Preparo e Padronização de Soluções

Em um laboratório, uma das atividades mais comuns é o preparo de soluções. Dessa forma, é importante que o estudante saiba que existem alg...

Em um laboratório, uma das atividades mais comuns é o preparo de soluções. Dessa forma, é importante que o estudante saiba que existem alguns tipos diferentes de soluções. Este é um dos nossos objetivos neste artigo.

Para começar, suponha que você realiza duas misturas de duas substâncias. A primeira mistura é realizada com açúcar e água, e a segunda, com água e óleo de cozinha (conforme esquema abaixo):

Pode-se notar que não há distinção de fases no béquer 1, o que pode caraterizar a solução como homogênea. O béquer 2, com água e óleo, pode ser classificado como heterogêneo, pois há distinção de (nesse caso) duas fases - sendo considerado uma mistura bifásica.

Dessa forma, em uma mistura homogênea (ou aparentemente homogênea) existe, uma substância que se apresenta em maior quantidade (solvente) e outra em quantidade menor (soluto), a qual se encontra dispersa na anterior. Assim tem-se uma fase dispersora e uma fase dispersa. No exemplo anterior, no béquer 1, o açúcar é o soluto e a fase dispersa; a água é o solvente e a fase dispersora.

Você já deve ter percebido que as dispersões consistem em sistemas nos quais uma substância está disseminada, sob forma de pequenas partículas, em outra substância. Através disto é possível realizar a classificação geral da solução.

Uma solução, onde o tamanho das partículas dispersas está entre 0 ~ 1 nanômetros (nm), a solução é dita verdadeira. Quando o tamanho das partículas dispersas na solução está entre 1 ~ 100 nm, a solução é dita coloidal. Acima de 100 nm a solução é considerada uma suspensão.

Dentro do conceito de solução verdadeira (dispersão homogênea), pode-se classificar a solução conforme seu coeficiente de solubilidade.

Solução Saturada:

São as soluções que atingem o coeficiente de solubilidade, isto é, quando o soluto está dissolvido no solvente em quantidade tal que, se adicionamos mais quantidade de soluto, esse excesso não mais se dissolve.

Não-Saturada:
São aquelas que a quantidade de soluto não atinge o coeficiente de solubilidade.


Supersaturada:

São aquelas em que a quantidade de soluto supera o coeficiente de solubilidade original, ou seja, o soluto está dissolvido numa quantidade acima da saturação, mas sem precipitar (é uma situação metaestável).

Observação: Ao aumentar a temperatura de uma mistura (de reação necessariamente endotérmica), será deslocado o equilíbrio da equação na direção dos produtos, aumentando suas respectivas concentrações, e, portanto, aumentando temporariamente o Kps (coeficiente de solubilidade). Quanto maior o Kps, maior a solubilidade. Dessa forma, consegue-se solubilizar temporariamente uma quantidade maior de soluto do que o normal.

Ainda dentro do conceito de solução verdadeira, abordaremos as soluções preparadas em laboratório, que são comumente chamadas de Soluções Comuns e Soluções Padrão.

Preparo de solução comum:

No preparo de soluções comuns não é necessário a utilização de vidraria volumétrica (que possui maior exatidão), usa-se geralmente béqueres para dissolver e provetas (ou até mesmo balões volumétricos) para avolumar (completar o volume desejado).

Exemplo: Preparo de 100 mL de uma solução comum de 0,1 mol/L de NaOH (sólido).

Sabe-se que o hidróxido de sódio tem 40 gramas por mol e geralmente 97% de pureza. Dessa forma, como é preciso preparar uma solução 0,1 mol/L e sabendo que 1 mol de NaOH tem 40 gramas, 0,1 mol tem 4 gramas.

Entretanto, como só é necessário 100 mL de solução, é necessário mais uma conta. Se em 1 litro (1000 mL) eu preciso de 4 gramas, em 100 mL eu preciso de 0,4 (basta dividir por 10).

Entretanto, este valor obtido seria para caso a substância fosse 100% pura. Sabe-se que a pureza é de 97%, então é necessário pesar um pouco a mais para compensar essa pequena falta de pureza. Vale ressaltar que como esta solução é uma solução comum, não é necessária tanta exatidão, porque ela terá, necessariamente, que ser padronizada depois. Até porque o NaOH é altamente higroscópico (absorve umidade), o que atrapalha sua pesagem.

