QGEC - Relatório 3 - Estequiometria PDF

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Universidade Federal de Minas Gerais Instituto de Ciências Exatas – Departamento de Química Química Geral Experimental C Relatório 3 Estequiometria Alunos: Leonardo Almeida Turma: -------------Professor: -------------- Belo Horizonte, Setembro de 2018. Sumário 1. Experiência: ..........................

Description

Universidade Federal de Minas Gerais Instituto de Ciências Exatas – Departamento de Química Química Geral Experimental C

Relatório 3 Estequiometria

Alunos: Leonardo Almeida Turma: -------------Professor: --------------

Belo Horizonte, Setembro de 2018.

Sumário

1. Experiência: ........................................................................................... 3 2. Introdução: ............................................................................................. 3 3. Objetivos: ............................................................................................... 3 4. Procedimentos: ...................................................................................... 4 4.1. Procedimento 1: .............................................................................. 4 4.2. Procedimento 2: .............................................................................. 4 5. Resultados e Discussão: ....................................................................... 4 Tabela 1 – Relação entre os volumes dos reagentes com a altura do precipitado .............................................................................................. 5 Gráfico 1 - Relação entre os volumes dos reagentes com a altura do precipitado .............................................................................................. 6 Tabela 2 – Estequiometria dos reagentes nos seis tubos ...................... 7 6. Conclusão: ............................................................................................. 7 7. Referências ............................................................................................ 7

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1. Experiência: A estequiometria do sulfato de cobre (II) com o hidróxido de sódio

2. Introdução: A estequiometria é a relação das massas entre os reagentes em uma reação química. A estequiometria tem como princípio a Lei da conservação de massa (Lavoisier): “Na natureza nada se cria, nada se perde tudo se transforma”. Ou seja, o número de átomos em uma reação tem que ser igual nos reagentes e nos produtos. Os cálculos estequiométricos seguem proporções definidas, por exemplo: 2H2 (g) + O2 (g) → 2H2O (l) Isso significa: 2 mols de H2 interagem com 1 mol de O2 para formar 2 mols de H2O, ou seja, existe uma proporção nos reagentes de 2 pra 1 para formar 2 H2O. Essa proporção é fixa, por exemplo: 4 H2 precisariam de 2 O2 para reagir totalmente e formar 4 H2O. Se colocarmos 6 mols de H2 para reagir com a mesma quantidade de O2, ocorre o seguinte: 6H2 (g) + O2 (g) → 2H2O (l) + 4H2 (g) Repare que nos produtos há H2, isso ocorre porque esses 4 mols de H2 não tiveram mols de O2 para interagir. Nesse caso, H2 é chamado de reagente em excesso e O2 é chamado de reagente limitante, uma vez que a sua quantidade determina a quantidade do produto. A estequiometria pode ser calculada através pela massa, volume do gás, número de mols, entre outros.

3. Objetivos: Verificar a estequiometria entre o sulfato de cobre (II) e o hidróxido de sódio através de seis tubos onde serão colocados os reagentes em diferentes proporções. Nesse experimento, a altura do precipitado formado será usada para o cálculo estequiométrico, uma vez que a altura do precipitado é proporcional a sua massa.

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4. Procedimentos: 4.1. Procedimento 1:  Determinar a proporção estequiométrica de mols e o produto que será formado entre o CuSO4 e NaOH; 

Separar e numerar 6 tubos de Nessler (fundo chato);



Adicionar sucessivamente 11,0; 10,0; 9,0; 6,0; 4,0 e 2,0 mL de solução de NaOH (0,5 mol L-1) aos tubos;



Adicionar sucessivamente 1,0; 2,0; 3,0; 6,0; 8,0 e 10,0 mL de solução de CuSO4 (0,5 mol L-1) aos tubos;



Mexer bem com um bastão de vidro cada mistura assim que for adicionado o CuSO4;



Deixar os tubos em repouso por 10 minutos;



Medir a altura do precipitado de cada tubo e anotar;



Deixar os tubos em repouso por mais 10 minutos;



Medir novamente a altura do precipitado de cada tubo e anotar;



Descartar os resíduos no local correto;



Preencher a tabela 1 e o gráfico 1.

4.2. Procedimento 2:  Preencher a tabela 2 com as informações obtidas.

5. Resultados e Discussão: No inicio da aula foi determinado quais seriam os produtos formados e as cores dos reagentes e dos produtos e a relação estequiométrica dos reagentes. Obteve-se a seguinte equação: CuSO4 (aq) + 2NaOH (aq) → Cu(OH)2 (s) + Na2SO4 (aq) azul

incolor

azul

incolor

Ou seja, 1 mol de sulfato de cobre (II) interage com 2 mols de hidróxido de sódio para produzir 1 mol de hidróxido de cobre (II) e 1 mol de sulfato de sódio.

