Relatorio aula pratica preparo de soluçoes

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<p>UNIVERSIDADE ESTADUAL DO CEARÁ (UECE)</p><p>CENTRO DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIA (CCT)</p><p>CURSO DE GRADUAÇÃO EM QUÍMICA</p><p>Relatório de aula prática 2: Preparo de Soluções</p><p>Beatriz Gomes Pereira de Souza</p><p>FORTALEZA-CE</p><p>2024</p><p>1.Introdução</p><p>Uma solução química é uma mistura homogênea, ou seja, possuem uma única fase e são formadas por duas ou mais substâncias. Na solução, a substância que se dissolve é chamada de soluto, enquanto a substância que realiza a dissolução é o solvente. Por exemplo, na mistura de sal em água, o soluto será o sal (cloreto de sódio – NaCl) e a água será o solvente. Existem soluções iônicas e moleculares. As soluções iônicas possuem íons (espécies químicas carregadas eletricamente) dissolvidos, que se formam de duas maneiras. A primeira é a dissociação iônica, que ocorre quando uma substância composta por íons se separa em íons individuais ao entrar em contato com o solvente, geralmente a água (solvente universal). Um exemplo seria o sal de cozinha, que, ao se dissolver em água, se separa nos íons Na+ e Cl-. A segunda forma é a ionização, na qual substâncias inicialmente moleculares reagem com a água para formar íons. Um exemplo seria o cloreto de hidrogênio, que em solução aquosa se transforma em ácido clorídrico, liberando íons H+ e Cl-.</p><p>Já as soluções moleculares são aquelas que as substâncias moleculares dissolvidas não reagem com a água, mas simplesmente se dispersam, separando suas moléculas que estavam agrupadas. Um exemplo disso é o açúcar, que se dissolve na água sem se transformar em íons."</p><p>Podemos classificar as soluções de acordo com o estado físico em que se encontram à temperatura ambiente, sendo: sólidas, líquidas ou gasosas.</p><p>Solidas são aquelas que em temperatura ambiente, os componentes da solução encontram-se no estado sólido. Chamamos a esse tipo de solução por ligas. Um exemplo dessas ligas é o ouro 18k.As gasosas são aquelas que se encontram no estado gasoso. Toda mistura gasosa é uma solução. Como exemplo temos o ar atmosférico, que é composto por 78% de N2, enquanto O2, CO2 e gases nobres completam os outros 28%. Já para as soluções líquidas, basta que apenas um dos componentes esteja no estado líquido. Normalmente pensamos em um sólido dissolvido em um líquido, mas existem outras possibilidades que resultam em uma solução líquida.</p><p>Podemos classificá-las também como saturadas, insaturadas e supersaturadas, sendo não saturadas (ou insaturadas): contêm menos soluto do que o estabelecido pelo coeficiente de solubilidade; Saturadas: solução onde a quantidade de soluto atinge o coeficiente de solubilidade; Supersaturadas: solução onde a quantidade de soluto ultrapassa o coeficiente de solubilidade.</p><p>Quando lidamos com soluções, além de conhecer bem os componentes envolvidos, é essencial saber a quantidade de soluto em uma determinada quantidade de solvente. Por isso, utilizamos a concentração das soluções, que pode ser expressa de diversas maneiras com diferentes unidades. Sendo elas:</p><p>Concentração comum: relaciona a massa do soluto dissolvido em determinado volume de solução. Normalmente é expressa em gramas por litro (g/L):</p><p>Concentração molar: relaciona a quantidade de matéria do soluto presente em determinado volume de solução. Sua unidade é dada em mol por litro (mol/L):</p><p>Densidade: é a relação entre a massa da solução e seu volume. Ela pode ser expressa em diversas unidades, tais como: g/L, g/mL, g/cm3, kg/m3 etc.</p><p>Título: pode ser usado como título em volume (τv), que relaciona o volume do soluto e o volume da solução. Ou, ainda, como título em massa (τm), que faz a relação entre a massa de soluto e a massa da solução.</p><p>Algo frequente no cotidiano quanto em laboratórios é a diluição de soluções, que consiste em adicionar mais solvente à solução para reduzir sua concentração, resultando em uma solução mais diluída. Durante a diluição, a quantidade de soluto permanece constante, enquanto apenas a quantidade de solvente é alterada. Portanto, a quantidade de soluto no início da diluição será igual à quantidade final.