriormente, a temperatura tem influencia marcante na solubilidade de uma substancia. Já a pressão influenciara se for um gas. Mas para determinar o efeito da temperatura na solubilidade é experimentalmente. A quantidade do gas que pode ser dissolvida dependera da frequência com que as moleculas se chocam na superfície do liquido e ficam retidas na fase condensada. 
Uma propriedade das soluções são as coligativas que dependem apenas do numero de partículas (sendo ela átomos, ions ou moleculas) do soluto em solução e não da natureza dessas partículas. Só para isto as soluções devem estar relativamente diluídas.
Em geral, as soluções são preparadas por diluição, ou seja, pelo acréscimo de solvente a uma solução mais concentrada. Para utilizar qualquer um desses métodos é necessário realizar cálculos antes de proceder à manipulação.
 
4- MATERIAIS E MÉTODOS:
4.1- Reagentes e soluções:
Ácido nítrico
Ácido sulfúrico
Ácido acético
NaOH
K2Cr2O7
Água destilada (H2O)
Gelo ou água sólida (H2O)
4.2- Vidrarias:
1 proveta graduada (10 ml)
1 pipeta volumétrica (5 ml)
3 balões volumétricos (50 ml) 
1 balão volumétrico (25 ml)
2 béqueres : (80ml) e (250 ml)
1 Pipeta
1 Bastão de vidro
3 tubos de ensaio
1 vidro de relógio
4.3 - Equipamentos e outros materiais:
Pisseta ou frasco lavador
Papel absorvente
Pipetador
Espátula metálica
Capela
Estante para tubos de ensaio
Balança
4.4 - Procedimentos:
Foi verificado se todo o material descrito no roteiro foi disponibilizado na bancada para a realização dos procedimentos. Bem como, se a capela e as balanças estavam funcionando corretamente.
Experimento 1:
Inicialmente fizeram-se cálculos para determinar o volume das soluções concentradas, a partir de 50 ml de: ácido nítrico, ácido sulfúrico e ácido acético, que posteriormente foram diluídas.
Sendo postos os seguintes dados para formulação do cálculo:
Ácido nítrico: T- 65%; MM- 63,01 g/mol; ρ-1,51 g/ml.
Ácido sulfúrico: T- 95-98%; MM- 98 g/mol; ρ- 1,84 g/ml.
Ácido acético: T- 100%; MM- 60,05 g/mol; ρ- 1,05 g/ml.
 Após ter-se achado a molaridade, seguiu-se para obter o resultado do volume. Com a equação:
Ressaltando que esta referida equipe trabalhou com ácido nítrico. Obtendo os resultados:
Ácido nítrico: M-15, 1 mol/L; V-3,33 ml
Todavia, aproximou-se o resultado volumétrico para 3 ml, sendo assim, auferindo um novo resultado para a molaridade: M- 0,91 mol/L.
Utilizou-se a pisseta para colocar no balão volumétrico (50 ml), 25 ml de água destilada. Após isso, com o auxílio de uma pipeta volumétrica (5 ml), acoplada à um pipetador e colocou-se 3 ml de HNO3 no balão volumétrico. Depois tampou o recipiente e fez uma leve agitação.
Posteriormente, com a pisseta, adicionou-se mais água destilada, até chegar à marca de 50 ml.
Aproveitou-se papel absorvente para limpar a proveta volumétrica. 
 Não valeu-se o uso do béquer no experimento, devido ao agitamento pelos estudantes nas soluções.
E utilizou-se a Pipeta volumétrica, por causa da exatidão.
B) Fez-se o cálculo de molaridade, a partir de 50 ml numa solução de NaOH, contendo 0,5 mol/L:
Após ter-se obtido 1g de NaOH, para ser utilizada na solução, fez-se a medição na balança analítica, devido sua precisão.
Porém, para isso, utilizou-se uma espátula metálica para retirar o NaOH do recipiente. Em seguida, pegou-se um vidro de relógio para apoiar o soluto. Além disso, tarou-se a balança, para uma maior exatidão no resultado.
Logo, a medição do NaOH deu aproximadamente : 1,0533 g.
Depois, para a transferência do NaOH à um béquer de 80 ml, utilizou-se o bastão de vidro. Colocou-se com o auxílio de uma pisseta, água destilada no recipiente e mexeu-se com o bastão de vidro. Como notou-se uma alteração no experimento, pegou-se outro béquer ( maior, 250 ml), adicionou-se cubos de gelo e colocou-se o béquer menor nele e voltou-se a misturar a solução novamente.
Após isso, transferiu-se essa diluição para um balão volumétrico (50 ml). Acrescentando mais água destilada a fim de completar a devida medida do recipiente.
Fez-se novamente o mesmo cálculo explicitado acima, para uma medição mais aproximada da molaridade.
