Relatorio Quimica2

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IZOLINA GISELY DIAS DE FREITAS 
WEVERTON FERREIRA SANTOS 
LAURA MARTINS CRUVINEL 
EDSON ANTONIO MORAES DA CUNHA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
AULA PRÁTICA: PREPARO E DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES E PADRONIZAÇÃO 
DE SOLUÇÕES 
 
 
 
 
 
 
IZOLINA GISELY DIAS DE FREITAS 
WEVERTON FERREIRA SANTOS 
LAURA MARTINS CRUVINEL 
EDSON ANTONIO MORAES DA CUNHA 
 
 
 
 
 
 
 
AULA PRÁTICA: PREPARO E DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES E PADRONIZAÇÃO 
DE SOLUÇÕES 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Relatório De Química Geral e Analítica 
Instituto Federal Goiano 
Campus Rio Verde 
Curso Licenciatura em Ciências Biológicas. 
Prof. Me Ronaldo Henrique Souza Marques 
 
 
 
 
Sumário 
1.INTRODUÇÃO .................................................................................................................. 5 
2.OBJETIVOS ....................................................................................................................... 6 
3.MATERIAIS UTILIZADOS ............................................................................................... 7 
4.RESULTADOS E DISCUSSÕES ....................................................................................... 8 
4.1 Experimento 1 – (PREPARO DE UMA SOLUÇÃO DE NaOH 0,1 MOL/L). ......... 8 
4.2 Experimento 2 (Preparo de uma Solução de Ácido Clorídrico (HCl) 0,1 Mol/L)...... 9 
4.3 Experimento 3 (Diluição de solução) ..................................................................... 11 
4.4 Experimento 4 (Padronização De Soluções) .......................................................... 12 
4.5 Respostas as questões propostas ............................................................................ 15 
5.LISTA DE IMAGENS ...................................................................................................... 17 
6.CONCLUSÃO .................................................................................................................. 18 
7.BIBLIOGRAFIA .............................................................................................................. 19 
 
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RESUMO 
Ao preparar e diluir as soluções observamos que 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. No decorrer do 
experimento serão descritos os resultados obtidos. 
 A titulação é a operação que determina o volume de uma solução padrão necessário 
para reagir com uma solução cuja concentração se deseja determinar. A solução padrão é aquela 
solução cuja concentração é exatamente conhecida. Na titulação de soluções cuja concentração 
de deseja determinar é empregado a volumetria. A volumetria consiste na medida do volume 
de uma solução padrão, inicialmente preparada, para reagir quantitativamente com um volume 
conhecido de uma solução cuja concentração se deseja determinar, ou o contrário. 
. 
 
 
 
 
 
 
 
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1.INTRODUÇÃO 
Neste relatório trataremos de dois temas desenvolvidos em aula prática laboratorial. 
Preparo e diluição de soluções: 
 A diluição de soluções refere-se ao procedimento de adicionar ou retirar parte do 
solvente de uma solução, modificando, assim, a concentração, A substância presente em maior 
quantidade é normalmente chamada de solvente, enquanto o componente que existir em menor 
quantidade é chamado de soluto. As soluções podem ser de gases, líquidos e sólidos 
 Em laboratórios químicos e em indústrias, esse processo é muito importante, porque o 
químico precisa preparar soluções com concentrações conhecidas. Além disso, em atividades 
experimentais são utilizadas soluções com concentrações bem baixas, assim, uma amostra da 
solução concentrada é diluída até a concentração desejada. 
Padronização de soluções: 
 Análise volumétrica refere-se a todo procedimento no qual o volume de um reagente 
necessário para reagir com um constituinte em análise é medido. - Em uma titulação, 
incrementos da solução de reagente “titulante” são adicionados ao constituinte “titulado” até 
sua reação ficar completa. Da quantidade de titulante requerida, podemos calcular a quantidade 
de constituinte em análise que estará presente. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2.OBJETIVOS 
Preparo de soluções líquidas de NaOH (Hidróxido de Sódio) e HCl ( Acido Clorídrico), 
realizar diluições e determinar qualitativamente o pH dessas soluções usando papel tornassol. 
Além disso, determinar com precisão a concentração da solução de NaOH preparada 
anteriormente pelos discentes e treinar técnicas de titulação utilizando buretas convencionais. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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3.MATERIAIS UTILIZADOS 
Primeiro experimento: 
Balança: 
2 Béquers De 100 Ml: 
Bastão De Vidro: 
Espátula: 
2 Balões Volumétricos De 50 Ml: 
2 Balão Volumétrico De 100 Ml: 
Proveta De 10 Ml: 
Bateria Contendo Tubos De Ensaio: 
Pipeta Graduada: 
Pipeta Volumétrica De 10 Ml: 
Papel De Tornassol: 
Hidróxido De Sódio: 
Ácido Clorídrico Concentrado: 
Biftalato de potássio ou Hidrogenoftalato de potássio: 
Fenolftaleína (Solução Alcoólica 1%P/V): 
Pipetador De Borracha (Pera): 
5 frascos erlenmeyer de 250 ml: 
Bureta Graduada: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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4.RESULTADOS E DISCUSSÕES 
4.1 Experimento 1 – (PREPARO DE UMA SOLUÇÃO DE NaOH 0,1 MOL/L). 
Inicialmente foi realizado cálculo para descobrirmos qual a quantidade de hidróxido de 
sódio (NaOH) seria necessário para o preparo de 100 ml da solução desejada. 
 
