QUIMICA GERAL (2)

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UNIVERSIDADE AMPLI
Estética e Cosmética
Maria Beatriz da Cruz arcanjo
ATIVIDADE PRÁTICA
QUÍMICA GERAL
Pernambuco - Recife
2023
UNIVERSIDADE AMPLI
Estética e Cosmética
Maria Beatriz da Cruz arcanjo
ATIVIDADE PRÁTICA
QUÍMICA GERAL
Atividade Prática individual apresentado como requisito
da graduação do curso de Estética e Cosmética.
Pernambuco - Recife
2023
1 - INTRODUÇÃO
As reações envolvendo ácidos e bases são denominadas reações de
neutralização. Uma vez que tanto o ácido quanto a base são consumidos e
novos produtos são formados (não necessariamente com caráter neutro).
Utilizando-se da teoria ácido base de Arrhenius (com íons positivos de
hidrogênio e íons negativos de hidroxila liberados em meio aquoso), numa
reação de neutralização (total ou parcial) há sempre formação de moléculas
de água líquida – caso ocorra nas CNTP.
Segundo a teoria de Arrhenius, o ácido libera em meio aquoso como único cátion o
hidrogênio (H+), enquanto a base libera como único ânion a hidroxila (OH-);
portanto, quando colocados para reagir, o H+ do ácido reage com o OH- da base e
esses íons neutralizam-se, formando a água que possui pH 7 (meio neutro, se a
neutralização for total).
Além disso, o cátion da base reage com o ânion do ácido, formando um sal, por
isso, esse tipo de reação é também chamado de reação de salificação. Abaixo
temos um exemplo genérico de reação de neutralização:
Ácido + Base → Sal + Água
HA + BOH → AB + H2O
As reações de neutralização podem originar três tipos de sais: 
● neutros,
● ácidos ou
● básicos.
Isso acontece porque podem ocorrer dois tipos de neutralização: total e parcial.
1.1 - Neutralização total
Quando a quantidade de cátions H+ provenientes do ácido é igual à quantidade de
ânions OH- provenientes da base.
Nas reações de neutralização total são sempre formados sais neutros. Dessa forma,
a reação ocorre entre ácidos e bases em que ambos são fracos ou, então, ambos
são fortes.
Exemplos:
Reações entre ácidos e bases fortes:
HCl + NaOH → NaCl + H2O
Observe que cada molécula do ácido produziu 1 íon H+ e cada molécula da base
produziu também apenas 1 íon OH-.
3 HCl + Al(OH) 3 → Al(Cl)3 + 3H2O
Cada molécula do ácido produziu 3 íons H+ e cada molécula da base produziu
também apenas 3 íons OH-.
Reações entre ácido e base fracos:
2 HNO3 + Mg(OH) 2 → Mg(NO3)2 + 2 H2O
Cada molécula do ácido produziu 2 íons H+ e cada molécula da base produziu
também apenas 2 íons OH-.
HCN + NH4OH → NH4CN+ H2O
Observe que cada molécula do ácido produziu 1 íon H+ e cada molécula da base
produziu também apenas 1 íon OH-.
1.2 - Neutralização parcial 
Quando a quantidade de cátions H+ provenientes do ácido não é a mesma
quantidade de ânions OH- provenientes da base. Dessa forma, a neutralização não
ocorre por completo e, dependendo de quais íons estão em maior quantidade no
meio, o sal formado pode ser básico ou ácido.
Exemplos:
HCl + Mg(OH)2 → Mg(OH)Cl + H2O
Nesse caso, enquanto o ácido libera apenas um cátion H +, a base libera dois
ânions OH-. Assim, os ânions OH- não são neutralizados totalmente e é formado
um sal básico, que também é chamado de hidroxissal.
H3PO4 + NaOH → NaH2PO4 + H2O
Já nesse outro exemplo, foi o ácido que liberou mais íons (3) que a base (1). Assim,
os cátions H+ não foram totalmente neutralizados e um sal ácido foi originado, que
também é denominado de hidrogenossal.