Quando se faz uma regra de três com porcentagem, onde você quer um resultado maior do que o que você já tinha, é necessário fazer uma regra de três invertida. 0,4 gramas x 100 = 40 gramas. 40 gramas dividido por 97 é aproximadamente 0,4124 gramas (utilizei as 4 casas decimais da balança analítica). Finalmente, após todas essas contas descobrimos que para preparar a solução que precisamos é necessário pesar 0,4124 gramas de NaOH, dissolver em uma quantidade de água destilada inferior a 100 mL (como por exemplo 50 mL), em um béquer, e transferir para um balão volumétrico de 100 mL ou, se não for necessário tanta exatidão, pode-se utilizar uma proveta onde o volume será ajustado até a marca de 100 mL.

Como curiosidade, a concentração percentual desta solução, definida através da massa da substância dividida pela massa total da mistura, multiplicado por 100, é de (aproximadamente) 0,4%. Entretanto, não é costume chamar esta solução de NaOH 0,4%, pois esta designação é mais comum com números inteiros.

Padronização:

É importante notar que, para a utilização destas soluções comuns em análises, é necessária a padronização da solução, ou seja, titulá-la com uma substância considerada padrão (que você sabe a concentração real), para que a partir da relação estequiométrica da reação das duas substâncias, seja possível calcular a concentração real da solução comum preparada.

Para a titulação da solução de NaOH preparada, utiliza-se uma amostra da solução (ex.: 20 mL), colocada na bureta. No erlenmeyer, é pesado 0.2042 gramas (para preparação de 10 mL de solução 0,1 M) de biftalato de potássio (hidrogenoftalato de potássio, KHC8H4O4). Então, são colocadas algumas poucas gotas de fenolftaleína (incolor em pH ácido e neutro; rosa em pH básico), além de 10 mL de água destilada, também no erlenmeyer. Ao começar a pingar, a solução que antes era incolor, começa a ganhar uma coloração rósea (que some com a agitação da sua mão). Essa coloração deve permanecer na solução (o que indica o aumento do pH), portanto, no momento que isso acontecer, a bureta deve ser fechada. Por último, é necessário anotar o volume da solução de NaOH utilizada.

Pela estequiometria da reação é de se esperar que 10 mL de uma solução 0,1 mol/L de biftalato reaja com 10 mL da nossa solução de NaOH, que teoricamente tem a concentração igual a 0,1 mol/L. Entretanto, foi anotado, pela leitura da bureta, que 8,3 mL da solução de NaOH foi utilizada até que a solução do erlenmeyer se tornou rósea.

NaOH + KHC8H4O4 → H2O + KNaC8H4O4

Dessa forma, a partir dos dados coletados, é necessário fazer o cálculo da concentração real da solução comum de NaOH que preparamos.

M1V1 = M2V2

Onde: M = concentração molar; V = volume (mL); M1 e V1 = dados da solução de NaOH; M2 e V2 = dados da solução de biftalato.

M1 x 8,3 mL = 0,1 x 10 mL

M1 = 0,120 mol/L

A partir do cálculo, nota-se que a solução que preparamos de NaOH tinha na verdade a concentração de 0,120 mol/L, acima do que queríamos (0,1 mol/L). Dessa forma, para etiquetar corretamente a solução também é necessário calcular o fator de correção.

Fator de correção (Fc) = Concentração encontrada  / Concentração teórica

Fc = 0,120 mol/L / 0,100 mol/L

Fc = 1,2

(note que o fator de correção não possui unidade)

Finalmente, a solução está pronta e pode ser devidamente utilizada ou armazenada.

No final do processo de padronização, você terá uma solução padrão ou solução padronizada. Caso tenha realizado a padronização desta solução com um padrão primário (definido como um composto (ou reagente) de alta pureza, passível de ser pesado e utilizado de forma direta), a solução resultante padronizada é dita uma solução padrão secundária. Caso tenha utilizado a solução padrão secundária para padronizar uma solução, a solução resultante é apenas dita solução padrão ou padronizada.

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Fontes:

• DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA (UFF). Roteiro para as Aulas Experimentais de Química Geral. Apostila – Instituto de Química, Universidade Federal Fluminense, 2013.
• FELTRE, R. Química. 6 ed. São Paulo: Moderna, 2004.
• KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. M.; WEAVER, G. C. Química Geral e Reações Químicas. Tradução de Flávio Maron Vichi. 6 ed. Volume 1. São Paulo: Cengage, 2011.