Relatório Soluções - Química Geral

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Universidade Federal do Estado do Rio de Janeiro – UNIRIO 
Centro de Ciências Biológicas e da Saúde - CCBS 
Instituto de Biociências - IBIO 
Departamento de Ciências Naturais – DCN 
 
 
 
Disciplina: Química Geral 
 
 
Nome: Patrícia C 
Curso: Biologia 
N° da Prática: 2 
 
Prática realizada no dia: 14/10/2019 
Data da entrega do relatório: 21/10/2019 
 
 
 
 
Soluções 
 
 
 
Rio de Janeiro 
2° Semestre 2019 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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❖ Introdução: 
Na natureza, é raro encontrarmos substâncias completamente puras, isso se dá, pelo fato 
do mundo em que vivemos, ser constituído por sistemas formados por mais de uma 
substância, sendo assim, chamados de misturas. Dessa forma, as misturas são chamadas 
de soluções. Logo, é possível pontuar que, solução é uma mistura homogênea de duas ou 
mais substâncias. 
Em uma solução, a espécie em menor quantidade é chamada de soluto (é o que se 
dissolve), e a espécie em maior quantidade é chamada de solvente (atua dissolvendo o 
soluto). Ou seja, Solução = Soluto + Solvente. 
A água é chamada de solvente universal, pelo fato de estar presente em muitas soluções 
e dissolver muitas substâncias. 
 
Diferença entre substância pura e mistura: 
Substância pura: é uma substância que apresenta composição característica e definida, 
com um conjunto definido de propriedades, como por exemplo, a água, ferro (Fe), sal (NaCl) 
ou o oxigênio (O2). Já a mistura: são duas ou mais substâncias diferentes juntas em um 
mesmo sistema. Sendo possível classificar as misturas em homogêneas (soluções) ou 
heterogêneas. As misturas homogêneas apresentam sua aparência uniforme e 
homogênea, como o próprio nome diz. 
 
Quanto ao estado físico, as soluções podem ser classificadas em: 
Soluções líquidas: São formadas pelas dissoluções de um gás, líquido ou sólido em um 
líquido. 
Exemplos de soluções líquidas: 
Gás dissolvido em líquido: Dióxido de carbono em água. 
Líquido dissolvido em líquido: Etanol. 
Sólido dissolvido em líquido: Açúcar dissolvido em água. 
 
Soluções sólidas: Como certas ligas metálicas, são comuns. 
Exemplos de soluções sólidas: 
Gás dissolvido em sólido: Hidrogênio dissolvido em paládio. 
Líquido dissolvido em sólido: Mercúrio dissolvido em ouro. 
Sólido dissolvido em sólido: Cobre dissolvido em níquel. 
 
 
 
 
 
 
 
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Soluções Gasosas: Como por exemplo, o ar, que é uma mistura de gases. 
Exemplos de soluções gasosas: 
Gás dissolvido em gás: Oxigênio dissolvido em nitrogênio. 
Líquido dissolvido em gás: Clorofórmio dissolvido em nitrogênio (vaporizado). 
Sólido dissolvido em gás: Gelo seco dissolvido em nitrogênio (sublimado). 
 
As soluções estão presentes quase constantemente em nossa vida diária, pois somos 
dependentes de praticamente dois tipos de soluções naturais para viver, uma gasosa que 
é o ar que respiramos, e outra liquida que é a água que bebemos. Também é possível 
encontrar outras soluções em nosso cotidiano, como por exemplo: soro fisiológico, acetona 
e álcool hidratado. 
 
A concentração é a quantidade de soluto que é dissolvido em um solvente, ou seja, indica 
uma relação entre duas quantidades (soluto e solvente ou solução). 
A concentração em quantidade de matéria ou concentração em mol/L (M): É 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 mol por litro (mol/L). 
Essas são as fórmulas, que através delas, é possível determinar a concentrada em 
quantidade de matéria: 
M = n1 ou M =__m1__ 
 V M1 X V 
N1= Número de mol do soluto 
V= Volume da solução 
m1= Massa 
M1 = Massa molar da solução 
 
Os indicadores ácido-base são substâncias orgânicas que mudam de cor em função do pH 
do meio que entrarem em contato, ou seja, ao entrarem em contato em meio ácido vão 
apresentar uma cor, e ao entrarem em contato em meio básico, vão apresentar outra 
coloração. Sendo assim, para saber se uma substância é ácida ou básica, basta utilizar um 
indicador ácido-base. Alguns exemplos de indicadores ácido-base são: fenolftaleína e 
alaranjado de metila. A fenolftaleína (C20H14O4) é um indicador líquido que fica rosa intenso 
em meio básico e incolor em meio ácido. Já o alaranjado de metila (C14H14N3NaO3S) é um 
 
 
 
 
 
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indicador líquido que fica com um tom avermelhado em meio ácido e com um tom 
amarelado em meio básico. A faixa de viragem da fenolftaleína é 8,2 - 10,0, então ela é 
indicada para reações em que o ponto de viragem ocorre em pH básico. Já a faixa de 
viragem do alaranjado de metila é 3,1 – 4,4, então, é indicada para reações em que o ponto 
de viragem ocorre em pH ácido. 
 
