RELATORIO PRATICA 03

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS
Relatório de prática laboratorial – Química Experimental
Alunos: Fábio Rodrigues de Almeida
Leonardo Tadeu Penido
Luane Nunes Viana
Marlon Soares Silva
Professor: Gabriel Heerdt
Belo Horizonte – MG
 Abril de 2019
INTRODUÇÃO
No dia 9 de Abril de 2019 os alunos realizaram uma prática laboratorial, a qual era composta por dois procedimentos. No primeiro deles foi realizada uma mistura com as substancias: hidróxido de sódio e sulfato de cobre II e posteriormente, medido o precipitado formado. Adiante, o próximo procedimento realizado foi preencher um quadro de acordo com as quantidades de matéria dos reagentes e produtos antes e depois da reação realizada.
As reações químicas são representadas de forma concisa pelas equações químicas, que mostram quais são as substâncias participantes no início da reação, e quais foram formadas no final do processo, esquematicamente temos: Reagentes      →        Produtos. Uma vez que os átomos não são formados e nem destruídos em uma reação, a equação química deve ter um número igual de átomos em ambos os lados da seta. Dessa maneira, quando essa condição é satisfeita diz-se que a equação está balanceada..[1]
Ademais, uma reação química cessa logo que qualquer um dos regentes seja totalmente consumido sendo possível que restem outros reagentes em excesso. O reagente completamente consumido em uma reação é chamado de reagente limitante. Os outros reagentes, são por vezes chamados de reagentes em excesso. Para determinar experimentalmente as proporções estequiométricas das reações podem ser utilizados vários métodos, como a medida de massa de precipitado formado, volume de gás liberado, intensidade de cor de um solução, dentre outros.[2]
Portanto, durante o primeiro procedimento, foram adicionadas sucessivamente proporções diferentes de NaOH e CuSO4 para se determinar a relação estequiométrica entre as soluções. A reação ocorrida, trata-se de uma reação de dupla troca, a qual uma base reage com um sal para formar um novo sal. Já no segundo procedimento foi preenchida uma tabela com q quantidade matéria antes e depois da reação realizada.[3]
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 formada já que esta é diretamente proporcional à massa.[4]
MATERIAIS 
Os materiais utilizados na prática foram:
Estante para tubos de ensino (1); pipetas graduadas de 10 mL (2); régua graduada em milímetros (1); tudo de Nessler 18x150mm (6); béquer de 50 mL(2); béquer de 100mL(1); bastão de vidro; pipetador ou pêra (2); frasco para armazenamento de resíduo (1).[4]
PROCEDIMENTOS
Procedimento 1
Inicialmente, colocou-se em uma estante 6 tubos de Nessler (fundo chato) e em cada um deles foi adicionado sucessivamente 11,0; 10,0; 8,0; 6,0; 4,0; 2.0 mL de solução NaOH 0,5 mol L-1. Em seguida, foi adicionado sucessivamente 1,0; 2,0; 4,0; 6,0; 8,0;e 10,0 mL de CuSO4 0,5 mol L-1 e sempre homogeneizado logo após a adição de sulfato de cobre. Decorrido 20 minutos, com uma régua foi medido a altura do precipitado formado em cada tubo. Recolhido os dados necessários, foi preenchido o quadro abaixo:[4]
	
Tubo
	
Volume /mL
CuSo4 0,5 Mol L-1
	
Volume /mL
NaOH 0,5 Mol L-1
	
Altura em cm de precitado
	
1
	
	
	
	
2
	
	
	
	
3
	
	
	
	
4
	
	
	
	
5
	
	
	
	
6
	
	
	
Procedimento 2
Primeiramente, foi preenchido o quadro abaixo que demonstra as quantidades de matéria dos reagentes e produtos antes e depois da reação realizada na atividade pratica. A reação é dada pela seguinte equação balanceada: 
CuSO4 + 2NaOH  → Cu(OH)2 + Na2SO4.[4]
	
	
	CuSO4 / mol
	NaOH / mol 
	Cu(OH)2/mol
	Na2SO4/mol
	TUBO 1
	Antes
	
	
	
	
	
	Depois
	
	
	
	
	TUBO 2
	Antes
	
	
	
	
	
	Depois
	
	
	
	
	TUBO 3
	Antes
	
	
	
	
	
	Depois
	
	
	
	
	TUBO 4
	Antes
	
	
	
	
	
	Depois
	
	
	