Experimento 2:
Diluição de soluções:
Com o auxílio de uma pipeta volumétrica (5 ml),medindo-se numa proveta graduada(10 ml), pegou-se 10 ml da solução de K2Cr2O7(l) e transferiu-se para um balão volumétrico (50 ml), completou-se esta quantidadecom água destilada.
B) Depois, mediu-se 10 ml de K2Cr2O7 numa pipeta volumétrica (5 ml), medindo-se numa proveta graduada(10 ml)- do balão volumétrico (50 ml)- transferiu-se para um balão volumétrico (25 ml). Utilizou-se uma pisseta para completar com água destilada o volume do referido recipiente (25 ml).
C) Colocou-se em 3 tubos de ensaio as diluições das experiências com o K2Cr2O7(l). 
No 1º tubo- Botou-se a solução diluída do balão volumétrico (50 ml).
No 2º tubo- Botou-se a solução diluída do balão volumétrico (25 ml)
No 3º tubo- Botou-se a solução concentrada de K2Cr2O7(l)
5- OBSERVAÇÕES:
Experimento 1
Após ter-se agitado o balão volumétrico com a solução de HNO3, não houve nenhuma alteração aparente. E mesmo depois de adicionar água destilada, também não ocorreu modificações.
Quando mexeu-se a solução de NaOH com água no béquer (80 ml), percebeu-se um aumento da temperatura. Por isso, que foi colocado dentro de outro béquer (250 ml), com a adição de gelo.
Experimento 2
Observou-se que a solução do 2º tubo de ensaio, era mais diluída, sendo assim, mais clara. Obtendo uma coloração amarelo- claro.
A solução do 3º tubo de ensaio era mais concentrada, pois não continha nenhum solvente. E sua coloração era mais vibrante, alaranjado.
A solução no 1º tubo de ensaio era intermediária, nem muito diluída, nem muito concentrada.
6- RESULTADOS E DISCUSSÃO:
Experimento 1 – Diluição de ácidos e álcalis
O ácido nítrico (HNO3) é uma substância molecular, oxi-ácido forte (obedecendo a lei prática: HnXOm, em que m-n=2) ternário, cuja massa molar é de aproximadamente 63,1 g.mol-1 e em seu respectivo aglomerado molecular, a interação existente entre suas moléculas se traduz na forma dipolo permanente-dipolo permanente. Em solução aquosa, o ácido nítrico se dissocia, dando origem a um cátion hidrônio (próton hidratado, H3O+) e um ânion nitrato (NO3-) 
HNO3(aq) + H2O(l) → H3O+ + NO3- (1),
 [H+][NO3-]
________________ = Ka (2)
 [HNO3]
Ka é dita constante de dissociação do ácido nítrico, sendo uma constante de equilíbrio que relaciona a quantidade de pares iônicos do ácido nítrico pela concentração do mesmo em solução. O ácido nítrico pode então ser identificado como um ácido de Brönsted, pois entra em concomitância com as características gerais de tais substâncias: espécies doadoras de prótons, (H+) e formadora de pares conjugados e como ácido de Arrhenius, pois em meio aquoso, este se dissocia liberando H+. Por ser um oxi-ácido forte, o seu grau de ionização (α) em meio aquoso é superior à 50%. Na amostra, o HNO3 estava em solução na proporção 3/50 ml (HNO3/H2O), diluído até atingir a molaridade de 0,91 mol.L-1, o que garante, nas condições normais de temperatura e pressão um total de no mínimo 2,74.1023 cátions hidrônio por litro de solução.
É importante ressaltar que à temperatura ambiente, o ácido nítrico pode sofrer decomposição parcial, devido à variação de entalpia de agentes externos (luminosidade intensa, calores, etc); a equação de decomposição parcial pode ser expressa, da forma conseguinte:
4HNO3(aq) → 2H2O(aq) + 4NO2(vapor) + O2(g) (3) 
Infere-se portanto que, a partir da decomposição parcial do ácido nítrico, há formação de 4 mol de vapor de dióxido de nitrogênio e 2 mol de água líquida; reduzindo por consequência, seu caráter ácido, denotando a importância do isolamento do composto de fontes de energia externa e a vedação dos recipientes que contêm HNO3.
