Relatório prática - QUÍMICA APLICADA À ENGENHARIA

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<p>RELATÓRIO DE PRÁTICA</p><p>Datã josé santos da silva, matrícula</p><p>RELATÓRIO DE PRÁTICA</p><p>Datã josé santos da silva, 01704583</p><p>RELATÓRIO DE AULAS PRÁTICAS: QUÍMICA APLICADA À ENGENHARIA</p><p>DADOS DO(A) ALUNO(A):</p><p>NOME: Datã josé santos da silva</p><p>MATRÍCULA: 01704583</p><p>CURSO: engenharia civil</p><p>POLO: UNINASSAU-RECIFE/GRAÇAS</p><p>PROFESSOR(A) ORIENTADOR(A): IURY SOUSA E SILVA</p><p>RELATÓRIO:</p><p>ATIVIDADE PRÁTICA 1 – REAÇÃO DE OXIDAÇÃO</p><p>· Reação de oxidação e ou oxirredução, referente a perca de elétrons por um átomo, e consequentemente o aumento da sua carga e a relação de transferência de elétrons de uma espécie para outra. O processo de oxidação também provoca o aumento do número de oxidação (NOX) nas espécies químicas.</p><p>· A massa dos reagentes deve ser igual à dos produtos, ou seja, o número de átomos(íons) de cada elemento químico do primeiro membro da equação química, tem que ser igual ao número de átomos do segundo membro, ou seja, Fe + 3NaCL0: Fe203 + 3NaCL os coeficientes estequiométricos da reação fica desta forma,(2 Fe(s) + 3 NaClO(aq) = Fe2O3(s) + 3 NaCl(aq).</p><p>· A partir da reação do ferro e a água sanitária, considerando 2Fe + 3NaCL0: Fe203 + 3NaCL, nota-se que o ferro sofreu variação em NOX de 0 para +3, e no cloro de +1 para-1.</p><p>· Cloro (NaCIO) foi para (NaCL), ou seja de +1 foi para-1, significa que o Nox diminui, resultando no ganho de elétrons, o agente é o que aceita elétrons e acaba sofrendo a redução, assim sendo o cloro agente oxidante.</p><p>· Ferro (Fe0) foi para (Fe2O3), ou seja de 0 foi para +3, significa que o Nox aumentou, resultando na perca de elétrons e sofrendo a oxidação no processo, assim sendo o ferro agente redutor.</p><p>· Notou-se que a palha de aço, ao entrar em contato a aguá sanitária, após alguns minutos, o surgimento de uma camada avermelhada, causando uma reação química chamada oxidação, onde identificou-se a olho nu a ferrugem.</p><p>ATIVIDADE PRÁTICA 2 – REAÇÃO ÁCIDO-BASE</p><p>· A composição química do vinagre, corresponde a uma solução 4,7%, tem de se 4,7 g de ácido acético para 100mL de água.</p><p>· A fórmula molecular do vinagre é CH3COOH, massa molar HAc =60,0 g. mol1, ou seja, a massa do vinagre especifica é determinada como sendo: (31,28 09±0,02)g.</p><p>· O ácido acético é um ácido bastante fraco, apesar de ser inflamável e corrosivo ao mesmo tempo, além de uma substância higroscópica, que absorve água da umidade do ambiente, é um ácido frequentemente secretado por seres vivos, como metabólito e substrato para as enzimas acetil transferases.</p><p>· Segue informações referentes a massa de vinagre pela composição de ácido acético no vinagre e a massa de ácido acético na solução de vinagre.</p><p>1 mol = 6 * 10²³ moléculas da substância</p><p>100mL = 0,1L</p><p>Massa molar do ácido acético: 60 g/mol</p><p>· A partir das informações anteriores, segue calculo contendo o número demols de ácido acético contido no 100 mL de vinagre.</p><p>60 g de ácido acético – 6 * 10²³ moléculas</p><p>100 g de ácido acético – x moléculas</p><p>X = 10 * 10²³ moléculas ou 10 * ² moléculas de ácido acético⁴</p><p>· Bicarbonato de sódio</p><p>· Grau de pureza de 99% sódio comercial.</p><p>· Bicarbonato de sódio (hidrogenocarbonato de sódio) é um composto químico com a forma de NaHCO3.</p><p>· Este composto inorgânico tem uma reação ácida. É um pó fino branco, inodoro, com baixa solubilidade em água e excelentes propriedades de neutralização de ácidos. O bicarbonato de sódio tem propriedades de formação de espuma e aumento.</p><p>· A massa de bicarbonato de sódio efetivo em 5 g de no bicarbonato comercial, ou seja, multiplica-se a massa total do reagente (5 g) x (0,99) a massa real, onde se encontramos 4,95 g NaHCO3 massa pura do reagente.</p><p>· Para encontrarmos o número de mol, s devemos realizar o seguinte cálculo:</p><p>4,95 g NaHCO3 ÷ 84,01 g/mol: 0,058 mol de NaHCO3</p><p>· Resultados e cálculos estequiométricos para relatório</p><p>· A reação de neutralização mais conhecida é a do ácido clorídrico (HCl) com o hidróxido de sódio (NaOH), resultando em cloreto de sódio (NaCl) e água (H2O).Nessa reação, todo íon hidrogênio (H+) do ácido reagiu com todo íon hidroxila (OH-) da base. Quando isso acontece, a reação é de neutralização total.