relatório cálculo químico e estequiometria

Prévia do material em texto

INTRODUÇÃO
A estequiometria é definida como a determinação quantitativa de uma transformação química, através de cálculos e experimentos realizados é possível utilizar relações para reações acontecerem, a partir dos reagentes, por exemplo, determinar a quantidade do produto final. Como na equação a seguir:
H2 + 12 O2 → H2O
Os chamados coeficientes estequiométricos são os números junto e a frente das substâncias, esses números são determinados através do balanceamento da reação. Os componentes que não possuem o número do coeficiente é subentendido como ‘um’. Dadas as proporções, é possível fazer modificações, sem que seja alterada a equivalência entre eles. Como um mol de hidrogênio (H2) e meio mol de oxigênio (O2) formam um mol de água (H2O), para que sejam formados dois mols basta dobrar a quantidade (2H2+ 1 O2). Essa razão da reação a cima é representada como 1:1/2:1 ou 2:1:2, usando números inteiros.
Estes cálculos realizados seguem o princípio de conservação da massa defendido por Lavoisier, e antes de começá-los é preciso seguir três passos: 1º) Saber a equação; 2º) Balanceamento da reação; 3º) Estabelecer proporções das grandezas envolvidas. A partir disso, chega-se ao rendimento teórico.
O rendimento teórico na maioria dos casos é diferente do experimental, devido a impurezas, desperdícios, falta de precisão, reações reversíveis que não processam 100%, entre outros, que precisam ser levados em consideração. Por esse motivo, para o resultado final, é feito uma relação entre o rendimento real e o teórico.
Existe também a possibilidade de haver reagentes em falta ou em excesso, quando sobra uma quantidade de reagente, este é chamado de reagente em excesso, e o outro que é totalmente consumido de reagente limitante, sendo possível identifica-los através de cálculos.
OBJETIVOS
	Determinar a massa de água perdida durante o processo e o numero de mols, além de indicar o porquê que o sulfato de cobre mudou de coloração utilizando conceitos de estequiometria em uma reação.
MATERIAIS E MÉTODOS
Utensílios:
Mufla;
Cadinho;
Balança analítica;
Tenaz de aço inox.
Reagentes:
Sulfato de cobre hidratado (CuSO4).
Procedimento:
Inicialmente o cadinho foi colocado na mufla a 600 ºC para ser limpo de qualquer substância que poderia interferir no resultado final. Após resfriado, em uma balança analítica seu peso foi calculado, a balança foi zerada e pesou- se 2,0378 gramas de sulfato de cobre hidratado. Com a ajuda da tenaz de aço inox o cadinho que continha o sulfato de cobre, foi introduzido na mufla a aproximadamente 250 ºC, e esperou- se 30 min para retira- lo da mufla. Depois desse processo, o cadinho com o sulfato de cobre foi deixado sobre a bancada por cerca de 15 min até resfria- lo e poder ser pesado novamente na balança analítica. Seu peso foi anotado.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
O processo de desidratação do sulfato de cobre (CuSO4) permitiu que fosse analisado não apenas seus dados estequiométricos, mas também fatores de transformação que ocorre durante a realização. A princípio, o objetivo era descobrir a equação química do processo ocorrido, que é genericamente apresentado a seguir :
CuSO4 . xH2O → CuSO4 (s)
O “x” com a água (H2O), representa a quantidade de moléculas de água presente no sulfato de cobre hidratado, e o produto formado é o sulfato de cobre (CuSO4), também sólido, porém na forma anidro, ou seja, desidratado, sem a presença de água.
Considerando que a quantidade de massa perdida que foi 0,6231g, e esse valor em mol é representado por 3,46 x 10-2, a massa final retida de CuSO4 anidro foi de 1,41g, e levando em consideração também a massa molar respectiva do sulfato de cobre, foram realizados os seguintes cálculos :
Massa final do CuSO4 anidro = 1,41g;
Massa molar do CuSO4 = 159,5 g/mol.
1 mol -------------- 159,5 g
x ------------------ 1,41 g
x = 8,8 x 10-3 mols.
Encontrando a quantidade de mols do sulfato de cobre anidro, faz-se a consideração que pelo coeficiente estequiométrico do cobre hidratado também ser um, as relações sejam as mesmas, portanto :
3,46 x 10-2 ------------- 8,8 x 10-3 mol de CuSO4
x ----------------------------- 1 mol de CuSO4
x = 3,93 mol de H2O
Sendo assim, a equação completa é :
CuSO4 . 3,93H2O → CuSO4 (s)
A quantidade obtida de mols de água, representa então que cada molécula de sulfato de cobre possui aproximadamente 4,0 moléculas de água de hidratação.
Durante o processo de desidratação da água, o sulfato de cobre mudou de coloração, no início era emitida a cor azul, que está entre o espectro de luz visível, próximo ao limite do ultravioleta (UV), isso se deve pela rede cristalina que o sulfato de cobre forma quanto com presença de água. Porém, quando desidratado, passa a ter a cor branca, que é em geral a cor dos sais, isso se deve justamente pela falta de contato com a água, que não deixa com que a rede emita uma cor específica, dando origem ao branco que é a junção de todas as colorações.
CONCLUSÃO
Conclui-se que os resultados foram satisfatórios já que analisando não somente os dados estequiométricos, mas também as transformações que ocorrem durante o processo, pode- se encontrar a quantidade de água evaporada da substancia e a quantidade de moléculas de hidratação no sulfato de cobre. Além de que sais sem a presença da água podem mudar seus compostos e também as cores do mesmo.