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Observar e entender fenômenos ocorridos durante a reação quimica. Calcular as relações de quantidades de substâncias em uma reação química.
Tipologia: Notas de estudo
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UNIVERSIDADE ESTADUAL DO SUDOESTE DA BAHIA – UESB
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA E EXATAS- DQE
CURSO: BACHARELADO EM QUÍMICA 2012.
DISCIPLINA: GERAL EXPERIMENTAL I
DOCENTE: NÁDIA MACHADO ARAGÃO
DISCENTE: TIAGO SILVA SANTOS
Jequié-Ba,
Março de 2013
Uma reação química é uma transformação da matéria na qual ocorrem mudanças qualitativas na composição química de uma ou mais substâncias reagentes, resultando em um ou mais produtos. Envolve mudanças relacionadas à mudança nas conectividades entre os átomos ou íons, na geometria das moléculas das espécies reagentes. [1]
A Área de estudo que examinaremos é conhecida como Estequiometria, nome derivado das palavras gregas stoicheion (‘elemento’) e metron (‘medida’). Estequiometria é uma ferramenta essencial na quimica. Problemas tão diversos como medir a concentração de ozônio na atmosfera, determinar o rendimento potencial de ouro a partir do mineral e avaliar diferentes processos para carvão em combustíveis gasosos são solucionados com princípios de estequiometria. A estequiometria é baseada em entendimento de massas atômicas e um principio fundamental, a lei da conservação da massa: A massa total de uma substância presente ao final de uma reação quimica é a mesma total do inicio da reação, Segundo o cientista Antonie Lavoisier. Em um livro de quimica publicado em 1789, Lavoisier expôs a lei nesta maneira eloquente: “Podemos formulá-la como uma máxima incontestável, que em todas as operações artificiais e naturais, nada se cria; existe a mesma quantidade de matéria antes e depois do experimento”. (BROWN, T. L.)
A estequiometria constitui-se na base para o estudo quantitativo das reações e substâncias químicas. É possível, de posse de uma equação balanceada que representa uma reação química, prever-se com extrema precisão as quantidades de cada produto gerado, ou ainda, determinar as quantidades necessárias de reagentes de modo a produzir determinada quantidade de produtos. Por fim, é possível calcular os rendimentos dos produtos e a eficiência geral do processo.
ERLENMEYER DE 100 Ml
NITRATO DE PRATA (AgNO 3 ) 0,1 mol/L-
ÁGUA DESTILADA
Limpou-se bem um pequeno pedaço de fio de cobre com mais ou menos três centímetros com uma lixa para a retirada de algum resíduo (poeira, gordura). Colocou- o em um vidro de relógio e levou-o para pesar. Foi tarado o vidro de relógio (colocou-se na balança e zerou-se) e pesou-se o fio 1. Com o auxilio de um béquer foi adicionado aproximadamente cinco mililitros de AgNO 3 em um tubo de ensaio. Imergiu-se o fio de cobre no tubo contendo a solução de Nitrato de prata. Agitou-se a solução e aguardou-se 30 minutos obtendo, após esse tempo, alguns cristais de prata no fundo do tubo. Cortou- se um pedaço de papel filtro mais ou menos do diâmetro do funil e pesou-se. Em seguida preparou-se um sistema para filtração simples, com um funil, erlenmeyer, suporte, argola e o papel filtro. Após o tempo esperado, Fez-se uma separação dos cristais de prata, através de uma filtração simples, retirando o fio de cobre com uma pinça lavando-o cuidadosamente com água destilada e álcool etílico, colocando-o em vidros de relógio e posteriormente levando-o para pesar. Após secou-se o papel filtro,
1 Balança com um erro de +/- 0,001g
O termo oxidação é usado porque as primeiras reações desse tipo a ser completamente estudadas foram reações com oxigênio. Quando o fio de cobre foi introduzido na solução aquosa de nitrato de prata, prata sólida começou a se depositar em cima do fio de cobre. A reação que aconteceu entre o nitrato de prata e o cobre foi de deslocamento porque o íon Cu+2^ deslocou-se na oxidação do átomo de Ag:
Cu + 2AgNO₃ → 2 Ag + Cu +²^ (NO₃)₂
Pode-se dizer também que a reação ocorrida é de corrosão o que caracteriza uma reação de redox simples. A reação de redox é a combinação de oxidação e redução.
De acordo com a fila de reatividade a prata é menos reativa que o cobre, logo, os íons Ag+^ retiram elétrons do cobre, liberando íons Cu+2^ e formando sobre o fio de cobre um depósito de prata metálica. Uma lista de metais dispostos em ordem decrescente de facilidade de oxidação é chamada série de atividade. Os metais no topo da tabela como alcalinos e alcalinos terrosos, são facilmente oxidados,isto é, reagem mais facilmente para formar compostos. São chamados metais ativos. Os metais na base da série de atividade, como os elementos de transição dos grupos 8B e 1B, são muito estáveis formam compostos com menos facilidade. Esses metais usados para fazer moedas e jóias, são chamados metais nobres porque apresentam baixa reatividade. A serie de atividade pode ser usada para prever resultado entre metais e sais metálicos ou ácidos.qualquer metal na lista pode ser oxidado por íons do elemento abaixo dele. A exemplo, o cobre está acima da prata na série.
