relatório_quimica_Reações ácido-base

Prévia do material em texto

<p>ALUNO</p><p>ATIVIDADE PRÁTICA - QUÍMICA GERAL</p><p>CIDADE</p><p>2024</p><p>ALUNO</p><p>ATIVIDADE PRÁTICA - QUÍMICA GERAL</p><p>Relatório de Aula Prática apresentado a Universidade UNOPAR como requisito para obtenção de média para a disciplina de Química Geral.</p><p>Tutor(a) à</p><p>Distância:</p><p>CIDADE</p><p>2024</p><p>SUMÁRIO</p><p>1	INTRODUÇÃO	1</p><p>2	DESENVOLVIMENTO	2</p><p>2.1	Fundamentação teórica dos experimentos realizados	2</p><p>2.1.1	Reações em solução aquosa: reações de neutralização ácido-base	2</p><p>2.1.2	Estequiometria	3</p><p>2.1.3	Determinação na prática	4</p><p>2.2	REALIZAÇÃO e resultado DOS EXPERIMENTOS	6</p><p>2.2.1	Reação de neutralização Ácido-Base	6</p><p>2.2.2	Estequiometria	11</p><p>3	CONCLUSÃO	14</p><p>4	REFERÊNCIAS bibliográficas	15</p><p>INTRODUÇÃO</p><p>2</p><p>Reações ácido-base são fundamentais na vida cotidiana quanto na ciência. Estas são responsáveis por diversas transformações em nosso dia a dia, como a digestão dos alimentos e a limpeza de superfícies. No contexto da química, essas reações ácido-base têm grande importância, pois permitem a obtenção de informações quantitativas sobre as concentrações de ácidos e bases presentes em uma solução.</p><p>A atividade prática visa atender diversos objetivos relacionados ao estudo das reações de neutralização em meio aquoso e à aplicação de conceitos estequiométricos na determinação quantitativa de espécies ácido/base de concentração desconhecida. Logo será necessário compreender os critérios fundamentais que regem as reações de neutralização, assim como realizar os cálculos necessários para determinar quantitativamente a concentração de uma espécie desconhecida.</p><p>Além disso, a compreensão dos princípios estequiométricos envolvidos nas reações química será compreendida, permitindo a realização de cálculos estequiométricos e balanceamentos de equações, por meio de experimentos práticos.</p><p>Logo os objetivos deste experimento são determinar o teor de aspirina contido em um comprimido comercial e calcular o rendimento reacional da reação de decomposição do bicarbonato de sódio por meio da estequiometria. O Laboratório Virtual ALGETEC foi utilizado para a realização dos experimentos.</p><p>DESENVOLVIMENTO</p><p>Fundamentação teórica dos experimentos realizados</p><p>Reações em solução aquosa: reações de neutralização ácido-base</p><p>As reações em solução aquosa, especificamente as reações de neutralização ácido-base, desempenham um papel fundamental na química, tanto em contextos industriais quanto em processos biológicos e ambientais. Essas reações ocorrem quando um ácido reage com uma base em meio aquoso, resultando na formação de água e de um sal. A compreensão desses fenômenos químicos é essencial para uma ampla gama de aplicações práticas.</p><p>Para entender as reações de neutralização ácido-base, é crucial primeiro revisar as teorias ácido-base fundamentais. De acordo com a teoria de Arrhenius, os ácidos são substâncias que, em solução aquosa, liberam íons hidrogênio (H+), enquanto as bases liberam íons hidroxila (OH−). No entanto, essa definição é limitada, pois não consegue explicar a neutralização de substâncias que não contenham íons hidrogênio ou hidroxila.</p><p>A teoria de Brønsted-Lowry expande essa compreensão, definindo ácidos como doadores de prótons e bases como receptores de prótons. De acordo com essa definição mais abrangente, as reações de neutralização ocorrem quando um ácido doa um próton a uma base, formando água como produto. Por exemplo, na reação entre o ácido clorídrico (HCl) e o hidróxido de sódio (NaOH) (Equação 1), o HCl doa um próton para o NaOH, resultando na formação de água (H2O) e cloreto de sódio (NaCl).</p><p>Equação 1.