SERVIÇO PÚBLICO FEDERAL UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARÁ CAMPUS DO SUL E DO SUDESTE DO PARÁ
SOLUÇÕES
Experiências orientadas e ministradas nas aulas de Química Experimental pela professora Simone Yasue Simote Silva.
Discentes: Lorena Monique da Silva Melo - 11123001007 11123001007 Pryscila Albuquerque de Souza - 11123002007 Torben Ulisses da Silva Carvalho - 11123000107
MARABÁ 2011
SUMÁRIO 1.
INTRODUÇÃO......................................................................................... ..3 1.1 Percentagem..........................................................................................5 1.2 Título......................................................................................................6 1.3 Fração Molar..........................................................................................6 1.4 Molaridade..............................................................................................6 1.5 Normalidade...........................................................................................7 1.6 Molalidade..............................................................................................8
2.
OBJETIVO ............................................................................................... ..9
3.
PARTE EXPERIMENTAL ........................................................................ 10 3.1 Materiais...............................................................................................10 3.2 Reagentes............................................................................................10 3.3 Procedimentos.....................................................................................10
4.
RESULTADOS E DISCUSSÕES............................................................. 13
5.
CONCLUSÃO .......................................................................................... 16
6.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ........................................................ 17
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1. INTRODUÇÃO Uma solução é uma mistura homogênea de substâncias puras (átomos, moléculas ou íons) na qual não há precipitação. Suas propriedades físicas e químicas podem não estar relacionadas com aquelas das substâncias originais. Por exemplo: temperatura de fusão do gelo e da salmoura é menor que a temperatura de fusão da água e do sal. A seguir serão dadas algumas definições.
Substância pura: substância com composição característica e definida, com um conjunto definido de propriedades, exemplos: água, ferro (Fe), sal (NaCl), açúcar comestível, oxigênio (O2).
Mistura: são duas ou mais substâncias diferentes juntas em um mesmo sistema. As misturas podem ser classificadas em homogêneas (soluções) e heterogêneas. As propriedades de uma mistura são uma combinação das propriedades dos seus componentes. Para misturas heterogêneas as propriedades são uma combinação das propriedades das substancias individuais. Existe um método comum de laboratório para identificar uma solução de uma mistura heterogênea, este baseia-se na medida da temperatura de mudança de fase.
Fase: região distinta em um sistema, na qual todas as propriedades são as mesmas. A visualização das fases pode ser feita a olho nu ou através de microscópio. Estados físicos diferentes caracterizam fases diferentes.
Solução: mistura homogênea de substâncias puras (átomos, moléculas, íons) na qual não há precipitação. Soluções são misturas homogêneas porque nelas ocorre ligação a nível molecular ou atômico entre as substâncias envolvidas, não apresentando fases diferentes como as misturas heterogêneas. Suas propriedades físicas e químicas podem não estar relacionadas com aquelas das substâncias originais, diferentemente das propriedades de misturas heterogêneas que são combinações das propriedades das substâncias individuais. As soluções incluem diversas combinações em que um sólido, um líquido ou um gás atua como dissolvente (solvente) ou soluto.
Solvente: substância presente em maior quantidade em uma solução, por meio da qual as partículas do(s) soluto(s) são preferencialmente dispersas. É muito comum a utilização da água como solvente, originando soluções aquosas.
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Soluto: substância(s) presente(s) em menor quantidade em uma solução. Por exemplo, ao se preparar uma xícara de café solúvel, temos como soluto o café e o açúcar e como solvente a água quente.
Concentração do soluto: é a proporção entre soluto e solvente em uma solução. A composição de uma solução é expressa pela concentração de um ou mais de seus componentes.
Soluções concentradas e diluídas: são indicações qualitativas da proporção entre o soluto e o solvente na solução. É incorreto dizer que uma solução é forte ou fraca, pois estes termos apresentam outros significados em química indicando a força de eletrólitos.
