Preparo de Solucoes acidas e basicas

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UNIVERSIDADE DO ESTADO DO RIO DE JANEIRO
INSTITUTO DE QUÍMICA – DEPARTAMENTO DE QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA
PREPARO DE SOLUÇÕES ÁCIDAS E BÁSICAS 
Rio de Janeiro, 24 de abril de 2023.
1. Introdução
Uma solução é um sistema homogêneo formado por uma mistura de duas ou mais substâncias, consistindo em dois componentes: o soluto, que se dissolve e existe em menor quantidade, e o solvente, que é o componente em maior quantidade, agindo dissolvendo o soluto. Uma boa parte das reações químicas ocorrem em meio aquoso. As soluções são determinadas aquosas quando o seu solvente é a água. Os ácidos são substâncias que, quando se solubilizam em água, têm como resultado íons H+. Já as bases, são as substâncias que, ao se dissolverem em água, elevam a concentração de íons OH-
O pH é uma escala de números que vai de 0 a 14 e denota se um meio é ácido, neutro ou básico. Quando a concentração de íons hidrônio em solução é grande, o pH está entre 0 e 6,9 e a solução é considerada ácida e quando a concentração de íons hidrônio em uma solução é pequena e o pH varia entre 7,1 e 14, a solução é chamada de solução alcalina. Uma solução é considerada neutra quando o pH é igual a 7. Essa medição é feita pelos indicadores de pH, com a solução de fenolftaleína, o papel de tornassol e os chamados papéis indicadores universais. O papel de tornassol é usado somente para indicar se uma solução é ácida ou básica, sendo uma avaliação qualitativa, apenas. Acima de pH 8,3, o papel tornassol é azul. Ao pingar-se uma solução ácida no mesmo, a área do papel torna-se vermelha e, gotejando uma solução básica, o papel permanece azul. Já o tornassol vermelho é abaixo de pH 4,7. Gotejando nele a solução ácida, o papel se mantém da mesma cor, mas se torna azul quando se pinga a solução básica. Com os papéis indicadores universais, a solução é gotejada numa das tiras e a cor que resulta é comparada ao código de coloração que trazem na embalagem.
A formação da cor foi explicada de forma única pela teoria dos cromóforos, que interpreta a mudança de cor de um indicador como reorganização molecular devido a mudanças nas condições de pH do meio, o que define o aparecimento ou desaparecimento de grupos "cromóforos". Por exemplo, substâncias orgânicas que indicam se uma determinada solução composta é ácida ou básica. Essas substâncias são chamadas de indicadores ácido-base. Os indicadores ácido-base são geralmente ácidos ou bases fracos, que apresentam cores diferentes em meios ácidos ou alcalinos. Como exemplo a fenolftaleína, um indicador ácido-base que apresenta coloração vermelha à rósea em meio básico e torna-se incolor em meio ácido.
2. Objetivos
O principal objetivo deste experimento foi a realização de duas soluções, sendo uma solução básica e a outra ácida e, de forma qualitativa, a determinação do pH dessas soluções.
3. Parte Experimental
3.1. Materiais, vidrarias e reagentes utilizados
● Balança;
● Bureta de 25 mL;
● Béquer de 100 mL;
● Bastão de vidro;
● Pisseta contendo água destilada;
● Balão volumétrico de 100 mL e 250 mL;
● Espátula;
● Papel indicador de pH (0-14);
● Papel tornassol vermelho e azul;
● Frascos para estoque de soluções;
● NaOH sólido;
● HCl concentrado (d= 1,18 g m/L ; 36% m/m ou 12 mol/L );
3.2. Etapas do experimento
 a) Preparação de 250 mL de solução de NaOH 0,1 mol/L
Primeiro, foi calculada a massa de NaOH necessária para a preparação de uma solução de concentração de 0,1 mol/L . Em seguida, foi pesada na balança a quantidade de NaOH sólido calculada, sendo adicionado ao béquer com uma espátula. Em seguida, adicionou-se cerca 50 mL de água à vidraria para solubilizar o composto sólido, sendo misturado com o auxílio do bastão de vidro. O resultado disso foi acrescentado ao balão volumétrico de 250 mL. A transferência foi feita quantitativamente, lavando-se o béquer com água destilada para que houvesse a certificação de que foi passado o máximo de solução para o balão. Logo depois, mais água destilada foi colocada com a pisseta no balão volumétrico até se alcançar a linha que marcava os 250 mL, atentando-se ao menisco. Assim que a concavidade inferior do menisco atingiu a marcação, o balão volumétrico foi fechado e balançado a fim de misturar a solução à água destilada adicionada, ou seja, homogeneizar a solução final. Posteriormente, a solução resultante foi colocada no frasco para estoque e identificada.
b) Preparação de 100 mL de solução HCl 0,1 mol/L 
Foi calculado o volume através da massa para que se tivesse a quantidade necessária de HCl concentrado para a preparação de uma solução de concentração de 0,1 mol/L. Após isso acrescentou, com a pisseta, 20 mL de água destilada no béquer. Logo depois, dentro da capela, foi adicionada a quantidade calculada de HCl concentrado à solução através da bureta e misturado. Essa mistura foi transferida para um balão volumétrico de 100 mL. Em seguida, colocou-se água destilada no béquer e adicionou no balão volumétrico, com a finalidade de limpar e tirar qualquer resíduo da solução que antes estava ali. A água destilada foi adicionada até que a solução alcançasse o menisco do balão, depois disso a solução foi balançada para que os componentes se homogeneizassem. A solução final foi transferida para um frasco para que fosse estocada e identificada.
c) Observação qualitativa do pH das soluções preparadas
Primeiramente foram separados pedaços de cada papel de tornassol (vermelho e azul). Com o auxílio do bastão de vidro, foi colocada uma gota da solução de NaOH em cada um dos dois pedaços de papel e anotados os resultados. Em seguida, o mesmo procedimento foi feito com a solução de HCl. Por fim, com a ajuda do bastão novamente foi gotejada as soluções em tiras diferentes de papel indicador universal e verificado o pH e também registradas as cores indicadas. 
