Prática 3 Determinação do Teor de Bicarbonato de Sódio em...
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Disciplina:
Laboratório de Transformações Químicas
Universidade Federal do ABC
Prática 3 – Determinação do Teor de
Bicarbonato de Sódio em Comprimidos
Efervescentes
Hueder Paulo M. de Oliveira
Santo André - SP
2018.1
Dicas
• 3.1. Todos deverão trazer (mínimo 2 por grupo) comprimido efervescente. Não pode ter carbonato na composição. Nos testes, deu certo com vitamina C efervescente (cebion). Não deu certo com Corega Tabs.
• 3.2. Quanto ao vinagre, 1 frasco por turma é suficiente
• 3.3. Dividir entre os grupos quais soluções (vinagre + água) cada grupo irá preparar
• 3.4. Sugestão: no dia do experimento haverá uma tabela grande na lousa para facilitar a coleta dos dados.
• 3.5. IMPORTANTE: Procurar na literatura dados que mostrem quantidade ou teor aproximado de bicarbonato. Isso é um complicador... mas o importante é verificar reagentes em excesso x reagente limitante.
Ferramentas básicas da Química
Equações químicas: uma transformação química é denominada
reação química e é descrita por uma equação química.
C + O2 CO2
P4(s) + 6 Cl2(g) 4 PCl3(l)
Reagentes Produtos
Conservação da massa: em reações químicas em geral não há
variação da massa total. Os átomos não podem ser criados ou
destruídos.
Balanceamento de equações
Muitas vezes identificamos reagentes e produtos mas temos de acertar a
equação química.
1. Olhar para os elementos que
aparecem apenas uma vez de
cada lado da equação e com
igual nº de átomos. As fórmulas
devem ter o mesmo coeficiente
2. Olhar para os elementos que
aparecem apenas uma vez, mas
com diferente número de
átomos. Acertar esses elementos
3. Acertar os elementos que
aparecem duas ou mais vezes.
KClO3 KCl + O2
2 KClO3 2 KCl + 3 O2
Dizemos que a equação está
acertada. Os coeficientes
colocados nas fórmulas são
designados coeficientes
estequiométricos.
Balanceamento de equações
NH3 + O2 NO + H2O
2 NH3 + O2 NO + 3 H2O
2 NH3 + O2 2 NO + 3 H2O
2 NH3 + 5/2 O2 2 NO + 3 H2O
4 NH3 + 5 O2 4 NO + 6 H2O
Estequiometria
Uma reação química balanceada mostra a estequiometria da
reação: relação entre as quantidades, em quantidade de matéria,
de reagentes e produtos numa dada reação química.
Cálculos estequiométricos:
2 Li(s) + 2 H2O(l) 2 LiOH(aq) + H2(g)
Qual a massa de hidrogênio produzida pela reação completa de 80.57 g de
lítio?
nLi = 80.57 g/ 6.941 g.mol-1 = 11.6 mol
nH2 = 11.6 mol Li 1 mol H2/2 mol Li = 5.8 mol H2
massa de H2 = 5.8 mol 2 g.mol-1 = 11.7 g
Cálculos estequiométricos
Massa de reagente(s)
Volume de reagente(s)
Quantidade de matéria de reagente
Estequiometria
Quantidade de matéria de produto
Massa de produto(s)
Volume de produto(s)
Reagente limitante
O reagente consumido em primeiro lugar numa reação
química é designado reagente limitante. Os outros reagentes
dizem-se em excesso.
Reagente limitante - produção de metanol
CO (g) + 2 H2 (g) CH3OH (l)
Misturam-se 356 g de monóxido de carbono com 65 g de hidrogênio.