Tipos de soluções: as soluções podem ser classificadas de acordo com diferentes critérios:
Quanto ao estado físico:
Classificação Solução sólida
Solvente Sólido
Soluto Sólido
Exemplo Ouro 18 quilates (75% de Au + 25% Cu,Ag)
Solução líquida
Líquido
Sólido
Soro fisiológico (solução aquosa de NaCl a 0,9%, em massa)
Solução líquida
Líquido
Líquido
Álcool a 96º GL (solução alcoólica com 4%, em volume, de água)
Solução líquida
Líquido
Gás
Água mineral gasosa (solução aquosa de CO 2)
Solução gasosa
Gás
Gás
Ar atmosférico
Quanto ao estado de agregação dos componentes da solução: Solução
Solvente
Soluto
Exemplo
Sólido-sólido
Sólido
Sólido
Ligas metálicas
Sólido-líquido
Líquido
Sólido
Açúcar + água
Sólido-gás
Gás
Sólido
Naftalina no ar
Líquido-sólido
Sólido
Líquido
Água em sólidos higroscópicos (CaCl2) 4
Líquido-líquido
Líquido
Líquido
Água + metanol
Líquido-gás
Gás
Líquido
Umidade no ar
Gás-sólido
Sólido
Gás
Hidrogênio retido em platina em pó
Gás-líquido
Líquido
Gás
Gás carbônico em bebidas
Gás-gás
Gás
Gás
Todas as misturas gasosas
Quanto à condutividade elétrica (ou natureza do soluto) o
Iônicas ou eletrolíticas
o
Moleculares ou não-eletrolíticas
Solução iônica ou eletrolítica: as partículas dispersas são íons. Conduz corrente elétrica por conter íons com movimentação livre e intensa. Estas soluções são consideradas eletrólitos. Solução molecular ou não-eletrolítica: as partículas dispersas são moléculas. Não conduz eletricidade por não formar íons livres na solução.
1.1. Percentagem (%) A percentagem (partes por cem) de uma substância em uma solução frequentemente exprime-se como porcentagem em peso, que se define como
Percentagem em peso (p/p) =
peso soluto peso solução
x 100 %
Note o uso de p/p para denotar que a razão nesta unidade de concentração é peso/peso. Uma solução 40 % (p/p) de etanol em água contém 40 g de etanol em 100 g (não mL) de solução, e se prepara misturando 40 g de etanol com 60 g de água. Outras unidades comuns são: volume por cento (% v/v) e peso-volume (% p/v) por cento Percentagem em volume (v/v) =
volume soluto x 100 % volume solução
Percentagem peso-volume (p/v) =
peso soluto, g x 100 % volume solução, mL
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As unidades p ou v, então, sempre devem ser especificadas. Quando não se especifica, assume-se que a unidade é p/p.
1.2. Título Entende-se que solução titular é toda solução de concentração conhecida. Entretanto, existe o hábito de chamar título, a concentração quando expressa em gramas do soluto por litro de solução, assim: Título =
massa do soluto (em gramas) volume da solução (em litros)
1.3. Fração Molar A fração molar de uma solução é a relação entre o número de mols deste componente e o número total de mols da solução. Se a solução apresenta apenas um tipo de soluto, a expressão da Fração Molar será:
Onde: FM1 = fração molar do soluto; FM 2 = fração molar do solvente; n1 = número
de
mol
de
soluto;
n 2 =
número
de
mol
de
solvente.
Se a solução apresentar mais de um soluto, calcula-se a relação entre o número de mols do soluto ou solvente em questão, e o somatório do número de
mols
dos
demais
componentes.
1.4. Molaridade É a razão entre o número de mols de soluto e o volume de solução dado em L.
Onde: M = Concentração em mol/L; n 1 = número de mols de soluto; V = volume de solução (litros); m 1 = massa de soluto (gramas); Mol = massa molar do soluto. A concentração molar ou molaridade nos indica o número de mols de
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soluto que existe em um litro de solução. A unidade usada é o mol por litro (mol/L).
