Relatório Determinação da Massa Molar do Sódio

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE MARINGÁ
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS - CCE
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA - UEM
QUÍMICA EXPERIMENTAL - 207 - Turma 03
DETERMINAÇÃO DA MASSA MOLAR DO SÓDIO
Acadêmicos: Gustavo Junqueira Valias Meira Filho RA: 117480
Milena Neves de Sousa RA: 119313
Pedro Henrique Viana Pichitelli RA: 118919
Docente: Prof. Dr. Marcos Roberto Mauricio
Maringá - PR
Outubro de 2021
SUMÁRIO
1. INTRODUÇÃO 1
1.1. Metais Alcalinos 1
1.1.1. Obtenção dos Metais e do Sódio 1
1.1.2. Propriedades Químicas Gerais 2
1.1.3. Teste de Chama e Espectros 3
1.2. Massa Molar 3
1.3. Equação de Estado 4
2. OBJETIVO 5
3. PARTE EXPERIMENTAL 5
3.1. Materiais 5
3.2. Reagentes 5
3.3. Procedimento Experimental 5
4. RESULTADOS E DISCUSSÕES 6
5. CONCLUSÃO 8
REFERÊNCIAS 9
1. INTRODUÇÃO
1.1. Metais Alcalinos
O grupo dos Metais Alcalinos (Grupo 1 da tabela periódica) é
consideravelmente homogêneo e possui uma química simples em comparação aos
demais grupos da tabela.
Suas propriedades físicas e químicas estão atreladas aos seus tamanhos e
estruturas eletrônicas. As noções iniciais sobre esses elementos são que todos são
metais, excelentes condutores de eletricidade, bastante reativos e moles. Sua
camada eletrônica mais externa acolhe somente um elétron – que, por sua vez, é
ligado ao núcleo muito fracamente. formam, na maioria das vezes, compostos
univalentes, iônicos e incolores. [1]
Os elementos desse Grupo não ocorrem juntos devido à diferença de
tamanho dos seus íons. Porém, quando trata-se de abundância, o sódio é o sétimo
elemento químico mais presente na crosta terrestre, em peso, constituindo 4% de
seu peso quando junto ao potássio. [1]
1.1.1. Obtenção dos Metais e do Sódio
Os metais do Grupo 1 são extremamente reativos, isso inviabiliza sua forma
livre presente na natureza. Além disso, outras opções comuns de sua obtenção pura
são descartadas por demais características, dentre elas: não podem ser obtidos por
decomposição térmica já que seus compostos são muito estáveis ao calor; reagem
com água por estarem no topo da série eletroquímica, inviabilizando um
deslocamento de um elemento por outro em solução aquosa; são os agentes
redutores mais fortes, impossibilitando sua obtenção pela redução de seus óxidos.
[1]
Esses metais, todavia, podem ser obtidos por eletrólise de um sal fundido,
com adição de impurezas para abaixar o ponto de fusão. A obtenção do sódio é
realizada em um equipamento chamado de Célula de downs (Figura 1) onde ocorre
a eletrólise de uma mistura fundida (40% NaCl + 60% CaCl2). [1]
1
Pela presença do CaCl2, a mistura funde a 600 ºC, ao contrário do NaCl puro,
que apresenta temperatura de fusão em 803 ºC. A quantidade de cálcio formada no
processo é insolúvel no sódio líquido, dissolvendo-se na mistura. [1]
A Célula contém um ânodo formado por grafite e um cátodo de aço fundido.
Além disso, possui uma tela que separa o Na formado do Cl2. O sódio fundido é
coletado por uma calha invertida e armazenado em cilindros de aço. [1]
Figura 1 - Célula de downs para a obtenção de sódio.
1.1.2. Propriedades Químicas Gerais
Quando se trata da estrutura eletrônica, todos os elementos do Grupo 1 tem
um elétron s isolado na camada mais externa do átomo. Isso garante uma atração
muito fraca desse elétron com o núcleo e, consequentemente, faz com que os
átomos do grupo sejam os maiores de todos os seus respectivos períodos. [1]
O tamanho dos átomos influencia na densidade deles, que é muito baixa.
