diluicao de solucoes

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INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIENCIA E TECNOLOGIA GOIANO –
CAMPUS RIO VERDE
BACHARELADO EM AGRONOMIA
Preparo e Diluição de Soluções
Trabalho de Química Analítica apresentado ao Curso de Bacharelado em Agronomia do Instituto Federal Goiano – Campus Rio Verde
Orientador: Ronaldo Henrique Souza M.
Orientados: Lucas Lopes Cabral, Luana de Amorim, Laura Aires, Julia Goulart, Lucas Pereira, Natan Neres, Raissa Machado, Roni Faber, Mônata Machado
Rio Verde- Goiás 2024
SUMÁRIO
1	INTRODUÇÃO . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .	03
2	OBJETIVO . . . . . . . . . . . .. . . . . . . . . . . . . . . . . .... . . .	04
3	MATERIAIS E REAGENTES . . . . . . . .. . . . . ... . .. . . .	04
4	PROCEDIMENTOS . . . . . . . . . . . . ... . . . . . . . . . .. . ..	04
5	RESULTADOS E DISCUSSÕES . . . . . . . . . . .. . . . .. . . .	06
6	QUESTÕES . . . . . . . . . ... ... . . .. . . .. . . . . . . . . . . . .	08
7	CONCLUSÃO . . . . . . . . . . . . . . . .. . . .. . . . . . . . . . . . .	10
RIO VERDE- GOIÁS 2024
1. INTRODUÇÃO
Uma solução é uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias. As soluções podem ser de gases, líquidos e sólidos. Cada uma das substâncias em uma solução é chamada de componente da solução. A substância presente em maior quantidade é normalmente chamada de solvente, enquanto o componente que existir em menor quantidade é chamado de soluto. O comportamento das soluções depende não só da natureza dos solutos, mas também de suas concentrações. A concentração em quantidade de matéria de uma solução (C) é utilizada para designar uma certa quantidade de matéria do soluto dissolvida em certa quantidade de matéria de solvente.
Concentração em quantidade de matéria = volume de solução em litros dividido pela quantidade de matéria de soluto
Por exemplo, uma solução de concentração em quantidade de matéria igual a 1,0 mol L1 contém 1,0 mol de soluto em cada litro de solução. Para o preparo de soluções a vidraria utilizada é o balão volumétrico. Este possui um traço de aferição situado no gargalo, que determina o limite da capacidade do mesmo. Quando o solvente atingir o traço de aferição, observa-se a formação de um menisco.
O preparo de soluções deve seguir a seguinte ordem:
1) Pesar ou medir o soluto;
2) Dissolver o soluto, em um béquer, usando pequena quantidade do solvente;
3) Transferir quantitativamente para um balão volumétrico;
4) Completar o volume com o solvente;
5) Homogeneizar a solução;
6) Padronizar a solução preparada, quando necessário.
7) Guardar as soluções em recipientes adequados e rotulados.
As soluções podem apresentar caráter ácido, neutro ou básico. Um modo simples de saber ou comprovar estas propriedades químicas é através de soluções de indicadores ou papel indicador universal de pH. Existem vários indicadores ácido-base, porém trabalharemos apenas com o papel de tornassol, o papel indicador universal e solução de fenolftaleína. O papel de tornassol azul fica vermelho em meio ácido e o papel de tornassol vermelho fica azul em meio básico. A solução de fenolftaleína permanece incolor em meio ácido e fica rosa em solução básica. As soluções utilizadas em laboratório são em geral compradas ou preparadas de forma concentrada, e são denominadas soluções estoque. O ácido clorídrico, por exemplo, é comprado como uma solução 12 mol L1 (HCl concentrado). As soluções de concentrações mais baixas
podem ser obtidas pela adição de água, processo denominado diluição. É importante ressaltar que quando o solvente é adicionado à solução, a quantidade de matéria do soluto permanece inalterada.