1.5. Normalidade Normalidade se define como o “ número de equivalentes gramas de soluto
contido em 1 L de solução (não solvente)”. (normalidade define-se também como o número de equivalentes gramas de soluto dividido pelo número de L de solução que contém o soluto ). Uma solução 1 normal (1N) contém 1
equivalente grama (eg) de soluto por L. Normalidade =
quantidade soluto (eg) volume solução (L)
O equivalente, tal qual o mol é unidade para descrever a quantidade de uma espécie química. Um equivalente é uma unidade similar ao mol e está relacionado ao peso de uma substância através de seu equivalente grama (Eg) Quantidade (equivalentes) =
massa (g) Eg
O Eg está relacionado ao peso molecular pela fórmula: PM
Eg =
h
Onde h tem unidades de eq/mol . O valor numérico de h depende da função química a qual a substância está inserida. Cálculo e conceito de equivalente grama: O equivalente grama de qualquer espécie química é dada por:
Egácido =
PMdoácido
Egsal =
o
n deH
;
E
PM
h
. Para diferentes espécies:
Egbase =
PMdabase o
n deOH
;
PMdosal valorabsol utodac arg a ou totaldosal
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Normalidade está relacionada à molaridade da mesma maneira que equivalente grama está relacionado ao peso molecular: Normalidade = Molaridade x h
1.6. Molalidade É a razão entre o número de mols de soluto (n 1) e a massa de solvente (m 2), dada em kg.
Esta equação, no entanto, deve ser multiplicada por mil, porque a molalidade é expressa em número de mols por quilograma de solvente. Com isso, temos:
Onde: W = molalidade; m 1 = massa de soluto (gramas); m 2 = massa de solvente (gramas); Mol = massa molar do soluto. A concentração molal nos indica o número de mols de soluto que existe em um quilograma de solvente. A unidade usada é o molal.
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2. OBJETIVO Este relatório tem por objetivo estudar a definição e classificação de determinadas soluções e definir os tipos mais comuns de unidade de concentração de soluções realizando cálculos envolvendo estas unidades. Também é analisado o preparo e a determinação da concentração de dadas soluções.
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3. PARTE EXPERIMENTAL 3.1. Materiais
Balança de precisão
Balão volumétrico
Banho-maria
Becker
Bureta
Cápsula de porcelana
Conta gotas
Erlenmeyer
Espátula
Estufa
Pera
Pipeta graduada
Pipeta volumétrica
Pisseta
Suporte universal
3.2. Reagentes
Acido clorídrico (HCl)
Água destilada
Alaranjado de metila
Carbonato de sódio (Na2CO3)
Solução de cloreto de sódio (NaCl)
Sulfato de cobre penta hidratado (CuSO4.5H2O)
3.3. Procedimento 3.3.1. Preparo e padronização de 50 ml de solução de HCl a 1N Para o preparo e padronização de solução de HCl a 1N, foram feitos cálculos para determinar o volume necessário de ácido clorídrico 37%. Foram adicionados 50 ml de água destilada em um copo Becker. Foi adicionado também na mesma vidraria, 4,1 ml de ácido clorídrico (HCl) com 10
o auxílio de uma pipeta com uma pera de borracha. Logo após, a mistura contendo água destilada e ácido clorídrico, foi colocada em um balão volumétrico e foi acrescentado mais água destilada, faltando pouco para completar 50 ml (a capacidade comportada pelo balão), foi necessário utilizar um conta-gotas, para que não ultrapassasse o limite da vidraria. A solução foi homogeneizada e posta em uma bureta para prosseguir ao processo de padronização. Para a padronização do HCl foram usadas amostras em duplicata do sal carbonato de sódio (Na 2CO3). As amostras de Na 2CO3 foram levadas à balança de precisão e foi determinado que a primeira amostra pesava 0,298g e, a segunda, 0,297g. Ambas foram transferidas para erlenmeyers distintos onde foram diluídas com 12,5 ml de água destilada cada uma. Nessas soluções foram adicionadas duas gotas do indicador alaranjado de metila.
