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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
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