4

Em seguida, foram numerados 6 tubos de Nessler. Em cada tubo, foi adicionado sucessivamente 11,0; 10,0; 9,0; 6,0; 4,0 e 2,0 mL de NaOH. Após isso, foi adicionado sucessivamente 1,0; 2,0; 3,0; 6,0; 8,0 e 10,0 mL de CuSO4 nos tubos, sendo que as soluções eram agitadas em seguida com um bastão de vidro por alguns minutos. Logo após, as misturas ficaram em repouso por 10 minutos, então tiveram as alturas do s precipitados medidas e, então, ficaram em repouso por mais 10 minutos e, novamente tiveram a as alturas dos precipitados medidas. Com os resultados foi montada a seguinte tabela: Tabela 1 – Relação entre os volumes dos reagentes com a altura do precipitado

Volume / mL CuSO4 0,5 mol L-1

Volume / mL NaOH 0,5 mol L-

0*

0,0

1

Tubo

1

Altura / cm do precipitado 10 min

20 min

12,0

0,0

0,0

1,0

11,0

1,2

1,1

2

2,0

10,0

2,4

2,9

3

3,0

9,0

3,8

4,6

4

6,0

6,0

1,7

1,8

5

8,0

4,0

1,7

1,3

6

10,0

2,0

0,7

0,6

7*

12,0

0,0

0,0

0,0

* Os tubos 0 e 7 são tubos ‘virtuais’, ou seja, não foram feitos na prática, porém foram imaginados.

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Após a montagem da tabela, foi verificado que a soma dos volumes dos reagentes era igual a 12 mL, por isso, como pode ser visto na imagem anterior, as misturas possuem a mesma altura. Foi verificado também que nos 3 primeiros tubos, que possuem mais quantidade de NaOH, um líquido incolor ficou sobre um precipitado azul escuro, esse líquido é o NaOH que está excesso. No tubo 4, onde há a mesma quantidade de reagentes, e nos tubos 5 e 6, onde havia mais quantidade de CuSO4, um líquido azul ficou sobre um precipitado azul claro, esse líquido é o CuSO4 que está excesso. Com as informações coletadas, foi construído o seguinte gráfico:

Gráfico 1 - Relação entre os volumes dos reagentes com a altura do precipitado

No gráfico, é possível perceber que, quando o CuSO4 é o reagente limitante, tem-se mais precipitado; e, quando o NaOH é o reagente limitante, tem-se menos precipitado. Após a construção e analise do gráfico, foi feito o calculo estequiométrico de cada tubo, de acordo com a equação química balanceada feita no inicio da aula: CuSO4 (aq) + 2NaOH (aq) → Cu(OH)2 (s) + Na2SO4 (aq) Os cálculos foram feitos utilizando mmol (milimol) como medida. Uma vez que as soluções possuíam a concentração de 0,5 mol L -1, convertendo o mol para o milimol, também é necessário converter o litro (L), que passa a ser mililitro (mL). Calculando a estequiometria dos tubos, obteve-se a seguinte tabela:

6

Tabela 2 – Estequiometria dos reagentes nos seis tubos CuSO4 / mmol

NaOH / mmol

Cu(OH)2 / mmol

Na2SO4 / mmol

Antes

0,5

5,5

0,0

0,0

Depois

0,0

4,5

0,5

0,5

Antes

1,0

5,0

0,0

0,0

Depois

0,0

3,0

1,0

1,0

Antes

1,5

4,5

0,0

0,0

Depois

0,0

2,0

1,5

1,5

Antes

3,0

3,0

0,0

0,0

Depois

1,5

0,0

1,5

1,5

Antes

4,0

2,0

0,0

0,0

Depois

3,0

0,0

1,0

1,0

Antes

5,0

1,0

0,0

0,0

Depois

4,5

0,0

0,5

0,5

TUBO 1

TUBO 2

TUBO 3

TUBO 4

TUBO 5

TUBO 6

Pela tabela é possível perceber que o precipitado azul escuro não é a mesma substância que o precipitado azul claro, uma vez que os tubos não possuem alturas proporcionais aos volumes calculados. Portanto, conclui-se que o precipitado azul claro é constituído de Cu(OH)2 (s) + Na2SO4 (aq), já o precipitado azul escuro seria uma outra substância, uma vez que sua cor e alturas são diferentes do precipitado azul claro. Após o fim do experimento, as misturas foram descartadas em local apropriado e toda a vidraça usada foi lavada devidamente. 6. Conclusão:

7. Referências DEMICHELI, Cynthia Peres. Apostila de práticas de Química Geral – UFMG 2018.

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