Relatório Química Geral Experimental - Soluções

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE SÃO PAULO
CAMPUS SÃO JOSÉ DOS CAMPOS
INSTITUTO DE CIÊNCIA E TECNOLOGIA
QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL
Experimento 2: Soluções
Alunos:
Professora:
São José dos Campos (SP), 28 de setembro de 2022
SUMÁRIO
1. Introdução Teórica …….………………………………………………………………………….3
2. Objetivo …………………………………………………………………………………...……….4
3. Materiais e Métodos …….……………………………………………………………………….4
4. Resultados e Discussões ……………………………………………………………….……….5
5. Conclusão ..........................................................................................................................8
6. Referências ………………………………………………………………………………..………8
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1. Introdução Teórica
Uma solução é uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias, sendo aquela em
maior volume chamada de solvente e o restante de soluto, que está dissolvido naquele -
exemplificando, na água salgada, o NaCl é um dos solutos e a H2O o solvente [1].
O soluto, quando dissolvido no solvente, não sedimenta com o tempo e não pode ser
separado por meios físicos, apenas químicos - como a destilação, por exemplo.
As soluções podem ser iônicas ou moleculares. As iônicas reagem com o solvente e
possuem íons dissolvidos por dissociação iônica ou ionização e as moleculares têm substâncias
moleculares dissolvidas que não reagem, apenas têm suas partículas separadas [1].
Além disso, as soluções podem ser sólidas, líquidas ou gasosas (o ar atmosférico, por
exemplo) e saturadas, insaturadas e supersaturadas, este último apresentando corpo de fundo.
Ao ser misturada ao solvente, a solução torna-se diluída, sendo seu volume aumentado e
sua concentração diminuída. Desse modo, o cálculo da nova concentração pode ser feito a partir
da equação geral da diluição (Equação 1) [1], que relaciona a molaridade (M; número de mols por
volume) com o volume (V) das soluções antiga e nova.
(1)𝑀1 × 𝑉1 = 𝑀2 × 𝑉2
A partir das soluções, é muito importante a análise das concentrações de cada
componente. Concentração é a grandeza utilizada para medirmos a razão de soluto ou solvente
em relação à solução. É um indicativo da composição de uma mistura, onde possibilita analisar o
grau de colisão entre as moléculas, sendo que, quanto maior for a concentração, maior o grau de
agitação entre elas. Pode ser calculada pelas Equações 2-7:
; ;𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎(𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜)𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 (2) ; 
𝑚𝑜𝑙
𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜 (3)
𝑚𝑜𝑙
𝑘𝑖𝑙𝑜 (4); 
1 𝑝𝑎𝑟𝑡𝑒 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
10⁶ 𝑝𝑎𝑟𝑡𝑒 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 (5) ; 
𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑠(𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑜𝑢 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒)
𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 (6)
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 (𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜)
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎(𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜) (7) 
Um caso muito estudado que possui muitas possibilidades é a diluição de ácido e bases no
meio aquoso. Nesses casos, muitos aspectos podem ser analisados dependendo da
concentração final, e um muito importante é a acidez do composto diluído.
Quando dissolvido em água, ocorre a ionização do ácido/base, sendo no caso do ácido,
separando o ion presente nele. Esse íon pode ser medido e, para tal, foi criado uma escala de𝐻+
medida especial para ele, o pH. Como as concentrações dos íons são muito baixas, o pH𝐻+
trabalha na escala logarítmica, descrito por [1]:
pH = -log[ ] (8)𝐻+
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Dessa maneira, temos o pH definido para valores unitários, onde, nessa escala o valor 7 é
para classificar soluções neutras, para valores abaixo de 7 a solução é considerada ácida e para
valores acima de 7 a solução é considerada básica. Isso significa que para soluções ácidas, a
concentração de ions é maior e para soluções básicas a concentração é menor [1].𝐻+
2. Objetivo
Analisar os resultados dos preparos de soluções utilizados nos procedimentos analíticos.