</p><p>A teoria de Lewis amplia ainda mais o conceito de ácidos e bases, definindo ácidos como doadores de pares de elétrons e bases como receptoras de pares de elétrons. De acordo com essa perspectiva, a reação de neutralização ocorre quando um ácido de Lewis coordena com uma base de Lewis para formar um complexo aduto, eventualmente resultando na formação de água e do sal correspondente.</p><p>As reações de neutralização ácido-base são de grande importância prática em diversas áreas. Na indústria química, essas reações são utilizadas na produção de uma ampla variedade de produtos, desde medicamentos até materiais de construção. Em processos biológicos, como a digestão, a neutralização do ácido clorídrico no estômago pelo bicarbonato presente no suco gástrico é essencial para manter o equilíbrio ácido-base do organismo. Além disso, no tratamento de águas residuais, a neutralização de efluentes ácidos ou básicos é necessária para atender aos padrões ambientais e proteger os ecossistemas aquáticos.</p><p>Estequiometria</p><p>A estequiometria é um ramo fundamental da química que se concentra nas proporções quantitativas das substâncias envolvidas em uma reação química. Ao entender a estequiometria, somos capazes de prever quantidades de reagentes necessários, quantidades de produtos formados e rendimentos de reação. Isso desempenha um papel crucial em diversos campos da ciência e da indústria, desde a síntese de compostos químicos até a produção de alimentos e medicamentos.</p><p>O mol é a unidade básica de quantidade de substância na química. Um mol de qualquer substância contém o mesmo número de entidades elementares, aproximadamente 6,022.1023, conhecido como o número de Avogadro.</p><p>A massa molar de uma substância é a massa de um mol dessa substância, expressa em gramas por mol (g/mol), é utilizada para converter entre a massa de uma substância e o número de mols dela.</p><p>As equações químicas fornecem uma descrição simbólica das reações químicas, mostrando os reagentes à esquerda e os produtos à direita. As proporções estequiométricas entre os reagentes e produtos são determinadas pelos coeficientes estequiométricos na equação balanceada.</p><p>A partir de uma equação química balanceada, é possível calcular a massa de um reagente necessário para reagir completamente com uma quantidade conhecida de outro reagente. Da mesma forma, é possível calcular a massa de produtos formados a partir de uma quantidade conhecida de reagente. A estequiometria nos permite estabelecer relações diretas entre a massa de uma substância e o número de mols dela, utilizando a massa molar como fator de conversão.</p><p>O rendimento de uma reação química é a quantidade de produto obtida em relação à quantidade teoricamente esperada, expressa como uma porcentagem. O rendimento é influenciado por fatores como pureza dos reagentes, condições de reação e eficiência do processo.</p><p>A estequiometria é utilizada para calcular as quantidades exatas de reagentes necessárias na produção de compostos químicos industriais, garantindo eficiência e economia de recursos. Na produção de medicamentos, a estequiometria é fundamental para garantir doses precisas e consistentes de ingredientes ativos. Na produção de alimentos e fertilizantes, a estequiometria é utilizada para formular nutrientes de maneira adequada, garantindo a saúde e o crescimento das plantas e dos animais.</p><p>Determinação na prática</p><p>É essencial seguir rigorosos protocolos de segurança em laboratório. Isso inclui o uso adequado de equipamentos de proteção individual (EPIs), manipulação segura de reagentes químicos, descarte apropriado de resíduos e o conhecimento dos procedimentos de emergência em caso de acidentes.