Além disso, tem-se que a primeira energia de ionização dos átomos do grupo são
muito baixas em comparação a qualquer outro da tabela devido ao elétron da
camada de valência. Todavia, a segunda energia de ionização (remoção do segundo
elétron) é extremamente elevada já que a penúltima camada é eletronicamente
completa – isso provoca o efeito de que o segundo elétron nunca é removido em
condições normais. [1]
Por fim, os valores dos pontos de fusão e ebulição acompanham a tendência
da energia de coesão do grupo. A energia de coesão é a força que mantém unidos
2
os átomos ou íons em sólidos, dessa forma, devido ao elétron de valência e
tamanho dos átomos, essa propriedade é pequena no grupo e decresce de cima
para baixo na tabela periódica. [1]
1.1.3. Teste de Chama e Espectros
Os elétrons do Grupo 1 conseguem ser facilmente excitados para um nível
energético mais alto, como no conhecido teste de chama. Esse teste demonstra que,
quando um elétron externo é excitado para uma camada energética superior pelo
calor da chama, ao retornar para seu nível energético inicial ele libera a energia que
havia absorvido – no Grupo 1, essa energia retorna em forma de luz visível. [1]
A cor relacionada a cada composto sugere que a energia absorvida no
aquecimento corresponde a um determinado comprimento de onda de luz. Da
mesma forma, a intensidade da cor deriva da concentração do metal alcalino
presente na amostra. [1]
1.2. Massa Molar
A massa molar de um determinado elemento é a massa por mol de seus
átomos. De forma correspondente, a massa molar de um composto é a massa por
mol das moléculas e, quando trata-se de compostos iônicos, é a massa por mol de
fórmulas unitárias. [2]
Seu cálculo pode ser feito a partir da Eq. 1, em que a massa da amostra é
igual à quantidade de mols multiplicada pela massa por mol:
𝑚 = 𝑛 · 𝑀 (Eq. 1)
As massas molares de um elemento são determinadas a partir de um
equipamento chamado espectrômetro de massas. A massa contida em um mol de
átomo equivale a massa de um determinado átomo multiplicado pela constante de
Avogadro (número de átomos em um mol): [2]
𝑀 = 𝑚
á𝑡𝑜𝑚𝑜
· 𝑁
𝐴 (Eq. 2)
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1.3. Equação de Estado
Algumas variáveis macroscópicas relacionam-se entre si e permitem que um
determinado sistema específico seja caracterizado. A Equação de Estado relaciona
volume (V), pressão (p), temperatura (T) e quantidade de matéria (n) para descrever
sistemas. [3]
A base empírica para essa contribuição se dá pela lei de Boyle que descreve
uma isoterma, pela lei de charles que descreve isóbaras e isócoras. Além do
princípio de Avogadro, indicando que o volume é igual a uma constante multiplicado
pela quantidade de matéria. [3]
Com os conceitos científicos históricos em mente, foi possível elaborar a lei
dos gases ideais (Eq. 3) em que R é a constante dos gases. Essa equação fica cada
vez mais exata à medida que a pressão do gás tende a zero, já que assim os
movimentos seriam os mais aleatórios possíveis. [3]
𝑝𝑉 = 𝑛𝑅𝑇 (Eq. 3)
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2. OBJETIVO
● Determinar experimentalmente a massa molar do sódio;
● Comparar os métodos utilizados para a finalidade anterior.
3. PARTE EXPERIMENTAL
3.1. Materiais
Os materiais utilizados no experimento foram:
- Buretas adaptadas;
- Funil;
- Mangueira de látex;
- Papel filtro;
- Pinça;
- Régua milimetrada;
- Rolha de borracha;
- Suporte universal;
- Tubo de ensaio.
3.2. Reagentes
Os reagentes utilizados no experimento foram:
- Etanol;
- Sódio metálico;
- Álcool etílico.
3.3. Procedimento Experimental
Antes de dar início ao experimento, primeiramente foi feita a montagem da
aparelhagem. O aparelho consiste em duas buretas adaptadas, que são dois tubos
longos graduados, que foram fixados verticalmente num suporte universal e
conectados através de uma mangueira de látex. Após isso, foi adicionado água às
buretas até que o nível atingisse metade das mesmas. Em uma das buretas, foi
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adaptado através de uma rolha de borracha, um tubo de ensaio com um bulbo
lateral na parte superior, enquanto que a outra bureta foi mantida aberta. Depois de
pronto, foi certificado se o aparelho não apresentava vazamento.
O nível de água nas buretas foi ajustado e as mesmas foram presas ao
suporte universal sem alterar o nível. Com um funil, foi colocado no tubo de ensaio
de 5 a 6 mL de álcool etílico e, logo em seguida, foi pego um pedaço de sódio
metálico com cerca de 0,02 a 0,03 g, secado bem com papel filtro e posto no bulbo,
mantendoo tubo de ensaio inclinado. A seguir, o tubo foi fechado com a tampa do
aparelho e colocado na posição vertical para que o sódio caísse no álcool e a reação
ocorresse.
Depois que a reação foi completada e o aparelho esfriado, a diferença de
nível nas buretas foi medida com uma régua milimetrada. A temperatura e a pressão
ambiente foram medidas também.
