Universidade Federal do Pampa
Curso de Engenharia de Alimentos
Tópicos em Preparo de Soluções e
Conversão de Unidades
Prof. ª Valéria Terra Crexi
Engenheira de Alimentos
1.1 Expressão da Concentração e Preparo de Soluções
Utilizadas na Análise de Alimentos
1.1.1 Síntese de conceitos fundamentais em química
Átomo
Menor parte de um elemento que pode existir em
uma troca química.
número atômico Z = número de prótons
Moléculas
Formadas por associação de átomos de um
mesmo
Elemento ou de diferentes elementos químicos
Peso molecular = soma dos pesos atômicos dos
respectivos átomos = molécula
grama
Átomo Grama
Um átomo grama de qualquer elemento contém um
número de átomos igual ao número de Avogrado (N =
6.023 X 1023)
Átomo Grama
Como a massa de um único átomo é extremamente
pequena, o número de átomos em um átomo grama de
qualquer elemento é muito grande.
Um átomo grama de qualquer elemento contém um
número de átomos igual ao número de Avogrado (N =
6.023 X 1023)
Mol
O mol de uma substância pura é definido como a
quantidade da substância igual ao seu peso molecular.
Utilidade:
As unidades do mol ou molécula grama são muito
úteis para o cálculo de concentração de soluções e na
estequiometria de reações químicas.
Equivalente grama
massas que equivalem em uma reação química
Substâncias não oxidantes e não redutoras
equivalente grama consiste na relação entre a
massa molecular e o número total de oxidação dos
radicais que reagem
ácidos consiste no número total de oxidação de H+
bases número total de OH-
Equivalente-grama (E) de um elemento químico é
o quociente do átomo-grama (A) pela valência (v) do
elemento.
E = A/v
Exemplo:
Para o Sódio (Na) = 23g/1 = 23g
Para o ácido sulfúrico - H2SO4
E = mol1 / x = 98g / 2 = 49g
ácidos)
( 2 hidrogênios
Equivalente-grama (E) de um ácido é a relação entre a
molécula-grama ou mol (mol1) do ácido e o número de
hidrogênios ácidos ou ionizáveis (x).
Para o ácido sulfúrico - H2SO4
E = mol1 / x = 98g / 2 = 49g
ácidos)
( 2 hidrogênios
Para substâncias oxidantes ou redutora, o
equivalente grama consiste na relação entre a massa
molecular e a variação total do número de oxidação
por fórmula
Equivalente-grama (E) de um oxidante ou redutor é
o quociente da molécula-grama ou mol (M) da
substância pela variação total (Δ) de seu número
de oxidação.
Densidade
Quantidade de massa por unidade de volume de
uma substância.
Saturação de uma solução
Concentração máxima de um soluto em um
determinado solvente a uma temperatura definida.
Na prática, se visualiza o ponto de saturação de uma solução
quando começa a se depositar o soluto, sem que haja mais a sua
dissolução
1.1.2 Principais expressões de concentrações de
soluções de uso laboratorial
Molaridade
A unidade molar (M) é definida como número de
moles de uma substância presente em 1000 mL de
solução.
Portanto, uma solução 1 M contém 1 mol de uma
substância em 1L de solução.
Molaridade
Ex: Em 250 mL de solução contendo 10 g de cloreto de
cálcio (CaCl2), tem-se:
1M ______ 111g de CaCl2______1000mL solução
1M_______ xg ________250mL solução
1M _______27,75 g de CaCl2_______250 mL solução
xM _______10g CaCl2 ____________ 250 mL solução
X= 0,36 M, que corresponde a 10g de CaCl2 em 250 mL
Portanto, 10g de cloreto de cálcio contidos em 250 mL de solução correspondem
a 0,36M.
Normalidade
A unidade normal (N) é a quantidade (número) de
equivalentes gramas presentes em 1000mL de solução.
Ex. Em 250 mL de solução contendo 10 g de cloreto de
cálcio (CaCl2), tem-se:
Solução 1N _______ 1 eq.g de CaCl2______ 1000mL
solução (por definição)
1N ________55,5 g CaCl2 _________1000mL
1N ________xg CaCl2_____________250 mL solução
1N ________13,875 g CaCl2 ________250mL solução
xN ________10g CaCl2 ____________250 mL solução
X= 0,72N, que corresponde a 10g de CaCl2 em 250 mL
solução.
Porcentagem
- Expressa a quantidade relativa por cento.
Percentual m/m
Relaciona as gramas da substância contidas em 100g
da solução.
Percentual m/v
Expressa gramas da substância em 100 mL da solução.
Porcentagem
Percentual v/v
Significa volume (mL) da substância (líquida) em 100
mL da solução.
