preparação e concentração de solução aquosa

MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO
UNIVERSIDADE FEDERAL DO TRIÂNGULO MINEIRO
PREPARAÇÃO E CONCENTRAÇÃO DE
SOLUÇÃO AQUOSA
Subprojeto de Química/PIBID/UFTM,
Coordenador de Área: Prof. Dr. Alexandre Rossi
Profa. Supervisora: Adriana Freitas Neves
Bolsista: Aline Resende Gomes
Uberaba/MG
Essa atividade experimental tem como objetivo auxiliar o Professor de
Química do Ensino Médio em sua prática pedagógica, durante os estudos
relacionados às soluções químicas. É feita uma abordagem quanto à técnica
experimental do preparo correto de soluções aquosas a partir de soluto sólido,
às diferentes unidades de concentração e ao conceito de hidrólise relacionado
ao cotidiano do aluno.
I. INTRODUÇÃO
Uma solução é sempre constituída de dois componentes: um que dissolve, chamado de
solvente, e outro que é dissolvido, que chamaremos de soluto. Assim, quando preparamos um
copo de água com açúcar, sem se dar conta disso, preparou-se uma solução, onde a água é o
solvente e o açúcar dissolvido é o soluto.
Nosso copo de água com açúcar pode estar muito ou pouco doce. Quimicamente
falando, o que está variando é a concentração do soluto em relação ao solvente. Quanto mais
doce estiver, mais açúcar encontra-se dissolvido e se diz que a solução esta mais concentrada.
CONCENTRAÇÃO COMUM (C)
A concentração é a relação entre a quantidade de soluto e o volume da solução. Se o
solvente for a água, deparamo-nos com uma solução chamada de aquosa. É bastante óbvio
que se colocarmos uma colher de chá de açúcar em um copo com água o resultado será menos
doce do que se colocarmos uma colher de sopa de açúcar no mesmo copo com água. A
primeira solução é menos concentrada que a segunda, ou seja, possui menos massa de soluto
do que a segunda, para o mesmo volume de solvente.
Todos sabem que a quantidade de soluto que pode ser adicionado a um solvente não é
infinita. Se ao preparar nosso copo com açúcar e colocar vagarosamente pequenas
quantidades de soluto, à medida que isso é feito, a concentração começa a aumentar.
Adicionando mais soluto, a concentração continua aumentando até que colocamos uma pitada
do soluto e este não mais se dissolve. Atingimos a máxima concentração que essa solução
pode ter e, mesmo que adicionemos mais soluto, a concentração não se alterará mais. Nesse
ponto, podemos definir o coeficiente de solubilidade do soluto.
Toda a quantidade de açúcar que se colocou a mais ficará depositada no fundo do copo
e não tornará a solução mais doce.
Matematicamente, podemos escrever uma expressão para calcular a concentração
comum:
C = m/V
Onde,
C é a concentração dada em g/L
m é a massa do soluto em gramas
V é o volume da solução em litros
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MOLARIDADE (M) E MOLALIDADE (W)
Lembre-se de que para a química as quantidades são, muito costumeiramente,
expressas em mols. Podemos então calcular algo que chamaremos de concentração molar.
Concentração porque relaciona a quantidade de soluto por volume e molar porque essa
quantidade não será expressa em quantidade de massa, mas sim em mols.
A molaridade, M, nada mais é então que a relação entre a quantidade de soluto
expressa em mol, n, e o volume, V, da solução em litros.
M = n/V
Mol é uma unidade química para quantidade de átomos, moléculas ou íons e de acordo
com Avogadro, pode ser escrito como 6x10-23 átomos, moléculas ou íons. Ou seja, em um
mol de qualquer molécula, você não precisará contar a quantidade de moléculas (seria muito
cansativo), pois será sempre este.
O número de mol (n) é determinado pela razão entre a massa do soluto e a sua massa
molar (MM):
n = m/MM
Agora imagine que a solução aquosa com que você esteja trabalhando será aquecida.
Você deve saber que a maioria dos materiais e inclusive a água, quando aquecidos, aumentam
de volume. Isso não é muito bom para nós não é mesmo? Porque se o volume da solução
aquosa aumentar com o aquecimento, mas o número de mols de soluto não variar, teremos
uma solução com concentração molar menor que a da temperatura ambiente. A temperatura
influência na molaridade de uma solução química.
Em função deste fato, foi pensada uma nova unidade de concentração, para que o
aumento da temperatura não mais influenciasse a concentração da solução. Essa nova
unidade de concentração e chamada de molalidade e usa-se a massa de solvente em Kg, ao
invés de seu volume em litros.
