Relatorio de Química - Preparo de Soluções

Relatorio de Química - Preparo de Soluções

Universidade Federal de Goiânia-UFG

Instituto de Química

Soluções

Disciplina: Laboratório de Química Profª.: Araceli Seolatto

Componentes: Elionay Vinicius De Oliveira

Ewerton Moura Rodrigues

Marco Túlio Oliveira Pontes Moura

Introdução

Na natureza, raramente encontramos substâncias puras. O mundo que nos rodeia é constituído por sistemas formados por mais de uma substância: as misturas. Às misturas homogêneas dá-se o nome de soluções. Logo, podemos dizer que, soluções são misturas de duas ou mais substâncias que apresentam aspecto uniforme.

As ligas metálicas, por exemplo, são soluções sólidas; o ar que envolve a Terra é uma solução gasosa formada, principalmente, pelos gases N2 e O2; a água dos oceanos é uma solução líquida na qual encontramos vários sais dissolvidos, além de gases; o guaraná também é uma solução aquosa, contendo açúcar, extratos de plantas e vários aditivos.

Nos exemplos acima descritos, podemos perceber que as soluções são sistemas homogêneos formados por uma ou mais substâncias dissolvidas (soluto) em outra substância presente em maior proporção na mistura (solvente).

Nos laboratórios, nas indústrias e no nosso dia-a-dia, as soluções de sólidos em líquidos são as mais comuns. Um exemplo muito conhecido é o soro fisiológico (água + NaCl). Nesses tipos de soluções, a água é o solvente mais utilizado (Não importa se na solução existir mais de um solvente. Se a água estiver presente, ela será o solvente da solução, independente de sua quantidade), sendo conhecida por solvente universal. Essas soluções são chamadas soluções aquosas.

Objetivo

Aprender métodos de preparação de diferentes tipos de soluções de uso comum em laboratórios.

Materiais e reagentes

  • Balança

  • Balões volumétricos de 50 e 100 mL

  • Vidro de relógio

  • Espátula

  • Papel de filtro

  • Provetas de 10, 25 e 50 mL

  • Pipetas de 10 mL

  • Pêra de borracha

  • Béquer de 50 e 100 mL

  • Funil de vidro

  • Bastão de vidro

  • Água destilada

  • Hidróxido de sódio P.A.

  • Cloreto de sódio P.A.

  • Iodeto de Potássio P.A.

  • Acido Oxálico P.A.

Procedimento

Ao entrarmos no laboratório fizemos os cálculos dos solutos e solução. Só então demos início à prática.

Preparo de Soluções

Solução 1: Foram pesados 0,1g de NaOH na balança dentro de um vidro de relógio, ela foi transferida para um béquer e adicionado por volta de 25 mL de solvente sendo misturado continuamente com o bastão de vidro até estar totalmente solubilizado, após isto a solução foi transferida para um balão volumétrico e foi adicionado o restante de água até completar 50 mL de solução, depois a solução foi transferida para um recipiente de armazenagem e a mesma foi devida mente rotulada.

Solução 2: Repetimos a mesma operação feita com a solução 1, mas dessa vez utilizamos 0,2 g de NaOH para formamos uma solução de 50,0 mL.

Solução 3: Foram pesados 10 g de NaCl na balança dentro de um vidro relógio. Logo após foi transferido para o béquer e adicionado por volta de 20 mL de água para a diluição do soluto, então foram colocados a pré-solução de 20 ml no balão volumétrico e acrescentado a massa de água para completar a solução de 50 g, então a mesma foi homogeneizada.

Solução 4: Foram pesados 0,835 g de KI eu um vidro relógio, o soluto foi colocado em um balão volumétrico de 50mL e foi adicionado uma parte de água para ser dissolvido o KI, após homogeneizar a solução foram adicionados o restante de água até a marca de 50 mL.

Resultados e Discussões

1. Preparo de soluções

Solução 1

Após ter sido calculado a massa necessária de NaOH (como mostra a conta abaixo), foram pesados 0,1g de NaOH na balança dentro de um vidro de relógio, ela foi transferida para um béquer e adicionado por volta de 25 mL de solvente sendo misturado continuamente com o bastão de vidro, após isto a solução foi transferida para um balão volumétrico e foi adicionado o restante de água até completar 50 mL de solução, resultando numa solução de 2g/L.

C(q/L)

=

m(g)

V(L)

2

=

m

5x10-2

m

=

0,1g

A solução obtida apresentava coloração transparente que quando agitada não deixava uma boa passagem para luz, alterando seu caminho.

Solução 2

Agora (como mostra a conta abaixo) foi pesado 0,2g de NaOH e repetido o processo da solução anterior.

0,4 g de NaOH 100 mL de solução

x 50 mL de solução

x = g de NaOH

Novamente a solução obtida apresentava coloração transparente que quando agitada não deixava uma boa passagem para luz, alterando seu caminho.

Solução 3

Após ter sido calculado a massa necessária de NaCl (como mostra a conta abaixo), foram pesados 10 g de NaCl na balança dentro de um vidro relógio. Logo após foi transferido para o béquer e adicionado por volta de 20 mL de água para a diluição do soluto, então foram colocados a pré solução de 20 ml no balão volumétrico e acrescentado a massa de água para completar a solução (calculo mostrado abaixo também) e foi adicionado água até a solução ter 50 g,e então a mesma foi homogeneizada.

10 g de NaCL 100 mL de solução

x 50 mL de solução

x = g de NaOH

msolvente(g) = msolução(g) - msoluto(g)

msolvente = 50,0 – 5,0

msolvente = 45.0 g de água

A solução obtida apresentava coloração transparente.

Solução 4

Com o auxilio da tabela periódica q a massa molecular de KI é de aproximadamente 167 g/mol, foi calculado que 0,1 mols seriam 16,7 g, mas como queríamos uma solução de 50 mL, calculamos quanto de KI iria ser gasto (contas abaixo) e então foi pesado 0,835 g de KI eu um vidro relógio, o soluto foi colocado em um balão volumétrico de 50mL e foi adicionado uma parte de água para ser dissolvido o KI, após homogeneizar a solução foram adicionados o restante de água até a marca de 50 mL.

167 g de KI 1 mol de KI

x 0,1 mol de KI

x = g de KI

16,7 g de KI 1 L de solução

x 50 mL de solução

x = g de KI

Mais uma vez, a solução obtida apresentava coloração transparente que quando agitada não deixava uma boa passagem para luz, alterando seu caminho.

Tabela 1. Concentração das soluções preparadas

Solução

Massa (g)

Soluções

Concentração

1

0,1

50,0 mL

0,2 g/L

2

0,2

50,0 mL

0,4% p/v

3

5,0

50,0 g

10% p/p

4

8,35

50,0 mL

0,1 mol/L

Conclusão

            Depois de fazer todos os cálculos, produzir todas as soluções, o objetivo da prática foi alcançado. As soluções foram feitas conforme os cálculos e as técnicas ensinadas teoricamente. Os materiais estavam em boas condições e havia tudo que era necessário para a prática. A prática foi totalmente produtiva.

Referências bibliográficas

USBERCO, João e SALVADOR, Edgard. Química, volume único. São Paulo: Saraiva, 2002.

ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química, 3ª edição. Porto Alegre: Bookman, 2006.

KOTZ, J.C. e TREICHEL Jr.,P., Química e reações químicas, Volume 1, 3ª edição. Rio de Janeiro: LTC Editora, 1998.

Comentários