Figura 1 – Cálculo da Molaridade NAOH 
 
Em seguida Pesamos 0,4 g de NaOH sólido em uma balança com auxílio de um Béquer 
de 100ml. 
 
Figura 2 – Béquer com 0,4g de NaOH 
 
Com auxílio de uma pipeta diluímos o NaOH em um Béquer e transferimos para um balão de 
250 ml com auxílio de um funil e completa seu volume até a marca de aferição (menisco) com 
água destilada. 
 
 
 
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Figura 3 – Diluição e preparo da solução 
 
Com uso de um canetão destacamos a solução e concentração. 
 
Figura 4 – Solução NAOH 1 Mol/L 
 
4.2 Experimento 2 (Preparo de uma Solução de Ácido Clorídrico (HCl) 0,1 Mol/L). 
Inicialmente foi realizado cálculo para descobrirmos qual a quantidade de ácido 
clorídrico (HCl) seria necessário para o preparo de 50 ml da solução desejada. 
 
 
Figura 5 – Cálculo da Molaridade HCl 
 
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Com a quantidade necessária de HCl definida utilizamos uma pipeta graduada para manusear 
o acido dentro de uma capela, coletamos a quantidade necessária e transferimos para um Béquer 
com um pouco de água destilada. 
 
Figura 6 – Medição da quantidade necessária de HCl 
 
Com auxílio de uma pipeta diluímos o HCl em um Béquer e transferimos para um balão 
de 50 ml com auxílio de um funil e completa seu volume até a marca de aferição (menisco) com 
água destilada. 
 
Figura 7 – Completando Balão com água destilada 
 
Com uso de um canetão destacamos a solução e concentração. 
 
Figura 8 - Solução HCl 1 Mol/L 
 
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4.3 Experimento 3 (Diluição de solução) 
Transferimos as soluções Obtidas anteriormente para dois Béquers e coletamos 10 ml 
de cada solução e transferimos para dois balões volumétricos de 50 ml. Completamos ate a linha 
de nível com água destilada. 
 
Figura 9 – NaOH 0,1 Mol, NaOH Diluído e HCl Diluído 
 
Em seguida realizamos o cálculo da concentração da solução que ao final foi de 
0.02Mol/L. 
 
Figura 10 Cálculo da Diluição 
 
Como última etapa transferimos uma quantidade da solução diluída de NaOH e HCl 
para dois tubos de ensaio e adicionamos a reagente fenolftaleína que é um indicador de solução 
básica ao tubo contendo NaOH, o que fez a solução adquirir uma coloração rosa. Usando uma 
fita de tornassol medimos o PH das duas substânciase comparamos para analisar se estavam de 
acordo com o esperado. 
Para o HCl obtivemos uma coloração Alaranjada indicando uma solução acida. 
Para o NaOH obtivemos uma coloração Azulada indicando uma solução Alcalina. 
 
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Figura 11 – Tubos com solução de NaOH e HCl e resultado da medição de PH 
 
4.4 Experimento 4 (Padronização De Soluções) 
Preparamos o primeiro experimento fazendo preparo do titulante e do titulado. 
Utilizando uma solução pré perada de Biftalato de potássio ou Hidrogenoftalato de 
potássio (C8H5KO4) , separamos 3 erlenmeyers de 250ml e adicionamos 10 ml da solução a 
0,1 Mol/L em cada erlenmeyer completando com 50ml de água destilada e 4 gotas de reagente 
fenolftaleína que é nosso titulado. 
Em sequência adicionamos a uma bureta graduada de 50 ml a solução de NaOH que 
será nosso titulante. 
Colocamos o primeiro erlenmeyer abaixo da bureta, abrimos de forma que o titulante 
pingasse no titulado, agitando o erlenmeyer para que a solução homogeneizasse, agitamos ate 
que o titulado adquirisse uma coloração rosa. 
Repetimos o experimento com outros 2 erlenmeyers e notamos a quantidade de titulante foi 
necessária para causar a reção. 
 