W = n/msolv. (Kg)
TIPOS DE SOLUÇÕES
Dependendo da quantidade de soluto que uma solução contém, pode-se classificá-la
em diferentes classes. Tenha novamente em mente que existe um limite da quantidade de
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soluto que pode ser adicionado a um determinado volume de solvente, que chamamos de
coeficiente de solubilidade.
Quando uma solução tem menos soluto do que determinado pelo seu o coeficiente de
solubilidade, dizemos que essa solução é insaturada. Quando tem exatamente a quantidade de
soluto determinado pelo coeficiente de solubilidade, a solução é denominada saturada.
Finalmente, quando a quantidade de soluto supera o coeficiente de solubilidade, dizemos que
ela é supersaturada.
Você deve estar se perguntando como é possível ter uma solução que contém uma
quantidade de soluto superior àquela determinada pelo seu coeficiente de solubilidade. As
soluções ditas supersaturadas, que contêm uma quantidade de soluto superior ao coeficiente
de solubilidade são extremamente difíceis de serem preparadas e muito instáveis.
Imagine a seguinte situação: você quer empilhar latas de refrigerante e, o máximo
que se consegue empilhar são quatro latas. Você tentará empilhar milhões de vezes a quinta
lata e o limite será sempre de quatro latas. De repente, você utiliza toda sua habilidade e
cuidado e consegue empilhar a quinta lata. Nesse momento, alguém bate a porta e a quinta
lata cai, restando apenas quatro empilhadas. Você se concentra novamente e consegue
empilhar não cinco, mas seis latas. Nesse momento, vem se aproximando da sua pilha um
mosquito e pousa em cima dela, derrubando duas delas e restando novamente quatro latas
empilhadas. Esse fato é o que é observado nas soluções supersaturadas. Em condições
especiais conseguimos dissolver uma quantidade de soluto superior ao seu coeficiente de
solubilidade, mas, na primeira perturbação o excedente se precipita, restando dissolvida
apenas a quantidade limite, o que torna a solução saturada.
MARCA DE CALIBRAÇÃO (MENISCO)
O menisco consiste na interface entre o ar e o líquido a ser medido. Quando se
preenche a vidraria com o solvente e tem que observá-la na altura dos olhos, assim verá que a
superfície do líquido forma uma linha curva. Para acerto do menisco, o olho deve estar no
nível da superfície do líquido, para assim evitar um erro devido à paralaxe (Figura 1).
Paralaxe é um fenômeno que ocorre através da observação errada do valor na escala analógica
do instrumento, devido ao ângulo de visão. O efeito de paralaxe pode ser observado na
Figura 1,
Figura 1: Acerto do menisco na marca de calibração do balão volumétrico (a) e o efeito
paralaxe (b).
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INDICADOR
Um indicador de pH, também chamado indicador ácido-base, é um composto químico
que é adicionado em pequenas quantidades a uma solução e que permite saber se essa solução
é ácida ou básica. Normalmente, a adição do indicador de pH tem a sua cor variada,
dependendo do valor de pH da solução. Quando adicionados a uma solução, os indicadores de
pH se ligam aos íons H+ ou OH-. A ligação dos indicadores a estes íons provoca uma
alteração estrutural e eletrônica nas moléculas dos indicadores, passando a exibir colorações
diferentes em função dessas ligações.
FENOLFTALEÍNA
A fenolftaleína (Figura 2) é um indicador de pH muito utilizado em laboratórios
químicos. Quando colocada em meio ácido, é observada uma falta de coplanaridade dos seus
anéis aromáticos, de modo que a luz refletida não é característica da região do visível do
espectroeletromagnético, permanecendo assim incolor na solução. Porém em meio básico,
seus anéis aromáticos se encontram em um mesmo plano, fazendo com que a luz refletida
tenha comprimento de onda característica da luz vermelha-violácea.
Figura 2: Estruturas do Indicador Fenolftaleína.
BICARBONATO DE SÓDIO
O bicarbonato de sódio ou hidrogenocarbonato de sódio é um composto de fórmula
NaHCO3. É um sólido cristalino de cor branca, solúvel em água, com um sabor ligeiramente
alcalino.
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HIDRÓLISE SALINA
O conceito de hidrólise é proveniente da definição de Arrhernius de ácido e base. A
palavra significa “quebra pela água“. A hidrólise é uma reação química entre um ânion ou um
cátion e água, com fornecimento de íons H+ e OH- para a solução. Considerando, por
exemplo, o bicarbonato de sódio, quando em água, fornecerá íons sódio (Na+) e bicarbonato
(HCO3-). No entanto, como o íon bicarbonato é proveniente de um ácido fraco, haverá a
remoção de próton da molécula de água pelo íon para formar o ácido carbônico (H2CO3) e
íons hidroxila (OH-). A liberação de OH-, por consequência da reação de hidrólise, deixará a
solução básica.