Os indicadores de pH funcionam da seguinte forma: Normalmente eles são uma base fraca 
ou um ácido fraco, que entra em equilíbrio com a sua base ou ácido conjugado, 
respectivamente, apresentando coloração diferente. É possível observar na reação abaixo: 
 Indicador ácido + H2O ↔ H3O+ + Base conjugada 
 (cor A) (cor B) 
A partir do momento em que o indicador entra em contato com um meio ácido, de acordo 
com o Princípio de Le Chatelier, o equilíbrio vai ser deslocado no sentido de formação do 
ácido fraco, fazendo com que a reação fique com a cor A. Mas, se o indicador entra em 
contato com um meio básico, os íons OH- da solução básica vão reagir com os íons H3O+ 
do indicador. Dessa forma, o equilíbrio vai ser deslocado no sentido de devolver os íons 
H3O+, ou seja, para a direita, que é também o sentido de formação da base conjugada, e 
assim, o sistema vai adquirir a cor B. 
 
❖ Objetivo: 
O objetivo da prática realizada foi aprender como preparar as soluções de NaOH e de HCl, 
além disso, observar as reações e mudança de coloração após ser acrescentado os 
indicadores ácido-base. 
 
❖ Materiais e Métodos: 
a. Materiais utilizados: 
• 2 Balões volumétricos de 100 mL 
• Bastão de vidro 
• 2 Béqueres de 100 mL 
• Frasco lavador contendo água destilada 
• 2 Pipetas graduadas de 1mL 
• 2 Funil de vidro 
• Conta-gotas 
• Vidro de relógio 
• Espátula 
• Balança 
• Proveta de 50 mL 
• Ácido clorídrico (HCL) sólido 
• Hidróxido de sódio (NaOH) líquido 
 
 
 
 
 
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• 4 Tubos de ensaio 
• Estante de apoio para tubos de ensaio 
• Fenolftaleína 
• Alaranjado de metila 
 
 
b. Metodologia: 
Inicialmente, soluções de NaOH e de HCl foram preparadas. A primeira solução que foi 
preparada, foi a de NaOH. Para isso, com a ajuda de um vidro de relógio e uma espátula, 
foi pesado 0,40 g de NaOH. A pesagem do NaOH foi realizada da seguinte maneira: em 
uma balança, foi colocado o vidro de relógio, a massa do vidro de relógio foi tarada, e assim, 
acrescentando no vidro de relógio, com a ajuda de uma espátula, o NaOH foi pesado com 
cuidado e rapidamente, pois o NaOH é um composto higroscópico, até obter a massa de 
0,40 g, indicada no visor da balança. Feito isso, a quantidade NaOH que foi pesada, foi 
transferida para um béquer que continha 25 mL de água destilada. O vidro de relógio foi 
lavado três vezes, com um pouco de água destilada para que todo o resíduo que NaOH 
fosse transferido por igual para o béquer. Como no fundo do béquer ainda continha alguns 
pequenos pedaços de NaOH, então, com a ajuda de um bastão de vidro, foi 
homogeneizado, lentamente, para que assim, não quebrasse o béquer. Em seguida, o 
bastão de vidro, assim como o vidro de relógio, foi lavado três vezes, com o frasco lavador, 
contendo água destilada, paraque assim nenhum resíduo de NaOH fosse perdido. 
Posteriormente, o NaOH, que já tinha sido completamente dissolvido, foi transferido para 
um balão volumétrico de 100 mL. Com o suporte de um funil de vidro, que foi colocado 
sobre a entrada do balão volumétrico, foi transferido toda a quantidade de NaOH, que 
estava no béquer. O béquer foi lavado três vezes com água destilada para que todo o resto 
de NaOH não fosse desperdiçado, e assim transferido para o balão volumétrico, sendo 
utilizado o funil. Após isso, o funil também foi lavado três vezes, para que todo o resquício 
de NaOH não se perdesse. Todas as vidrarias (béquer, funil, vidro de relógio e bastão de 
vidro), que foram lavadas com água destilada, para que nenhuma sobra de NaOH fosse 
perdida, foram lavados com uma pequena quantidade de água destilada, para que, a 
marcação no menisco, não fosse ultrapassada. Depois que todo o NaOH já estava no balão 
volumétrico, foi feita a aferição do menisco. Com a ajuda de um conta gotas contendo água 
destilada, foi feita a marcação do menisco. Após a correta aferição do menisco, o balão 
volumétrico foi tampado e homogeneizado. Dessa forma, a solução de NaOH 0,1 mol/L foi 
preparada. Para o preparo da solução de HCl, foi pipetado 0,83 mL de HCl concentrado, 
que estava na capela. Após isso, foi transferido lentamente para um béquer que continha 
25 mL de água destilada. Em seguida, a mistura de HCl com água destilada, foi transferida 
para um balão volumétrico de 100 mL, com o suporte de um funil de vidro. Após todo o HCl 
ter sido transferido para o balão volumétrico, o béquer que estava contendo o HCl, foi lavado 
três vezes com o frasco lavador contendo água destilada, para que nenhuma sobra de HCl 
fosse perdida. Feito isso, o funil de vidro, também foi lavado três vezes, para que resquício 
de HCl, ficasse preso no funil. Todas as vidrarias (béquer e funil de vidro), que foram 
lavadas com água destilada, para que nenhuma sobra de HCl fosse perdida, foram lavados 
 