Os sais ácidos também podem ser formados através de reações de neutralização
entre um ácido forte (HCl, HNO3, HClO4 etc.) e uma base fraca (NH3, C6H5NH2 -
anilina - etc.). Por outro lado, os sais básicos podem ser formados em reações de
neutralização entre um ácido fraco (CH3COOH, HF, HCN etc.) e uma base forte
(NaOH, LiOH, KOH etc.). Veja:
Reação entre ácido forte e base fraca→ Sal de caráter ácido:
HNO3 + AgOH → AgNO3 + H2O
Reação entre ácido fraco e base forte→ Sal de caráter básico:
2 H3BO3 + 3 Ca(OH)2 → Ca3(BO3)2 + 6 H2O
1.3 - Indicadores de ph
Com o estudo ácido base desenvolvido por Arrhenius, se fez necessário à
implementação de uma escala para poder medir o ph, através do conceito de
concentração do íon hidrogênio na solução, auxiliado por uma operação
matemática determinando assim em valores numéricos o valor do pH.
Usando-se como ponto neutro a água pura cuja concentração é sete (nem ácida
nem básica) para se determinar o pH usa -se a expressão matemática, em
que [H +] é a concentração, em mol/L, de hidrogênio.
pH= – log [H+]
A partir do resultado obtido verifica-se se o valor é acima de 7 sendo ph
básico ou abaixo de 7 sendo pH ácido. Sendo apenas comum essas
medidas para substâncias não muito concentradas, pois a escala vai de 0 -14,
quando a solução é muito concentrada os valores são abaixo de zero ou acima de
14.
Mas para tornar mais práticos os estudos e trabalhos a fim de facilitar a
identificação do pH das substâncias (em decorrência de uma possível
deficiência de dados para efetuar o cálculo de pH) foram desenvolvidos
diferentes indicadores ácido-base, são substâncias que alteram sua cor original
quando expostos às diferenças de pH.
Sendo talvez o mais difundido, o indicador universal que é uma mistura de
vários indicadores, é constituído de uma tabela de cores que vão do
vermelho escuro (ácido) ao roxo (alcalino -básico), passando por todas as cores e
valores de pH, feitas de um papel de constituição especial, que quando
emergido em uma substância de pH desconhecido altera sua cor original
para a cor que indica o pH, tendo um valor mais exato quando comparado à tabela.
Até agora usamos exemplos de indicadores feitos de materiais sólidos como o
caso do papel de tornassol, mas também podem ser usadas substâncias
líquidas (orgânicas) para indicar se uma substância é ácida ou básica. É o caso da
fenolftaleína que quando adicionada em meio alcalino (básico) se torna rosa
carmim, ou se a substância for de natureza ácida ou neutra ela permanece
incolor a substância.
Em alguns casos podendo ser usada para fazer a neutralização da
substância, através da titulação adiciona-se um neutralizante (se a substância
em questão for ácida adiciona-se uma base ou vice-versa) até que haja o ponto de
viragem (neutralização), se a substância estiver rosa carmim quando
neutralizada ficará incolor, ou se a substância estiver incolor seu ponto de
viragem se dará quando a substância atingir o tom rosa carmim.
Experimento 1:Reação em Solução Aquosa
Executar operações de laboratório para a preparação de soluções. Observar
fenômenos que evidenciam a ocorrência de reações químicas. Verificar
comportamentos característicos de alguns íons.
Experimento 2:Estequiometria
Estequiometria significa "medir os constituintes elementares". A estequiometria
constitui-se na base para o estudo quantitativo das reações e substâncias químicas.
É possível, de posse de uma equação balanceada que representa uma reação
química, prever-se com extrema precisão as quantidades de cada produto gerado,
ou ainda, determinar as quantidades necessárias de reagentes de modo a produzir
determinada quantidade de produtos. Por fim, é possível calcular os rendimentos
dos produtos e a eficiência geral do processo. O enunciado da lei diz que a soma
das massas antes da reação é igual à soma das massas após a reação, ou que o
ganho ou perda de massa numa reação não é mensurável.
