Relatório de Química Prática - Prática 7 - Estequiometria II - UFOP

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE OURO PRETO - UFOP
Instituto de Ciências Exatas e Biológicas
Departamento de Química
Sabrina Penna Carvalho
Saulo Neves Bento
Thiago Rodrigues Amorim
PRÁTICA VIII:
Estequiometria II 
Ouro Preto
24/06/2016
OBJETIVOS
	Determinar, através de titulações e cálculos estequiométricos, a relação estequiométrica entre o hidróxido de sódio (NaOH) e os ácidos acético, succínico e cítrico.
INTRODUÇÃO
A estequiometria define-se como o cálculo das quantidades de reagentes e produtos que participam de uma determinada reação, com base na proporção em mols, na importância em manter constante a soma das concentrações dos reagentes, e chegando à medida formada ao produto, seguindo os padrões legislativos.
Dois conceitos norteiam os cálculos estequiométricos. O primeiro deles foi introduzido por A. L. Lavoisier em 1774, conhecido hoje como a Lei da Conservação de Massa de Lavoisier, onde verificou que a massa dos reagentes numa reação era a mesma massa encontrada nos produtos, após a reação. Assim sendo, se havia alguma perda de massa, essa não era mensurável. Essa observação é a origem do conceito de que "na natureza nada se destrói, tudo se transforma." 
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 em massa definida e característica. A lei ainda 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, dando origem ao cálculo estequiométrico. 
A equação a seguir é referente à determinação da estequiometria, hipoteticamente:
 
mA(aq) + nB(aq)  AmBn(s) 
PARTE EXPERIMENTAL
Os materiais utilizados foram: 3 erlenmeyers de 250mL, pera, bureta de 50mL, garra para bureta, 3 pipetas de 10mL, 3 béqueres de 50mL, garrafa lavadeira, água destilada, 1 béquer de plástico de 50mL, fenolftaleína e soluções de NaOH, ácido acético, ácido succínico e ácido cítrico. 
Preparação das soluções ácidas:
	Primeiro fez-se ambiente nas três pipetas volumétricas, cada uma com seu respectivo ácido. Com a ajuda da pipeta volumétrica de 10mL e da pera, os ácidos, contidos nos béqueres, foram pipetados para o erlenmeyer. Acrescentou-se, em cada um dos erlenmeyers, água destilada até a marca de 50mL e quatro gotas de fenolftaleína. Homogeneizou-se as três soluções.
	
Titulações:
	Primeiro fez-se ambiente na bureta com a solução de NaOH padronizada. Em seguida, com a mesma solução de NaOH completou-se o volume da bureta até a marca de aferição. Procedeu-se a titulação da solução de ácido acético no erlenmeyer. Pegou-se o erlenmeyer e adicionou lentamente a solução contida na bureta sobre a solução contida no erlenmeyer, sob agitação constante, até o surgimento de uma coloração levemente rósea. Anotou-se o volume de NaOH necessário para que o processo ocorresse. Repetiu-se todo o processo com os ácidos succínico e cítrico. 
RESULTADOS EXPERIMENTAIS
CNaOH = 0,0926 mol/L
	Ácido
	Fórmula
	Vácido (mL)
	Cácido (mol/L)
	nácido (mol)
	VNaOH (mL)
	nNaOH (mol)
	n = nNaOH
 nácido
	Acético
	HnOAc
	10,0
	0,1019
	0,001019
	13,5
	0,0012501
	Aprox.: 1
	Succínico
	HnOSu
	10,0
	0,1005
	0,001005
	21,9
	0,0020279
	Aprox.: 2
	Cítrico
	HnOCt
	10,0
	0,1083
	0,001083
	34,9
	0,0032317
	Aprox.: 3
CÁLCULOS
Ácido Acético 	 Hidróxido de Sódio Relação Estequiométrica
n=CV n=CV			 Aprox.: 1
n=0,1019x0,01 n=0,0926x0,0135
n=0,001019 n=0,0012501
	
Ácido Succínico Hidróxido de Sódio Relação Estequiométrica
n=CV n=CV Aprox.: 2
n=0,1005x0,01 n=0,0926x0,0219
n=0,001005 n=0,0020279
Ácido cítrico Hidróxido de Sódio Relação Estequiométrica
n=CV n=CV Aprox.: 3
n=0,1083x0,01 n=0,0926x0,0349
n=0,001083 n=0,0032317
	
6. CONCLUSÕES
	Os objetivos da prática foram alcançados, ou seja, foram determinados os coeficientes estequiométricos das reações de neutralização dos ácidos acético, succínico e cítrico. O coeficiente estequiométrico da reação do ácido acético com o hidróxido de sódio foi 1, do ácido succínico, 2, e do ácido cítrico, 3.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
PORTNOI, Marcos. Estequiometria. Disponível em <http://www.eecis.udel.edu/~portnoi/academic/academic-files/estequiometria.html> Acesso: 30 jun. 2016.
ANEXO
Questionário:
4.1 – Calcule o número de mols de ácido em cada uma das soluções.
4.2 – Quantos mols de NaOH foram usados em cada uma das titulações?
4.3 – Qual a razão entre o número de mols de ácido para o número de mols de NaOH em cada uma das situações?
	Ácido
	Fórmula
	Vácido (mL)
	Cácido (mol/L)
	nácido (mol)
	VNaOH (mL)
	nNaOH (mol)
	n = nNaOH
 nácido
	Acético
	HnOAc
	10,0
	0,1019
	0,001019
	13,5
	0,0012501
	Aprox.: 1
	Succínico
	HnOSu
	10,0
	0,1005
	0,001005
	21,9
	0,0020279
	Aprox.: 2
	Cítrico
	HnOCt
	10,0
	0,1083
	0,001083
	34,9
	0,0032317
	Aprox.: 3
4.4 – Cite as prováveis fontes de erros de seu experimento.
Aproximação numérica, erros das vidrarias e a pouca experiência do grupo no manuseio dos utensílios.