 
 
 
 
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com uma pequena quantidade de água destilada, para que, a marcação no menisco, não 
fosse ultrapassada. Depois que todo o HCl já estava no balão volumétrico, foi feita a 
aferição do menisco. Com a ajuda de um conta gotas contendo água destilada, foi feita a 
marcação do menisco. Após a correta aferição do menisco, o balão volumétrico foi tampado 
e homogeneizado. Dessa forma, a solução de HCl 0,1 mol/L foi preparada. Após o preparo 
das soluções de NaOH e de HCl, foi realizado o teste de indicadores ácido-base, para isso, 
foram utilizados quatro tubos de ensaio, que foram numerados de 1 a 4. Nos tubos 1 e 3 foi 
transferido, com a ajuda de 
 
 
uma pipeta graduada, 2 mL da solução de HCl, que foi preparada, e nos tubos 3 e 4 foi 
transferido, com a ajuda de uma pipeta graduada, 1 mL da solução de NaOH, que foi 
preparada. Em seguida, nos tubos 1 e 2, foi colocado 1 gota de fenolftaleína e nos tubos 3 
e 4 foi colocado 1 gota de alaranjado de metila. Feito isso, o resultado da reação nos tubos 
foi observado. Cada frasco foi identificado de acordo com a solução que foi preparada, ou 
seja, com uma caneta de vidro, foi reservado um béquer, um funil e um balão volumétrico 
paro o NaOH, o mesmo foi feito para o HCl. Foi utilizado um funil para o HCl e outro funil 
para o NaOH, para que não ocorresse contaminação. Assim como também os tubos de 
ensaio, foram numerados de 1 a 4 e identificados em quais tubos, qual solução seria 
acrescentada. 
 
❖ Resultados e discussão: 
Através da prática realizada foi possível observar as mudanças de coloração que ocorreram 
nos tubos de ensaio contendo, as soluções preparadas e, após ter sido acrescentado os 
indicadores ácido-base. 
 
 
 
 
 
 
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Imagem 1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Imagem 2 
 
No tubo 1 que continha 2 mL da solução de HCl e 1 gota de fenolftaleína, foi possível 
observar que não houve mudança na coloração da cor, isso ocorreu, pois, o meio era ácido, 
e assim, a fenolftaleína não reagiu, alterando a coloração da solução. No tubo 2, que 
continha 1 mL de NaOH e 1 gota de fenolftaleína, é possível observar a mudança na 
coloração da cor da solução, ficando rosa, o que então, nos mostra que, pelo fato da 
solução ser básica, a fenolftaleína reagiu alterando a coloração da solução. No tubo 3, que 
continha 2 mL de HCl e 1 gota de alaranjando de metila, foi possível observar mudança na 
coloração da solução, pois em meio ácido, o alaranjado de metila, modifica a solução, para 
um tom avermelhado. Já no tubo 4, que continha 1 mL de solução de NaOH e 1 gota de 
alaranjado de metila, foi possível observar mudança na coloração da solução, pois em meio 
básico, o alaranjado de metila, modifica a solução, para um tom amarelado. 
 
 
❖ Conclusão: 
Através da prática realizada foi possível aprender como preparar soluções, além disso, 
também foi possível observar como os indicadores ácido-base atuam em soluções ácidas 
e básicas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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❖ Referências bibliográficas: 
• Guia do estudante, 2017. Disponível em: 
<https://guiadoestudante.abril.com.br/estudo/solucoes-quimica/>. Acessado em 
16/10/2019 às 23:43. 
• Soq, 2019. Disponível em: <https://www.soq.com.br/conteudos/em/solucoes/>. 
Acessado em: 16/10/2019 às 00:11. 
• Manual da química, 2018. Disponível em: 
<https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/solucoes-quimicas.htm>. 
Acessado em 16/10/2019 às 00:38. 
• Pearson Education, 2005. Disponível em: 
<https://docente.ifrn.edu.br/edsonmesquita/quimica-experimental-e-analitica/aula-
de-solucoes>. Acessado em: 16/10/2019 às 01:22. 
• Universidade Federal de Juiz de ForaInstituto de Ciências Exatas Departamento de 
Química, 2017. Disponível em: <http://www.ufjf.br/nupis/files/2011/08/Aula-
Revis%C3%A3o-Concentra%C3%A7%C3%A3o-e-solu%C3%A7%C3%B5es-2017-
1.pdf>. Acessado em: 18/10/2019 às 22:40 
• Mundo educação, 2017. Disponível em: 
<https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/indicadores-acido-base.htm>. 
Acessado em: 18/10/2019 às 23:19 
• InfoEscola, 2017. Disponível em: <https://www.infoescola.com/quimica/indicadores-
de-ph/>. Acessado em: 18/10/2019 às 23:44