	
	TUBO 5
	Antes
	
	
	
	
	
	Depois
	
	
	
	
	TUBO¨6
	Antes
	
	
	
	
	
	Depois
	
	
	
	
Com base na tabela anterior:
Indicar para quais tubos há excesso de algum reagente e qual é o reagente que se encontra excesso.
Como demonstrar experimentalmente o que foi afirmado no item anterior.
Citar as causas de erros que podem alterar o resultado. E como se poderia melhorar este resultado.
Citar uma maneira mais precisa do que a altura do precipitado para medir a quantidade de produto formado.
Explicar se a estequiometria determinada experimentalmente está de acordo com a estequiometria encontrada da tabela.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
Procedimento 1
A reação química deste experimento é dada pela seguinte equação: 
CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2 + Na2SO4, seguindo a proporção 1:2 e 1:1.
Nessas condições não há reagente limitante e nem em excesso. Esse tipo de reação é a do tipo dupla troca e ocorre entre dois reagentes compostos originando dois produtos compostos, como mostra a equação esquemática abaixo: 
AB + CD → AD + BC
Esse tipo de reação é possível por se tratar de uma base (NaOH) e um sal (CuSO4) As reações de dupla troca entre sal e base são processos químicos em que o cátion (Y+) de uma base interage com o ânion de um sal (X-), enquanto o ânion (que é sempre uma hidroxila, OH-) da base interage com o cátion do sal (C+). Abaixo temos uma equação geral de uma reação de dupla troca entre sal e base.
YOH + CX → YX + COH
Como em uma reação de dupla troca entre sal e base, temos a troca entre os cátions e ânions entre essas substâncias, os produtos serão obrigatoriamente um novo sal e uma nova base. Especificamente nessa reação, forma-se um sal solúvel, sulfato de sódio, e um precipitado, hidróxido de cobre II.[5]
Nessa reação é possível observar a formação de um precipitado azul claro ou de um
precipitado azul escuro em cada tubo. A diferença de pH entre os três primeiros tubos e os três últimos faz com que os primeiros tenham coloração azul escura e os últimos, 
azul clara devido aos diferentes reagentes em excesso, no caso dos primeiros o reagente em excesso foi o NaOH e nos demais, o CuSO 4. Tal precipitado corresponde Na2SO4 que se acumula no fundo do tubo. 
Quadro 1: Volume CuSO4 e NaOH e altura do precipitado formado 
 
	
Tubo
	
Volume /mL
CuSo4 0,5 Mol L-1
	
Volume /mL
NaOH 0,5 Mol L-1
	
Altura em cm de precitado
	
1
	
1,0mL
	
11,0 ml
	
1,6 cm
	
2
	
2,0mL
	
10,0mL
	
3,1cm
	
3
	
4,0 mL
	
8,0mL
	
3,3cm
	
4
	
6,0mL
	
6,0 mL
	
1,9cm
	
5
	
8,0mL
	
4,0mL
	
1,3cm
	
6
	
10,0 mL
	
2,0mL
	
0,7cm
Mediante ao dados coletados, observa-se que ao aumentar o volume de CuSO4, e diminuir o volume de NaOH, há um aumento na formação do precipitado. No entanto, quando essa relação se inverte, observa-se uma diminuição na formação do precipitado. Ainda, é possível observar também que a maior quantidade de precipitado é obtida quando tem se os reagentes presentes na proporção estequiométrica 1:2, proporcionalmente como no tubo 3. O gráfico abaixo torna possível a melhor observação da variação da altura do precipitado em função do volume da solução de CuSO4:
Procedimento 2
Considerando que a molaridade do sulfato de cobre II (CuSO4) e do hidróxido de sódio
(NaOH) é 0,5 mol/L, tem-se que: 
Tubo 1: 
CuSO4 = 1ml/0,001L → → n= 5x10-4 mols
NaOH = 11ml/ 0,011L → → n= 5,5x10-3 mols 
Haja vista que a razão molar é 1:2, o número de mols de NaOH deve ser 5x10-4mols, sendo assim o reagente limitante é o CuSO4. 
Tubo 2: 
CuSO4 = 2 ml/0,002L → → n= 1x10-3 mols
NaOH = 10 ml/ 0,01L → → n= 5x10-3 mols 
Hajavista que a razão molar é 1:2, o número de mols de NaOH deve ser 2x10-3 mols, sendo assim o reagente limitante é o CuSO4. 
Tubo 3: 
CuSO4 = 4 ml/0,004L → → n= 2x10-3 mols
NaOH = 8 ml/ 0,008L → → n= 4x10-3 mols 
Haja vista que a razão molar é 1:2, o número de mols dos reagentes está proporcional a razão molar, sendo assim não há reagente limitante.
Tubo 4: 
CuSO4 = 6 ml/0,006L → → n= 3x10-3 mols
NaOH = 6 ml/ 0,006L → → n= 3x10-3 mols 
Haja vista que a razão molar é 1:2, o número de mols de CuSO4 deve ser 1,5x10-3 mols, sendo assim o reagente limitante é o NaOH. 
Tubo 5: 
CuSO4 = 8 ml/0,008L → → n= 4x10-3 mols
NaOH = 4 ml/ 0,004L → → n= 2x10-3 mols 
Haja vista que a razão molar é 1:2, o número de mols de CuSO4 deve ser 1x10-3 mols, sendo assim o reagente limitante é o NaOH. 
Tubo 6: 
CuSO4 = 10 ml/0,01L → → n= 5x10-3 mols
NaOH = 2 ml/ 0,002L → → n= 1x10-3 mols 
Haja vista que a razão molar é 1:2, o número de mols de CuSO4 deve ser 5x10-4 mols, sendo assim o reagente limitante é o NaOH.
	
