Prática nº3 - Estequiometria e Rendimento

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Universidade Federal do Ceará
Centro de Ciências
Departamento de Química Orgânica e Inorgânica
PROPRIEDADES PERIÓDICAS
PRÁTICA Nº4
Aluno: Pedro Nonato da Silva Júnior
Matrícula: 367522		
Curso: Farmácia – MT 2014.2		
Data da prática: 17 de setembro de 2014
FORTALEZA
2014
INTRODUÇÃO
Pode-se definir estequiometria como o estudo das interações quantitativas existentes entre as substâncias (reagentes e produtos) presentes numa reação química balanceada. 
No ambiente laboratorial, a estequiometria vem como ferramenta para uma melhor compreensão de como os compostos se relacionam entre si. Com uma determinada quantidade de reagente é possível determinar quanto de certo produto será gerado, se haverá algum dos reagentes excedendo ou não, por exemplo. Chama-se de rendimento teórico a quantidade de produto formado com a quantidade de reagente utilizada através de cálculos estequiométricos.
Entretanto, atingir esta quantidade calculada numa reação química no laboratório é algo realmente difícil, devido a fatores como: acontecimento de reações paralelas, a reação pode não se completar, entre outros. Então, denomina-se rendimento real a quantidade obtida no fim do experimento, sendo ela sempre menor que a teórica dentro das condições apresentadas.
Uma forma de determinar o quão eficiente a reação química estudada é se dá através do cálculo do rendimento percentual, dada a equação:
O experimento ilustra esses conceitos estequiométricos através da reação de síntese do alúmen [KAl(SO4)2 • 12H2O] a partir do alumínio.
OBJETIVOS
Esse experimento tem como objetivos:
Caracterizar alguns elementos como metal e não-metal;
Verificar a sequência dos metais alcalinos terrosos no grupo, através de teste de solubilidade pela formação de precipitado;
Deduzir a sequência dos halogênios no grupo através de reações específicas;
Desenvolver procedimento para testar a presença de cátions dos elementos dos grupos IIA e haletos em solução
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Inicialmente foram pesados 0,25 g de alumínio e esse material foi transferido a um béquer. Na capela foram adicionados 10 mL de KOH 2 mol.L-1 a esse béquer e se percebeu uma pequena liberação de gás hidrogênio dentro dele. 
Com o intuito de acelerar a velocidade da reação, o béquer contendo KOH + Al foi colocado sobre uma chapa de aquecimento. Inicialmente a solução apresentava um aspecto incolor, porém depois de aproximadamente oito minutos, quando todo gás hidrogênio foi liberado, ela tornou-se escura.
A solução foi filtrada ainda quente, usando um funil previamente forrado com papel de filtro. O que escoou para o outro béquer foi uma solução incolor, a qual foi levada para capela onde foram adicionados 5 ml de H2SO4 6 mol.L-1.
Notou-se a formação de precipitado, o Al(OH)3, mas este dissolveu-se a medida que se foi adicionando ácido à solução. Observou-se também liberação de calor, pois se tratava de uma reação exotérmica entre um ácido e uma base.
Após essa etapa, o béquer com a solução foi colocado em um banho de gelo. Atritou-se o fundo do béquer com um bastão de vidro até que foi percebida a formação dos cristais de alúmen, quando a solução tornou-se turva e esbranquiçada. 
Pesou-se um papel de filtro e então os cristais de alúmen foram filtrados a vácuo. Depois foram levados a uma estufa para garantir que a água não influenciasse no peso do alúmen mais o papel de filtro. Depois de seco, foi pesado o papel mais o alúmen.
RESULTADOS E DISCUSSÕES 
As equações químicas envolvidas no experimento foram:
Reação do hidróxido de potássio com o alumínio: 
2Al(s) + 2K+(aq) +2OH-(aq) + 6H2O(l) 	 2K+(aq) + 2Al(OH)4(aq) + 3H2(g)
Reação da solução filtrada mais ácido sulfúrico:
2K+(aq) + 2Al(OH)4(aq) + 4H2SO4(aq) 2K+(aq) + 2Al3+(aq) + 4SO42-(aq) + 8H2O(l)
Reação presente quando se atrita a solução contendo os íons potássio, íons alumínio e íons sulfato no banho de gelo:
2K+(aq) + 2Al3+(aq) + 4SO42-(aq) + 6H2O(l) KAl(SO4) • 12H2O(s) 
	Realizando uma “soma” das três equações químicas acima, podemos obter a seguinte resultante:
2Al(s) + 2KOH(aq) + 22H2O(l) + 4H2SO4(aq) 2 KAl(SO4) • 12H2O(s) + 3H2(g)
	A partir desta equação resultante fica mais fácil de estabelecer uma relação de estequiométrica entre a quantidade de alúmen gerada a partir da quantidade inicial de alumínio.
	Os dados obtidos nas pesagens foram organizados na tabela a seguir:
	Massa do alumínio (g)
	Massa do papel de filtro (g)
	Massa do papel de filtro + alúmen (g)
	Massa do alúmen (rendimento real) (g)
	0,25 g
	0,55g
	2,45 g
	1,90g
	Teve-se que o rendimento real da reação foi de 1,9 g de alúmen, sendo necessário o cálculo do rendimento teórico para obter-se o rendimento percentual. O cálculo do rendimento teórico é dado a seguir:
	Inicialmente, converte-se 0,25 gramas de alumínio de alumínio em mols de alumínio para que então seja feito o fator estequiométrico: pela equação resultante apresentada, tem-se que 2 mols de alumínio estão para 2 mols de alúmen, isto é, a proporção é de 1:1. 
Tendo achado a quantidade de mols de alumén gerada a partir de 0,25 g de alumínio pelo fator estequiométrico, bastou realizar a conversão de mol para gramas para obter o valor do rendimento teórico, que foi de 4,4 g.
Com base nos cálculos, viu-se que o rendimento percentual da reação foi de 43,2%
	
CONCLUSÃO
Através desse experimento foi possível observar as relações quantitativas entre reagentes e produtos da reação de síntese do alúmen. Teoricamente com 0,25 g de alumínio deveriam ser gerados 4,4g de alúmen, quando na realidade foram apenas obtidos 1,9 g. Isso provavelmente se deu porque o produto deve ter se perdido durante alguma das etapas do processo, questões de purificação ou mesmo uma das equações não se completou totalmente. Todos esses fatores influenciam no rendimento final da experiência, comprovando desta forma que é bastante difícil de conseguir um rendimento percentual de 100%.
Por fim, o rendimento percentual foi encontrado foi de 43,2%.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
1) Manual de Laboratório de Química Geral e Inorgânica – Roteiro da prática nº01 – Universidade Federal do Ceará.
2) BROWN, T. L.; LEMAY, Jr, H. E.; BURDGE, J.R. Química: a Ciência Central. 9ª Ed. São Paulo: Pearson, 2005.
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