Figura 2 - Esquema para determinação da massa molar do sódio.
4. RESULTADOS E DISCUSSÕES
Neste experimento que busca a massa molar do sódio, foi separado cerca de
0,0219 g de sódio, cuidadosamente seco para evitar contaminações. Isolado da
atmosfera na estrutura já descrita anteriormente, a reação entre o sódio e o álcool
etílico acontece, e nela o sódio, átomo com um elétron fracamente preso e, por
consequência, um átomo extremamente eletropositivo, entra em contato com o
álcool, que possui uma hidroxila, alvo do ataque do sódio.
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O oxigênio da hidroxila é um átomo eletronegativo e recebe o elétron do sódio
formando uma ligação iônica, e por causa disso ele perde a ligação com o átomo de
hidrogênio, isso acontece pois o oxigênio tem preferência pelo sódio, mais
eletropositivo que o hidrogênio. A quebra com o hidrogênio é homolítica, dessa
forma o oxigênio acaba com seus orbitais satisfeitos, já o hidrogênio se liga a outros
dos seus para também sanar seus orbitais, dando origem ao hidrogênio gasoso (H2)
e o etóxido de sódio, todo o sódio foi consumido na reação.
O hidrogênio gasoso, preso no volume fechado da bureta, pressiona a água
contra seu próprio peso e contra a pressão atmosférica do outro lado. Supondo H2
como um gás ideal pode-se descobrir o número de mols, primeiro mede-se a coluna
de água na bureta aberta, desde o topo até o nível equivalente ao topo na bureta
fechada, ou seja mede-se o volume de água deslocada pelo hidrogênio gerado na
reação, o que na verdade é exatamente igual ao volume do hidrogênio, o resultado
obtido foi de 14,80 mL.
O próximo passo é descobrir a pressão do hidrogênio, para isso tem-se a
pressão na parte aberta (pressão atmosférica + peso da coluna) igual a pressão
interna (pressão do hidrogênio somada a pressão do vapor de água), como o peso
da coluna é desprezível dada as pressões envolvidas, este foi descartado, assim
subtraída a pressão do vapor da água na temperatura do ambiente, no caso 28 ºC,
da pressão atmosférica, obtém-se a pressão do hidrogênio. Neste caso a pressão de
vapor é de aproximadamente 28,3 mmHg enquanto a pressão atmosférica é de 709
mmHg. Logo tem-se uma pressão do hidrogênio de 680,7 mmHg.
Utilizando-se da temperatura já referida (28ºC ou seja 301K) e igualando
todos os dados em oposição a número de mols de H2 na equação dos gases ideais,
foi obtido o valor de 0,0005372 mols de H2, o que, pela equação estequiométrica da
reação, equivale a metade de mols de Na consumidos. Sendo assim tem-se a
massa molar do sódio igual à massa em gramas de sódio que reagiu, cerca de
0,0219, divididos pelo dobro de 0,0005372. O resultado obtido foi de cerca de 20,3
gramas por mol, uma medida próxima do real que são em torno dos 22,98, o que
configura um erro de 43,91%, e este erro pode ser por vários motivos:
aproximações, o descarte da pressão da coluna de água ou erros nas medições,
mas o principal fator é provavelmente, o fato de o hidrogênio ter sido considerado
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um gás ideal, o que nas pressões do experimento já resultam em um erro de
estimativa maior.
5. CONCLUSÃO
Pode-se afirmar que o resultado obtido não estava dentro do esperado, pois
foi alcançado um erro de cerca de 43,91% na massa molar calculada para o sódio.
Porém, esse erro manteve os valores na mesma ordem de grandeza, de forma que,
por mais que as falhas experimentais aconteceram, não comprometeu todo o
trabalho feito.
Alguns fatores que podem influenciar significativamente vão desde a liberação
de gás durante o manuseio da aparelhagem até algum vazamento que pode ter
acontecido no fechamento da tampa e também talvez algum erro de medição.
No entanto, tais motivos não deveriam ocasionar a grande porcentagem de
erro que foi obtido no final do experimento, o que leva ao pensamento que a
quantidade considerável de sódio perdido tenha sido causado pela perda de gás
hidrogênio que foi liberado durante a reação.
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REFERÊNCIAS
[1] LEE, J. D. Química Inorgânica Não Tão Concisa. 5. ed. São Paulo: Blucher,
1999.
[2] ATKINS, P.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Princípios de Química: questionando
a vida moderna e o meio ambiente. 7. ed. Porto Alegre: Bookman, 2018.
[3] ATKINS, P.; DE PAULA, J. Físico-Química. 10. ed. v. 1. Rio de Janeiro: LTC,
2018.
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