3.3.2. Preparo de 25 ml de solução de CuSO4.5H2O a 0,5 N Para o preparo da solução de CuSO 4.5H2O, foi preciso calcular a massa necessária do mesmo para obter uma solução de 100ml a 0,5N. Foi pesado 1,5668g de CuSO 4 (sulfato de cobre) , colocado em um copo Becker e depois adicionado 25 ml de água destilada. A solução contida no copo Becker foi retirada e depositada em um balão volumétrico de 25ml. A solução foi homogeneizada.
3.3.3. Determinação da concentração de uma solução de NaCl (cloreto de sódio) Foi pego uma cápsula de porcelana e pesada na balança de precisão, obtendo um valor de 39,709g. Foram pipetados 5 ml da solução concentrada de cloreto de sódio (NaCl) na própria cápsula de porcelana. A cápsula contendo solução de cloreto de sódio foi colocada em banho-maria até a desidratação quase completa. A cápsula foi removida do banho-maria, enxuta, e colocada em uma estufa a 110-150°C até a secagem completa. A cápsula foi tirada da estufa e posta pra esfriar. Foi pesada a massa do
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cloreto de sódio junto da cápsula de porcelana na mesma balança de precisão usada anteriormente.
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4. RESULTADOS E DISCUSSÕES 4.1. Preparo e padronização de 50 ml de solução de HCl a 1N Para o preparo e padronização de solução de HCl a 1N, foram feitos os cálculos a seguir para determinar o volume necessário de ácido clorídrico 37%: MM 36,46 → → 36,46 |x| 1
E=
N=
Neq V (l)
C=
=
m V(l)
Neq =
m E
→
m 36,46
m m 1 → × → m = 1,82g 36,46 36,46 0,05 0,05
→ V =
1,82 440,3
→ V = 0,0041l ou 4,1ml
Onde E é igual à equivalência, MM é o peso molecular do ácido, x é o número de oxidação dos íons do composto, N eq é o número de equivalência, m é igual a massa, N representa a normalidade e C é igual à concentração
da solução dada no frasco de HCl no laboratório. Observou-se que, após completar o balão volumétrico com mais água destilada, sendo que nessa vidraria já havia uma solução de HCl, houve uma homogeneização dessa solução preparada. Para saber se a solução de ácido clorídrico estava para 1N, foi necessário recorrer ao processo de padronização colocando a mistura (água destilada e ácido clorídrico) na bureta. O passo seguinte foi realizado em duplicata, foram pesadas duas amostras do sal Na2CO3 , obtendo os seguintes valores: 0,296g (amostra 1) e 0,297g (amostra 2), e realizado um cálculo para obter a média dessas amostras, m=0,283. Foram utilizados dois erlenmeyers, e depositado em cada um as amostras do sal Na2CO3, e adicionados 12,5 ml de água destilada em cada recipiente, em seguida foi colocada duas gotas de um indicador ácido-base, o alaranjado de metila. Depois desse processo, voltou-se à bureta contendo o ácido clorídrico e água destilada, sendo despejados 5,4 ml e 5,3 ml desta solução nos erlenmeyers contendo as amostras 1 e 2 do sal Na 2CO3, respectivamente. 13
Ao mesmo tempo em que a mistura da bureta caia no erlenmeyer contendo a amostra 1 do sal já antes mencionado, essa vidraria era agitada até o ponto em que sua coloração alaranjada, devido ao alaranjado de metila, muda-se para a coloração rosa. Foi entendido que a solução era de caráter básico e passou a ter caráter ácido Esse processo foi repetido com o outro erlenmeyer contendo a amostra 2 do mesmo sal, obtendo também os mesmos resultados. O volume médio da solução de ácido clorídrico foi igual a 5,35, conforme a equação abaixo: ̅ =
+
=
5,4 + 5,3 2
→ ̅ = 5,35
Onde x é a média volumétrica, x 1 e x 2 são os valores do volume que foi despejado da bureta e n é o número de valores utilizados. O passo seguinte foi levar os dois erlenmeyers ao bico de Bunsen e deixados até o momento em que atingisse seu ponto de ebulição. A solução permaneceu com a coloração rosa demonstrando que a solução foi padronizada corretamente.