 
 
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Figura 12 – Amostras e resultado do titulante 
 
Em seguida realizamos uma média e o cálculo para definir a concentração correta da 
solução. 
1 Experimento 11,02 
2 Experimento 11,02 
3 Experimento 11,01 
Média 11,01 
 
 
Figura 13 – Cálculo de Concentração Real Biftalato de potássio 
 
Agora realizamos o mesmo experimento, mas com HCl e NaOH 
Utilizando uma solução de acido clorídrico (HCl), separamos 2 erlenmeyers de 125ml e 
adicionamos 10 ml da solução a 0,1 Mol/L em cada erlenmeyer completando com 50ml de água 
destilada e 4 gotas de reagente fenolftaleína que é nosso titulado. 
Em sequência adicionamos a uma bureta graduada de 50 ml a solução de NaOH que 
 
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será nosso titulante. 
Colocamos o primeiro erlenmeyer abaixo da bureta, abrimos de forma que o titulante 
pingasse no titulado, agitando o erlenmeyer para que a solução homogeneizasse, agitamos ate 
que o titulado adquirisse uma coloração rosa. 
Repetimos o experimento com o segundo erlenmeyers e notamos a quantidade de titulante foi 
necessária para causar a reção. 
 
 
Figura 14 – Erlenmeyer co HCl apos reação 
 
Em seguida realizamos uma média e o cálculo para definir a concentração correta da 
solução. 
1 Experimento 9,06 
2 Experimento 9,06 
Media 9,06 
 
 
Figura 15 - Cálculo de Concentração Real HCl 
 
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4.5 Respostas as questões propostas 
O que se entende por "concentração de uma solução"? 
A concentração de uma solução refere-se à quantidade de soluto presente em uma quantidade 
definida de solvente ou solução. Existem várias formas de expressar a concentração, 
incluindo: 
• Molaridade (M): número de moles de soluto por litro de solução (mol/L). 
• Molalidade (m): número de moles de soluto por quilograma de solvente (mol/kg). 
• Fração molar: razão do número de moles de um componente pelo número total de 
moles de todos os componentes da solução. 
• Porcentagem em massa (% m/m): massa de soluto por 100 unidades de massa de 
solução. 
• Porcentagem em volume (% v/v): volume de soluto por 100 unidades de volume de 
solução. 
O que é uma substância higroscópica? 
Uma substância higroscópica é aquela que tem a capacidade de absorver água do ambiente 
circundante. Isso pode ocorrer porque a substância tem uma alta afinidade por moléculas de 
água, frequentemente devido à presença de grupos funcionais polares ou iônicos. 
Por que não se deve completar o volume de solução, em um balão volumétrico, antes da 
solução ser resfriada? 
Não se deve completar o volume da solução antes de resfriá-la porque o volume de líquidos 
pode variar com a temperatura. Se a solução estiver quente, seu volume será maior. Ao 
resfriar, o volume diminui, o que pode resultar em uma concentração maior do que a desejada. 
Por isso, é importante resfriar a solução à temperatura ambiente antes de ajustar o volume 
final. 
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 
b) 2 litros de solução 0,25 mol/L 
Para calcular a massa de KOH (hidróxido de potássio) necessária, usamos a fórmula: 
massa (g)=molaridade (mol/L)×volume (L)×massa molar (g/mol) 
A massa molar do KOH é aproximadamente 56,11 g/mol. 
a) 250 ml (0,25 L) de solução 0,1 mol/L: 
massa=0,1mol/L×0,25L×56,11g/mol=1,40275g 
b) 2 L de solução 0,25 mol/L: 
massa=0,25mol/L×2L×56,11g/mol=28,055g 
Calcule o volume de uma solução de ácido sulfúrico 6 mol/L necessário para preparar 500 ml 
de concentração 0,5 mol/L. 
Usamos a fórmula da diluição C1.V1=C2.V2,onde C1 e V1 são a concentração e o volume da 
solução concentrada, e C2 e V2 são a concentração e o volume da solução diluída. 
6mol/L×V1=0,5mol/L×0,5L = 41,7mL 
Que volume de ácido nítrico concentrado deve ser utilizado para preparar 250 ml de uma 
solução 0,1 mol/L. Dados: HNO3 conc. = 65% p/p; d = 1,5 g/ml. Primeiro, precisamos 
encontrar a concentração molar do HNO3 concentrado. 
 