Qual o reagente limitante e qual a quantidade máxima de metanol
produzido?
nCO = 356 g/28 g.mol-1 = 12.7 mol
nH2 = 65 g/2.016 g.mol-1 = 32.2 mol
reagente limitante é o CO!
massa de metanol = 12.7 mol 32.04 g.mol-1 = 407 g
Rendimento das reações
A conversão máxima de uma reação é a quantidade de produto que
se espera obter pela reação balanceada, quando todo o reagente
limitante foi consumido. O rendimento, , é obtido a partir de:
100máximaconversão
obtidaconversão
Rendimento - produção da aspirina
C7H6O3(s) + C4H6O3(l) C9H8O4(s) + CH3CO2H(l)
Ác. Salicílico anidrido acético aspirina ácido acético
A partir de 14.4 g de ácido salicílico com anidrido acético em excesso,
obtiveram-se 6.26 g de aspirina. Qual o rendimento da reação?
nác = 14.4 g/138.1 g.mol-1 = 0.104 mol
naspirina = 0.104 mol
massa de aspirina = 0.104 mol 180.2 g.mol-1 = 18.8 g
= 6.26/18.8 100 = 33.3%
Reações em solução aquosa
Muitas reações químicas, e praticamente todos os processos biológicos
ocorrem em meio aquoso. 2/3 do corpo humano é constituído por água.
Solução aquosa - algumas definições
Solução: mistura homogênea (gasosa, líquida ou sólida) de duas
ou mais substâncias. O soluto é a substância presente em menor
quantidade e o solvente é a substância presente em maior
quantidade. Nas soluções aquosas o solvente é a água.
Compostos em solução aquosa:
moléculas - após dissolução permanecem como moléculas
neutras rodeadas por moléculas de água - não eletrólitos
(açúcar, etanol, etilenoglicol, ….)
Substâncias iônicas - após dissolução formam íons individuais
hidratados - eletrólitos (NaCl, KNO3, HCl..)
Tipos de reações
• Reações de Precipitação: causadas pela insolubilidade de uma
combinação de íons presentes na solução
•Reações ácido-base: causadas pela formação da molécula de
água, bastante estável, como resultado da combinação de um
íon hidrogênio, H+, e um íon hidróxido, OH-.
•Reações de oxidação-redução (ou redox): causadas pela
diferença de potencial de redução entre dois átomos, resultando
num fluxo de eletrons.
Reações de precipitação
Caracterizadas pela formação de um produto insolúvel (precipitado)
que se separa da solução. Os reagentes são geralmente solúveis.
BaCl2 (aq) + K2SO4 (aq) BaSO4(s) + 2 KCl(aq)
Equação iônica efetiva:
Ba2+(aq) + SO42-(aq) BaSO4 (s)
K+ e Cl- são íons!
Solubilidade
Como poderemos saber se haverá formação de um precipitado
quando se misturam duas soluções?
Solubilidade: é a quantidade máxima de soluto que se pode
dissolver numa dada quantidade de solvente a uma dada
temperatura.
O nitrato de prata (AgNO3) é solúvel, e o cloreto de potássio (KCl) é
igualmente solúvel, mas o cloreto de prata (AgCl) é insolúvel!
Ag+ + NO3-
K+ + Cl- Troca de íons!
Regras de Solubilidade
Ácidos e bases
Definições de Arrhenius:
Ácido: é uma substância que quando dissolvida em água faz
aumentar a concentração de íons H+.
Fortes: HCl (aq) H+(aq) + Cl-(aq)
Fracos: H2SO4 H+(aq) + HSO4-(aq) H+(aq) + SO4
2-(aq)
CH3COOH H+(aq) + CH3COO-(aq)
Base: é uma substância que quando dissolvida em água faz
aumentar a concentração de íons OH-.
Fortes: NaOH(aq) Na+(aq) + OH-(aq)
Fracas: NH3(aq) + H2O(aq) NH4+(aq) + OH-(aq)
Reações ácido-base
Ácido + Base Sal + Água (reação de neutralização)
HNO3 (aq) + KOH(aq) KNO3(aq) + H2O(l)
H2SO4(aq) + 2 NaOH(aq) Na2SO4(aq) + 2 H2O(l)
H+(aq) + OH-(aq) H2O(l)
Reações de Oxidação-Redução
As reações de oxidação-redução são reações em que ocorre
transferência de eletrons. Embora muitas reações ocorram em solução
aquosa, uma grande quantidade ocorre noutras fases.
