Relatorio experimento sulfato de cobre

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RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA
QUÍMICA GERAL
	CURSO
	Engenharia mecânica
	TURMA
	3022
	DATA
	19/03/2014
	GRUPO
	Felipe Maciel Nascimento
	TÍTULO
	Determinação da agua de cristalização do Sulfato de cobre.
	OBJETIVOS
	Determinar a quantidade de agua contida no SULFATO DE COBRE.
	
	
	INTRODUÇÃO
	 Também conhecido como Sulfato Cúprico é um composto químico cuja fórmula molecular CuSO4.contem a coloração cinza ou opaca, a maioria das vezes contem a coloração Azul turquesa por estar penta-hidratada (CuSO4.5H2O),Muito utilizada em produtos para tinturas de cabelo, coloração de vidros ,e na pecuária(para dar banho nos cascos das patas) para enrijecer o casco.
 É considerado como uma substancia perigosa, porque em entrar em contato com a pele e mucosas causa irritações.
 Nessa experiência desidrataremos o SULFATO DE COBRE e calcularemos a massa dele com e após a retirada do H2O substancia.
	MATERIAIS E REAGENTES
	Pinça de madeira
Bico de bulsen
Tripé
Tela de amianto
Capsula de porcelana
Balança analítica
	PROCEDIMENTOS
	Pese uma capsula de porcelana limpa e anote a massa
Coloque entre 1,0 e 1,2g de CuSO4 nH2O na capsula de porcelana
Observe a diferença com e sem a substancia na capsula de porcelana
Ponha a capsula de porcelana no tripé com a pinça de madeira na tela de amianto e acenda o bico de bulsen, e aqueça o Sulfato De Cobre até chega que a coloração azul passe a branco , sem chegar ao cinza ,se chegar ao cinza é porque passou de 230°.
Ao chegar na coloração branca , pegue com a pinça de madeira a capsula de porcelana na madeira para que a porcelana perca calor e entre em temperatura ambiente.
Calcule agora a massa de CuSO4 após o aquecimento, subtraia quanto de agua foi perdido na desidratação.
	RESULTADOS
	A cápsula de porcelana havia o peso de 127,17g.
Colocamos 1,01g de CuHO4nH2O antes do desidratamento
Após o aquecimento da substancia vimos que houve uma perda de peso de 127,17g para 127,9g.
Com a subtração de antes e depois o resultado foi 0,73g de agua foi perdido no desidratamento.
A para encontrarmos os Mols da de CuSO4 era preciso dividir o 0,73g pela massa molar do CuSO4 de 159,5 que dava 0,004577mols
	CONCLUSÃO
	 Aprendemos que certas substancias ao ser aquecido destratam e assim podemos descobrir o quanto de agua há. A calcular a quantidade de mols da substancia e da agua e do sulfato de cobre após a reação.
 
Introdução
Um composto hidratado é todo aquele que, na sua constituição, se encontram presentes moléculas de água. Os hidratados mais conhecidos são os sólidos cristalizados que perdem suas estruturas fundamentais ao remover a água. Quando cristalizados a partir de água ou outros solventes, muitos compostos incorporam moléculas de água em suas grades cristalinas.  Um sal com água de cristalização associada é conhecido como um hidrato. A estrutura dos hidratos podem ser bastante elaboradas, por causa da existência de ligações de hidrogênio que definem estruturas poliméricas.
Sulfato de Cobre pentaidratado .5),também conhecido por vitríolo azul, é o mais importante composto de cobre e é a forma no qual é mais encontrado. É geralmente utilizado para demonstrações de reações exotérmicas, na hidratação mineral. A forma pentaidratada, que é azul, é aquecida, transformando-se em anidro que é cinzento, enquanto a água que estava presente no pentaidratado evapora. Quando a água é adicionada ao anidro, este torna a forma pentaidratada, recuperando a coloração azul, conhecido como azul cúprico.
Materiais e reagentes
Almofariz e pistilo (1), cadinho de porcelana (1), bastão de vidro (1), espátula(1), termômetro(1), pinça metálica(1), bico de Bunsen(1), tripé(1), tela de amianto(1), copo de alumínio(1), suporte universal(1), areia, dessecador e sulfato de cobre.
Procedimento Experimental
Inicialmente foi colocado cerca de 5 gramas de sulfato de cobre em um almofariz e o triturou bem com o auxílio do pistilo. Logo em seguida pesou-se o cadinho de porcelana em uma balança com sensibilidade para 0,01g, tarou e anotou-se a massa (). Dentro do cadinho pesou-se cerca de duas gramas de sulfato de cobre já triturado anotando em seguida a massa do sistema ( = +). Em um copo de alumínio com areia colocou-se o cadinho contendo o sulfato de cobre em banho de forma que toda a parte do cadinho que continha o sal ficasse toda submersa na areia. Após aqueceu-se o sistema controlando a temperatura para que não passasse de C, quando todo o sulfato estava totalmente branco encerrou-se o aquecimento. Com o auxílio da pinça metálica retirou-se o cadinho da areia o colocou no dessecador e esperando seu resfriamento.