Na realidade, em reações nucleares onde há extrema liberação de energia, pode
haver de fato redução de massa para os produtos. O físico Albert Einstein permitiu
que isso fosse perfeitamente compreensível e mensurável de acordo com sua
equação que relaciona energia e matéria: E = mc2,onde E é a energia, m é a massa
e c é a velocidade da luz no vácuo. Dessa maneira, massa e energia podem ser
considerados como uma coisa única, ou ainda interconversíveis. A massa não é
perdida, mas convertida em energia.O segundo conceito é conhecido como a Lei da
Composição Definida ou Lei das Proporções Constantes. Esse conceito descreve a
mais importante propriedade de um composto, sua composição fixa: Cada
componente de um composto tem sua composição emmassa definida e
característica. Ainda, a Lei postula que a proporção de massas que reagem
permanece constante e fixa. Essa lei foi proposta pelo químico L. J. Proust em 1801,
e assim leva seu nome, Lei de Proust, e deu origem ao cálculo estequiométrico que
representa ferro reagindo com oxigênio para formar óxido de ferro. A Lei de Proust
permite afirmar que os coeficientes estequiométricos, ou seja, os números que
antecedem cada composto ou substância são exatamente as proporções ou razões
fixas das quantidades dos reagentes e produtos. Isso equivale dizer que 4 átomos
de ferro reagem com 3 moléculas de oxigênio para formar 2 unidades de óxido de
ferro. Ou ainda, que 4 mols de átomos de ferro reagem com 3 mols de moléculas de
oxigênio para formar 2 mols de óxido de ferro. A proporção de 4:3:2 é fixa.
E de acordo com a Lei de Lavoisier, a massa de 4 átomos ou mols de ferro mais a
massa de 3 mols ou moléculas de oxigênio será igual à massa de 2 mols ou
unidades de óxido de ferro. Isso significa que, havendo uma quantidade adicional de
qualquer um dos reagentes (um excesso) além da proporção estequiométrica, este
excesso não reagirá. Por exemplo, se 5 mol de átomos de ferro e 3 mols de
moléculas de oxigênio estiverem presentes no início da reação anterior, somente 4
mols de átomos de ferro reagirão, deixando ao final 1 mol de átomos sem reagir.
Diz-se que o ferro encontra-se em excesso. Tendo-se a massa de oxigênio e de
ferro que vão reagir, pode-se prever exatamente a massa que sobrará de ferro sem
reagir ao final da reação. 
Experimento 2 Estequiometria
Parte I - Comprovação da Lei de Lavoisier
Material Utilizado
Vidraria: 3 béquers de 100ml, pipeta volumétrica, bastão de vidro.
Reagentes: cloreto de bário 1,0 mol/l, ácido sulfúrico 1,2 mol/l.
Equipamentos: balança.
Materiais diversos: espátula.
Procedimento e Observação
Numerou-se três béqueres limpos e secos de 1 a 3 e pesou-se cada um. As massas
foram respectivamente:
mbéquer1 = 41,14g
mbéquer2 = 49,65g
mbéquer3 = 49,46g
Com auxílio da pipeta, transferiu-se 10ml da solução de cloreto de bário 1,0 mol/l
para o béquer 1. Pesou-se novamente este béquer com o sal, obtendo-se:
m1 = 52,86g
A massa da solução de sal é portanto:
msal = m1 – mbéquer1
msal = 11,72g
Novamente com a pipeta, transferiu-se 10ml de solução de ácido sulfúrico 1,2 mol/l
para o béquer 2, pesando-se o conjunto em seguida.
m2 = 60,44g
Portanto a massa da solução de ácido é:
mácido = m2 – mbéquer2
mácido = 10,79g
Transferiu-se agora todo o conteúdo do béquer 1 (solução de cloreto de bário) para
o béquer 3, e logo após transferiu-se lentamente o conteúdo do béquer 2 (solução
de ácido sulfúrico) para o béquer 3. De imediato observa-se a formação de
precipitado branco e fino, que é o sulfato de bário, segundo a equação abaixo:
BaCl2 + H2SO4 à BaSO4 ¯ + 2HCl
Após leve agitação, pesou-se o béquer 3 e calculou-se a massa de produtos contida
nele:
m3 = 71,62g
mprodutos = m3 – mbéquer3 = 22,16g
Analisemos na Discussão a seguir o resultado encontrado e o esperado.
Discussão
Segundo a lei de Lavoisier, é de se prever que, neste experimento, a massa obtida
no béquer 3 deve ser igual à soma das massas dos reagentes nos béquers 1 e 2,
uma vez que não há perda de matéria.
Somando as massas de solução de cloreto de bário e ácido sulfúrico utilizados
como reagentes, temos:
msal + mácido = 11,72 + 10,79 = 22,51g
A massa obtida ao final da reação foi de 22,16g, ou seja, contendo erro de 1,6%.