Estando em concordância com lavosier em relação a lei da conservação das massas, onde, em uma reação, a massa dos reagentes é igual a massa dos produtos, temos que:
Cu + 2AgNO₃ → 2 Ag + Cu +² (NO₃)₂
Cu= 63.5g Ag=107, 8g X2= 215, 6 g
Ag=107, 8g x 2= 215, 6 g Cu= 63.5g
N=14,0g x 2= 28g N=14,0g x 2= 28g
O=16,0g x 6= 96g O=16,0g x 6= 96g
A prática foi válida, pois podemos detectar o tipo de reação existente no experimento. Podemos também comprovar a lei da conservação da massa por meio de cálculos.
1. Escreva a equação da reação utilizada neste experimento. 2. Explique todos os fenômenos observados durante a realização do experimento. 3. Calcule a massa de cobre que reagiu no experimento. 4. Calcule a massa dos cristais de prata formada neste experimento. 5. Calcule a quantidade de matéria dos reagentes cobre e nitrato de prata utilizados na reação. 6. Calcule o rendimento percentual de prata da reação, considerando que o cobre é o reagente limitante.
RESOLUÇÃO
1. Cu + 2AgNO₃ → 2 Ag + Cu +²^ (NO₃)₂
2. Ao colocar o cobre na solução de nitrato de prata, a reação entre ambos veio a liberar a prata, também demonstrando a cor azulada. Demais explicações no tópico 5 Resultado e Discussão.
3. Massa inicial-Massa final =massa do Cu
0,484 g - 0,452 g = 0,032 g de Cu que reagiu.
2. Materiais e equipamentos
Balança de precisão
Aparas de alumínio (+/- 5 cm)
Tubos de ensaio
Papel toalha
Copo (béquer)
Vidro de relógio
2.1 Reagentes
Água destilada
Ácido clorídrico (HCl) 1,0 mol/L
1 comprimido efervescente
3. Metodologia – procedimento I
Foram pesadas as aparas de alumínio e anotou-se a massa. Adicionou-se uma apara em um tubo de ensaio contendo aproximadamente 10 ml de água destilada, agitou-se e foram aguardados 10 minutos para ver o que acontecia. Depois desse tempo, tirou a apara do tubo, lavou-a com água corrente e secada com papel toalha e posteriormente, pesada e anotada a massa. Foi repetido todo o procedimento a cima descrito tendo, desta vez, ácido clorídrico no tubo de ensaio.
Tabela dos resultados obtidos durante o experimento Massa das aparas de alumínio antes da reação com H2O 0,10g
Massa das aparas de alumínio antes da reação com HCl 0,13g
Massa das aparas de alumínio depois da reação com H (^) 2O 0,10g
Massa das aparas de alumínio depois da reação HCl 0,07g Ao retirar a apara de alumínio de dentro do tubo de ensaio com água percebeu-se que, embora seja muito oxidável, o alumínio não se altera em contato com a água nem com o ar, pois sua
superfície é protegida por uma fina camada de alumina 4 , então a massa da apara usada permaneceu-se inalterada. Já, ao colocar a apara de alumínio no ácido clorídrico, de imediato pôde-se observar a reação, percebendo o acido corroendo a apara de alumínio (Al). Após o tempo usado, foi retirado a apara do acido clorídrico (HCl) lavou-se em água corrente, secou-se e em seguida foi novamente pesada obtendo a massa de 0,07g. Os resultados obtidos foram bastante satisfatórios, pois reagiram como esperado. Formado uma fina camada de óxido na superfície, que impede a continuação da reação.
3.1.1Escreva as reações envolvidas nos experimentos;
4Al + 3O 2 → 2Al (^) 2O (^3)
3.1.2 calcule as massas de alumínio que reagiram nos dois experimentos;
O alumínio permanece com a mesma massa, embora seja muito oxidável, não se altera em contato com a água nem com o ar, pois sua superfície é protegida por uma fina camada de alumina. Com o HCl:
0,13g- 0,07g = 0,06g de Al que reagiu.
3.1.3 calcule a massa e a quantidade de matéria dos produtos da reação.
4Al + 3O 2 → 2Al (^) 2O3=
Al=27,0g x 4= 108,0g O= 16,0 x 6 = 96,0 g
Total da massa do produto= 108,0g + 96,0g= 204,0g
1 mol 2Al2O (^) 3_____204,0g 1 mol 2Al (^) 2O3_____204,0g
X____108,0g Al = X______ 96,0g O=
204,0X=108,0 = 204,0X = 96,0 =
X=108,0/204,0 = X= 0,529 mol de Al X=96,0/204,0=X= 0,470 mol
3.2 Procedimento II
NaHCO 3 (aq)+H (^) 3C (^) 6H5O (^) 7(aq)→NaH (^) 2C (^) 6H (^) 5O7(aq)+H (^) 2O(l)+CO2(g)
Foi colocada água destilada em um copo (béquer) até aproximadamente a metade de sua capacidade. Pesou-se o conjunto copo, água e comprimido com a embalagem e anotou- se a massa. Retirou-se a embalagem 5 do comprimido e o colocou no copo e o cobriu
4 O óxido de alumínio é um óxido anfotérico com a fórmula química Al2O 3. É comumente conhecido como alumina, ou coríndon na sua forma cristalina, assim como muitos outros nomes, justificando sua ampla ocorrência na natureza e na indústria. Seu uso é mais significativo na produção do metal alumínio, embora seja também usado como um abrasivo, devido à sua dureza e como material refratário, devido ao seu alto ponto de fusão. 5 Não jogar a embalagem no lixo. Irá usá-la mais tarde.
1mol NaHCO 3 ____ 84g
X_____2,
84X = 2,0= X= 2,0/84= 0,023 mol
4. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
