Relatorio CONCENTRAÇÃO DE SOLUÇÕES E DÍLUIÇÃO

Relatorio CONCENTRAÇÃO DE SOLUÇÕES E DÍLUIÇÃO

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CONCENTRAÇÃO DE SOLUÇÕES E DÍLUIÇÃO

PRÁTICA DE Nº 07

CURSO DE LICENCIATURA EM QUÍMICA

DISCIPLINA: INTRODUÇÃO A QUÍMICA EXPERIMENTAL TURMA: 2011

PROFESSOR (A): ANA KARINE PORTELA VASCONCELOS

DATA DO EXPERIMENTO: 13/09/2011 DATA DA ENTREGA: 25/10/2011

EQUIPE:

TIAGO TORQUATO VIRGINIO OLIVEIRA

REISIANE DA SILVA PINHEIRO

1-OBJETIVO

Preparar soluções diluídas de ácidos, bases fortes e sais.

2-INTRODUÇÃO TEÓRICA

Se diferentes fases podem ser vistas a olho nu ou por meio de um microscópio, a mistura é heterogênea e não é uma solução. Se somente uma fase está presente, então, é uma solução. As soluções podem ser classificadas segundo seu estado físico: sólido, líquido e gasoso. As soluções gasosas não podem ser uma mistura heterogênea porque os gases se misturam em qualquer proporção, sendo que as soluções gasosas possuem tipicamente a estrutura de todos os gases. As soluções sólidas são encontradas em dois tipos: substituinte – que exibe uma estrutura cristalina que tem regularidade estrutural – e intersticial – que são átomos diferentes, íons ou moléculas que possuem certa ocupação no retículo hospedeiro. As soluções líquidas possuem um arranjo molecular típico de um líquido puro: as partículas se encontram dispostas próximas umas às outras. Entretanto, uma solução líquida é composta de diferentes partículas (RUSSEL, p.502-504)

Outra forma de classificar as soluções é quanto à natureza do soluto, que pode ser molecular – o soluto é formado por moléculas que não se dissociam - ou iônicas – o soluto não apenas se dissolve, mas dissocia-se em íons. O coeficiente de solubilidade classifica as soluções em: saturadas – a quantidade de soluto dissolvido é igual ao coeficiente de solubilidade; insaturadas – a quantidade de soluto dissolvido é inferior ao coeficiente de solubilidade; supersaturadas – a quantidade de soluto dissolvido é superior ao coeficiente de solubilidade (ANDRADE, p. 5 e 6).

Concentração de uma solução é a relação entre a quantidade do soluto e a quantidade do solvente ou da solução. Uma vez que as quantidades de solvente e soluto podem ser medidas em massa, volume ou quantidade de matéria (número de moles), há diversas unidades de concentração de soluções. As mais utilizadas são:

Concentração em gramas por litro. Esse termo é utilizado para indicar a relação entre a massa do soluto (m) expressa em gramas e o volume (V), da solução em litros:

Concentração em quantidade de matéria (Molaridade). É a relação entre a quantidade de matéria, ou número de moles, do soluto (n) e o volume da solução (V), expresso em litros.

Composição percentual (título)

Um método bastante usual de expressão da concentração baseia-se na composição percentual da solução. Essa unidade de concentração relaciona a massa (m) ou o volume (V) do soluto com a massa ou o volume do solvente ou da solução, conduzindo a notações tais como:

10% (m/m); 10% (m/V); ou 10% (V/V)

Dois termos geralmente usados para descrever soluços são concentrado e diluído. Uma solução concentrada apresenta uma concentração alta de soluto; e uma solução diluída apresenta uma concentração baixa. A palavra diluição é usada quando uma solução pode ser mais diluída pela adição de mais solvente (RUSSEL, p.87)

Nos experimentos apresentados a seguir, um composto utilizado foi o Hidróxido de Sódio, NaOH. É uma base forte, ou seja, se encontra muito dissociada em uma solução aquosa. Em seu estado natural, não é encontrado livre na natureza, sendo preparado em processos laboratoriais. A dissolução do sódio na água é uma reação altamente exotérmica, devendo ser feita com cuidado em virtude das projeções da soda cáustica.

2Na + 2H2O  NaOH + H2 (FREITAS e COSTA, p. 211-212, 1978)

Os experimentos apresentados a seguir envolvem, também, o NaCl. Este é descrito como cristais cúbicos incolores ou pó cristalino, branco, com gosto salgado. Ele é facilmente solúvel em água. Está na categoria de adjuvante farmacotécnico e de hidratante fisiológico (Farmacopéia, p. 238-239)

Na solubilidade de sólidos iônicos, quando um eletrólito sólido dissolve, pelo menos dois tipos de íons são liberados para a solução, e na saturação o equilíbrio é mais complexo, assim, em uma solução saturada de NaCl, íons sódio e íons cloreto em solução estão em equilíbrio com excesso de NaCl (RUSSEL, p. 788)

A indústria do sal é tão antiga quanto a humanidade. O sal é, há muito tempo, essencial na dieta humana. O cloreto de sódio é a matéria prima básica de muitos compostos químicos, como o hidróxido de sódio, o carbonato de sódio, o sulfato de sódio entre outros (Shreve e Brink, p. 176).