Este é um indicativo bastante razoável da eficácia da lei da conservação de massa,
pois há várias fontes de erro no experimento que podem haver causado a diferença
de 1,6%. Uma delas é a própria balança, que não é de extrema precisão,
apresentando flutuações visíveis na medição. Em adição, uma parte de reagentes
ficou nos béquers originais, mesmo que algumas gotas, provocando diminuição da
massa a reagir. E por final, parte do precipitado pode ter ficado nas paredes do
béquer 3, não passando para o papel de filtro. Essa perda de massa, entretanto,
deve ser muito pequena, visto que a massa obtida de sulfato de bário e que será
comprovada na Parte II adiante foi bastante próxima da prevista. (ver questionário.)
O erro de 1,6% é pequeno, entretanto, para os objetivos do experimento. Pode-se
considerar que a massa foi conservada na reação. Utilizemos agora o produto da
reação para comprovação da lei de Proust.
Parte II – Comprovação da Lei de Proust
Material Utilizado
Vidraria: 1 béquer de 100ml, placa de petri, funil, bastão de vidro, vidro de relógio.
Reagentes: produto da reação do experimento anterior (sulfato de bário
principalmente).
Equipamentos: balança, suporte metálico para funil.
Materiais diversos: papel de filtro diâmetro 12cm, pisseta.
Procedimento e Observação
Pesou-se inicialmente o papel de filtro:
m1 = 1,05g
Com o bastão de vidro, agitou-se a mistura produzida no experimento anterior e
então escoou-se esta mistura, através do papel de filtro e funil, lentamente com
auxílio do bastão de vidro. Lavou-se o interior do béquer com a pisseta, de modo a
recuperar o máximo possível de mistura para o papel de filtro.
Após o escoamento da mistura através do papel de filtro, retirou-se este do funil e
foi então colocado sobre a placa de petri. Cobriu-se essa placa de petri com um
vidro de relógio e deixou-se o conjunto em descanso por uma semana. Sobre o
papel de filtro, ficou o precipitado branco úmido.
Uma semana após, o papel de filtro com o precipitado recolhido sobre ele estava
seco. Recolheu-se o papel da placa de petri e e foi então levado à balança para
pesagem.
m2 = 3,39g
Vejamos na Discussão a seguir como o resultado foi interpretado.
De posse da massa do papel de filtro e da massa de resíduo com papel, é possível
obter a massa de sulfato de bário produzida no experimento.
mBaSO4 = 3,39 – 1,05 = 2,34g
A fim de calcular a massa de sulfato de bário que se deveria ter obtido, lancemos
mão do cálculo estequiométrico.
Primeiro, calcula-se a massa de cloreto de bário que foi usada no experimento. Para
isso, usamos a relação:
onde M é a concentração molar, m é a massa a ser calculada, V é o volume
utilizado da solução em litros e MM é a massa molecular da substância obtida na
tabela periódica.
Assim, sendo, obtemos para a massa de cloreto de bário:
Através de uma regra de três simples, podemos então prever qual a massa que
deveria ser produzida de sulfato de bário na reação. Leva-se em conta a proporção
estequiométrica de 1:1:1:2 e utiliza-se as massas moleculares dos compostos
obtidas na tabela periódica. Na equação abaixo as massas moleculares estão entre
parêntesis ao lado de cada composto.
BaCl2 (208,3) + H2SO4 (98,1) à BaSO4 (233,40) ¯ + 2HCl(75)
Relacionamos agora a massa de 1 mol de cloreto de bário com 1 mol de sulfato de
bário, e 2,083g de cloreto de bário utilizados em uma regra de três a fim de calcular
a massa de sulfato de bário correspondente.
Com base nas leis de conservação de massa e das proporções definidas, podemos
relacionar as grandezas e razões estequiométricas para efetuar os cálculos
matemáticos. Assim, espera-se encontrar ao final dessa reação 2,334g de sulfato de
bário. A massa obtida na balança de nosso experimento foi de 2,34g, um erro
experimental muito baixo de 0,26%. A lei das proporções definidas mostra sua
eficácia e utilidade
Conclusão
Os experimentos realizados puderam confirmar a veracidade e eficácia da lei da
conservação de massa de Lavoisier e da lei das proporções definidas ou Lei de
Proust. Com base nos conceitos propostos por essas leis, pode-se realizar cálculos
que previam resultados dos experimentos, e pode-se verificar que os resultados
aproximavam-se com excelente precisão dos valores previstos.
O poder e utilidade do cálculo estequiométrico, que em sua essência é simples, ao
relacionar razões pela ferramenta matemática da regra de três, foi presenciado e
experimentado no volume suficiente para fixá-lo como conhecimento e prática.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS.
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Imagem2
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