2. Objetivo
Preparar soluções aquosas de NaOH e HCl, realizar uma diluição e determinar qualitativamente o pH destas soluções
3. Materiais e Reagentes
Balança, 2 béqueres de 100 mL, bastão de vidro, vidro de relógio, espátula, 2 balões volumétricos de 50 mL e 1 balão volumétrico de 100 mL, vidro de relógio, proveta de 10 mL, espátula de porcelana, bateria contendo tubos de ensaio, pipeta graduada, pipeta volumétrica de 10 mL, papel indicador de pH (0-14), papel de tornassol azul, papel de tomassol vermelho, hidróxido de sódio, ácido clorídrico concentrado, fenolftaleína (solução alcoólica 1%p/v), 2 frascos de plástico, rótulos, pipetador de borracha.
4. Procedimentos
1- Preparação de 100 mL de solução de NaOH a 0,1 mol L1 :
a) Calcule a massa de NaOH necessária para preparação da solução.
b) Pese o NaOH vidro de relógio.
c) Coloque-o em um béquer de 100 mL, contendo cerca de 20 mL de água destilada e dissolva- o com o auxílio de um bastão de vidro.
d) Transfira esta solução para um balão volumétrico de 100 mL "quantitativamente".
e) Mantenha a temperatura igual a ambiente, por resfriamento e agitação constantes, complete o volume do balão com água destilada até o traço de aferição.
f) Agite o balão para homogeneizar a solução.
g) Guarde a solução preparada no frasco de plástico devidamente rotulado, contendo o nome do grupo, data e tipo de solução preparada, para uso na próxima aula.
2- Preparação de 50 mL de solução de HCl a 0,1 mol L1 :
a) Calcule o volume de HCl necessário para preparação da solução.
b) Com o auxílio de uma pipeta graduada de volume apropriado e uma pêra de borracha, meça o volume calculado e transfira-o para um balão volumétrico de 50 mL já contendo cerca de 1/5 do volume final da solução, de água destilada.
c) A seguir, complete o volume do balão até a marca de aferição, com água destilada.
d) Agite o balão para homogeneizar a solução.
e) Guarde a solução preparada no frasco de plástico devidamente rotulado, contendo o nome do grupo, data e tipo de solução preparada, para uso posterior.
Nunca ponha água sobre o ácido.	Verta o ácido sobre a água lentamente e sob
agitação constante.
3- Diluição de solução
a) Meça, com o auxilio de uma pipeta volumétrica,10 mL de uma solução de HCl 0,1mol L 1
b) Transfira este volume para um balão volumétrico de 50 mL.
c) Complete com água até o traço de aferição.
d) Agite o balão para homogeneizar a solução.
e) Calcule a concentração da solução preparada.
f) Proceda aos testes de pH utilizando esta solução.
4- Determinação qualitativa do pH:
a) Em um tubo de ensaio, adicione cerca de 5 mL da solução de NaOH preparada.
b) Mergulhe a ponta de um papel de tornassol vermelho nessa solução. Faça também o teste com papel de tornassol azul. Anote seu resultado.
c) Meça o pH da solução usando papel indicador.
d) Adicione, ao tubo de ensaio, algumas gotas de fenolftaleína. Verifique se houve mudança de cor.
e) Repita os procedimentos a, b, c e d, para a solução preparada de HCl e também para a solução diluída de HCl. Anote seu resultado. f) Calcule o pH das soluções de NaOH e HCl preparadas e verifique se estes resultados estão de acordo com os obtidos experimentalmente
5. Resultados e Discussões
Temos como objetivo inicial a Preparação de 100 mL de solução de NaOH a 0,1 mol L1, para isso será necessário seguir alguns passos, sendo eles: calcularemos a massa de NAOH com a utilização da formula da molaridade:
M= massa dividido por massa molar vezes volume
A massa molar do NaOH é 40 g/mol porque é a soma das massas atômicas de seus elementos constituintes. O Na (sódio) tem uma massa atômica de aproximadamente 23 g/mol, e o O (oxigênio) tem uma massa atômica de cerca de 16 g/mol. Portanto, a massa molar do NaOH é 23 + 16 + 1 = 40 g/mol.