</p><p>A preparação dos reagentes é crucial para garantir a quantidade correta de ácido e base disponível para a reação. Essa etapa assegura que os reagentes estejam na proporção adequada para a ocorrência da neutralização ácido-base de maneira eficiente. Ao misturar os reagentes, inicia-se o processo de reação entre o ácido e a base. Essa etapa é fundamental para desencadear a neutralização, permitindo que os íons H+ do ácido e OH − da base interajam e formem água e o sal correspondente.</p><p>A observação das mudanças durante a reação é essencial para identificar se a neutralização ocorreu. Mudanças como liberação de gás, formação de precipitado ou alteração de cor podem indicar que a reação está ocorrendo conforme esperado. A</p><p>medição do pH da solução resultante confirma a neutralização, pois a presença de íons hidrogênio H+ e hidroxila OH− é reduzida, resultando em um pH próximo de 7, indicando a formação de água. Na Figura 1 está apresentado um mapa com as principais etapas da realização de uma reação de neutralização.</p><p>Figura 1 - Mapa Reações em solução aquosa.</p><p>Fonte: Autor, 2024.</p><p>O balanceamento da equação química é essencial para garantir que a proporção correta dos reagentes e produtos seja considerada nos cálculos estequiométricos. Isso assegura que todas as quantidades de substâncias envolvidas na reação estejam corretamente representadas, permitindo uma análise precisa das quantidades de reagentes necessárias e dos produtos formados.</p><p>A conversão de massa para mol facilita a determinação da quantidade de substância em mol, fornecendo uma unidade padrão para realizar cálculos estequiométricos. Essa etapa simplifica os cálculos, permitindo uma comparação direta entre as quantidades de diferentes substâncias envolvidas na reação.</p><p>A determinação da relação estequiométrica estabelece a proporção exata entre os reagentes e produtos na reação. Isso é crucial para garantir que a quantidade de cada substância seja calculada corretamente com base nas proporções definidas pela equação química balanceada.</p><p>O cálculo da massa dos produtos permite prever a quantidade de produto obtida a partir de uma quantidade conhecida de reagente. Isso é fundamental para entender o rendimento da reação e avaliar sua eficiência, possibilitando ajustes no processo para maximizar a produção de produtos desejados. A Figura 2, demonstra um esquema com as principais informações relacionada a estequiometria.</p><p>Figura 2 - Mapa Estequiometria.</p><p>Fonte: Autor, 2024.</p><p>REALIZAÇÃO e resultado DOS EXPERIMENTOS</p><p>Reação de neutralização Ácido-Base</p><p>Antes de se iniciar o experimento colocou-se os EPIs (jaleco, luvas de látex e óculos de proteção). A pratica iniciou-se pesando em uma balança analítica um comprimido de 450 mg aspirina (Figura 3). Em seguida preparou-se a amostra para titulação, o comprimido pesado foi transferido para um Erlenmeyer, adicionou-se 20 mL de água destilada e agitou até a completa dissolução do comprimido. Posteriormente, adicionou-se 20 mL de álcool etílico 99,5% e agitou-se novamente a solução. Para finalizar o preparo da solução, foi adicionado 3 gotas da solução alcoólica de fenolftaleína ao Erlenmeyer. A titulação foi realizada com hidróxido de sódio 0,1 mol, registrou-se volume gasto de NaOH para atingir o ponto de viragem, ou seja, até a solução apresentar uma coloração rosa (Figura 4). A titulação foi realizada em triplicata.</p><p>Figura 4 – Pesagem do comprido de aspirina.</p><p>Fonte: Autor, 2024.</p><p>Figura 5 – Ponto de viragem da titulação.</p><p>Fonte: Autor, 2024.</p><p>A relação estequiométrica entre o titulante (NaOH) e o analito ácido acetilsalicílico (C8O2H7COOH ; ASS), princípio ativo da aspirina é de 1:1 (Equação 2), logo o número de mols de NaOH presente em cada volume foi calculada através da Equação 3. Os dados de volume gasto de NaOH em cada titulação, concentração e número de mols estão expressos na Tabela 1.