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UNIVERSIDADE FEDERAL DE CAMPINA GRANDE
CENTRO DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIA
UNIDADE ACADÊMICA DE ENGENHARIA DE PRODUÇÃO
LABORATÓRIO DE QUÍMICA EXPERIMENTAL
Soluções - experimento 4
Professor: Kleper Borges / Bruna Silveira
Aluna: Maria Tereza Berto Mendonça, matrícula 120110139
São Vicente do Seridó, 2 de Setembro de 2021
1- Objetivo 
Preparar, diluir, padronizar e titular as soluções. 
2- Introdução
Solução é um sistema que possui como principal característica, ser homogêneo. Significa que o soluto: material que se encontra em menor quantidade, sendo também a parte que dilui, se encontra totalmente dissolvido de maneira uniforme. Levando a ideia de que as soluções possuem propriedades iguais em todos os seus pontos. Se incluem nessas propriedades o ponto de fusão, ebulição, densidade e composição. Porém, no que se refere a cor ou sabor por exemplo, dependerá das suas concentrações, que estão diretamente relacionadas a quantidade de substância utilizadas, envolvendo o peso, volume dentre outras formas de medidas.
É importante destacar que as soluções não podem ser retiradas por métodos físicos, pois suas partículas dispersas são bem pequenas. Logo, precisarão de outros métodos, a exemplo da titulação como forma para medir as concentrações desconhecidas de uma solução, através de uma conhecida. Esse procedimento se resume basicamente a utilização da seguinte fórmula:
V1N1 = V2N2
Onde V1 é volume inicial e V2 o final (após a diluição)
E o N1 a normalidade inicial e N2 a final (também após a diluição)
3- Procedimento experimental 
Materiais utilizados:
· Balança Analítica 
· Buretas
· Pissetas 
· Provetas
· Indicadores de Ph
· Pipetas
· Funil 
· Bécker 
· Balão de Vidro
· Erlernmeyer
Passos realizados: 
Primeira etapa: Preparação e diluição de soluções
3.1 Foi utilizado os dados do rótulo e calculado o volume de ácido clorídrico concentrado necessário para preparar 500 mL de solução a 1N;
Por esses dados, cheguei a seguinte equação; M HCl concentrado = 0,365 . 1190 / 36,5 = 11,9 mol/ l ; M1 . V1 = M2. V2 = 11,9 . V1 = 1 . 0,5
Logo V1= 42,01ml
3.2- Calculei o volume da solução anterior necessário para preparar 250 Ml de solução 0,1N. Medi esse volume com uma proveta e adicionei em um balão de 250 mL contendo cerca de 100 mL, de água destilada. Lavando algumas vezes a proveta com um pouco de água destilada transferindo sempre para o balão. Agitou-se cuidadosamente o balão. Adicionando água destilada até completar os 250 mL. Por fim, agitando novamente até homogeneizar a solução.
Segunda etapa: Preparação de uma solução NaOH
3.3- Determinou-se a quantidade de hidróxido de sódio (NaOH) necessária para preparar 250 mL de solução 0,1N. Portanto, obtivemos; N = M . X, NaOH com X=1 e N=M 
M= N1 / V= m1/ MM1. V, substituindo temos: 0,1 = m1/ 40. 0,25 
Portanto m1= 1g de NaOH
Terceira etapa: Padronização da solução de Ácido Clorídrico com Carbonato de Sódio
3.4 Calculei a massa de carbonato de sódio que reage completamente com 30 mL de solução a 0,1N de ácido clorídrico, totalizando um valor de 0,159g. 
Foi realizado da seguinte forma: nHCl = 0,1 x 0,03= 0,003mol 
MHCl= 0,00336,5 = 01095g HCl 
Reação Na2CO3 = 2HCLl --- H2CO3 + 2NaCl 
106g ---- 2(36,5 g) 
X -------- 0,1095 g 
X = 0,159g de Na2CO3
3.5 Pesou-se em um vidro de relógio limpo e seco, a massa de carbonato de sódio calculada e transfiriu quantitativamente para um erlenmeyer de 125 mL. A quantidade de água utilizada nesse processo deve ser 40mL;
Logo, por meio disso podemos descobrir: MNa2CO3 = m / MM . V 
= 0,1599 / 106. 0,04 = 0,0377 mol/l 
3.6- Adicionei, a seguir, algumas gostas de indicador alaranjado de metila e titulei essa solução com a solução de ácido clorídrico preparada na. Parte I seguindo a técnica de titulação.
Quarta etapa: Titulação de uma base por um ácido
3.7 – Foi transferido para um erlenmeyer de 125 mL, 10 mL da solução de hidróxido de sódio ;
3.8- Foi adicionado, a seguir, algumas gotas de indicador fenolftaleína e titule essa solução com a solução de ácido clorídrico padronizada na ParteIII.