Percentual v/m
Expressa volume (mL) da substância (líquida) em 100 g
da solução
Partes por milhão (ppm)
Expressa relações de partes em 1 milhão de partes
quantidades dos componentes presentes
são muito pequenas
Ex. Em 250 mL de solução contendo 0,01 mL de álcool,
sua concentração em ppm seria:
1 ppm é igual a 1 parte em 1 milhão de partes
0,01 mL de álcool _______________ 250 mL solução
x mL álcool ___________________1x 106 mL solução
Portanto tem-se, 40 mL de álcool/ 1x 106 mL solução,
que significa 40 ppm
Partes por bilhão (ppb)
Expressa relações de partes em 1 bilhão;
equivale a 1 parte em 1 bilhão de partes
1ppb
Ex. Em 250 mL de solução contendo 0,01mL de álcool,
corresponde a:
1 ppb é igual a 1 parte em 1 bilhão de partes
0,01 mL de álcool _______________ 250 mL solução
x mL álcool ___________________1x 109 mL solução
Portanto tem-se, 40.000 mL de álcool/ 1x 109 mL
solução, o que corresponde a 40.000 ppb
Expressões de proporções (x + y ou x:y)
Indicam que o primeiro numeral refere-se ao
volume do solvente ou solução utilizado, e o segundo
ao volume de diluente da preparação.
Ex. ácido clorídrico 1+2 ou 1:2
1 volume de ácido foi diluído com 2 volumes
de água.
Expressões de proporções (x + y ou x:y)
Ex. Ao adicionar-se solução de ácido clorídrico 0,1N em
água, em um total de 250 mL de solução, na proporção de
2+3 ou 2:3, tem-se
250 mL _______________ 5 partes (2+3)
X mL _________________ 1 parte
Assim, 1 parte corresponde a 50 mL; portanto, nos 250
mL de solução final, tem-se 100 mL (2 partes) de solução
de ácido clorídrico e 150 mL (3 partes) de água.
Fator de diluição
Expressa o grau de diluição de um determinado
extrato ou solução
Ex. Suponha-se que nos 10 mL de extrato tem-se 10 mg de
componente desejado, assim:
10 ml extrato ____10 mg do componente, ou seja, tem-se 1
mg do componente/ mL do extrato
Ao retirar-se 1 mL do extrato, retira-se 1 mg do componente
que ao completar o volume para 10 mL, permanecerá 1mg
do componente em 10mL de solução;
Fator de diluição
Portanto tem-se 1mg/ 10mL ou 0,1 mg/ mL de extrato
Pela relação da quantidade do componente por mL
de solução inicial e após a diluição (final), tem-se
10mg/1 mg = 10, que corresponde ao grau (fator) de
diluição
1.1.3 Preparo de soluções
Preparo:
Adição de um determinado componente de alto grau
de pureza (soluto)
Em recipiente adequado (balão volumétrico)
Completando o volume com um solvente
1.1.3 Preparo de soluções
Processos de preparação de soluções em laboratório:
•A partir de substâncias sólidas
•A partir de soluções previamente preparadas
•A partir de soluções concentradas
1.1.3 Preparo de soluções
• A partir de substâncias sólidas
Pesa-se a quantidade de sólido desejado (soluto)
Balão volumétrico
Adição de parte do solvente
Agitação
Completa-se o volume com o solvente
1.1.3 Preparo de soluções
• A partir de substâncias sólidas
Para preparar 500mL de solução de cloreto de
magnésio (MgCl2) 0,15N
1N ___________46,61 g___________1000mL
0,15N _________ xg ______________ 1000mL
xg = 6,99 g MgCl2_________________1000mL
X
_________ 500mL
x = 3,50g
* Assim pesa-se 3,50 g de MgCl2, coloca-se em balão
volumétrico de 500mL, adiciona-se cerca de 200 mL de
água dissolve-se e completa-se o volume de 500 mL de
água
1.1.3 Preparo de soluções
• A partir de soluções previamente preparadas
Solução previamente preparada e de concentração conhecida
Calcula-se a quantidade em equivalentes
gramas que precisa para preparar a solução desejada
Retira-se o volume necessário da solução
Balão volumétrico
Completa-se o volume com solvente
1.1.3 Preparo de soluções
• A partir de soluções previamente preparadas
Ex. Se no laboratório tem uma solução preparada de
hidróxido de bário Ba(OH)2 1N (solução A). A partir desta
solução se deseja preparar 100 mL de solução de hidróxido
se bário a 0,05 N (solução B)
•Inicialmente calcula-se quantos eq.g de Ba(OH)2 precisam
para se preparar a solução (B):
1N __________ 1 eq.g de Ba(OH)2 _____ 1000mL
0,05 N _______0,05 eq. g_____________1000mL
x eg. g________________100mL
x= 0,005 eq.g __________100mL
1.1.3 Preparo de soluções
• A partir de soluções previamente preparadas
Assim, calcula-se qual o volume correspondente na solução
(A) que contenha os 0,005 eq.g necessários para preparar a
solução (B).