</p><p>Equação 2.</p><p>Número de mols ibuprofeno = Número de mols de NaOH</p><p>n NaOH= [ ] NaOH x V NaOH Equação 3.</p><p>No qual,</p><p>n NaOH = número de mols de ácido acetilsalicílico</p><p>[ ] NaOH= concentração da solução de NaOH utilizada na titulação (0,1 mol/L)</p><p>V NaOH= volume de NaOH gasto na titulação</p><p>Substituindo os valores na Equação 3, tem-se:</p><p>Titulação 1</p><p>n = 0,1 mol/L x 0,0183 L</p><p>n NaOH = 0,00183 mol</p><p>Titulação 1</p><p>n = 0,1 mol/L x 0,0185 L</p><p>n NaOH = 0,00185 mol</p><p>Titulação 1</p><p>n = 0,1 mol/L x 0,0180 L</p><p>n NaOH = 0,00180 mol</p><p>Tabela 1 – Dados de titulação de NaOH</p><p>Titulação</p><p>Volume de NaOH gasto na titulação (L)</p><p>Concentração de NaOH (mol/L)</p><p>Número de mol de NaOH</p><p>1ª</p><p>0,0183</p><p>0,1</p><p>0,00183</p><p>2ª</p><p>0,0185</p><p>0,1</p><p>0,00185</p><p>3ª</p><p>0,0180</p><p>0,1</p><p>0,00180</p><p>Média</p><p>0,0183</p><p>-</p><p>0,00183</p><p>Fonte: Autor, 2024.</p><p>Para calcular massa de AAS na amostra e o teor utilizou-se as Equações 4 e 5.</p><p>m ASS = n NaOH x MM AAS Equação 4.</p><p>No qual,</p><p>m AAS = massa de ácido acetilsalicílico na amostra</p><p>n NaOH= número de mols médio calculado de NaOH (0,00183 mol)</p><p>MM AAS = massa molar de AAS (180 g/mol)</p><p>Substituindo os valores na Equação 4, tem-se:</p><p>m ASS = 0,00183 mol x 180 g/mol</p><p>m ASS = 0,329 g x 1000</p><p>m ASS = 329 mg</p><p>teor de C13H18O2 = (m ASS / m de AAS comprimido) x 100% Equação 5.</p><p>No qual,</p><p>m AAS = massa de AAS calculada (0,329 g)</p><p>m da amostra= massa pesada do comprimido ASS (0,451 g)</p><p>Substituindo os valores na Equação 5, tem-se:</p><p>teor de AAS = (0,329 g / 0,451 g) x 100%</p><p>teor de ASS = 73 %</p><p>O teor de aspirina obtida foi 73% e massa de 329 mg, este valor está abaixo do valor do comprimido pesado, entretanto vale ressaltar que o comprimido de aspirina não é composto somente por ácido acetilsalicílico puro.</p><p>Por que, no processo de titulometria, é importante que a reação seja rápida?</p><p>Na titulometria é importante que a reação seja rápida para que o ponto final da titulação possa ser determinado com precisão. A partir do momento que a bureta é aberta sobre o erlenmeyer, a reação de neutralização já começa a ocorrer, ou seja, o ácido reage com a base, portanto se a reação ocorrer lentamente pode ser difícil determinar o ponto final exato da titulação, afetando na exatidão do experimento. Além disse se a reação não ocorrer rapidamente, é possível que ocorram reações secundárias que interferem no resultado.</p><p>Explique por que foi necessário acrescentar álcool etílico 99,5% ao Erlenmeyer?</p><p>Para aumentar a solubilidade do ácido acetilsalicílico presente no comprimido. O AAS é pouco solúvel em água, sendo mais solúvel em álcool etílico, logo a adição do álcool ajuda a dissolvê-lo para melhor preparo da amostra e tornando-lhe mais disponível para a reação de titulação.</p><p>Por que, no processo de titulometria, é importante que a solução contida na bureta seja adicionada lentamente ao Erlenmeyer?</p><p>A titulação é baseada em uma reação de neutralização entre ácido e a base, logo se a solução for adicionada muito rapidamente, a reação pode ser incompleta, ou pode haver excesso de base adicionada, portanto é importante que a solução contida na bureta seja adicionada lentamente ao Erlenmeyer e com agitação para que todo ácido seja neutralizado pela base corretamente.