3. Materiais e Métodos
Para a realização dos experimentos foram utilizados um pacote de refresco comercial, uma
pisseta com água destilada, dois béqueres (um de 25mL e outro de 50mL), um funil de vidro, um
bastão de vidro, dois balões volumétricos (um de 25mL e outro de 50mL), uma espátula, uma
pipeta graduada de 25mL, uma pera, fitas indicadoras/pHmetro, uma balança e duas micropipetas
com ponteiras (uma de 1mL e outra de 0,1mL).
O procedimento experimental foi dividido em duas partes. A primeira consiste-se no
preparo de 50mL de solução de refresco na concentração de 40,0 g/L. Para isso, primeiramente,
calcula-se a massa de refresco necessária para o preparo da concentração citada. Em segundo
lugar, a massa obtida é pesada em uma balança, colocada em um béquer de 50mL e, nele,
dissolvida em, aproximadamente, 15mL de água destilada. Depois, com o auxílio de um funil de
vidro, a mistura é transferida para um balão volumétrico de vidro de 50mL, que será completado
com água destilada até atingir sua respectiva medida. Em quarto lugar, para completar a
homogeneização, o balão é tampado e agitado. Em quinto lugar, o próximo passo é verificar o pH
dessa solução com fitas indicadoras universais e com o pHmetro. Depois, registra-se a cor final da
solução e, por último, registra-se os dados do rótulo do refresco e, a partir deles, calcula-se a
quantidade de vitamina C (ou ácido ascórbico), em mol, presente em um litro de solução.
Por fim, a segunda parte consiste-se no preparo de soluções diluídas do refresco.
Primeiramente, usando a solução preparada na parte anterior, são determinados os volumes
dessa solução de 40g/L necessários para o preparo de 25mL de soluções com concentrações de
4,00, 0,40 e 0,04g/L a partir da equação geral da diluição (Equação 1). Depois, esse volume é
acrescido de água destilada até serem completados os 25mL de solução final. Em terceiro lugar,
após a preparação das três soluções diluídas, mede-se o pH de cada uma com as fitas e o
pHmetro, além do registro da cor. Para concluir, calcula-se o pH teórico de cada solução,
considerando que o único ácido presente no refresco provém da vitamina C, o ácido ascórbico.
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4. Resultados e Discussões
Primeiramente, determinando a massa do refresco em pó para atingir a concentração
esperada de 40g/L; foi obtido o valor de 2g a partir da seguinte regra de 3 (Equação 9):
(9)40𝑔 −−−−−−− 1000𝑚𝐿
(X)𝑋𝑔 −−−−−−−− 50𝑚𝐿
𝑋 = 2𝑔
Após a diluição, foi medido o pH de diversas soluções com diferentes concentrações,
sendo possível determinar as massas, volumes, pH e cores de cada uma delas. Todos os dados
podem ser vistos na Tabela 1 abaixo:
Solução
(g/L)
Massas
(g)
Volume
(mL)
pH Concentração
de Vitamina C
(mol/L)
Cor
40,00 2 ± 0, 01 — 2 0,0003861 Vermelho
4,00 — 2,500 4 0,0000388 Rosa
0,40 — 0,250 5 0,00000388 Rosa fraco
0,04 — 0,025 6 0,000000388 Transparente
Figura 1 - Registro das soluções finais obtidas após o experimento; pode-se observar a mudança
de cor entre as mudanças de concentração.
Fonte: de autoria própria.