Uma solução é uma mistura homogênea de um soluto em um solvente. As propriedades de uma solução dependem das quantidades relativas de soluto e de solventes presentes. As unidades de concentração mais importantes são: quantidade de matéria (mol L-1), fração molar, percentagem molar e percentagem em massa. As soluções podem ser classificadas quanto à condução de corrente elétrica. Soluções que conduzem corrente são chamadas de soluções de eletrólitos. Os eletrólitos podem ser subdivididos em fortes e fracos. São fortes quando dão soluções que são boas condutoras de eletricidade e fracos quando dão soluções que conduzem fracamente a eletricidade. A principal característica de uma solução consiste no fato de ela ser homogênea, isto é, uma mistura com propriedades, física e química, igual em todas as suas partes. Em inúmeros casos, o soluto pode ser separado do solvente por métodos puramente físicos (p. ex. destilação). Nas soluções o disperso denomina-se soluto e o dispersante, solvente. Nas soluções de sólidos em líquidos ou gás em líquido, o solvente é o líquido. Já em uma solução de dois líquidos ou de dois sólidos o solvente é o que existe em maior proporção. No caso de uma mistura de gases, não há distinção entre soluto e solvente, porque os gases se difundem. As soluções se formam quando as forças atrativas entre as partículas do soluto e do solvente possuem módulos comparáveis em magnitude com as que existem entre as partículas do soluto ou entre as partículas do solvente. Por exemplo, a substância iônica NaCl se dissolve rapidamente em água porque as interações atrativas entre os íons e as moléculas polares de H2O superam a energia de rede de NaCl(s). Quando o NaCl é adicionado à água, as moléculas de água se orientam na superfície dos cristais de NaCl. A extremidade positiva do dipolo da água é orientada no sentido dos íons Cl , e a extremidade negativa do dipolo da água é orientada no sentido dos íons Na. As atrações íon-dipolo entre os íons e as moléculas de água são suficientemente fortes para puxar os íons de suas posições no cristal. (Brown;2005)

A concentração de uma solução pode ser expressa tanto qualitativa quanto quantitativamente. Os termos diluídos e concentrados são usados para descrever uma solução qualitativamente. Diz-se que uma solução com concentração relativamente pequena de soluto caracteriza-se por ser diluída; uma com uma concentração grande, por ser concentrada. Há várias formas de expressar a concentração, como por exemplo, pode ser expressa em:

Porcentagem em massa= massa do componente na solução/ massa total da solução x 100. Fração em quantidade de matéria= quantidade de matéria do componente/quantidade de matéria total de todos os componentes. Concentração em quantidade de matéria=quantidade de matéria do soluto/litros de solução. Molaridade = quantidade de matéria de soluto/quilogramas de solvente. Molaridade = quantidade de soluto/volume da solução.

2.1-CONCENTRAÇÃO DE SOLUÇÕES

Definição de Solução: Uma solução é uma mistura homogênea de um soluto (substância a ser dissolvida) distribuída através de um solvente (substância que efetua a dissolução). Existem soluções nos três estados físicos: gás, líquido ou sólido. Ar é uma solução gasosa de N2, O2 e quantidades muito menores de outro gases. Muitas ligas metálicas são soluções sólidas, como a moeda de 25¢ (25% de Ni, 75% Cu) dos EE.UU. As soluções mais familiares são aquelas no estado líquido, especialmente as que usam água como solvente. Soluções aquosas são as mais importantes para nossos propósitos em Química Analítica. Um dos aspectos mais importantes é a preparação e a expressão da concentração de soluções.

2.3-EXPRSSÕES DA CONCENTRAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO

Concentração significa quanto soluto está presente em um volume ou massa específica.

Existem diversas maneiras como os químicos exprimem a concentração de uma solução, a continuação descreveremos as formas mais comuns de expressar concentração.

2.4-MOLARIDADE OU CONCENTRAÇÃO MOLAR

A molaridade de uma solução da espécie A, é o número de moles de essa espécie contidos em 1 L de solução (NÃO em 1 L de solvente). Sua unidade é M, que tem dimensões de mol L-1.