Após o resfriamento pesou-se novamente o sistema cadinho + sal e anotou sua massa (). Depois de ter pesado o sistema, o mesmo foi submetido outra vez aos processos supracitados, a massa verificada da segunda amostra foi a . Em seguida calculou-se o número de moléculas de água existentes na amostra de sulfato de cobre antes do aquecimento, (= e ’= -).
Resultados e discussões:
O sulfato de cobre é um sal hidratado, pois forma cristais que incorporam em sua estrutura moléculas de águas, chamadas águas de cristalização. Essas moléculas de água unem-se aos íons do sulfato de cobre em proporção definida para que assim possam formar o composto cristalino seco. Sua coloração azul é característica dos íons de cobre de carga (na presença de água em sua estrutura cristalina.
O sulfato de cobre pentaidratado decompõe-se antes de liquefazer, isso ocorre devido as forças de Vander Walls, o que gera uma atração momentânea em cada polo da molécula, assim quando aquece o sulfato mantendo a temperatura em torno de C faz-se com que essas atrações se rompem e libere moléculas de água que estavam presas à sua estrutura. Após a calcinação do sal ele revela uma coloração branca, pois as moléculas de água presentes, responsáveis pela sua coloração característica evaporaram, caracterizando-o como um sal anidro. Para que o sulfato de cobre recupere sua coloração característica basta adicionar novamente as moléculas de água.
Outro passo importante é o uso da areia. A areia presente no processo de calcinação auxilia para que o aquecimento do sal não ultrapasse a temperatura ideal para a liberação das moléculas de água, ou seja, assegura que todas as moléculas evaporem dentro da mesma faixa de temperatura, também realiza o controle da temperatura em torno de impedindo que o sulfato se liquefaça. Quando se inicia o processo de aquecimento, o cadinho que se encontra submerso na areia tem temperatura igual a da areia. À medida que o calor é transferido da chama do bico de Bunsen para o copo, essa transferência ocorre de forma mais rápida no cadinho que fica com maior temperatura. Gradualmente ocorre a troca de calor para que os dois corpos fiquem na mesma temperatura, porém o cadinho aquece primeiro devido ao seu calor específico ser maior do que o da areia. A areia demora mais a aumentar a temperatura mas o mesmo ocorre para abaixá-la, o que explica o fato de que ao aproximar de C pode-se desligar a chama sem prejudicar a calcinação, pois a areia que ainda está com temperatura alta continua a aquecer o cadinho com o sulfato e ás moléculas de água que ainda estavam presas à sua estrutura evaporam gradualmente.
Durante esse processo de determinação da fórmula do sulfato de cobre pentaidratado utiliza-se o dessecador para o seu resfriamento de forma que se possa evitar que o sulfato de cobre absorva água de umidade presente no ambiente. Esse fato explica-se por ele ser um composto higroscópico, ou seja, absorve com facilidade a água presente no ambiente. Assim caso deixasse o sulfato de cobre fora do dessecador (ou qualquer outro aparelho que evite esse contato com a umidade do ar) ele absorveria a umidade aumentando sua massa final.
É importante salientar que apesar de ser um composto higroscópico o sulfato de cobre cúprico não é um composto deliquescente nemeflorescente. A deliquescência é a capacidade de um composto altamente higroscópico se dissolver na própria água absorvida, ou seja, se caso ficar exposto ao ambiente uma pequena parte desse deliquescente, em pouco tempo irá se liquefazer. Já a eflorescência é a capacidade de um composto hidratado de liberar espontaneamente a água de cristalização, devido à diferença de gradiente de pressão, a pressão interna do retículo torna-se maior que a pressão externa.
Deve-se também destacar a sílica-gel que como o dessecador tem a função de proteger compostos ou mesmo outros materiais das ações nocivas da umidade do ar, agindo como um poderoso dessecante e desidratante, capaz de reter a umidade de certos ambientes através da adsorção ( as moléculas de um líquido aderem-se à superfície do dessecante). Geralmente sua capacidade de adsorção é de cerca de 30% do seu peso perdendo seu efeito dessecante à medida que é utilizadaApós a identificação da perda de efeito, pode-se regenerar a sílica gel, uma vez regenerada essa perde de 10% a 20% da sua capacidade dessecante, pois além da umidade partículas de poeiras são incorporadas obstruindo os poros e consequentemente impedindo a adsorção.