1N _______ 1 eq.g Ba(OH)2 __________ 1000mL solução
0,005 eq.g Ba(OH)2 _____x mL solução
x mL= 5 mL de solução
Assim, retira-se 5 mL de solução (A), a qual contem 0,005
eq.g de Ba(OH)2, coloca-se em balão volumétrico de 100mL
e completa-se o volume com água destilada, para se obter a
solução 0,05 N (solução B).
1.1.3 Preparo de soluções
• A partir de soluções concentradas
Quando se tem a concentração do soluto (%) e a
densidade da solução
Preparo de soluções a partir de ácidos e bases
concentrados.
Ex. Preparar 500mL de solução de ácido sulfúrico (H2SO4)
0,1N a partir de solução concentrada de ácido sulfúrico (
conc. 97% , densidade = 1,840 g.mL -1)
1.1.3 Preparo de soluções
• A partir de soluções concentradas
Inicialmente se calcula quantos equivalentes gramas de
ácido devem estar contidos nos 500 mL de solução de ácido
sulfúrico a 0,1N
0,1 N ___________0,1 eq.g de H2SO4 _______ 1000 mL
x eq.g H2SO4 __________ 500 mL
Portanto:
0,1 N _________ 0,05 eq.g de H2SO4 ___500 mL solução
1.1.3 Preparo de soluções
• A partir de soluções concentradas
Assim, nos 500 mL de solução de
0,1 N
H2SO
precisa-se de 0,05 eq. g de H2SO4 que deve
ser4oriundo da
solução concentrada de H2SO4
Na solução concentrada tem-se:
1,840g de solução ________ 1 mL de solução (
densidade = 1,840 g. mL-1)
Nessa massa de solução deve-se calcular a massa de
ácido sulfúrico
1,840 g de solução __________________ 100% da massa
xg _______________________97% da massa de ácido
1.1.3 Preparo de soluções
• A partir de soluções concentradas
Portanto, em 1,840 g de solução se tem 1,7848 g de
ácido sulfúrico.
Então:
1,840g de solução _________1,784 g (0,03642 eq.g)
de ácido sulfúrico _________ 1 mL de solução
Como precisa-se de 0,05 eq.g de ácido na solução que se
deve preparar:
0,03642 eq.g de ácido ________ 1 mL solução
0,05 eq.g de ácidos __________ x mL de solução
1.1.3 Preparo de soluções
• A partir de soluções concentradas
x mL = 1,37 mL de solução concentrada
Portanto, retira-se 1,37 mL da solução concentrada, colocase em balão volumétrico de 500 mL e adiciona-se água até
completar o volume, para se obter a solução 0,1N.
1.1.4 Padronização de soluções
* Utilizada quando a concentração final da solução não
equivale a desejada:
- higroscopicidade
- volatibilidade (tempo)
- erros de pesagem
Padronização :
Correção da concentração, tentando traduzir a
concentração real,utilizando-se de outras soluções
previamente padronizadas ou que possuam maior
estabilidade durante sua preparação.
1.1.4 Padronização de soluções
Para se calcular a concentração real de uma solução,
se utiliza a proporção estequiométrica, levando-se em
consideração que:
1 equivalente grama de uma substância reage com 1
equivalente grama da outra substância, resultando em
1 equivalente grama de cada um dos produtos
formados
1.1.4 Padronização de soluções
Ex. Na padronização de uma solução de hidróxido de
sódio 0,1N (normalidade aparente), foi colocado 0,51 g de
biftalato de potássio (C8H5KO4) no erlenmeyer, e gastou-se
na titulação 22 mL (volume da bureta) de solução de
hidróxido de sódio 0,1N previamente preparada.
O que se conhece com certeza é a massa de biftalato
que reagiu, assim:
1 eq.g de biftalato _________ 204 g
x eq.g ________________ 0,51 g
X = 0,0025 eq.g de biftalato de potássio que reagiram
1.1.4 Padronização de soluções
Portanto, 0,0025 eq.g de biftalato reagiram com 0,0025
eq.g de hidróxido, os quais estão contidos em 22 mL de
solução:
Assim,
22 mL de sol. de NaOH _____ 0,0025 eq.g de NaOH
1000 mL de sol. De NaOH ___ X
X = 0,1136 eq.g de NaOH
Portanto, tem-se eq.g de NaOH em 1000mL de solução,
o que equivale a 0,1136 N (normalidade real).
1.1.4 Padronização de soluções
O fator de correção equivale ao valor que multiplicado
pela normalidade aparente resulta na normalidade real da
solução, portanto:
fc x Naparente = N real, assim: fc = Nreal/Naparente, assim:
fc = 0,1136/0,1000 = 1,1360
Portanto, a concentração real da solução é: 0,10 N x fc =
0,10 x 1,1360 = 0,1136 N ou 0,11N (com dois algarismos
significativos)