A molaridade exprime também o número de milimoles (mmol ou10-3 mol) de um soluto por mililitro (mL ou 10-3 L de solução:

FIGURA 1:

Molaridade =

Relembrando que o Nº de moles de uma substância está relacionado a seu peso em gramas através do peso molecular (PM), teremos

FIGURA 2:

Quantidade (moles) =

ou

Quantidade (milimoles) =

Exemplo 1. Achar a molaridade de uma solução aquosa que contém 2,30 g de álcool etílico (EtOH; C2H5OH) (peso-fórmula = 46,07 g mol-1) em 3,50 L.

  1. Calcular o Nº de mol em 2,30 g de EtOH:

2,30 g/46,07 g mol-1 = 0,04992 mol de EtOH

2. Para obtermos a concentração molar:

M = 0,04992 mol/3,50 L = 0,0143 M

Exemplo 2. Como prepararia 0,150 L de uma solução 0,500 M de NaOH, a partir de NaOH sólido e água.

  1. Calcularemos o número de moles de NaOH requeridos.:

Nº mol NaOH necessários = 0,150 L x = 0,0750 mol NaOH

Massa de NaOH requerida = 0,075 mol x

Resposta: você deveria pesar 3,00 g de NaOH e dissolver em suficiente água para fazer 150 mL (0,150 L) de solução.

2.5-Tipos de concentração:

Concentração Analítica ou Concentração Formal ou Formalidade e Concentração de Equilíbrio

Quando uma substância se dissolve, com freqüência sofre uma mudança química, e.g., dissociação em íons. Como resultado, a quantidade de substância adicionada à solução pode não ser igual à quantidade dessa mesma substância na solução. Então, é absolutamente essencial distinguir entre as duas quantidades.

O número total de moles de soluto, independente de seu estado de dissociação ou associação, contido em 1 L de solução (ou o Nº total de mmol contido em 1 mL de solução) se denomina Concentração Analítica ou concentração formal ou simplesmente Formalidade (F)*. Isto é, a formalidade ou concentração analítica especifica uma “receita” pela qual a solução pode ser preparada. Por exemplo, uma solução 1.0 F de H2SO4 pode ser preparada dissolvendo 1,0 mol, ou 98 g, de H2SO4 em água e diluindo até exatamente 1 L.

A concentração real de uma espécie particular, iônica ou molecular, na solução chama-se Concentração de Equilíbrio. Para estabelecer a concentração de equilíbrio de uma espécie, é necessário conhecer o que acontece ao soluto quando se dissolve em um solvente. Por exemplo, a concentração de equílíbrio de uma solução de H2SO4 cuja concentração analítica é 1,00 M (ou F) é 0,00 M haja vista que o ácido sulfúrico se dissocia totalmente para dar uma mistura de H3O+, HSO4 e SO42-; nesta solução, praticamente não existem moléculas de H2SO4. As concentrações de equilíbrio destes 3 íons são 1,01, 0,99; e 0,01 M, respectivamente.

As concentrações de equilíbrio são simbolizadas colocando a fórmula química da substância dentro de colchetes. Assim, para nossa solução de H2SO4 com concentração analítica 1,0 F, podemos escrever:

[H2SO4] = 0,00 M [H3O+] = 1,01 M

[HSO4] = 0,99 M [SO42] = 0,01 M

A distinção entre estes dois tipos de concentração é ilustrada examinando uma solução preparada dissolvendo 60 g (1 mol) de ácido acético (HAc, CH3COOH) em água e diluindo até 1,0 L. A concentração analítica (ou formalidade) do HAc é 1,0 M (ou F) mas a concentração de equilíbrio é menor, cerca de 0,98 M, porque algumas moléculas de HAc se dissociam em H3O+ e Ac- (CH3COO-). Para determinar a exata concentração de equilíbrio, devemos conhecer a extensão da dissociação. Como isto é feito será um dos tópicos importantes a serem abordados no curso.

2.6-NORMALIDADE

O uso de normalidade como expressão de concentração é uma matéria de uma certa controvérsia entre os químicos. A tendência parece ser em favor de evitar seu uso. Porém, além de sua utilidade em Q. Analítica esta unidade de concentração ainda é usada no trabalho prático e na literatura.

A vantagem de se usar normalidade, como veremos mais adiante, é que soluções da mesma normalidade reagem mL a mL, isto é, 1 mL de uma solução 0,1 N de NaOH neutralizará exatamente 1 mL de solução 0,1 N de H2SO4, independente da estequiometria da reação química envolvida. Não acontece o mesmo quando a concentração das soluções é mol L-1. 1 mol de H2SO4 reage com dois moles de NaOH e duas soluções destes reagentes da mesma molaridade reagirão na razão NaOH: H2SO4 = 2:1 mL.

Dito de outro modo, 1 equivalente de qualquer substância reage exatamente com 1 equivalente de outra substância. Isto facilita enormemente os cálculos especialmente na prática de análise quantitativa.

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