Cu2+(aq) + Zn(s) Cu(s) + Zn2+(aq)
Zn(s) Zn2+(aq) + 2 e- (oxidação)
Cu2+(aq) + 2 e- Cu(s) (redução)
2 Ca(s) + O2(g) 2 CaO(s) trata-se igualmente de uma reação redox!
Número de oxidação
Número ou estado de oxidação: número de cargas que um átomo teria numa molécula
(ou composto iônico) se houvesse transferência completa de eletrons. Numa reação
redox tem de ocorrer variação dos números de oxidação.
1. O número de oxidação de um elemento em qualquer das suas formas alotrópicas é
zero: S8, O2, O3, Cu, Au, etc..
2. Num íon monoatômico corresponde à sua carga: Al3+(+3), Cl-(-1), Ca2+ (+2), etc..
3. O número de oxidação do oxigênio, O, é sempre -2, exceto nos peróxidos onde é -1
(H2O2)
4. O número de oxidação do hidrogênio, H, é sempre +1 exceto nos hidretos onde é -1
(NaH, CaH2,..)
5. A soma algébrica dos número de oxidação num composto é zero. Num íon poliatômico
é igual à carga do íon.
Agentes oxidantes e redutores
Agente oxidante: espécie reduzida durante
uma reação
Agente redutor: espécie oxidada durante
uma reação.
Identificando reações
S8(s) + 8 O2(g) 8 SO2(g) ?
Variação dos estados de oxidação: reação redox
NiCl2(aq) + Na2S (aq) NiS (s) + 2 NaCl (aq) ?
Formação de um produto sólido: reação de precipitação
2 CH3CO2H(aq) + Ba(OH)2(aq) (CH3CO2)2Ba(aq) + 2 H2O(l) ?
Formação de H2O por combinação de H+ e OH-: reação ácido-base
Concentração e diluição de soluções
Concentração de uma solução: é a quantidade de soluto
presente numa dada quantidade de solvente.
Molaridade (ou concentração molar): é a quantidade de matéria
de soluto em 1 L de solução.
Qual a molaridade de uma solução que contem 0.435g de KMnO4 em 250
mL de solução?
nKMnO4 = 0.435 g/158 g.mol-1 = 0.00275 mol
KMnO4 = 0.00275 mol / 0.250 L = 0.011 M
Quantidade de matéria do soluto
Volume da solução, LMolaridade M
Preparação de soluções
Diluição de soluções
A diluição é um processo de preparação de soluções menos concentradas a
partir de outras mais concentradas.
Quantidade de matéria do soluto antes da diluição = Quantidade de matéria
do soluto depois da diluição
Ci Vi = Cf Vf
Como se poderá preparar 200 mL de uma solução 0.8 M de NaOH a partir
de uma solução armazenada 5.0 M?
5.0 Vi = 0.8 200
Vi = (0.8 200)/5.0 = 32 mL
São necessários 32 mL da solução concentrada, à qual se adiciona o
solvente até perfazer o volume total de 200 mL.
Titulações ácido-base
Os estudos quantitativos de reações ácido-base efetuam-se usando uma técnica
conhecida como titulação. Numa titulação, uma solução de concentração exatamente
conhecida, denominada solução padrão, é adicionada a outra solução de concentração
desconhecida até que a reação química esteja completa.
Titulações ácido-base
Ponto de equivalência: ponto no qual o ácido reagiu completamente com a base,
neutralizando-a. Normalmente é detectado pela variação brusca da cor de um
indicador.
Indicadores: substâncias que apresentam cores distintas em meio ácido (excesso
de ácido) e em meio básico (excesso de base).
Quantos mL de uma solução 0.6 M de NaOH são necessários para neutralizar 20
mL de uma solução 0.245 M de H2SO4?
nH2SO4 = 0.245 mol.L-1 0.02 L = 4.9 10-3 mol
nNaOH = 4.9 10-3 mol H2SO4 (2 mol NaOH/1 mol H2SO4) = 9.8 10-3 mol
VNaOH = 9.8 10-3 mol / 0.6 mol.L-1 = 0.0163 L = 16.3 mL
Recomendações Finais
Utilizem estes “slides” em conjunto com as vosssas notas de aula!
Complementem o vosso estudo com a leitura dos livros recomendados.
Resolvam exercícios!
Boa semana!