Utilizando a formula da molaridade com os dados fornecidos, temos:
0,1= massa dividido por 40g/mol vezes 0,1 litros/ temos como resultado: 0,4g de NaOH Pesaremos 0,4g de NaOH em um vidro de relógio.
Utilizaremos um Becker de 100 ml com 20 ml de água destilada e adicionaremos os 0,4g de NaOH para ser solubilizado. Ademais, transferiremos para um balão volumétrico de 100 ml e adicionaremos água destilada até o traço de aferição.
Observação: o NaOH é altamente solúvel em água, por causa de sua Natureza iônica. O NaOH é uma substância iônica, composta por íons sódio (Na⁺) e íons hidróxido (OH⁻). A água também é polar e possuiíons H⁺ e OH⁻ em sua estrutura. Quando o NaOH é adicionado à água, os íons Na⁺ e OH⁻ interagem com os íons da água, formando uma solução homogênea. Além disso, a dissolução do NaOH em água é um píocesso exotéímico, ou seja, libeía caloí. Isso contíibui paía a íápida dissolução e homogeneização da substância.
2- Preparação de 50 mL de solução de HCl a 0,1 mol L1 :
Para calcularmos a quantidade de HCL necessário, utilizaremos a seguinte formula:
Volume do HCL concentrado= concentração molar desejada vezes volume da solução dividido pela concentração molar do HCL concentrado.
0,1mol/l vezes 50ml dividido por 12,06272= 0,4145 ml de HCL
Com o auxílio de uma pipeta graduada de volume apropriado e uma pêra de borracha, vamos medir o volume calculado(0,4145 ml) e transferir para um balão volumétrico de 50mL já contendo cerca de 1/5 do volume final da solução, de água destilada. A seguir, vamos completar o volume do balão até a marca de aferição, com água destilada.
Observação: O ácido clorídrico (HCl) é altamente solúvel em água devido à sua natureza polar. Quando o HCl é adicionado à água, ocorre uma reação de dissociação iônica:
HCl→H++Cl−
Nessa reação, a molécula de HCl se divide em íons hidrogênio (H⁺) e cloreto (Cl⁻). A água, por sua vez, é uma molécula polar, com uma extremidade positiva (o oxigênio) e uma extremidade negativa (os hidrogênios). Essa polaridade permite que ela interaja com os íons do HCl:
O oxigênio da água atrai o íon H⁺, formando uma ligação de hidrogênio. Os hidrogênios da água atraem o íon Cl⁻.
Essas interações resultam na dissolução completa do HCl na água, formando uma solução ácida. Portanto, a alta solubilidade do HCl em água é devida à sua capacidade de formar ligações com as moléculas de água.
3- diluição de solução
Nós Medimos, com o auxilio de uma pipeta volumétrica, 10mL de uma solução de HCl 0,1mol L
1, depois, Transferimos este volume para um balão volumétrico de 50mL. Completamos com água até o traço de aferição e Agitamos o balão para homogeneizar a solução. Depois de tudo isso, foi feito o calculo da concentração desta solução, sendo ela: 𝐶1 ⋅ 𝑉1 = 𝐶2 ⋅ 𝑉2
(C_1): concentração inicial da solução de HCl (0,1 mol/L) (V_1): volume inicial da solução de HCl (10 mL = 0,01 L) (C_2): concentração final desejada (a ser encontrada)
(V_2): volume final da solução após diluição (10 mL + 40 mL = 50 mL = 0,05 L)
Resultado: 0,02 mol/L de concentração final da solução após adicionar 40 mL de água destilada.