</p><p>Com isso, podemos estabelecer relações entre as concentrações iniciais e finais das soluções:</p><p>Se m1 = m1, então:</p><p>Seguindo o mesmo raciocínio, podemos estabelecer as seguintes relações para os outros tipos de concentração:</p><p>Concentração mol/L:</p><p>Título:</p><p>2.Objetivo</p><p>· Determinar o volume ou a massa necessária para preparar soluções aquosas ácidas e básicas;</p><p>· Preparar soluções a partir de amostras sólidas e líquidas;</p><p>· Preparar soluções diluídas a partir de soluções concentradas.</p><p>3.Materiais e métodos</p><p>3.1 Materiais Utilizados</p><p>· 1 Balão volumétrico de 10 mL;</p><p>· 2 Balões volumétricos de 50 mL;</p><p>· 1 Pisseta com água destilada;</p><p>· Espátulas;</p><p>· 3 Béqueres de 100 mL;</p><p>· 1 Bastão de vidro;</p><p>· 1 Pipetador de três vias (pêra);</p><p>· Pipeta de Pasteur;</p><p>· Pipeta graduada de 25 mL;</p><p>· Pipeta volumétrica de 5 mL.</p><p>3.2 Substâncias utilizadas</p><p>· Sulfato de cobre (CuSO4.5H2O) sólido;</p><p>· Ácido Clorídrico 38% (d=1,181 g/mL).</p><p>3.3 Procedimento experimental</p><p>Parte 1: Preparo de 50 mL de uma solução de CuSO4.5H2O 0,2 mol/L</p><p>1. Calculou-se a massa de CuSO4.5H2O necessária para preparar 50 mL de solução 0,2 mol/L.</p><p>2. Pesou-se a quantidade calculada de CuSO4.5H2O em um béquer de 100 mL.</p><p>3. Acrescentou-se um pequeno volume de água destilada ao béquer e transfira o sal dissolvido para um balão volumétrico de 50 mL. Repetiu-se esse procedimento até que não houvesse mais sulfato de cobre no béquer.</p><p>4. Completou-se o volume da solução com água destilada até a marca da aferição do balão (menisco).</p><p>5. Foi tampado e agitado o balão volumétrico para a completa homogeneização.</p><p>Parte 2: Preparo de 10 mL de solução de CuSO4.5H2O 0,1 mol/L a partir de uma solução estoque</p><p>Nessa etapa, foi feita uma solução 0,1 mol/L de CuSO4.5H2O a partir de uma diluição da solução estoque 0,2 mol/L anteriormente preparada. Para isso:</p><p>1. Calculou-se o volume necessário de solução estoque 0,2 mol/L necessário para se fazer a diluição em um balão volumétrico de 10 mL.</p><p>2. Com auxílio de pipetador de três vias e de uma pipeta volumétrica (verificou-se o volume desejado!), foi transferido o volume calculado para o balão de 10 mL.</p><p>3. Completou-se o volume da solução com água destilada até a marca da aferição do balão (menisco).</p><p>4. Foi tampado e agitado o balão volumétrico com cuidado para a completa homogeneização da solução.</p><p>Parte 3: Preparo de 50 mL de solução de HCl 1,0 mol/L:</p><p>1. Calculou-se a massa de HCl necessária para preparar 50 mL de solução 1,0 mol/L e, depois, utilizando a densidade da substância, determinou-se o volume da solução concentrada que contém essa massa.</p><p>2. Com auxílio do pipetador de três vias e de uma pipeta, transferiu-se o volume calculado de HCl para o balão volumétrico de 50 mL, já contendo uma pequena quantidade de água destilada (cerca de 20 mL).</p><p>3. Completou-se o volume da solução com água destilada até a marca da aferição do balão.</p><p>4. Foi tampado e agitado o balão volumétrico para a completa homogeneização da solução.</p><p>4.Resultados e discussões</p><p>Parte 1: Preparo de 50 mL de uma solução de CuSO4.5H2O 0,2 mol/L</p><p>Para realizar o preparo da solução foi necessário calcular a quantidade necessária do sal. Sabendo o volume desejado (50 mL = 0,05 L), o número de mols (0,2 mol/L) e a massa molar do sulfato de cobre hidratado (249,69 g.mol), foi possível determinar a massa de soluto que serão necessários para o preparo da solução. Utilizando a fórmula da molaridade temos que:</p><p>M = n/V</p><p>(Molaridade=número de mols/volume)</p><p>Sabendo que n=m/MM temos a fórmula:</p><p>M=m/MM. V</p><p>(Molaridade= massa/massa molar x volume)</p><p>Dessa forma foi possível calcular a massa de CuSO4.5H2O:</p><p>0,2 mol/L = m/249,69 g.mol x 0,05 L</p><p>m≅ 2,50g</p><p>Foi pesado 2,50 g de sulfato de cobre em um bequer de 100 mL e transferiu-se a massa para um balão volumétrico de 50 ml. Acrescentou-se um pequeno volume de água destilada ao béquer e transferido o sal dissolvido para um balão volumétrico de 50 mL. Em seguida o volume do balão deve foi completado (50 mL – até o menisco) e agitado para a completa homogeneização da solução e, assim, tivemos</p><p>50 mL de uma solução aquosa 0,2 mol.L de sulfato de cobre.