RELATÓRIO DE QUÍMICA GERAL 3

Prévia do material em texto

RELATÓRIO DE QUÍMICA GERAL
ARTHUR HENRIQUE FERREIRA - 2014140132 
MATEUS FILIPE REIS FRAGA - 2014140213
PROFESSOR: ANA PAULA DE CARVALHO TEIXEIRA
QUÍMICA GERAL PRÁTICA - PU2C
18 DE SETEMBRO DE 2014
EXPERIMENTO 3 – ESTEQUIOMETRIA
INTRODUÇÃO
Estequiometria é a parte da química que trata das proporções dos elementos que se combinam ou reagem. RUSSEL (1994) define estequiometria como o estado quantitativo da composição e transformações químicas. Cada reação, ou transformação química, pode ser descrita por uma equação química que apresenta reagentes, elementos iniciais, e produtos, elementos formados pela combinação dos reagentes. É o balanceamento químico que nos da a proporção dos envolvidos em uma reação química. Tal proporção é dada pela massa ou pela quantidade de matéria (mol) de cada espécie participante da reação.
A estequiometria segue a Lei da conservação da massa (Lavousier) e a Lei das proporções definidas (Proust). O enunciado de Lavousier assegura que a massa dos produtos e dos reagentes é igual em uma transformação. Proust afirma que a combinação de duas ou mais substâncias guardam entre si proporções certas e definidas em uma reação. Uma transformação química, além da massa, mantém os átomos e suas cargas.
Em uma transformação podemos ter reagentes que não respeitam a proporção definida na equação química balanceada, dizemos então que temos reagente em excesso, a substância que sobra na solução, e um reagente limitante, o que é totalmente consumido. Neste caso o produto formado segue a concentração do reagente em menor quantidade, o limitante. A estequiometria é costumeiramente aplicada na indústria e em laboratórios.
OBJETIVOS
Nesse experimento será determinada a relação estequiométrica de uma reação entre o sulfato de cobre (II) e o hidróxido de sódio, com a formação de um precipitado azul de hidróxido de cobre. A medida realizada para os fins estequiométricos do experimento será a altura do precipitado formado, já que esta é diretamente proporcional à massa.
MATERIAIS
1 estante para tubo de ensaio; 2 pipetas graduadas de 10 mL; 1 régua graduada em mm; 6 tubos de Nessler 18x150 mm; 2 béqueres de 50 mL; 1 bastão de vidro; 1 pipetador ou pêra.
REAGENTES
Solução de CuSO4 0,5 mol L-1 (40 mL); Solução de NaOH 0,5 mol L-1 (50 mL).
PROCEDIMENTOS
▪ Adicione a cada um dos tubos de Nessler, do 1 ao 6 sucessivamente, 11,0; 10,0; 8,0; 6,0; 4,0 e 2,0 mL de solução de NaOH 0,5 mol L-1.
▪ Em seguida adicione, sucessivamente nos tubos de 1 a 6, 1,0; 2,0; 4,0; 6,0; 8,0 e 10,0 mL de solução de CuSO4 0,5 mol L-1.
▪ Deixe em repouso por 20 minutos.
▪ Após ter decorrido o tempo meça, com a régua, a altura do precipitado formado em cada tubo.
▪ Ao término do experimento, descarte os resíduos no recipiente apropriado.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
CONCLUSÃO
Ao término da prática pode-se verificar a formação do precipitado azul, hidróxido de cobre [Cu(OH)2], em quantidades proporcionais às dos reagentes limitantes, que podem ser identificados na 2ª tabela do relatório, de cada tubo. Assim podemos confirmar que as reações seguem as duas Leis citadas anteriormente, Lei de conservação das massas e Lei das proporções definidas. 
Podemos estimar ainda, apenas observando o sobrenadante dos tubos, os reagentes em excesso. Para os tubos com sobrenadante azulado, tubos 4; 5 e 6, podemos dizer que o sulfato de cobre (CuSO4) está em excesso, pois o sobrenadante azul indica a presença do íon cobre (Cu2+) na solução. No tubo 3 temos a proporção definida pelos cálculos estequiométricos, 1 CuSO4 : 2 NaOH, logo não há reagente em excesso. Nos tubos 1 e 2 temos um sobrenadante translúcido, o que indica NaOH em excesso, como confirmação bastou adicionar mais CuSO4 em solução e confirmar a formação de mais precipitado.
REFERÊNCIAS
RUSSELL, John. B. Química Geral,Volume I, São Paulo, Editora Mc Graw-Hill do Brasil – 1994.
QUESTIONÁRIO
1.a) (Pb 207g) + (N 14,0gx2 = 28,0g) + (O 16,0gx6 = 96g) = 331g
1 mol – 331g / x mol – 66,2g
x = 0,2 mol
b) Pb(NO3)2 + 2KI → 2KNO3 + PbI2
Proporção 1:2, logo é necessário duas vezes o valor de Pb(NO3)2 em KI = 0,4 mol de KI.
1 mol – 166g / 0,4 mol – x g
x = 66,4g
2. HCl + NaOH → NaCl + H2O
40,0 g NaOH - 58,0 g NaCl / 10,0 g NaOH - x g NaCl
x = 6,2 g NaCl - 25%
4,65 g NaCl
3. Al2(SO4)3 342 g / 3Ca(OH)2 222 g / 2Al(OH)3 156 g / 3CaSO4 408 g
a) 342 g Al2(SO4)3 – 408 g CaSO4 / 32,4 g Al2(SO4)3 – x
x = 408/10 = 40,8 g CaSO4
b) 342 g Al2(SO4)3 – 156 g Al(OH)3 / 68,4 g Al2(SO4)3 – x
x = 156 . 0,2 = 31,2 g Al(OH)3 e 408 . 0,2 = 81,6 g CaSO4
c) 156 g Al(OH)3 – 408 g CaSO4 / 78 g Al(OH)3 – x
x = 78 . 408 / 156 = 204 g CaSO4
d) 342 g Al2(SO4)3 – 222 g Ca(OH)2 / 171 g Al2(SO4)3 - x
x = 171 . 222 / 342 = 111 g Ca(OH)2 - Reagente limitante
222 g Ca(OH)2 - 156 g Al(OH)3 / 55,5 g Ca(OH)2 – x
x = 55,5 . 156 / 222 = 39 g Al(OH)3
222 g Ca(OH)2 - 408 g CaSO4 / 55,5 g Ca(OH)2 – x
x = 55,5 . 408 / 222 = 102 g CaSO4