As utilizações das águas de cristalização são diversas, como na preparação de herbicidas, controle de infecções parasitas, reações exotérmicas na hidratação mineral e até mesmo no equilíbrio químico para a previsão do tempo, através do popular “galinho do tempo”. Esse galinho possui as colorações que indicam teoricamente qual será o clima que irá fazer. Esses bibelôs apresentam-se impregnados em seu corpo uma solução em equilíbrio químico à base geralmente de Cobalto, elemento do grupo 9B, com capacidade de formar íons ou sais coloridos. Essa mudança de cor ocorre por dois fatores como o número de coordenação (ânions cercam o cátion metálico) e em razão do grau de hidratação do sal (quantidade de moléculas de água que cercam o íon metálico). Por exemplo  o íon [CoCl4]2-(aq)  apresenta cor azul, sendo que o número de coordenação de seu cátion é 4. Já o íon [Co(H2O)6]2+ apresenta cor rosa e seu número de coordenação é igual a 6.
Todas essas mudanças ocorridas no galinho podem ser explicadas pelo princípio de Le Chatelier de quando um equilíbrio químico é alterado por um fator externo, ocorre um deslocamento no sentido que anula a alteração. Assim quando a umidade do ar estiver baixa o equilíbrio da reação se desloca no sentido dos reagentes a fim de produzir mais moléculas de água e não consumi-las, com isso, a concentração do [CoCl4]2-(aq)  aumentará, ficando azul. O mesmo ocorre em dias quentes em que há aumento de temperatura, assim o equilíbrio da reação se desloca no sentido que absorve calor (endotérmica), ou seja, no sentido de formação do [CoCl4]2-(aq), também ficando azul e consequentemente nos indicando que o tempo está seco e sem previsão de chuva. O que pode ser demostrado pela seguinte equação:
Em dias que a umidade do está alta a água absorvida fica em excesso no reagente deslocando o equilíbrio para o sentido da reação direta de formação do [Co(H2O)6]2+-(aq), que é rosa. Analogamente em dias em que a temperatura diminui a reação será deslocada no sentido da liberação de calor (reação exotérmica), com isso, conclui-se que o sal de cobalto hidratado indica que o tempo está ruim, ou seja, frio e com possibilidades de chuva. Essa reação de equilíbrio pode ser expressa pela seguinte equação:
Resultados:
=- = 2g- 0,603g
= 21,469- 20,866 = 1,397g 
=0,603g de O 
1 CuS ▪ 5 O → ▪ n O
2g 1,397g 0,603g
MM= 63,5+ 32,1+ 4x 16,0 = 159,6g/ mol
MM O = 2x1+ 16,0 = 18,0g/mol
= = 0,0087 mol = = 0,0335 mol 
número de moléculas de O = = 3,8505 ≈ 4 moléculas de O
Para realizar os cálculos pegou-se massa inicial do sistema cadinho + sal de 21,469g e subtraiu-se a massa do cadinho após o aquecimento(20,866g). A massa resultante () será a massa de água perdida no aquecimento ( 0,603g). 
Encontrou-se a massa do sulfato de cobre retirando dos 2 g iniciais a massa de água a massa de água 0,603g resultando em 1,397g apenas de sulfato de cobre.
Após ter calculado as massas de água e do sulfato de cobre fez-se as proporções de moléculas de água para cada molécula de sulfato conforme a equação:
1 ∙ 5 O → ∙ n O
2g 1,397g 0,603g
Será necessário calcular o número de mols em cada amostra, sendo assim pegou-se a massa molar do de 160,0g/mol e a da água de 18,0g/mol. Após calcular a massa molar dividiu-se a massa em gramas da água por sua massa molar, encontrando o valor de 0,0335mol , repetiu-se o procedimento com o sulfato de cobre resultando em 0,0087mol.
Por fim para se saber o número de moléculas de água fez-se a proporção estequiométrica da água para o sulfato de cobre através da equação:
= 3,8505 moléculas de O ≈ 4 moléculas de O
Ao realizar o experimento ocorreram alguns erros que alteraram o valor final. Essa alteração pode estar relacionada ao fato de ao aquecer o cadinho junto a areia não verificou-se a temperatura interna do cadinho apenas a temperatura da areia. Como não se fez essa verificação não pode-se afirmar com absoluta certeza que na transferência de calor entre a areia e o cadinho os dois sistemas atingiram a mesma temperatura de C. Para que pudesse afirmar com certeza que houve total transferência de calor devia-se ter mergulhado o termômetro no interior do cadinho.
	BIBLIOGRAFIA
	
http://pt.wikipedia.org/wiki/Sulfato_de_cobre_(II)
Sulfato de Cobre (II) ou Sulfato Cúprico é um composto químico cuja fórmula molecular CuSO4. Este sal existe sob algumas formas, que se diferem por seu grau de hidratação. Na sua forma anidra ele se apresenta como um pó de coloração verde opaca ou cinzento, enquanto na sua forma penta-hidratada (CuSO4.5H2O), a forma no qual é mais encontrado, ele é azul brilhante. A forma anidra ocorre sob a forma de um mineral raro chamado de calcocianita. A forma hidratada ocorre na natureza como calcantita (penta-hidratado). Arcaicamente era chamado de vitríolo azul e pedra-azul.