Observação: A diluição de soluções é um processo em que adicionamos solvente (geralmente água) a uma solução, aumentando seu volume e, consequentemente, diminuindo sua concentração. O objetivo é obter uma solução menos concentrada, mantendo a massa do soluto constante. O calculo utilizado acima foi da concentração final, porque adicionamos 40ml aos 10 do soluto, representando a concentração após a diluição e como a massa do soluto permanece constante durante a diluição, foi preciso utilizar a formula citada acima.
4-- Determinação qualitativa do pH:
Não havia papel indicador, por isso não demos atenção para este tópico.
Observação: O pH é o potencial hidrogeniônico de uma solução, indicando se ela é ácida, básica ou neutra. Esse valor está relacionado à concentração de íons hidrogênio (H+ ou H3O+) na mistura. Conhecer o pH é essencial em diversos contextos:
Química:
Ajuda a entender parâmetros de reações químicas. Permite determinar a qualidade de alimentos e produtos.
Biologia e Saúde:
O pH do nosso corpo influencia processos metabólicos. Por exemplo, o pH do sangue deve ser mantido próximo a 7,4.
Meio Ambiente:
O pH da água afeta a vida aquática. Solos ácidos ou básicos impactam o crescimento de plantas.
6. Questões
1) O que se entende por "concentração de uma solução"?
A concentração de uma solução corresponde à quantidade de soluto presente em uma determinada quantidade de solvente. Ou seja, é o quociente entre a massa do soluto (em gramas) e o volume da solução (em litros). Existem muitos tipos de concentrações que podemos utilizar, como por exemplo a concentração molar, a concentração comum e o grau alcoólico. a escolha da melhor forma de expressar a concentração depende do contexto e das propriedades específicas da solução.
2) O que é uma substância higroscópica?
Uma substância higroscópica possui a característica de absorver água do ambiente. Isso significa que ela pode captar água do ar ou de seu entorno. Alguns exemplos de compostos com esse comportamento são metais alcalinos, hidretos, sulfato de sódio e sulfato de cobre. Essas substâncias podem absorver a água para dentro de suas estruturas, fixando-a como parte de sua rede cristalina.
3) 	Por que não se deve completar o volume de solução, em um balão volumétrico, antes da solução ser resfriada?
porque o calor pode alterar o volume da solução e prejudicar a precisão da medida. O balão volumétrico é um instrumento calibrado para conter um volume específico de líquido em uma determinada temperatura, geralmente 20°C. Além disso, o calor excessivo pode danificar
vidrarias, como os balões volumétricos feitos de vidro ou plásticos duros, tornando as medições imprecisas.
4) 	Quais devem ser as massas de hidróxido de potássio, a serem pesadas, para preparar as seguintes soluções: a) 250 mL de solução 0,1 mol.L–1 e b) 2 litros de solução 0,25 mol.L–1 .
A) 0,1(concentração)= massa dividido por 56,1056(massa molar) vezes 0,25L (volume)= 1,40264g
B) 0,25(concentração)= massa dividido por 56,1056(massa molar) vezes 2L(volume)= 28g.
5) 	Calcule o volume de uma solução de ácido sulfúrico 6 mol.L–1 necessário para preparar 500 mL de concentração 0,5 mol.L–1 .
6 x v1= 0,5 x 0,5L= 41,7mL
𝐶1 ⋅ 𝑉1 = 𝐶2 ⋅ 𝑉2
6) 	Que volume de ácido nítrico concentrado deve ser utilizado para preparar 250 mL de uma solução 0,1 mol.L–1 . Dados: HNO3 conc. = 65% p/p; d = 1,5 g/mL.
1,5g x 1000ml= 1500g
1500g x 65= 97500g dividido por 100 = 975g Massa molar HNO3= 63g
975g dividido por 63g = 15,48g concentração molar
c1 x v1 = c2 x v2
15,8g x v1 = 0,1 x 250 mL = 1,61mL
7) Quais os cuidados que devem ser tomados ao pipetar HCl concentrado?
