Relatório QG I Final

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Instituto Federal de Educação. Ciência e Tecnologia do Rio de Janeiro
Trabalho apresentado ao IFRJ 
como avaliação componente da nota da disciplina de Química Geral I, 
do curso superior de Tecnologia em Processos Químicos
Rio de Janeiro – RJ
2015
Instituto Federal de Educação. Ciência e Tecnologia do Rio de Janeiro
Curso: Processos Químicos
Turma: PQ-311
Disciplina: Química Geral I
Professor: Valquíria Souza
Roteiro: Aula prática de soluções e diluição
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Gisele Benedicto
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Karine Gomes
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Mariana Cavallieri
Rio de Janeiro, 13 de Julho de 2015
Introdução
Uma solução é uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias. Uma substância é geralmente considerada o solvente, o meio em que uma outra substância – o soluto – está dissolvida (adaptado de Koltz, 2009)
As reações químicas que ocorrem nos seres vivos, em sua maior parte se dão por substâncias dissolvidas em água, isto é, por soluções aquosas. Seja na natureza, ou em ambientes artificiais, como em plantas de processo ou em laboratórios de pesquisa, as reações em soluções estão presentes no dia a dia com muito mais frequência do que se pode imaginar.
Dentre as principais reações envolvendo soluções, podem ser descritas:as reações de precipitação, reações de ácidos-base e reações que formam gases, cada qual com sua característica, onde:
Reação de Preciptação: os íons combinam-se em solução para formar um produto de reação insolúvel;
Reação ácido-base: a água é o produto de uma reação ácido-base, e o cátion da base e o ânion do ácido formam um sal
Reação que formam gases: um dos produtos da reação é um gás, assim, quando se trata de reações com um carbonato metálico, o produto será o gás carbônico.
Dentre as principais análises envolvendo soluções, pode ser citada a diluição entre soluto e solvente e de faixas de pH, objetos de pesquisa desse relatório. As soluções são misturas homogêneas formadas pelo soluto (aquele que é dissolvido) e o solvente (aquele que dissolve). Diluir uma solução consiste em adicionar a ela uma porção de solvente puro. Atividades comuns do dia a dia, como acrescentar água a um suco de fruta, misturar o detergente na água durante a lavagem de roupas, adicionar água a um medicamento ou aplicar solventes próprios às tintas para deixá-las mais fluidas são bons exemplos de diluição. O procedimento inverso à diluição é a concentração de soluções. 
Ao se diluir uma solução, a massa do soluto não se altera, sendo a mesma quantidade de massa na solução inicial e na final. O volume da solução aumentará, uma vez que será adicionada uma porção de solvente. A concentração, por sua vez, diminuirá (diluição e concentração são processos opostos). Logo, entende-se que volume e concentração são grandezas inversamente proporcionais, ou seja, o primeiro aumenta à mesma proporção que o outro diminui.
 De modo a permitir o cálculo de concentrações diluídas, é comum a utilização da fórmula: C1 V1 = C2 V2, onde:
M1 = molaridade da solução 1
M2 = molaridade da solução 2
V1 = volume da solução 1
V2 = volume da solução 2
	Conforme apresentado anteriormente, a diluição de uma solução consiste em aumentar a quantidade de solvente, não alterando a massa do soluto. Em outras palavras, a diluição de uma solução leva à diminuição da concentração do soluto. Quando o soluto é um ácido ou uma base forte (totalmente ionizados em água), a concentração da solução será igual à concentração de íons H+ (para soluções ácidas) e OH- (para soluções básicas). A concentração de íons H+ e OH-pode ser expressa em termos de pH. Medir e controlar o pH de substâncias são procedimentos comuns no dia a di a dia. Em um laboratório químico o pH de soluções deve ser controlado, de modo a assegurar o sucesso dos procedimentos analíticos. 
Roteiro e métodos experimentais:
Experimento 01: Descoloração de Permanganato de Potássio (KMnO4) na presença de sulfato ferroso(FeSO4).
Materiais:
03 Tubos de ensaio;
02 Pipetas graduadas de 5,0 ml;
01 Pipeta graduada de 10,00 ml;
01 Becher de 50,00 ml;
01 Pêra;
01 Estante metálica para tubos de ensaio.
Reagentes:
Solução 0,2%m/v de permanganato de potássio (KMnO4);
Solução 0,2%m/v de sulfato ferroso (FeSO4), acidulada;
3,0 ml de água deionizada.