	
	CuSO4 / mol
	NaOH / mol 
	Cu(OH)2/mol
	Na2SO4/mol
	TUBO 1
	Antes
	5x10-4
	5,5x10-3
	0
	0
	
	Depois
	0
	4,5x10-3
	5x10-4
	5x10-4
	TUBO 2
	Antes
	1x10-3
	5x10-3
	0
	0
	
	Depois
	0
	3x10-3
	1x10-3
	1x10-3
	TUBO 3
	Antes
	2x10-3
	4x10-3
	0
	0
	
	Depois
	0
	0
	2x10-3
	2x10-3
	TUBO 4
	Antes
	3x10-3
	3x10-3
	0
	0
	
	Depois
	1,5x10-3
	0
	3x10-3
	3x10-3
	TUBO 5
	Antes
	4x10-3
	2x10-3
	0
	0
	
	Depois
	2x10-3
	0
	2x10-3
	2x10-3
	TUBO¨6
	Antes
	5x10-3
	1x10-3
	0
	0
	
	Depois
	4,5x10-3
	0
	1x10-3
	1x10-3
Com base na tabela anterior: 
Tubo 1 : Excesso de NaOH.
Tubo 2 : Excesso de NaOH.
Tubo 3 : Não há reagente em excesso. 
Tubo 4 : Excesso de CuSO 4 
Tubo 5 : Excesso de CuSO 4 
Tubo 6 : Excesso de CuSO 4
Pode-se demonstrar experimentalmente o que foi afirmado no item anterior por 
meio de análise da coloração do sobrenadante e adicionando mais quantidade do reagente limitante e observando que o que estava em excesso reagiu com o reagente 
limitante adicionado. 
Erros que podem atrapalhar o resultado da experiência são: erro de medição e erro de leitura. Esses erros podem ser minimizados tendo maior atenção na medição e seguindo corretamente as instruções. 
Ao invés de usar altura, utilizar a massa do precipitado, realizando filtração, 
secagem e logo após a pesagem do precipitado. Esta pode ser comparada com a 
massa teórica do produto, calculada a partir da reação balanceada.
Sim, pois concorda em termos de demonstração e proporção, sendo assim reflete o que acontece teoricamente na reação realizada.
CONCLUSÃO
A presente experiencia teve como objetivo a realização de experimentos estequiométricos embasados em princípios científicos amplamente conhecidos e utilizados no meio acadêmico.
Os resultados demostram a importância dos aspectos quantitativos tanto para fins acadêmicos quanto a sua aplicação em problemas práticos que possam surgir ao longo desta graduação como na vida profissional.
REFERÊNCIAS
 BROWN LEMAY & BURSTEN, Química a Ciência Central 13 Ed Prantice Hall 2017
BROWN LEMAY & BURSTEN, Química a Ciência Central 13 Ed Prantice Hall 2017
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/tipos-reacoes-quimicas-2.htm
Coordenação de Química; "Química Geral" ; UFMG, Belo Horizonte (2006). 
https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/reacoes-dupla-troca-entre-sal-base.htm