Ao pipetar HCl concentrado (ácido clorídrico concentrado), é essencial tomar precauções rigorosas devido à sua natureza corrosiva e perigosa. Aqui estão alguns cuidados importantes: Equipamento de Proteção Individual (EPI): Use luvas de proteção, óculos de segurança e avental resistente a produtos químicos. Evite contato direto com a pele e os olhos. Local Adequado: Realize a pipetagem em uma capela de exaustão ou sob um sistema de ventilação adequado. Evite áreas sem ventilação. Pipetas Resistentes a Produtos Químicos: Use pipetas de vidro ou plástico resistentes a produtos químicos. Evite pipetas de vidro comuns, pois o HCl concentrado pode corroer o vidro comum. Manuseio Cuidadoso: Segure a pipeta firmemente e com cuidado. Evite derramamentos ou respingos. Pipetagem Lenta e Controlada: Pipete lentamente para evitar respingos. Evite movimentos bruscos. Descarte Adequado: Descarte as pontas das pipetas em recipientes apropriados para produtos químicos perigosos. Não descarte no lixo comum. Neutralização de Derramamentos: Em caso de derramamento acidental, neutralize o HCl com bicarbonato de sódio (NaHCO₃) ou outra base fraca. Limpe cuidadosamente com papel absorvente.
8) Por que saem vapores do frasco de ácido clorídrico concentrado quando este é aberto?
Os vapores que saem do frasco de ácido clorídrico concentrado quando ele é aberto são devidos ao ponto de ebulição dessa substância. O ácido clorídrico é altamente volátil, e seu ponto de ebulição é muito baixo, cerca de -85°C. Portanto, mesmo em condições ambientes, ele facilmente passa para o estado de vapor. Por essa razão, o frasco de HCl deve ser mantido bem vedado para evitar a liberação dos vapores tóxicos e sufocantes.
9) Por que não é conveniente pesar o HCl conc.?
O ácido clorídrico concentrado não é conveniente de ser pesado diretamente por algumas razões importantes: Estado Físico Gasoso: O HCl concentrado égasoso à temperatura ambiente. Portanto, pesá-lo diretamente não é prático e pode levar a erros. Corrosividade e Vapores: O HCl é altamente corrosivo e emite vapores tóxicos quando exposto. É mais seguro diluí-lo ao máximo possível antes de medir o volume.
7. Conclusão
Com isso podemos aprender oque são soluções, bem como a diluição das mesmas, para podermos aproveitar e utilizar elas em nossas aulas práticas, assim como em nossas vidas, porque usamos a diluição de soluções em diversos casos, como na utilização de ingredientes na comida ou até mesmo na preparação de suco concentrado. Ademais, aprendemos como calcular a concentração, massa e volume dos solutos em uma determinada solução e também aprendemos melhor a utilizar as vidrarias do laboratório. Portanto, notou-se diferentes tipos de reação bem como a mudança de cor de determinados tipos de solução empregados no laboratório, mostrando novamente o qual importante é o conhecimento de diluição de soluções tanto no nosso cotidiano quanto nas demais profissões como na química por exemplo.
Referências bibliográficas
1- T. L. Brown, H. E. J. Lemay, B. E. Bursten, Química – A Ciência Central, 9ª edição, Pearson Prentice Hall, São Paulo, 2005.
2- J. Basset, R. C. Denney, G. H. Jefíery, J. Mendham, VOGEL - Análise Inorgânica Quantitativa, Ed. Guanabara Dois, Rio de Janeiro, 1981.
3- D. F. Trindade, et al; Química Básica Experimental, Editora Ícone, São Paulo, 1998
4- Cãmara, Brunno. Como fazer e calcular diluições. ABRIL 28, 2015. Disponível em: Como fazer e calcular diluições | Biomedicina Padrão (biomedicinapadrao.com.br). Acesso em: 27/06/2024.
5- Water. Khan, Academy. Propriedades solventes da água. s/d. Disponível em: Propriedades solventes da água (artigo) | Khan Academy. Acesso em: 27/06/2024.
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