</p><p>Figura 1: 50 mL de uma solução de CuSO4.5H2O 0,2 mol/L</p><p>Parte 2: Preparo de 10 mL de solução de CuSO4.5H2O 0,1 mol/L a partir de uma solução estoque</p><p>Para preparar a solução foi calculado o volume necessário da solução estoque para preparar 10 mL de solução CuSO4.5H2O 0,1 mol/L. Utilizando a fórmula da diluição:</p><p>M1 V1 = M2V2</p><p>(molaridade da solução inicial x volume da solução inicial = molaridade da solução final x volume da solução final)</p><p>Dessa forma foi possível calcular o volume de CuSO4.5H2O:</p><p>0,2 mol/L* V1 = 0,1 mol/L*10 mL</p><p>V1 = 5 mL de solução estoque.</p><p>Foi retirado 5 ml da solução estoque e transferido para o balão volumétrico de 10 mL. Em seguida foi completado os 10 ml com água destilada e agitado para a completa homogeneização da solução e assim, tivemos 10 mL de uma solução aquosa 0,1 mol.L de sulfato de cobre.</p><p>Figura 2: 10 mL de uma solução de CuSO4.5H2O 0,1 mol/L</p><p>Parte 3: Preparo de 50 mL de solução de HCl 1,0 mol/L</p><p>Para realizar o preparo da solução, primeiramente foi necessário pegar algumas informações do rotulo, pois trata-se de uma solução P.A, sendo o Título (T=38% ou 0,38) e a densidade (d= 1,18 g/ml). Depois foi necessário calcular a massa de ácido clorídrico (HCl). Sabendo o volume desejado (50 mL = 0,05 L), o número de mols (1,0 mol/L) e a massa molar do HCL (36,46 g.mol), foi possível determinar a massa.</p><p>Utilizando a fórmula da molaridade temos que:</p><p>M = n/V</p><p>(Molaridade=número de mols/volume)</p><p>Sabendo que n=m/MM temos a fórmula:</p><p>M=m/MM. V</p><p>(Molaridade= massa/massa molar x volume)</p><p>1,0 mol/L = m/36,46 g.mol x 0,05 L</p><p>m≅ 1,82g</p><p>Em seguida será necessário calcular o volume da solução concentrada que contém essa massa, utilizando a densidade da substância.</p><p>Primeiro utilizando a fórmula do título calculamos a massa da solução, já sabendo que a massa do soluto (HCl) é 1,82g:</p><p>T=m1/m2</p><p>(Título= massa do soluto/massa da solução)</p><p>0,38= 1,82g/ m2</p><p>m2≅ 4,79g</p><p>Em seguida utilizando a fórmula da densidade calculamos o volume do ácido:</p><p>d= m/V</p><p>(Densidade=massa x volume)</p><p>1,18g/mL = 4,79g/V</p><p>V≅4,05mL</p><p>Transferiu-se 4 mL a um balão volumétrico de 50 mL, já contendo uma pequena quantidade de água destilada (cerca de 20 mL), Em seguida foi completado os 50 ml com água destilada e agitado para a completa homogeneização da solução e assim, tivemos 50 mL de uma solução aquosa 0,1 mol.L de ácido clorídrico.</p><p>Figura 3: 50 mL de uma solução de HCl 1,0 mol/L</p><p>5.Questionário</p><p>1. O que é solução?</p><p>Soluções são misturas de duas ou mais substâncias que estão em apenas uma fase de agregação (sólido, líquido ou gasoso) e apresentam um aspecto uniforme e homogêneo. As soluções são formadas por substâncias dissolvidas, denominadas solutos, em um solvente, que está presente em maior quantidade.</p><p>2. Qual o procedimento para preparar uma solução diluída a partir de uma solução concentrada de uma determinada substância?</p><p>Diluir significa acrescentar solvente. Assim, a massa do soluto não se altera, porém, a concentração e o volume sim. Como acrescentamos solvente em uma solução já preparada, então a tendência é o volume da solução aumentar e a concentração diminuir. Para calcular os valores da concentração e do volume da solução após a diluição, utiliza-se essa fórmula:</p><p>C1 V1 = C2V2</p><p>(concentração da solução inicial x volume da solução inicial = concentração da solução final x volume da solução final)</p><p>3. Calcule o volume de HCl necessário para preparar 250 mL de solução de HCl 0,5 mol/L, partindo de uma solução de HCl a 37% em massa e d = 1,19 g/mL.