prática 3 determinação do teor de bicarbonato de sódio em...

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!