Roteiro:
	Os tubos de ensaio foram dispostos na estante metálica, e então o analista se dirigiu para a bancada de reagentes, de modo a coletar a solução de permanganato de potássio. Utilizando-se a pipeta de 5,0 ml, com o auxílio da pêra, foram tomadas as seguintes medidas em cada tubo de ensaio, conforme apresentado na figura 01 e na tabela abaixo:
	Identificação
	Reagente
	Quantidade
	Tubo 01
	KMnO4 0,2% m/v
	3,0 ml
	Tubo 02
	KMnO4 0,2% m/v
	2,0 ml
	Tubo 03
	KMnO4 0,2% m/v
	1,0 ml
	
	Em seguida, adicionou-se aproximadamente 10,00 ml de água deionizada no becher, e com o auxílio de uma pipeta graduada de 0,5 ml, adicionou-se 01 ml no tubo 02, e 02 ml no tubo 03, de modo que os três tubos apresentassem as mesmas medidas volumétricas, conforme apresentado nas figuras 01 e 02 abaixo:
Figura 01: Solução de KMnO4			 Figura 02: KMnO4 + Água Deionizada		
	Após igualar os volumes utilizando-se água deionizada, a estante contendo os tubos de ensaio foi levada novamente até a bancada de reagentes, e com o auxílio de uma pipeta graduada, coletou-se até a medida de volume máximo da pipeta (10,00 ml), de solução de sulfato ferroso (FeSO4), acidulada.
	Em seguida, a solução de FeSO4 foi gotejada, cuidadosamente, dentro dos tubos de ensaio 01, 02 e 03 respectivamente, até que apresentassem coloração transparência e uniforme, próximas as apresentadas pela água, conforme observado na figura 03 abaixo:
	
 Figura 03: Solução de KMnO4 + água deionizada + solução de FeSO4	
Experimento 02: Verificação da variação das faixas de pH de uma solução de HCL, diluída em volumes distintos.
Materiais:
01 Vidro de relojoeiro;
02 Cilindro graduado de 100,00 ml;
03 Tiras de papel indicador de pH (0-14) Merck;
03 Pipetas graduadas de 10,00 ml;
01 Pêra.
Reagentes:
Solução 10% m/v de permanganato de potássio HCL;
Água deionizada.
Roteiro:
	No vidro de relojoeiro, foram dispostas as 03 tiras de papel indicador de pH (0-14) Merck.
	Com o auxílio de um picete, adicionou-se aproximadamente 20,00 ml de água deionizada no cilindro graduado. Em seguida, o cilindro fora levado até a bancada de reagentes, e com o auxílio de uma pipeta graduada, adicionou-se 0,5 ml de solução de HCl a 10%. Utilizando novamente o picete, o volume de solução no cilindro foi completado até a medida de 50,00 ml. 
	Com o auxílio de uma pipeta volumétrica, retirou-se aproximadamente 01 ml de solução do cilindro, e gotejou-se em uma das 03 tiras de papel indicador Merck.
	Novamente com o auxilio do picete, fora adicionada água deionozada no cilindro graduado até a medida de 100,00 ml, o cilindro teve sua abertura fechada, e a solução homogeinizada com movimentos suaves. Em seguida, o tampão do vidro fora retirado, e com o auxílio de uma pêra e de uma pipeta graduada, fora coletado aproximadamente 01 ml de solução de HCl, e gotejado no papel indicador Merck.
	Por fim, levou-se o vidro de relojoeiro para a bancada de reagentes, e com o auxílio de uma pipeta graduada e de uma pêra, retirou-se uma pequena quantidade de HCl a 10%, gotejando em seguida na tira de papel indicador Merck que ainda não fora utilizada, conforme apresentado na figura 04 abaixo:
Figura 04: Tiras de papel indicador Merck embebidas com solução de HCl a 10% em diferentes diluições.
	Após umidecer as 03 tiras de papel indicador Merck com as soluções previamente descritas.As cores apresentadas foram comparadas com o padrão de cores disponibilizado na bancada de análises.