</p><p>Estequiometria</p><p>Antes de se iniciar o experimento, os equipamentos de proteção individual (jaleco e luvas) foram colocados. O experimente se deu início ligando a balança analítica colocou-se um béquer sobre ela e realizou-se a tara, posteriormente com o auxílio de uma espátula, adicionou-se 4,1 g de bicarbonato de sódio no béquer (Figura 6). Ligou-se bico de Bunsen e o béquer foi colocado sobre ele, em seguida tampou-se utilizando vidro de relógio e aguardou-se 1 minuto. O vidro de relógio foi retirado e agitou-se constantemente o conteúdo com bastão de vidro por 15 minutos. Após esse período desligou-se o bico de Bunsen e o béquer foi retirado do aquecimento utilizando a garra metálica. Aguardou-se 1 minuto para que o conteúdo esfriasse e a massa final do conteúdo foi verificada realizando novamente a pesagem do béquer (Figura 7)</p><p>Figura 6 – Pesagem inicial de bicarbonato de sódio.</p><p>Fonte: Autor, 2024.</p><p>Figura 7 – Pesagem final do béquer após a realização do experimento.</p><p>Fonte: Autor, 2024.</p><p>Ao aquecer o bicabornato de sódio, observou-se a decomposição do mesmo. Trata-se de uma reação de decomposição térmica, ao sofrer aquecimento o NaHCO3 se decompõe em carbonato de sódio (Na2CO3), água (H2O) e dióxido de carbono (CO2), Equação 6 descreve esta reação.</p><p>Equação 6.</p><p>Conforme a Equação 6, 2 mols de NaHCO3 formam 1 mol de Na2CO3, 1 mol de H2O e 1 mol de CO2, logo a estequiometria é de 2:1. O valor de Na2Co3 obtido foi de 2,5 g, cálculo do rendimento reacional de carbonato de sódio foi realizado de acordo com as seguintes relações:</p><p>Massa teórica de Na2CO3</p><p>2 x 84 g NaHCO3 -----------1 x 106 g Na2CO3</p><p>4,1 g de NaHCO3 --------- X</p><p>168 X= 434,6</p><p>X= 434,6 / 168</p><p>X= 2,59 g de NaHCO3</p><p>Rendimento de Na2CO3</p><p>2,59 g de NaHCO3 (massa</p><p>teórica) ---------- 100 %</p><p>2,5 g de NaHCO3 (massa obtida) --------------- Y</p><p>Y= 96,5 % de NaHCO3</p><p>O rendimento de carbonato de sódio nesta reação foi de 96,5%.</p><p>CONCLUSÃO</p><p>A partir da realização dos experimentos foi possível entender e compreender reações de neutralização ácido/base e estequiometria de reação, também foi possível determinar a quantidade de aspirina em um comprimido e o porcentual de reação da decomposição térmica do bicarbonato de sódio utilizando estes conceitos, logo os objetivos da prática foram cumpridos. O teor de aspirina obtida no comprimido foi de 73% com massa de 329 mg, embora o valor esteja abaixo do valor do comprimido pesado vale ressaltar que o comprimido de aspirina não é composto somente por ácido acetilsalicílico puro, existes outras substancias na composição. Na decomposição do bicarbonato de sódio, obteve-se 96,5% de carbonato de sódio, a perca de massa observada é diretamente proporcional ao número de mols dos elementos iniciais decompostos nas novas substâncias formadas.</p><p>REFERÊNCIAS bibliográficas</p><p>ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química, questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5ª Ed, Bookman Companhia Ed., 2011.</p><p>BRADY, J. E,; RUSSEL, J. W.; HOLUM, J. R. Química, a matéria e suas transformações. Vol. 1 e 2, 3ª Ed., LTC, 2002.</p><p>J. C. Kotz, P. M. Treichel e G. C. Weaver. Química Geral e reações químicas. 6ª. ed. Cengage Learning, 2010.</p><p>VOGEL, A. I. Análise química quantitativa. 6. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2002.</p><p>SKOOG, Douglas A.; WEST, Donald M.; HOLLER, F. James. Fundamentos de química analítica. 8 Sao Paulo: Cengage Learning, 2009.</p><p>image1.emf</p><p>HCl</p><p>(aq)</p><p>+ NaOH</p><p>(aq)</p><p>NaCl + H</p><p>2</p><p>O</p><p>image2.jpeg</p><p>image3.jpeg</p><p>image4.png</p><p>image5.jpeg</p><p>image6.emf</p><p>C</p><p>8</p><p>O</p><p>2</p><p>H</p><p>7</p><p>COOH</p><p>(aq)</p><p>+ NaOH</p><p>(aq)</p><p>C</p><p>8</p><p>O</p><p>2</p><p>H</p><p>7</p><p>COONa</p><p>(aq)</p><p>+ H</p><p>2</p><p>O</p><p>(aq)</p><p>image7.png</p><p>image8.png</p><p>image9.emf</p><p>2 NaHCO</p><p>3(s)</p><p>Na</p><p>2</p><p>CO</p><p>3(s)</p><p>+ H</p><p>2</p><p>O</p><p>(l)</p><p>+ CO</p><p>2(g)</p>