4. Resultados e Discussões
O preparo de soluções ácidas e básicas é essencial para que possamos fazer outros experimentos com formas líquidas e diluídas desses ácidos e bases. O preparo de soluções é o primeiro passo para o começo de qualquer experimento. Para tal preparo usamos uma parte concentrada (o soluto) e adicionamos um solvente, para diluirmos até a concentração desejada. 
	Nesse experimento, para conseguirmos uma solução de NaOH e outra solução de HCl com concentração molar de , precisamos calcular o quanto de soluto terá que ser adicionado para conseguirmos o volume e concentração desejadas. 
	Queremos uma solução de 250ml de NaOH com concentração molar de , sabemos que a Massa Molar do hidróxido de sódio é de , e nosso soluto vem em forma sólida. Com isso temos que calcular a massa necessária a ser adicionada. Seguem os cálculos abaixo:
Primeiro vamos calcular a massa necessária para uma concentração de 
Porém precisamos saber a massa de soluto a ser adicionada em 
A massa necessária é de 1g de NaOH (nesse experimento de acordo com a balança usamos um total de 1,00g), e por liberar hidroxila em meio aquoso é esperado que encontremos uma solução básica com ph acima de 7 e no caso:
O pH deve ser aproximadamente:
Na foto 1 podemos ver que a solução tem um pH básico, visto que o papel de tornassol rosa foi o que mudou de cor.
 Foto 1: Papéis tornassol gotejados com solução de NaOH.
Como indicado na imagem acima, e agora confirmado pelo papel indicador de pH universal, podemos ver que o pH está próximo a 12 ou 13, o que pode ser abaixo do esperado pelo fato de a balança só ter precisão até duas casas decimais.
 Foto 2: Papel indicador universal de pH com a solução de NaOH.
Já para o preparo de 100 ml de HCl com concentração molar de 0.1 Mol / L;
Primeiro vamos calcular a massa de HCL necessária para termos uma solução com concentração molar de 0.1 Mol/L sabendo que a Massa Molar do HCl é de 36.5 g / Mol
Porém o fabricante fornece o soluto em solução com concentração de 36% m/m e para calcularmos o volume necessário a ser utilizado primeiro precisamos descobrir a massa da solução que iremos usar:Sabendo a massa de solução necessária, podemos calcular o volume que será utilizado relacionando com a densidade fornecida pelo fabricante, D=1,19 g/ml
O volume da solução fornecida pelo fabricante necessária para conseguirmos de solução com concentração molar de é de e por liberar ions encontraremos uma solução com pH ácido, abaixo de 7, que nesse caso:
O pH deve ser aproximadamente:
Na imagem abaixo podemos ver que a solução de HCl quando adicionada nos papéis de tornassol no rosa não houve mudança de cor, e no azul mudou para rosa, indicando que é uma solução ácida
 Foto 3: Papéis tornassol gotejados com solução de HCl. 
Visto que colocamos um total de 0.9mL, um arredondamento do volume necessário da solução de HCl 36% m/m devido a precisão do aparelho usado. E de acordo com a foto 4, foi possível analisar um pH muito próximo a 1 e talvez até menor.
 Foto 4: Papel indicador universal de pH com a solução de HCl.
5. Conclusão 
Durante o preparo de ‬soluções ácida e ‭‬básica, ‭ ‬erros podem ter ocorrido ao ‭se avolumar as soluções, porém‬ os resultados desse projeto tiveram extremo êxito, pois, foi realizada a preparação de soluções ácidas e básicas manuseando com maestria os instrumentos laboratoriais, além de conseguir utilizar os papéis indicadores universal para conseguir medir o pH e confirmar a aplicabilidade e funcionalidade dos papéis tornassol.
Conclui-se que o utilizar os papéis tornassol para a indicação do pH (ácido ou básico) é possível, visto que de acordo com o pH a reação dos papéis se torna diferente, papel vermelho em contato com soluções básicas (NaOH) fica azul e o papel azul em contato com soluções ácidas (HCl) fica vermelho, ocorrendo devido a diferença da estrutura iônica do papel. Em‭ ‬solução básica o papel indicador mostrou um pH na faixa entre 11-12, já em solução ácida indicou um pH entre 0-1, junto de sua tabela.
6. Referências bibliográficas
(1) Departamento de Química Geral e Inorgânica da Universidade Estadual do Rio de Janeiro. Química Geral e Experimental VIII (Apostila de laboratório-Oceanografia), 2023.
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(3) JR., G. W. L.; Ragsdale, R. O. Modern Experimental Chemistry. Academic Press. New York and London, 1971.
(4) Do Pim, W. D.; Figueiredo Junior, J. C. D.; Demicheli, C. P. Práticas de Química Geral, Departamento de Química – UFMG. Belo Horizonte, 2014.
(5) Laboratório de Química – QUI126. Aula 8. Ácidos e bases: pH e indicadores, Universidade Federal de Juiz de Fora, 2018. Disponível para download em: https://www.ufjf.br.
(6) Harvey, ‭ ‬D. ‭ ‬Modern ‭ ‬Analytical ‭ ‬Chemistry. ‭McGraw-Hill Companies, ‬2008.
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