Relatório 8 - Preparo de soluções

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS 
Instituto de Ciências Exatas ­ Departamento de Química 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Aula prática nº 8 
Preparo de soluções 
 
 
Grupo:​ Brenda Magalhães 
             Bruna Figueiredo 
Turma:​ PU7D ­ Farmácia Noturno 
Professora:​ Glaura Goulart 
Data de execução da prática:​ 11/05/2015 
 
 
 
 
 
 
 
 
Belo Horizonte, 18 de junho de 2015 
Introdução 
 
Na natureza, raramente encontramos substâncias puras. O mundo que nos rodeia é                       
constituído por sistemas formados por mais de uma substância: as misturas. Às                       
misturas homogêneas dá­se o nome de soluções. Logo, podemos dizer que,                     
soluções são misturas de duas ou mais substâncias que apresentam aspecto                     
uniforme. As ligas metálicas, por exemplo, são soluções sólidas; o ar que envolve a                           
Terra é uma solução gasosa formada, principalmente, pelos gases N2 e O2; a água                           
dos oceanos é uma solução líquida na qual encontramos vários sais dissolvidos,                       
além de gases; o guaraná também é uma solução aquosa, contendo açúcar,                       
extratos de plantas e vários aditivos. 
 
Nos exemplos acima descritos, podemos perceber que as soluções são sistemas                     
homogêneos formados por uma ou mais substâncias dissolvidas (soluto) em outra                     
substância presente em maior proporção na mistura (solvente). Nos laboratórios,                   
nas indústrias e no nosso dia­a­dia, as soluções de sólidos em líquidos são as mais                             
comuns. Um exemplo muito conhecido é o soro fisiológico (água + NaCl). Nesses                         
tipos de soluções, a água é o solvente mais utilizado, sendo conhecida por solvente                           
universal. Essas soluções são chamadas soluções aquosas. Existem vários                 
indicadores artificiais usados em laboratório para saber se a solução é ácida, neutra                         
ou básica, sendo que os três mais usados são a fenolftaleína, o papel de tornassol e                               
os indicadores universais. 
 
A fenolftaleína é um indicador líquido que fica incolor em meio ácido e rosa intenso                             
em meio básico. Já o papel de tornassol fica com cor azul na presença de bases e                                 
adquire cor vermelha na presença de ácidos. Além destes, o indicador universal é                         
obtido quando se imergem as tiras de papel em soluções com uma mistura de                           
indicadores, que depois são secas. Desse modo, eles apresentam cores diferentes                     
para cada valor de pH, sendo mais precisos do que os anteriores. 
 
 
 
 
 
 
Objetivos 
 
Preparar soluções de NaOH e HCl, bem como determinar qualitativamente seu pH. 
 
 
Procedimentos e métodos 
 
a) Materiais utilizados 
 
● Balança analítica 
● Bureta de 25 mL 
● Béquer de 100 mL 
● Bastão de vidro 
● Pisseta 
● Balão volumétrico de 100 mL 
● Balão volumétrico de 250 mL 
● Vidro de relógio 
● Espátula metálica 
● 2 fitas de papel indicador de pH (0­14) 
● 2 tubos de ensaio 
● 2 frascos para estoque de soluções 
 
Reagentes e indicadores 
 
● NaOH​(s) 
● HCl concentrado (d = 1,18 g/mL; 37% m/v; 12 mol/L) 
● Solução alcoólica de fenolftaleína 
 
 
b) Procedimento experimental 
 
Preparação de 250 mL de solução 0,10 mol/L de NaOH 
 
● Calculou­se a massa de NaOH necessária para preparar a solução. 
● Mediu­se a massa de NaOH em uma balança analítica, com o auxílio de uma                           
espátula e um vidro de relógio. 
● Colocou­se o NaOH pesado em um béquer de 100 mL, contendo cerca de 50                           
mL de água destilada e dissolveu­se o sólido com o auxílio de um bastão de                             
vidro. 
● Transferiu­se quantitativamente a solução preparada para um balão               
volumétrico de 250 mL. 
● Completou­se o volume sa solução até o menisco de referência. 
● Agitou­se o balão volumétrico para homogeneizar a solução. 
 
 
Observação qualitativa do pH 
 
● Transferiu­se aproximadamente 3 mL da solução de NaOH para um béquer. 
● Mergulhou­se uma fita de papel indicador de pH na solução. Observou­se e                       
comparou­se o resultado com o padrão apresentado pelo fabricante da fita.  
● Adicionou­se duas gotas de solução alcoólica de fenolftaleína. Observou­se e                   
anotou­se os resultados obtidos. 
● Guardou­se a solução de NaOH em um frasco destinado para este fim. 
 
 
Preparo de 100 mL de solução 0,10 mol/L de HCl 
 
● Calculou­se o volume de ácido clorídrico concentrado necessário para                 
preparar esta solução. 
● Colocou­se, aproximadamente, 30 mL de água destilada em um balão de                     
100,00 mL. 
● Transferiu­se o ácido clorídrico concentrado, com o auxílio de uma bureta de                       
25,00 mL, para um béquer. Em seguida, transferiu­se o volume de HCLl                       
concentrado para o balão volumétrico contendo água destilada. 
● Adicionou­se, aos poucos, água destilada até completar o volume do balão                     
no menisco de referência. 
● Agitou­se o balão para homogeneizar a solução. 
 
