Relatório da Prática 6: Preparação e Diluição de Soluções

                       EEP – Escola de Engenharia de Piracicaba


                                                                                                                                   
                              Curso: Engenharia Civil

             Disciplina: Laboratório de Química Fundamental

                   Professor: Dra. Maria Cristina de Almeida


 Relatório da Prática 6: Preparação e Diluição de Soluções


Componentes:
Matheus Guirado                                  R.A. 201500067

Mônica Maria Losso                              R.A. 201710129

Vitória da Silva Carolino                        R.A. 201710166


                                    Data: 00/06/2017

I. Objetivos
- Preparar solução de permanganato de potássio.
- Conduzir diluições sucessivas.
- Realizar cálculos de massa e de concentração.

II. Introdução Teórica
Em Química, solução é o nome dado a dispersões cujo tamanho das moléculas dispersas é menor que 1 nanômetro (10 Angstrons). A solução ainda pode ser caracterizada por formar um sistema homogêneo (a olho nu e ao microscópio), por ser impossível separar o disperso do dispersante por processos físicos.[pic 1]

As soluções são compostas por moléculas ou íons comuns. Podem envolver sólidos, líquidos ou gases como dispersantes (chamados de solventes – existentes em maior quantidade na solução) e como dispersos (solutos). A solução também pode apresentar-se nesses três estados da matéria.

As soluções podem ser classificadas, quanto ao seu estado de agregação:
a) quanto ao estado físico:
- sólidas: ligas metálicas (aço = Fe, C, Mn; latão = Cu e Zn; bronze = Cu e Sn, etc.), medicamentos (comprimidos).
- líquidas: bebidas não gaseificados, bebidas alcoólicas, água mineral sem gás, soro fisiológico.
- gasosas: ar (isento de poeira), GLP (vazado).
Vale lembrar que misturas gasosas sempre são homogêneas.
b) quanto à natureza do soluto:
- moleculares: as partículas do soluto são moléculas.
exemplo:
- iônicas: as partículas do soluto são íons.
exemplo:
c) quanto ao Coeficiente de Solubilidade (C.S.):
O Coeficiente de Solubilidade representa a maior massa que pode ser dissolvida em certa quantidade padrão de um solvente, em determinada temperatura.
ex.: NaCl = 35,7 gramas/100 gramas de H2O à 0º C.
CaSO4 = 0,2 gramas/100 gramas de H2O à 0º C.
AgNO4 = 122 gramas/100 gramas de H2O à 0º C.

As soluções podem também ser classificadas, quanto a razão soluto/solvente, esta propriedade relaciona a quantidade de soluto em relação à quantidade de solvente:
a) Solução diluída: a quantidade de soluto é muito pequena em relação à de solvente, sendo assim, a solução se encontra completamente diluída.
Por exemplo, uma solução formada por 1g de NaCl para 100g de água.
b) Solução concentrada: quando a quantidade de soluto é grande em relação à de solvente, ou seja, a solução não se encontra dissolvida.
Por exemplo, uma solução formada por 30g de NaCl em 100g de água.
c) Solução saturada: neste caso, a quantidade de soluto é a máxima permitida para uma certa quantidade de solvente, em determinada temperatura.
Por exemplo, uma solução constituída por 37g de NaCl em 100g H2O.
d) Solução supersaturada: este é um sistema instável, pois a quantidade de soluto é maior que a máxima permitida.
Por exemplo, uma solução formada por 69g de NaCl em 100g H2O.[pic 2][pic 3]

As soluções se classificam pela natureza das partículas dispersas:

a) Solução molecular: as partículas dispersas neste caso são moléculas.
Um exemplo é uma solução formada por açúcar dissolvido na água. As moléculas de açúcar (sacarose —C12H22O11) são moleculares porque são formadas somente por ligações covalentes entre seus átomos. Essas moléculas unem-se e formam aglomerados que ficam visíveis na forma de cristais.
b) Solução iônica: as partículas dispersas se encontram na forma de íons. Estas soluções também são chamadas de soluções eletrolíticas, porque possuem a capacidade de conduzir corrente elétrica.
Por exemplo, o sal de cozinha (NaCl – cloreto de sódio) é formado por íons sódio (Na+) e cloreto (Cl-), que são unidos por uma ligação iônica, ou seja, eles ligaram-se por uma transferência de elétrons que fez com que os átomos se transformassem em íons (o sódio perdeu um elétron, ficando com carga +1, e o cloro ganhou um elétron, ficando com carga -1).

III. Materiais e Reagentes
Lista dos materiais e reagentes necessários para realização dessa prática:

IV. Procedimento

• Pesamos exatamente 1,000g de KMnO4, na balança previamente tarada, diretamente em um béquer de 50mL. Com a pisseta, acrescentamos água destilada até a marca de 20mL e levamos ao aquecimento brando, utilizando bico de Bunsen, tela de amianto e tripé. Deixamos a solução em aquecimento até que grande parte do sal  tenha se dissolvido, utilizando a bagueta para ajudar na dissolução e, antes de começar entrar em ebulição desligamos a chama.

[pic 4]

Figura 1 - Na figura estamos aquecendo a solução com o auxílio da bagueta para dissolver.

• Em seguida levamos a solução para resfriamento em banho de gelo, até ficar em temperatura ambiente. Transferimos todo o conteúdo do béquer para um balão volumétrico de 50mL. Com a pisseta, despejamos jatos de água no béquer e, em seguida, transferiu-se o conteúdo para o balão. Executamos tal operação até que toda a massa de sal tenha sido quantitativamente transferida, ou seja, até que o béquer ficar incolor. Finalmente acertou-se o menisco utilizando a pipeta Pasteur. Tampamos o balão e agitamos a solução, homogeneizando-a. Essa foi nossa solução 1.
• Abrimos o balão e transferiu-se uma pequena quantidade para o béquer limpo e seco. Mediu-se 5mL da solução 1 em uma proveta de 10mL utilizando pipeta Pasteur para o acerto de menisco.

[pic 5]

Figura 2 - Nessa imagem, foi feito a transferência de 5mL do balão para um béquer, onde utilizando a pipeta transferiu para a proveta de 10mL.

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