NaHCO3(s)
HCO3-(aq) + H2O(l)
Na+(aq) + HCO3-(aq)
H2CO3(aq) + OH-(aq)
Este fenômeno químico da hidrólise é que explica o fato de ingerirmos uma solução de
bicarbonato de sódio para combater a azia. A solução de bicarbonato de sódio, pela reação de
hidrólise, liberará íons OH- na solução, que neutralizará o excesso de íons H+ causador da
acidez estomacal.
O ácido carbônico formado é instável e se decompõe em gás carbônico (CO2) e água
(H2O), segundo a reação química abaixo. A liberação de CO2(g) é responsável pelo “arroto”
que acompanha a ingestão do bicarbonato de sódio.
H2CO3(aq)
CO2(g) + H2O(l)
II. PARTE EXPERIMENTAL
Tempo previsto: 100 minutos
II.1. MATERIAIS E REAGENTES
MATERIAIS





1 Balão volumétrico de 50 mL;
1 Pisseta plástica;
1 Balança Analitica;
1 Copo descartável (tipo café);
1 Colher.
REAGENTES
 Bicarbonato de sódio (NaHCO3);
 Água destilada.
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II.2. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
A sala deve ser dividida em quatro grupos. Será entregue a cada grupo, uma
determinada massa de soluto, na qual deverá ser preparada uma solução de bicarbonato de
sódio em um balão volumétrico de 50 mL. A massa de cada grupo será, respectivamente,
m1=1,68g, m2=0,420g, m3= 0,210g, m4=0,0420g.
PREPARO DE UMA SOLUÇÃO AQUOSA DE NaHCO3
 Pegue uma amostra de NaHCO3 com o seu professor para dar início o procedimento de
preparação da solução.
 Transfira, cuidadosamente, a massa de NaHCO3 para o recipiente plástico (copo de
café).
 Dissolva a massa de NaHCO3, adicionando-se água destilada até que a mistura se
torne homogênea. Tome o cuidado para não ultrapassar a marca contido no recipiente
plástico (fazer a marca para 20 mL de volume no copo plástico previamente à
atividade). A solução formada é saturada, supersaturada ou insaturada? Observe e faça
sua anotação.
 Logo após a dissolução, transfira a solução para o balão volumétrico de 50 mL.
 Finalmente, acrescenta-se água com auxilio de uma pisseta até atingir a marca de
calibração do balão volumétrico. Tampe o balão volumétrico e agite-o de cabeça para
baixo, para homogeneizar a solução. A solução está pronta.
CALCULO DAS CONCENTRAÇÕES
Cada grupo deverá determinar a concentração de sua solução, fazendo os seguintes
cálculos como descrito abaixo:
 Grupo 1
 Grupo 2
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 Grupo 3
 Grupo 4
VISUALIZAÇÃO DO EFEITO DE CONCENTRAÇÃO
O que significa ter diferentes concentrações? Com o auxilio de um indicador acidobase, podemos observar e compreender melhor do efeito de concentração.
Cada grupo deve adicionar três gotas do indicador fenolftaleína à solução de
bicarbonato de sódio preparada e homogeneizar. O indicador fenolftaleína apresenta
coloração avermelhada em meio básico e incolor em meio ácido. Pelo efeito da hidrólise do
ânion bicarbonato (HCO3-), as soluções preparadas pelos alunos, terão propriedades básicas
devido à liberação dos íons OH- nas soluções. Desta forma, após a adição do indicador
fenolftaleína, as soluções de bicarbonato de sódio preparadas exibirão uma coloração
avermelhada, sendo menos intensa para a solução menos concentrada e tornando-se mais
intensa à medida que aumenta a concentração das soluções. Através da visualização das
diferentes intensidades de coloração exibidas pelas soluções de bicarbonato de sódio
preparadas, permitirá os alunos melhor compreenderem sobre o conceito de concentração de
solução.
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III. AVALIAÇÃO
Como avaliação da atividade experimental, sugere-se que seja feita ao longo de todo o
processo, considerando-se desde a etapa de planejamento e elaboração até a sua realização
com os alunos do Ensino Médio, sujeita as adequações que se fizerem necessárias. Ainda,
poderá ser avaliado o interesse, a participação e a aprendizagem dos alunos do Ensino Médio.
IV. REFERÊNCIAS
1. ATKINS, P., JONES, L., Princípios de Química, Tradução da 3a edição Inglesa. Porto
Alegre: BookMan, 2002.
2. Russel, J.B., Química Geral, 2ª Edição. São Paulo: Makron Books, 1994.
3. Disponível em: http://pt.wikipedia.org/wiki/Molalidade, acesso em 25 de Fevereiro de
2012.
4. Disponível em: http://www.colegioweb.com.br/quimica/molaridade-ou-concentracaomolar-, acesso em 25 de Fevereiro de 2012.
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