</p><p>· Quando o bicarbonato de sódio entra em contato com o vinagre, o ácido acético reage com o bicarbonato de sódio. Um dos produtos da reação é um gás muito conhecido, chamado dióxido de carbono, o CO2. É por isso que se observou efervescência. O gás ficou retido no balão, e por isso o balão enche.</p><p>· A reação química que ocorre entre o bicarbonato de sódio e o ácido acético presente no vinagre é:</p><p>NaHCO3 + H3CCOOH → H3CCOONa + H2CO3</p><p>· O ácido carbônico (H2CO3) é instável e se decompõe de acordo com a reação:</p><p>H2CO3 	→	 	H2O	 	+	 	CO2</p><p>O CO2 originado é o que ficou retido no balão.</p><p>CH3COOH + Na(HCO3)⇒ C2H3NaO2 +(H2CO3)</p><p>CH3COOH + Na(HCO3)⇒ C2H3NaO2+H20 + CO2</p><p>Reagente Produto</p><p>· A estequiometria da reação é 1:1 entre o bicarbonato de sódio e o ácido acético, ou seja, 1 mol de bicarbonato reage com 1 mol de ácido acético.</p><p>· Para descobrir o reagente limitante e o reagente em excesso, precisamos calcular a quantidade em mols de cada reagente e compará-las</p><p>· Ácido acético</p><p>M = V x d x % em massa</p><p>M = 100 mL x 1,0 g/mL x 0,04</p><p>M = 4 g</p><p>N = m/M</p><p>N = 4 g / 60 g/mol</p><p>N = 0,0666 mol</p><p>· Bicarbonato de sódio</p><p>N = 5 g / 84 g/mol</p><p>N = 0,0595 mol</p><p>· Como a quantidade de ácido acético é maior que a de bicarbonato, este é o reagente em excesso o ácido acético é o reagente limitante. Portanto a massa teórica de acetato de sódio que poderia ser formada a partir do bicarbonato de sódio é igual à quantidade de bicarbonato em mols multiplicada pela massa molar do acetato de sódio (82 g/mol): sódio é igual à quantidade de bicarbonato em mols multiplicada pela massa molar do acetato de sódio (82 g/mol):</p><p>M = 0,0595 mol x 82 g/mol</p><p>M = 4,87 g</p><p>· O número de mols de CO2 que poderia ser formado é igual ao número de mols de ácido acético reagente limitante, que é 0,0666 mol.</p><p>· CNTP, 1 mol de qualquer gás ocupa o volume de 22,4 L (volume molar)</p><p>22,4 L *4,87 g: 109,08</p><p>44 g/mol ÷ 109,08</p><p>X: 2,47 L o volume de CO2 formado</p><p>ATIVIDADE PRÁTICA 3 - INDICADORES ÁCIDO-BASE</p><p>· Os indicadores ácido base são substâncias que mudam de cor, informando se o meio está ácido ou básico.</p><p>· Aprenderemos a fazer um indicador ácido-base com repolho roxo e veremos como ele muda de cor à medida que alteramos o pH do meio através de alguns produtos que usamos no dia a dia.</p><p>· Conforme orientação na aula Virtual, utilizamos o suco de repolho roxo, e assim realizamos experimentos com outros reagentes.</p><p>Experimento 1, o suco de repolho ao entrar em contato com o suco de limão, obteve-se a coloração vermelha indicando pH 3, sendo considerado um ácido.</p><p>Experimento 2, o suco de repolho ao entrar em contato com o vinagre, obteve-se a coloração rosada, indicando pH 3, sendo considerado um ácido.</p><p>Experimento 3, o suco de repolho ao entrar em contato com o bicarbonato de sódio, obteve-se a coloração azul-verde, indicando pH 7, sendo considerado um básico.</p><p>Experimento 4, o suco de repolho ao entrar em contato com o sabão em pó, obtivesse a coloração amarelo, indicando pH 7, sendo considerado um básico.</p><p>· conter uma antocianina sensível às variações de potencial hidrogeniônico, pode ser utilizado para determinação de caráter ácido-base de soluções químicas e as faixas de pH em que esta solução se encontra.</p><p>· Em água (pH neutro = 7), esse indicador tem coloração roxa, mas conforme a escala de pH.</p><p>· A escala de pH geralmente varia entre 0 e 14, sendo que o 7 representa um meio neutro, os valores abaixo de 7 são meios ácidos e quanto menor o pH, mais ácido é o meio, enquanto os valores acima de 7 são meios básicos e quanto maior esse valor, mais básico é o meio. Portanto os indicadores de pH são frequentemente ácidos ou bases fracas. Quando adicionamos uma solução, os indicadores de pH, ligam-se aos íons H+ou OH-. A ligação a estes íons provoca uma alteração da configuração eletrônica destes indicadores e, consequentemente, altera-lhes acor.</p><p>Referencias bibliográficas</p><p>Prof. Janaína Reis CANAL- QUÍMICA ENEM e Vestibular - YouTube</p><p>Equações Químicas - Toda Matéria (todamateria.com.br)</p><p>Equação Química. Representação de uma equação química (manualdaquimica.com)</p><p>Reação de Ácido-Base - Neutralização - Química - InfoEscola</p><p>image1.png</p>