Experimento 03: Verificação da diluição de K2Cr2O7
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Materiais: 
01 Becher de 50,00 ml;
01 Vidro de relojoeiro;
01 Bastão de vidro;
01 Funil;
01 Cilindro graduado de 100,00 ml;
01 Balança analítica.
Reagentes: 
Água deonizada
0,15 gramas K2Cr2O7 (s)
Roteiro:
	Com o becher em mãos, o analista ditigiu-se para a bancada de reagentes, e pôs o becher na balança analítica. O quantitativo apresentado na balença fora zerado, e utilizando-se uma espátula metálica, retirou-se uma pequena quantidade de K2Cr2O7 de dentro do frasco contendo o soluto, e cuidadosamente fora adicionado no becher, até que o mostrador da balança apresentasse 0,15 gramas.
	Em seguida, o analista dirigiu-se para a bancada de análises, e com o auxílio de um bastão de vidro, diluiu o K2Cr2O7 em um pequeno volume de água deionizada. Após dissolver completamente o soluto, a solução contendo o K2Cr2O7, com o auxílio de um funil, fora transferida para o cilindro graduado de 100 ml. Após todo do volume ter sido transferido, a parte interna do becher, com o auxílio do picete, fora lavado com água deionizada, e posteriormente acrescentado no cilindro.
	De modo a finalizar o experimento, fora adicionada água deionizada até o limite de 50,00 ml do cilindro graduado, conforme apresentado na figura 05:
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Figura 05: K2Cr2O7 diluído em 50,00 ml de água deionizada
Experimento 04: Diluição de NaCl e CaO em água deionizada
Materiais:
02 Vidros de relojoeiro;
01 Bastão de vidro;
01 Espátula metálica;
01 Estante para tubos de ensaio;
02 Tubos de ensaio;
01 Balança analítica;
01 Becher de 50,00 ml;
01 Proveta graduada de 10,00 ml;
01 Pêra.
Roteiro:
	O analista dirigiu-se até a bancada de reagentes portando 02 vidros de relojoeiro. O vidro 01 foi posto na balança analítica, e o quantitativo de massa apresentado no mostrador zerado. Com o auxílio de uma espátula, retirou-se uma pequena quantidade de NaCl do frasco de reagentes, adicionando cuidadosamente no vidro de relojoeiro sobre a balança, até que o mostrador apresentasse o valor de 0,2 gramas. O mesmo procedimento foi realizado para coletar quantitativo em massa de CaO referente a 0,2 gramas.
	Após coletadas as amostras de soluto, o analista retornou para a bancada de análises, e então, com o auxílio de um bastão de vidro, acrescentou as massas de NaCl e CaO, cada qual em um tubo de ensaio. Adicionou-se água deionizada em um becher de 50,00 ml, e com o auxílio de uma proveta graduada de 10,00 ml, adicionou-se 5,00 ml no tubo de ensaio contendo o CaO, e 5,00 ml no tubo de ensaio contendo NaCl. Em seguida os tubos foram agitados batendo suavemente com o dedo indicador contra a parte inferior do tubo, de modo a permitir a homogeinização do soluto, conforme apresentado na figura 06:
Figura 06: CaO e NaCl diluídos em 5,00 ml de água deionizada
 
Resultados
Experimento 01:
Calcular as massas de permanganato contidas em cada tubo:
Tubo 1: Contém 0,2 gramas de KMnO4 em 100 ml de solução
 Quantas gramas irão ter (X) ----- em --- 3 ml de solução
 Resolvendo a regra de três conclui-se que o tubo 1 possui 6x10-3 gramas 	 de KMnO4
Tubo 2: Contém 0,2 gramas de KMnO4 em 100 ml de solução
 Quantas gramas irão ter (Y) -----em--- 2 ml de solução
 Resolvendo a regra de três conclui-se que o tubo 2 possui 4x10-3gramas 	 de KMnO4
Tubo 3: Contém 0,2 gramas de KMnO4 em 100 ml de solução
 Quantas gramas irão ter (Z) -----em---1 ml de solução
 Resolvendo a regra de três conclui-se que o tubo 3 possui 2x10-3gramas 	 de KMnO4
Calcular as concentrações %m/v de cada um dos tubos:
Tubo 1: Volume total = volume de KMnO4 (3ml) + volume de FeSO4 (13 ml)