O hidróxido de sódio (NaOH) é uma substância iônica, fruto da hidratação do óxido de sódio (NaO) e cuja massa molar é de aproximadamente 40 g.mol-1. Os pares iônicos constituintes do hidróxido de sódio são o cátion de sódio I (Na+) e um ânion hidroxila (OH-). As interações existentes entre suas constituintes enquanto sólido (dentre as celas unitárias) são as do tipo íon-íon. Em solução, a solubilização do NaOH ocorre após a quebra do retículo cristalino do composto, pelas partículas do solvente (água), solvatando o agregado iônico, caracterizando uma nova interação do tipo íon-dipolo permanente. Sendo assim, o hidróxido de sódio se dissocia em solução aquosa, segundo a expressão:
NaOH(s) + H2O(l) → Na+(aq) + OH-(aq) (4),
 
 [OH-][Na+]
_________________ = Kb (5)
 [NaOH] 
Em que Kb é denominada constante de dissociação do hidróxido de sódio e relaciona as quantidades de matéria presentes na concentração dos pares iônicos pela quantidade de matéria que constitui o todo, sendo a constante de dissociação variável com a temperatura, pois devido ao acréscimo de energia ao sistema, a cinética das partículas aumenta em mesma proporção, acarretando em um acréscimo ao grau de ionização (α) e a redução do mesmo quando é removida quantitativamente, certa quantidade de energia. Sendo o hidróxido de sódio um álcalis, espera-se que o valor de -log Kb (medida do potencial hidrogeniônico) seja um valor maior que 7 (nas condições normais de temperatura e pressão). O hidróxido de sódio pode ser descrito como uma base de Arhenius, pois segundo sua concepção, esta substância (NaOH) em meio aquoso é doadora de ânions hidroxila (OH-). No sistema montado, fora diluído 1,0533 g de hidróxido de sódio, o que resulta em 0,0263 mol ou 1,58.1022 partículas de NaOH. Em solução, fica na proporção 1,0533 g/50 ml (NaOH/H2O) dando origem à 7,9.1021 ânions de hidroxila (Condições satisfeitas se e somente se, a dissociação do hidróxido de sódio em água resultar em 100%).
Experimento 2 – Diluição do dicromato de potássio
Dicromato de potássio (k2Cr2O7) é um composto iônico, de massa molar aproximada de 294,2 g.mol-1. No dicromato de potássio, os pares iônicos realizam entre si ligações iônicas e a interação entre suas celas unitárias são do tipo íon-íon. Ao hidrolisar em solução aquosa, este se ioniza dando origem a dois cátions de potássio I (K+) e um ânion de dicromato (Cr2O72-) e cujas interações interparticulares se dão da forma íon-dipolo permanente com as moléculas de água (atuando no sistema como solvente). A ionização do dicromato de potássio pode ser esquematizada na equação:
K2Cr2O7(aq) + H2O(l) → 2K+(aq) + Cr2O72-(aq) (6),
 [K+][KCr2O7-]
_____________________ = KcI (7),
 [K2Cr2O7]
 [K+][Cr2O72-]
_____________________ = KcII (8)
 [KCr2O7-]
Sendo KcI e KcII as constantes de ionização do dicromato de potássio nas etapas I e II respectivamente, estas expressam a razão entre a quantidade matéria presente na concentração dos pares iônicos pela quantidade de matéria que constitui o todo. Sendo a concentração do dicromato de potássio que fora disponibilizado, 0,5 mol.L-1, tem se que a cada litro de solução, há 147.1 g de soluto (k2Cr2O7). Na primeira amostra, a solução fica em uma proporção de 1/4 (k2Cr2O7 /H2O), o que significa dizer que há 20% de soluto para 80% de solvente, a cada 10 ml de dicromato de potássio há 40 ml de água, ou ainda, que há 1,471 g de soluto a cada 40 g de solvente. Na segunda amostra, o soluto fora tirado da primeira amostra e diluído novamente; a solução fica numa proporção de 1/1,5, o que indica que a cada 10 ml de soluto há 15 ml de solvente, ou 40% de k2Cr2O7(aq) para 60% de água líquida. Pode ser inferir portanto, que se a coloração das soluções são menos intensas a medida que se dilui os sistemas e este decréscimo é diretamente proporcional a quantidade de partículas de soluto, então têm-se que: coloração da amostra concentrada é mais acentuada do que a coloração da amostra I que por sua vez possui mais intensidade do que a coloração da amostra II; como demonstrado empiricamente na prática.
7- CONCLUSÃO:
Nesta prática de preparação de solução, o objetivo foi alcançado com grande êxito, pois através desta aprendemos os métodos de preparação dos diferentes tipos de soluções, também a determinar as concentraçõesatravés dos cálculos, e ainda o manuseio dos instrumentos de laboratório, partindo de dados experimentais obtidos baseando-se no princípio de que as substancias reagem entre si segundo seus equivalentes, concentração massa, volume etc. O que contribui muito para o aumento do conhecimento laboratorial, à prática foi totalmente produtiva.
8- REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS: 
http://www.soq.com.br/conteudos/em/solucoes/
BACAN, N. et al. Química analítica quantitativa elementar. 2ª ed. São Paulo: Edgard Blucher, 1979. 
KOTZ, J. C.; TREICHEL Jr., P. M. Química geral e reações químicas. 5ª ed. São Paulo: Thomson Learning, 2006.
RUSSEL, J. B. Química geral. 2ª ed. São Paulo: Makron Books, 1994. V.1.
CHANG, Raymond. Química Geral. 5ª edição- Lisboa: Ed. McGraw-Hill, 1998.