</p><p>Utilizando a fórmula da molaridade temos que:</p><p>M = n/V</p><p>(Molaridade=número de mols/volume)</p><p>Sabendo que n=m/MM temos a fórmula:</p><p>M=m/MM. V</p><p>(Molaridade= massa/massa molar x volume)</p><p>0,5 mol/L = m/36,46 g.mol x 0,25 L</p><p>m≅ 4,56g</p><p>Em seguida será necessário calcular o volume da solução concentrada que contém essa massa, utilizando a densidade da substância.</p><p>Primeiro utilizando a fórmula do título calculamos a massa da solução, já sabendo que a massa do soluto é 4,56g:</p><p>T=m1/m2</p><p>(Título= massa do soluto/massa da solução)</p><p>0,37= 4,56g/ m2</p><p>m2≅ 12,33g</p><p>Em seguida utilizando a fórmula da densidade calculamos o volume do ácido:</p><p>d= m/V</p><p>(Densidade=massa x volume)</p><p>1,19g/mL = 12,33g/V</p><p>V≅10,36mL</p><p>4. Calcule o volume de HCl necessário para preparar 25 mL de solução de HCl 0,1 mol/L, partindo da solução de HCl 0,5 mol/L.</p><p>Utilizando a fórmula da diluição:</p><p>M1 V1 = M2V2</p><p>(molaridade da solução inicial x volume da solução inicial = molaridade da solução final x volume da solução final)</p><p>Dessa forma foi possível calcular o volume de HCl:</p><p>0,5 mol/L* V1 = 0,1 mol/L*25 mL</p><p>V1 = 5 mL.</p><p>5. Calcule a massa de NaOH necessária para preparar 250 mL de solução NaOH 0,5 mol/L.</p><p>Primeiramente observa-se que a massa molar do NaOH é: 40 g/mol e convertemos os 250 mL para 0,25 L</p><p>Utilizando a fórmula da molaridade temos que:</p><p>M = n/V</p><p>(Molaridade=número de mols/volume)</p><p>Sabendo que n=m/MM temos a fórmula:</p><p>M=m/MM. V</p><p>(Molaridade= massa/massa molar x volume)</p><p>0,5 mol/L = m/40 g.mol x 0,25 L</p><p>m=5g</p><p>6. Descreva o procedimento adequado para preparar uma solução quando o soluto é um sólido.</p><p>Para prepararmos uma solução onde o soluto é um solido vazemos na seguinte ordem:</p><p>1. Pesar o soluto;</p><p>2. Dissolver o soluto em um béquer usando uma pequena quantidade de solvente;</p><p>3. Transferir quantitativamente para o balão volumétrico;</p><p>4. Completar o volume com o solvente;</p><p>5. Homogeneizar a solução;</p><p>6. Padronizar a solução, quando necessário;</p><p>7. Guardar as soluções em recipientes adequados e rotulados.</p><p>Figura 4: Esquema de preparo de uma solução cujo soluto é um sólido.</p><p>6. Conclusão</p><p>Com essa prática de laboratório, foi possível aprender como preparar soluções de sulfato de cobre (CuSO4) e HCl. Além disso, observou-se que, ao considerar parâmetros como concentração, massa, volume e densidade, é possível ajustar a concentração de uma solução antes de realizar o experimento. Também foi possível transformar uma solução com maior concentração em uma solução com menor concentração, desse modo consideramos a experiência como positivo no nosso estudo.</p><p>7. Referências Bibliográficas</p><p>1- Mundo Educação. Soluções. Disponível em:</p><p><https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/solucoes.htm> Acesso em: 3 de ago 2024.</p><p>2- Descomplica. Solubilidade - classificação de soluções quanto ao coeficiente de solubilidade, curva de solubilidade em Química. Disponível em: <https://descomplica.com.br/d/vs/aula/solubilidade-classificacao-de-solucoes-quanto-ao-coeficiente-de-solubilidade-curva-desolubilidade/#:~:text=N%C3% A3o%20saturadas%20(ou%20insaturadas)%3A,ultrapassa%20o%20coeficiente%20de%20 solubilidade. > Acesso em: 3 de ago 2024.</p><p>3- Brasil Escola. O que é uma solução química? Disponível em: <https://brasilescola.uol.com.br/o-que-e/quimica/o-que-e-uma-solucao-quimica.htm> Acesso em: 3 de ago 2024.</p><p>image2.png</p><p>image3.png</p><p>image4.png</p><p>image5.png</p><p>image6.png</p><p>image7.png</p><p>image8.png</p><p>image9.png</p><p>image10.jpeg</p><p>image11.jpeg</p><p>image12.jpeg</p><p>image13.png</p><p>image1.png</p>