Usando C1.V1=C2.V2 : 
15,48mol/L×V1=0,1mol/L×0,25L 
 
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Quais os cuidados que devem ser tomados ao pipetar HCl concentrado? 
• Use equipamentos de proteção individual (EPI) como luvas, óculos de segurança e 
jaleco. 
• Trabalhe em uma capela de exaustão para evitar inalação de vapores. 
• Use uma pipeta adequada e nunca pipete com a boca; utilize um bulbo ou um dispositivo 
de pipetagem automático. 
• Manuseie com cuidado para evitar derramamentos ou respingos 
Por que saem vapores do frasco de ácido clorídrico concentrado quando este é aberto? 
O ácido clorídrico concentrado é volátil e libera vapores de HCl ao ar. Esses vapores são 
altamente corrosivos e podem formar uma névoa branca quando reagem com a umidade do ar, 
formando pequenas partículas de cloreto de hidrogênio. 
Por que não é conveniente pesar o HCl conc.? 
O HCl concentrado é um líquido volátil e corrosivo. Pesar líquidos voláteis pode resultar em 
perdas de massa devido à evaporação, além de ser perigoso devido ao risco de inalação de 
vapores e à corrosão de balanças e recipientes. Para soluções concentradas de HCl, é mais 
seguro e preciso medir o volume em vez da massa. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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5.LISTA DE IMAGENS 
Figura 1 – Cálculo da Molaridade NAOH …………………………………………pag.8 
Figura 2 – Béquer com 0,4g de NaOH……………………………………………pag.8 
Figura 3 – Diluição e preparo da solução…………………………………………pag.9 
Figura 4 – Solução NAOH 1 Mol/L………………………………………………. pag.9 
Figura 5 – Cálculo da Molaridade HCl…………………………………………… pag.9 
Figura 6 – Medição da quantidade necessária de HCl……………………………. pag.10 
Figura 7 – Completando Balão com água destilada………………………………. pag.10 
Figura 8 - Solução HCl 1 Mol/L…………………………………………………...pag.10 
Figura 9 – NaOH 0,1 Mol, NaOH Diluído e HCl Diluído…………………………pag.11 
Figura 10 Cálculo da Diluição……………………………………………………...pag.11 
Figura 11 – Tubos com solução de NaOH e HCl e resultado da medição de PH…pag.12 
Figura 12 – Amostras e resultado do titulante………………………………………pag.13 
Figura 13 – Cálculo de Concentração Real Biftalato de potássio…………………pag.13 
Figura 14 – Erlenmeyer co HCl apos reação…………………………………..........pag.14 
Figura 15 - Cálculo de Concentração Real HCl……………………………………pag.14 
 
 
 
 
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6.CONCLUSÃO 
 
Com o experimento concluímos que as soluções NaOH (Hidróxido de Sódio) e HCl 
(Ácido Clorídrico), preparadas pelos discentes são caracterizadas como uma base e uma acida. 
A identificação de pH foi feita com a ajuda do papel tornassol neutro indicando com a mudança 
de coloração da solução ácido-base, sendo o NaOH uma base pois após o contato com o líquido 
o papel mudou coloração para cor azul, e o HCl um ácido pois mudou para vermelho. A 
mudança de coloração do papel dar-se pela teoriada dissociação eletrolítica iônica dos 
indicadores, os indicadores são bases ou ácidos fracos cuja cor das moléculas não-dissociadas 
difere da cor dos respectivos íon. Pela teoria de Ostwald o indicador na forma ácida (HIn) ou 
básica (InOH) não dissociada, teria uma cor diversa daquela que teriam seus íons. 
 
Indicadores Ácidos: contêm hidrogênios ionizáveis na estrutura molecular. Em um meio 
ácido (pH7), os grupos OH- 
(hidroxila) do meio atraem fortemente os hidrogênios do indicador, formando água e liberando 
os ânions do indicador, que possuem coloração distinta da molécula original. 
Indicadores Básicos: possuem grupos OH- (hidroxila) ionizáveis na estrutura molecular. 
Em um meio alcalino (pH>7), as moléculas do indicador permanecem não-ionizadas. Em um 
meio ácido (pH