4- Dados experimentais
Tabela : dados obtidos na experiência número 4
	
	Volume de HCl utilizado (ml)
	Parte III
	15,7
	Parte IV
	10,4
	Temperatura (ºC) 
	25
Tratamento dos resultados:
4.1: Calculo da concentração molar do ácido preparado
MHCl . VHCl = MNa2CO3 . V Na2CO3
MNa2CO3 = m / MM . V = 0,1599 / 106 . 0,04 = 0,0377 mol/l
V Na2CO3= 0,04 ml
VHCl = 15,7 ml 
MHCl = 0,0377 . 0,04 / 15,7= 0,000096mol/l
4.2: Calculo da concentração da base preparada 
MNaOH . VNaOH = MHCl . VHCl 
VHCl = 10,4 ml
VNaOH= 10 ml
MHCl = 0,000096mol/l
MNaOH = 0,000096. 10,4 / 10,0 = 0,000099mol/l 
5-Questões do relatório 
5.1) Para preparar o volume de 250ml da solução do sulfato de alumínio a 0,4 mol/l sabendo que sua massa molar é 342,15g/l, ou seja, 1 mol de (Al2SO4)3 = 342,15 gramas e que o (Al2SO4)3 se dissocia formando: Al2(SO4)3 → 2 Al+3(aq) + 3 SO4-2(aq), Logo:
Equivalente – grama Al2(SO4)3 = 342,15 / 2 = 171,075 g/l 
Assim, sua concentração será: 1 N ---- 171,075 g/l
 0,4 N ----- X 
X= 68,43 g/l 
Então a massa necessária para preparar os 250 ml da solução a 0,4 N foi:
68,43 ------ 1000ml 
Y ----------- 250 ml 
Y = 17,1075 g
Para a concentração dos íons temos: 
Número de mols por regra de 3: 1000 ml de Al2(SO4)3 ---- 0,4 MOL 
 250 ml ------ obtemos 0,1mol
Como a proporção feita lá no início temos: 1:2:3, assim 2Al(+3) = 0,8mol/l e 3SO4(-2) = 0,12 mol/l
5.2) Por se tratar de titulação, utilizaremos a seguinte expressão: 
Concentração molar:
V1N2= V2N2 
45 ml . 0,3 mol/l = 55ml . x 
X= 0,245 mol/l 
Concentração comum: 
1 mol – 36,458 g 
0,245 mols – x 
X= 8,76 g 
Logo, concentração comum: 8,76 de HCl / 55ml de HCl + 45ml de KOH
Totalizando: 0,0876 g de HCl por ml de solução
Concentração normal: grama / volume 
36 g / 55ml = 0,6545 g/ ml
5.3) Densidade da solução: 1,329 g/mL.
a) Porcentagem em massa = massa do soluto / massa da solução x 100
571,6 g de H2SO4
Massa da solução: 1329g 
Porcentagem : 43%
b) Fração molar do soluto:
número de mol do soluto / número de mol de toda a solução 
nº do soluto: massa / massa molar = 571,6 / 98,079 = 5,8279
nº de mols da H2O = 1000 g(1000 ml) / 18 = 55,5
Fração: 5,8279/ 55,5 = 0,105 mol
c) Molalidade = nº mol / kg solução
Molalidade = 5,8279/ 1= 5,8279mol/kg
d) Molaridade:
1 mol H2SO4 --- 98 g 
 X -------- 571, 6 g 
X = 5,8326 mols 
Normalidade: 
Equivalente grama: 98 (massa molar) / 2(número de H+ ionizado) = 49g 
N= 571,6 g (massa) / 49 . 1 (volume em litros) = 11,665 N 
5.4) A concentração consiste em um procedimento por meio do qual um volume de solvente é adicionado ou retirado de uma solução, sem alterar a quantidade/massa/número de mol do soluto. Existe algumas observações que ajudam na compreensão desse procedimento, dentre eles está que a concentração final da solução será sempre menor que a inicial, quando há adição de solvente, ou sempre maior quando ocorrer a diminuição do solvente. São em processos de diluição que a concentração comum, a molaridade, ou título em massa por exemplo, são calculados. Como demonstrado na questão anterior. 
6- Conclusão 
Depois de todas essas observações, podemos notar a importância do preparo de soluções dentro de um laboratório. Por isso devemos relembrar a importância de realizar corretamente esses procedimentos. Pois através deles, conseguimos preparar soluções, diluí-las e padronizá-las, ajudando significativamente na busca das concentrações reais de diversas soluções. 
7- Bibliografia
https://www.passeidireto.com/arquivo/24854425/relatorio-lqg-iv-solucoes-eq-ufcg?utm_medium=social&utm_source=whatsapp&utm_content=file
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/diluicao-solucoes.htm 
Dados fornecidos pela professora