Universidade Federal do ABC Disciplina: Laboratório de Transformações Químicas 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 + O 2 CO 2 P 4 (s) + 6 Cl 2 (g) 4 PCl 3 (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. KClO 3 KCl + O 2 2 KClO 3 2 KCl + 3 O 2 Dizemos que a equação está acertada. Os coeficientes colocados nas fórmulas são designados coeficientes estequiométricos.
Balanceamento de equações NH 3 + O 2 NO + H 2 O 2 NH 3 + O 2 NO + 3 H 2 O 2 NH 3 + O 2 2 NO + 3 H 2 O 2 NH 3 + 5/2 O 2 2 NO + 3 H 2 O 4 NH 3 + 5 O 2 4 NO + 6 H 2 O
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 H 2 O(l) 2 LiOH(aq) + H 2 (g) Qual a massa de hidrogênio produzida pela reação completa de 80.57 g de lítio? n Li = 80.57 g/ 6.941 g.mol -1 = 11.6 mol n H2 = 11.6 mol Li 1 mol H 2 /2 mol Li = 5.8 mol H 2 massa de H 2 = 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 Massa de produto(s) Volume de produto(s) Quantidade de matéria de produto
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 H 2 (g) CH 3 OH (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? n CO = 356 g/28 g.mol -1 = 12.7 mol n H2 = 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: conversão obtida conversão máxima 100
Rendimento - produção da aspirina C 7 H 6 O 3 (s) + C 4 H 6 O 3 (l) C 9 H 8 O 4 (s) + CH 3 CO 2 H(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? n ác = 14.4 g/138.1 g.mol -1 = 0.104 mol n aspirina = 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, KNO 3, 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. BaCl 2 (aq) + K 2 SO 4 (aq) BaSO 4 (s) + 2 KCl(aq) Equação iônica efetiva: Ba 2+ (aq) + SO 4 2- (aq) BaSO 4 (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 (AgNO 3 ) é solúvel, e o cloreto de potássio (KCl) é igualmente solúvel, mas o cloreto de prata (AgCl) é insolúvel! Ag + + NO 3 - 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: H 2 SO 4 H + (aq) + HSO 4- (aq) H + (aq) + SO 4 2- (aq) CH 3 COOH H + (aq) + CH 3 COO - (aq) Base: é uma substância que quando dissolvida em água faz aumentar a concentração de íons OH -. Fortes: NaOH(aq) Fracas: NH 3 (aq) + H 2 O(aq) Na + (aq) + OH - (aq) NH 4+ (aq) + OH - (aq)
Reações ácido-base Ácido + Base Sal + Água (reação de neutralização) HNO 3 (aq) + KOH(aq) H 2 SO 4 (aq) + 2 NaOH(aq) KNO 3 (aq) + H 2 O(l) Na 2 SO 4 (aq) + 2 H 2 O(l) H + (aq) + OH - (aq) H 2 O(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. Cu 2+ (aq) + Zn(s) Cu(s) + Zn 2+ (aq) Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2 e - (oxidação) Cu 2+ (aq) + 2 e - Cu(s) (redução) 2 Ca(s) + O 2 (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: S 8, O 2, O 3, Cu, Au, etc.. 2. Num íon monoatômico corresponde à sua carga: Al 3+ (+3), Cl - (-1), Ca 2+ (+2), etc.. 3. O número de oxidação do oxigênio, O, é sempre -2, exceto nos peróxidos onde é -1 (H 2 O 2 ) 4. O número de oxidação do hidrogênio, H, é sempre +1 exceto nos hidretos onde é -1 (NaH, CaH 2,..) 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 S 8 (s) + 8 O 2 (g) 8 SO 2 (g)? Variação dos estados de oxidação: reação redox NiCl 2 (aq) + Na 2 S (aq) NiS (s) + 2 NaCl (aq)? Formação de um produto sólido: reação de precipitação 2 CH 3 CO 2 H(aq) + Ba(OH) 2 (aq) (CH 3 CO 2 ) 2 Ba(aq) + 2 H 2 O(l)? Formação de H 2 O 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. Molaridade M Qual a molaridade de uma solução que contem 0.435g de KMnO 4 em 250 ml de solução? n KMnO4 = 0.435 g/158 g.mol -1 = 0.00275 mol KMnO 4 = 0.00275 mol / 0.250 L = 0.011 M Quantidade de matéria do soluto Volume da solução, L
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 C i V i = C f V f 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 V i = 0.8 200 V i = (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 H 2 SO 4? n H2SO4 = 0.245 mol.l -1 0.02 L = 4.9 10-3 mol n NaOH = 4.9 10-3 mol H 2 SO 4 (2 mol NaOH/1 mol H 2 SO 4 ) = 9.8 10-3 mol V NaOH = 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!