4.2. Preparo de 25 ml de solução de CuSO4.5H2O a 0,5 N Foi calculada a massa de CuSO 4.5H2O necessário para preparar 25 ml de solução a 0,5 N: =
× () | |
→ 0,5 =
→ = 1,5605 249,68 × 0,025 2
Onde N é a normalidade da solução, m é a massa do sal, MM é o peso molecular do CuSO 4, V é o volume da solução em litros e x é o número de oxidação do sal. O copo Becker contendo 25ml de água destilada e 1,5668g de sulfato de cobre foi agitado, até o ponto em que solubilizou totalmente o sal, que em questão é o CuSO 4. A solução de cor azulada foi homogeneizada.
4.3. Determinação da concentração de uma solução de NaCl (cloreto de sódio) 14
A cápsula de porcelana contendo a solução de cloreto de sódio foi posta em banho-maria e depois em na estufa até sobrar apenas o sal. A cápsula de porcelana que inicialmente pesava 39,709g variou seu peso para 40,128g, este novo valor apresentado representa a massa da cápsula de porcelana mais a do sal. A massa do cloreto de sódio foi igual a 0,419g. Foram realizados cálculos para descobrir a concentração da solução de cloreto de sódio em porcentagem, sua normalidade e sua molaridade. A concentração foi igual a 8,38%; a molaridade foi igual a 1,4 mol/l; a normalidade foi igual a 1,45, de acordo com os cálculos a seguir: %=
× 100 ()
→
0,419 × 100 5
→
41,9 5
→ % = 8,38%
Onde, m é igual à massa do sal, V é igual ao volume em litros e o resultado é a concentração em porcentagem. º =
→
0,419 57,5
→ 0,007
=
º ()
→
0,007 0,005
→ = 1,4
Onde m é igual à massa do sal, MM é igual ao peso molecular do NaCl e M é igual a molaridade da solução. =
× () | |
→
0,419 → = 1,45 57,5 × 0,005 1
Onde N é igual à normalidade da solução, m é igual a massa do sal, MM é igual ao peso molecular do NaCl, V é o volume em litros e x é igual ao número de oxidação do sal.
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5. CONCLUSÃO Foi observado que soluções são misturas de duas ou mais substâncias que apresentam aspecto uniforme, e, há vários exemplos delas no cotidiano como o ar que envolve a Terra, as ligas metálicas e a água dos oceanos. Já em práticas laboratoriais, as soluções devem ser cuidadosamente estudadas e analisadas para haver o mínimo de erros possíveis, por isso se deve realizar titulações e padronizações de soluções para classificar e definir o futuro experimento que será realizado com a mesma. Ao realizar os diversos cálculos de normalidade, molaridade e concentração, por exemplo, foram notadas as diversas unidades e expressões matemáticas que relacionam o soluto e o solvente das soluções, diferenciando assim, as soluções umas das outras e, posteriormente, realizando seus respectivos modos de análise e experiências de tais soluções.
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6. REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA USBERCO, J.; SALVADOR, E.; Química. 5. ed. Saraiva. 2002. LEE, J. D. Química inorgânica: um novo texto conciso. 3. ed. São Paulo: E. Blucher, 1980. MAHAN, B. H; MYERS, R. J. Química: um curso universitário. 4. ed. São Paulo: E. Blucher, 1997. RUSSELL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Makron Books, 1994. V. 2.
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