relatorio P09

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ESTEQUIOMETRIA II 
 
 
 
 
 
 
Relatório entregue ao 
professor Henrique dos 
Santos de Oliveira 
Andrade, pelos alunos: 
Edil Monsueto, Josiane 
Souza, Natacha Santos, 
Thais Ribeiro e Thiago 
Goes, do curso de 
Farmácia 18.1; como 
parte das exigências da 
disciplina QUI212-52P. 
 
 
Ouro Preto – MG, 05 de junho de 2018. 
Sumário 
 
1. INTRODUÇÃO ........................................................ 3 
2. OBJETIVO .............................................................. 3 
3. PROCEDIMENTO ................................................... 4 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO .................................. 4 
5. CONCLUSÃO .......................................................... 5 
6. BIBLIOGRAFIA ....................................................... 6 
 
 
 
1. INTRODUÇÃO 
 A estequiometria define-se como o cálculo das quantidades de reagentes e 
produtos que participam de uma determina da reação , com base na proporção e 
mols, na importância em manter constante a soma das concentrações dos 
reagentes , e chegando à medida formada ao produto. Dois conceitos norteiam os 
cálculos estequiométricos. 
O primeiro deles foi introduzido por A. L. Lavousier em 1774, conhecido hoje como a 
Lei da Conservação de Massa de Lavousier, onde verificou que a massa dos reagentes 
numa reação era a mesma massa encontrada nos produtosapós 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 definidae característica . A lei ainda postula que a proporção de massas que 
reagem permanece constante e fixa. Essa lei foi proposta pelo químico Proust em 1801, 
e assim leva seu nome,Lei de Proust , dando origem ao cálculo estequiométrico . 
A equação a seguir é referenteà de terminação da estequiometria, hipoteticamente: 
mA
(aq) 
+ nB
( aq) 
Am Bn(s) 
 
Nesta prática verificamos as proporções com que o NAOH reage com três diferentes 
ácidos orgânicos. Para tal fim utilizamos. Ácido acético (HnOCc ) o ácido SuccÍnico 
(HnOSu ) e o ácido cítrico (HnOCT ) conforme reações de neutralização dadas. 
 
HnOAc + n NaOH NanOAc + nH2O 
HnSu + n NaOH NanOSu + nH2O 
HnOCt + n NaOH NanOct + nH2O 
 
2. OBJETIVO 
Verificar as proporções com que o NaOH reage com três diferentes ácidos orgânicos: 
ácido acético (HnOCc), ácido succínico (HnOSu) e ácido cítrico (HnOCt). Tais reações 
são caracterizadas como reação de neutralização que consiste em uma reação química 
entre um ácido (partícula capaz de ionizar-se, produzindo no mínimo um cátion 
hidrônio H+) e uma base (partícula capaz de dissociar-se, liberando no mínimo um 
ânion hidroxila OH-), resultando como produtos sal e água. As reações de neutralização 
são dadas abaixo: 
 
a) HnOAc + nNaOH  NaOAc + nH2O 
b) HnOSu + nNaOH NanOSu + nH2O 
c) HnOCt + nNaOH NanOCt + nH2O 
 
3. PROCEDIMENTO 
Foi Verificado primeiramente sobre a anotação da concentração de NaOH que está 
disponível sobre a bancada do laboratório de Química experimental anotada a no quadro 
abaixo: Realizando se os cálculos: Segue abaixo a respectiva concentração C NaOH 
(mol/L) = 0,094mol Foi verificado também, no rótulo do frasco, a concentração de cada 
um dos ácidos, Anotada -as na tabela abaixo em resultados, sendo de extrema 
importância para a realização dos cálculos de resultado desta pratica e sua respectiva 
veracidade. Enchido a bureta com a solução do NaOH. Utilizando- se uma pipeta 
volumétrica foi transferido 10,00 mL da solução de cada um dos ácidos para cada um 
dos Erlenmeyrs. Foi adicionado quatro gotas de fenolftaleína a cada um dos 
Erlenmeyers. Titulando cada uma das soluções contidas nos Erlenmeyers com o NaOH 
até que ocorra a mudança de coloração (de transparente para rosa) anotando o valor do 
volume na Tabela 3.1 que relata os procedimentos e cálculos com os resultados 
definitivos da pratica. No processo de consolidação e demonstração de resultados 
lembrando que entre uma titulação e outra não foi zerado a bureta. Para que não ocorra 
erros na medição de solução, deve se zerar a bureta para que haja a maior precisão de 
resultados na experiência. 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
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? 
 
 
 
Ácido 
 
Fórmula 
 
Vácido (mL) 
 
Cácido (mol/L) 
4.1 
nácido (mol) 
 
V NaOH (mL) 
4.2 
nNaOH (mol) 
 
n = nNaOH 
 nácido 
 
Acético HnOAc 10,0 0,0990 0,99 10,4 0,098 ≈ 1 
Succínico HnOSu 10,0 0,0990 0,99 21,0 1,98 ≈ 2 
Cítrico HnOCt 10,0 0,1081 1,08 33,6 3,17 ≈ 3 
 
4.3 –Qual a razão entre o número de mols de ácido para o número e mols de 
NaOHem cada uma das situações? 
Ácido acético = 0,98 mol~ 1mol. 
Ácido succínico= 2 mol ~ 2 mol. 
Ácido cítrico = 2,93 mol~ 3 mol. 
 
4.4 –Cite as prováveis fontes de erros de seu experimento. 
Aproximação numérica dos resultados; erros da própria vidraria; pouca experiência do 
grupo. 
 
5. CONCLUSÃO 
Os objetivos da prática foram alcançados, ou seja , foram determinados os 
coeficientes estequiométricos das reações de neutralização dos ácidos acético, 
succínico e cítrico . 
Com a realização destes experimentos é possível concluir que para cada reação há as 
seguintes proporções: 
A cada 1 mol de NaOH reage com 1 mol de Ácido Acético; 
A cada 2 mols de NaOH reage com 2 mols de Ácido Succínico; 
A cada 3 mols de NaOH reage com 3 mols de Ácido Cítrico. 
 
 
6. BIBLIOGRAFIA 
 
ANDRÉ LUÍS SILVA DA SILVA, Reações de Neutralização, Disponível em: 
<https://www.infoescola.com/quimica/reacoes-de-neutralizacao/> Acesso em: 
28mai.2018. 
 
PORTNOI, Marcos.Estequiometria. Disponível em: 
http://www.eecis.udel.edu/~portnoi/academic/academic-files/estequiometria.html