 Volume total = 16 ml
 Se em 16 ml contém 0,006 g de KMnO4
 Em 100ml contém Xg de KMnO4
 X= 0,0375% m/v
Tubo 2: Volume total = volume de KMnO4 (2ml) + volume de FeSO4 (7,5ml) + 	 	 Volume de água deionizada (1ml)
 Volume total = 10,5 ml
 Se em 10,5 ml contém 0,004 g de KMnO4
 Em 100ml contém Yg de KMnO4
 Y= 0,038% m/v
Tubo 3: Volume total = volume de KMnO4 (1ml) + volume de FeSO4 (3,8ml) + 	 Volume de água deionizada (2ml)
 Volume total = 6,8 ml
 Se em 6,8 ml contém 0,002 g de KMnO4
 Em 100ml contém zg de KMnO4
 Z= 0,029% m/v
Experimento 02:
pH encontrado nas soluções usadas, em ordem crescente de concentração
Solução 1: solução 10% de HCl – pH = 0
Solução 2: solução 10% de HCl + 45 ml de água deionizada – pH = 2
Solução 3: solução 10% de HCl + 95 ml de água deionizada – pH = 3
 
Cálculo da concentração após as diluições:
1º diluição
Volume inicial = 0,5 ml
Volume final = 50 ml
Concentração inicial= 10%
Concentração final= X
C1 x V1 = C2 x V2
10 x 0,5 = C2 x 50
C2=0,1%
2º diluição
Volume inicial = 0,5 ml
Volume final = 100 ml
Concentração inicial= 10%
Concentração final= X
C1 x V1 = C2 x V2
10 x 0,5 = C2 x 100
C2=0,05%
Experimento 03:
A concentração em %m/v e g/L da solução preparada:
A concentração em g/l é possível calcular pela fórmula de concentração comum
C=M/V
C= 0,15g de K2Cr2O7/50 ml
C= 0,15g de K2Cr2O7/0,05l
C=3g/L
Se em 1000 ml de solução contém 3g de K2Cr2O7
Em 1ml de solução ----contém--- Xg de K2Cr2O7
X= 0,003 g de K2Cr2O7
Se em 1 ml de solução contém 0,003g de K2Cr2O7
Em 100 ml de solução --contém-- Yg de K2Cr2O7
Y= 0,3% m/v
Caso fosse adicionada água à solução preparada até se obter um volume total de 100 ml, a concentração desta nova solução seria:
C=m/v
C=0,15g/100ml
C=0,15g/0,1L
C= 1,5 g/L
Experimento 04:
A solubilidade das duas substâncias não são iguais visto que a solubilidade do NaCl é maior, pois é capaz de dissolver mais soluto para uma mesma quantidade de solvente que o CaO. 
No caso da solução de CaO mais água deionizada, obteve-se uma solução saturada com corpo de fundo.
Concentração em %m/v das soluções de cloreto de sódio e óxido de cálcio:
C= 0,2g/5ml
C= 0,04 x 100
C= 4% m/v
Discussão e Conclusão
	Entende-se que foi possível a contextualização dos temas abordados na aúla de concentração e diluição, através do desenvolvimento das análise e da utilização de todos os matérias utilizados no laboratório de química, bem como, após desenvolver os cálculos referentes às soluções preparadas.
	Com a realização dos experimentos foi possível perceber e caracterizar o estado de uma solução: se atingiu o coeficiente de solubilidade (solução saturada), se para uma mesma quantidade de solvente a solução possui pouco soluto (solução diluída) ou se possui grande quantidade de soluto (solução concentrada). Como apresentado nos experimentos 3 e 4.
Foi possível perceber também, que a solução de permanganato de potássio em meio ácido perde a sua cor característica e se torna incolor, pois essa substância se reduz ao cátion Mn+2 que não possui cor, pela lei de Proust, como no experimento 1.
Por fim, a associação entre pH e a concentração de uma solução se torna bastante clara com o experimento 2, em que conclui-se que quanto menor um pH (substância ácida), maior será a concentração da solução. 
	
Referências Bibliográficas
	UFJF, Diluição de Soluções. Roteiro de aula prática do laboratório de 	química – QUI 126, aula 06. Juiz de Fora: 2015.
	Disponível em: http://www.ufjf.br/quimica/files/2014/08/AULA-6-nova.pdf
	Acesso em: 12/07/2015.
	KOTZ, J.C. e TREICHEL Jr., Princípios de Química e Reações Químicas. 	4ª ed. Trad. 	J.A.P. Bonapace e O.E. Barcia. Rio de Janeiro: Editora LTC, 	2002.