Observação qualitativa do pH 
 
● Transferiu­se aproximadamente 3 mL da solução de HCl para um béquer. 
● Mergulhou­se uma fita de papel indicador de pH na solução. Observou­se e                       
comparou­se o resultado com o padrão apresentado pelo fabricante da fita.  
● Adicionou­se duas gotas de solução alcoólica de fenolftaleína. Observou­se e                   
anotou­se os resultados obtidos. 
● Guardou­se a solução de HCl em um frasco destinado para este fim. 
 
 
 
 
 
Apresentação e análise dos resultados 
 
Preparo de 250 mL de solução 0,10 mol/L de NaOH 
 
● Cálculo da massa necessária de NaOH para o preparo da solução: 
 
                0,1 mol de  NaOH ______ 1000 mL 
                X mol de NaOH ________ 250 mL  
 
X = 0,025 mol de NaOH 
 
                1 mol NaOH _________ 40g de NaOH 
0,025 mol NaOH _____ X g de NaOH 
   
                           X = 1,0 g de NaOH 
 
Observação qualitativa do pH 
 
● Após mergulhar a fita de papel indicador na solução de NaOH, observou­se                       
uma alteração na cor da mesma. A partir de uma tabela padrão localizada na                           
caixa, foi possível verificar o valor do pH teórico da solução. Tal verificação                         
pode ser observada na imagem abaixo:  
 
 
Como pode­se ver na imagem acima, o pH da solução encontrava­se mais próximo                         
de 13. A título de comparação, calculou­se o pH teórico esperado para esta solução,                           
obtendo­se os seguintes resultados: 
 
pOH = ­log [OH​­​]   
pOH = ­log 0,1 
pOH = 1 
pH = 14 – pOH 
pH = 14 – 1 
pH = 13 
 
Como pode­se observar, o valor de pH obtido através dos cálculos é o mesmo                           
mostrado na fita de papel indicador, 13. Para a confirmação do pH da solução,                           
adicionou­se 2 gotas de fenolftaleína à mesma, obtendo­se uma coloração rosa                     
escuro, característica de pH básico.  
 
 
Preparo de 100 mL de solução 0,10 mol/L de HCl 
 
● Cálculo do volume necessário de HCl para o preparo da solução: 
 
            0,1mol HCl _______ 1000mL  
               X  __________ 100mL  
     
                        X = 0,01 mol de HCl  
 
            1 mol HCl ________ 36,5 g de HCl 
            0,01 mol HCl ______ Y g de HCl 
 
        Y = 0,365 g de HCl​       37 g HCl ________ 100 g de HCl​conc 
      0,365 g HCl ______ Z g de HCl​conc 
 
Z = 0,1 g de solução HCl​conc 
Densidade do HCl concentrado: 1,19 g m/L  
 
              1,19 g de HCl​conc​ _____ 1mL HCl​conc 
              0,1 g de HCl​conc​ ______ W mL HCl​conc 
 
W = 0,80 mL HCl (volume de HCl concentrado necessário para o preparo                         
da solução) 
 
Observação qualitativa do pH 
 
● Após mergulhar a fita de papel indicador na solução de HCl, observou­se                       
uma alteração na cor da mesma. A partir de uma tabela padrão localizada na                           
caixa, foi possível verificar o valor do pH teórico da solução. Tal verificação                         
pode ser observada na imagem abaixo: 
 
 
 
Como pode­se ver na imagem acima, o pH da solução encontrava­se mais próximo                         
de 1. A título de comparação, calculou­se o pH teórico esperado para esta solução,                           
obtendo­se os seguintes resultados: 
 
[H​+​] = ​ ​0,1 mol/L 
pH = ­log [H​+​] 
pH = ­ log 0,1 
pH = 1 
Como pode­se observar, o valor de pH obtido através dos cálculos é o mesmo                           
mostrado na fita de papel indicador, 1. Para a confirmação do pH da solução,                           
adicionou­se 2 gotas de fenolftaleína à mesma, que ficou incolor, característica de                       
um meio ácido. 
 
Conclusão 
 
Aprender a preparar soluções, utilizando cálculo de concentração e estequiometria.                   
Entender a importância da precisão dos cálculos, bem como a utilização correta das                         
vidrarias e equipamentos manuseados para a segurança dos resultados. Além                   
disso, prezar pela segurança pessoal é indispensável, já que alguns materiais                     
utilizados são ácidos e requerem atenção especial e conhecimento prévio sobre                     
suas particularidades. 
 
 
Bibliografia 
 
● PEREIRA, L. A. Apostila de laboratório ­ Química Analítica. Departamento de                     
Química do Colégio Técnico da UFMG 
● DEMICHELI, C. P. Apostila de práticas de Química Geral. Departamento de                     
Química da Universidade Federal de Minas Gerais. 
● BROWN, T. L.; LEMAY, Jr, H. E.; BURDGE, J.R. Química: a Ciência Central.                         
9ª Ed. São Paulo: Pearson, 2005.