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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS
ÁREA DE CIÊNCIAS DA SAÚDE
CURSO BACHARELADO EM NUTRIÇÃO
LUCAS SALES
GEÓRGIA S.SCHIRM 
GUSTAVO LOPES MOREIRA DA COSTA
RELATÓRIOS DAS AULAS PRÁTICA DE QUÍMICA II
BELO HORIZONTE
2016
RELATÓRIOS DAS AULAS PRÁTICA DE QUÍMICA II
Relatórios a serem apresentados como requisito para avaliação da disciplina de Química Fundamental II do curso de bacharelado em Nutrição da Universidade Federal de Minas Gerais - UFMG. Orientado pelo Professor Liu Wen Yu.
BELO HORIZONTE
2016
RELATÓRIO – QUÍMICA FUNDAMENTAL II – AULA PRÁTICA 1 Experiência: Preparo e Padronização de uma solução de NaOH.
INTRODUÇÃO
No preparo de soluções, como em todo procedimento experimental, alguns erros podem ser cometidos. Eles têm como causas comuns o uso inadequado da vidraria, as falhas na determinação da massa e de volume e a utilização de reagentes de baixo grau de pureza, entre outras. Através do processo de padronização é possível verificar o quanto a concentração da solução preparada aproxima-se da concentração da solução desejada.
A titulação é uma técnica analítica, que tem como finalidade determinar a concentração exata de uma solução. Na análise volumétrica, a solução de concentração conhecida é designada por solução titulante e aquela cuja concentração se pretende determinar é designada por solução titulada.
O titulante é adicionado ao titulado até que se atinja a quantidade estequiométrica. A titulação termina quanto se atinge o ponto final da reação ou ponto de equivalência. O ponto final é detectado pela variação de uma propriedade física ou química da solução a ser titulada, utilizando indicadores.
PROCEDIMENTOS
Medir 5ml de NaOH (0,1 mol/L).
Transferir a medida de NaOH para erlenmeyer de 250ml com 100ml de água destilada.
Adicionar 3 gotas de fenolftaleína na solução de NaOH e água.
Adicionar em uma bureta de 10ml HCl (0,1 mol/L) para a padronização.
A reação ocorrente entre o hidróxido de sódio e o ácido clorídrico é a reação é de neutralização, pois ocorre entre uma base e um ácido: logo forma-se um sal e água. Esta reação é exotérmica pela formação da molécula de água, uma vez que os íons cloreto e sódio não participam desta reação como espécies que liberam energia.
NaOH + HCl → NaCl + H2O
mHCl X VHCl = mNaOH X VNaOH
mHCl x 4,7 ml = 0,1 mol/L x 5ml → mHCl= 0,106 mol/L
RELATÓRIO – QUÍMICA FUNDAMENTAL II – AULA PRÁTICA 2 Experiência: Determinação de ácido acético em vinagre.
INTRODUÇÃO
Nesse experimento foram realizados procedimentos para analise do teor de ácido acético presente em uma amostra de vinagre. O vinagre consiste basicamente em uma solução aquosa de ácido acético (CH3COOH), gerado por fermentação, seu teor pode ser obtido titulando-se com uma solução de dióxido de sódio.
OBJETIVO
Determinar a quantidade de ácido acético presentes em uma amostra de vinagre.
MATERIAIS UTILIZADOS
Pipeta volumétrica;
Balão volumétrico;
Béquer (100 ml);
Erlenmeyer;
Bureta;
Fenolftaleína;
Solução de NaOH 01 mol L -1 ;
Água destilada;
Vinagre.
PROCEDIMENTO
Pipetar 10 ml de vinagre e transferir para um balão volumétrico de 100 ml. Completar o volume até a marca com água destilada e homogeneizar;
Pipetar 10 ml da solução no balão e colocar em erlenmeyer de 250 ml;
Adicionar 2 ou 3 gotas de fenolftaleína e titular com a solução padrão de NaOH 0,1 mol L -1 , utilizando uma bureta de 10 ml, até aparecimento de uma leve coloração rosada persistente por 60 segundos;
Calcular a acidez total do vinagre, expressando o resultado em porcentagem (m/V) de ácido acético.
RESULTADOS
O cálculo para determinar a quantidade de acido acético presente no vinagre foi realizado conforme apresentado abaixo, sendo o valor resultante expresso em porcentagem.
x/60=0,099×0,005
x=0,030g
0,030 g→10 mL
0,30 g →100 mL balão
0,3 g →10 mL (vinagre)
y →100 %
y=3% (gV)
Dessa forma pode-se afirmar que o teor de ácido acético em 100 g de vinagre é de 3%. sem a realização de titulação.
O teor foi verificado novamente através da titulação e os cálculos estão indicados a seguir:
x/60=0,099×6,8
x=0,04 g
0,04 g →10 mL
y →100 mL
y=0,4 g ×100=4% (gV)
CONCLUSÃO
O objetivo da prática foi alcançado e ao se observar os resultados da análise do teor de acido acético. Verifica-se que após a titulação foi obtido um valor com maior aproximação da realidade, considerando que normalmente esse valor padrão é encontrado entre 4% e 6%.
RELATÓRIO – QUÍMICA FUNDAMENTAL II – AULA PRÁTICA 3 Experiência: Determinação da dureza total da água.
INTRODUÇÃO
Dureza da água é a propriedade relacionada com a concentração de íons de determinados minerais dissolvidos nesta substância. A dureza da água é predominantemente causada pela presença de sais de Cálcio e Magnésio, de modo que os principais íons levados em consideração na medição são os de Cálcio (Ca2+) e Magnésio (Mg2+).Eventualmente também o Zinco, Estrôncio, Ferro ou Alumínio podem ser levados em conta na aferição da dureza.
OBJETIVO
Determinar a concentração de íons dissolvidos na água
MATERIAIS UTILIZADOS
Pipeta
Béquer
Erlenmeyer
PROCEDIMENTO
1. Pipetou-se 50mL da amostra de água da torneira;
2. A amostra de água foi transferida para um Erlenmeyer de 250mL;
3. Adicionou-se 2mL de uma solução tampão de pH 10 e uma pitada da solução sólida de Ério T;
4. Titulou-se com a solução padrão de EDTA (0.01mol/L) até que a mudança de cor fosse observada.
Equação: Ca2+ + H2Y2- 𝑂𝐻⇔ CaY2- + 2H+
0,007𝑔100𝑚𝐿=𝑥1000𝑚𝐿 → 70𝑚𝑔=70 𝑝𝑝𝑚 𝑑𝑒 𝐶𝑎𝐶𝑂3.
APLICAÇÕES
A água dura não dissolve bem o sabão ou detergente, tem um sabor desagradável e promove a deposição de calcário nas canalizações, máquinas de lavar roupa e louça, ferros a vapor e por vezes nas torneiras e chuveiros.
Para efeito de potabilidade, são admitidos valores relativamente altos de dureza. No Brasil, esse valor é de 500 mg CaCO3 (Carbonato de cálcio) por litro de água, para que a água seja admitida como potável. A objeção fica por conta do gosto, que eventualmente pode ser considerado uma característica desagradável de águas muito duras. Há, no entanto, águas naturais duras consideradas satisfatórias para consumo humano.
CONCLUSÃO 
O objetivo da pratica foi alcançado, pois aprendemos a determinar a dureza da água. Os resultados encontrados na sala foram uniformes, pois as amostras foram retiradas da mesma fonte.