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Depois, calculou-se a quantidade de vitamina C (ou ácido ascórbico), em mol, presente
em um litro de solução para as seguintes concentrações:
Para 40g/L (Equações 10 e 11):
(10)176, 12𝑔 −−−−−−− 1 𝑚𝑜𝑙
0, 0034𝑔 −−−−−−−− 𝑋
𝑋 = 0, 00001931 𝑚𝑜𝑙
(11)0, 00001931 𝑚𝑜𝑙 −−−−−−− 50𝑚𝐿
𝑋 −−−−−−−− 1000𝑚𝐿
𝑋 = 0, 0003861 𝑚𝑜𝑙
Para 4g/L (Equações 12 e 13):
(12)0, 0003861 𝑚𝑜𝑙 −−−−−−− 1000𝑚𝐿
𝑋 −−−−−−−− 2, 5𝑚𝐿
𝑋 = 0, 00000097 𝑚𝑜𝑙
(13)0, 00000097 𝑚𝑜𝑙 −−−−−−− 25𝑚𝐿
𝑋 −−−−−−−− 1000𝑚𝐿
𝑋 = 0, 0000388 𝑚𝑜𝑙
Para 0,4g/L (Equações 14 e 15):
(14)0, 0003861 𝑚𝑜𝑙 −−−−−−− 1000𝑚𝐿
𝑋 −−−−−−−− 0, 25𝑚𝐿
𝑋 = 0, 000000097 𝑚𝑜𝑙
(15)0, 000000097 𝑚𝑜𝑙 −−−−−−− 25𝑚𝐿
𝑋 −−−−−−−− 1000𝑚𝐿
𝑋 = 0, 00000388 𝑚𝑜𝑙
Para 0,04g/L (Equações 16 e 17):
(16)0, 0003861 𝑚𝑜𝑙 −−−−−−− 1000𝑚𝐿
𝑋 −−−−−−−− 0, 025𝑚𝐿
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𝑋 = 0, 0000000097 𝑚𝑜𝑙
(17)0, 0000000097 𝑚𝑜𝑙 −−−−−−− 25𝑚𝐿
𝑋 −−−−−−−− 1000𝑚𝐿
𝑋 = 0, 000000388 𝑚𝑜𝑙
Na tabela abaixo foi registrada a variação do pH em função da concentração:
Dessarte, após análise dos resultados obtidos, conclui-se que a fita universal indicadora de
pH não é exata, pois, ao comparar suas marcações com as do pHmetro, foram observadas
variações de, até,1,30 unidade. Além disso, notou-se tal discrepância nos valores finais de pH
devido à cor do corante alimentício presente no refresco, que dificulta a real observação da cor
final apresentada na fita, que acaba por se misturar ao vermelho do soluto. Mais explicitamente, a
variação da fita para o aparelho medidor foi de, respectivamente, 2,0 para 2,94 para a solução de
40g/L, de 4 para 3,31 para a de 4g/L, de 5 para 3,84 para a de 0,4g/L e de 6 para 4,70 para a de
0,04g/L.
Além disso, também se destaca no experimento a importância da concentração de soluto
em solvente, nesse caso em água, para a variação do potencial hidrogeniônico da solução e de
sua cor. Em outras palavras, notou-se nesse experimento que, quanto menor a concentração de
soluto, maior a de água - pois os 25mL finais devem ser atingidos - e, consequentemente, mais
próximo de 7 está o pH da solução, uma vez que, em condições ideiais, o pH da água é neutro
(7). Porém, como o ambiente do laboratório de química da Unifesp não é completamente neutro e
livre de influências externas, nele o pH da água pode variar um pouco ao redor desse valor (por
exemplo, o gás carbônico presente no ar, por ser ácido, pode abaixar minimamente esse valor).
Ademais, também foi registrado que, quanto menor a concentração, mais transparente o líquido
da solução se torna, pois a quantidade de corante diminui com a diminuição da quantidade de
refresco.
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Por último, também foi percebido que são necessários volumes cada vez menores da
solução principal de 40g/L e cada vez maiores de água para se chegar a experimentos com
concentrações de refresco cada vez menores, como é observado na Tabela 1.
5. Conclusão
Dessa forma, conclui-se que a concentração de refresco reflete diretamente no pH da
solução final, acidificando o meio. Altas concentrações de refresco geram menores potenciais
hidrogeniônicos, vide Tabela 1, enquanto maiores concentrações de água tendem ao pH neutro.
Também pode-se concluir que a fita universal indicadora de pH, não é exata, tido que houve uma
discrepância não desprezível, quando comparada com o pHmetro, devido, entre outras
alternativas, também à cor forte do corante do soluto.
6. Referências
[1] BROWN, T; LEMAY, H; BURSTEN, B. Química: A Ciência Central. 9a ed. São Paulo: Pearson
Prentice Hall, 2005.