DISCIPLINA: Física e Química A

PROFESSOR: Laurémio Bettencourt

TRABALHO REALIZADO POR:

Alina Hipólito, nº1 11ºA

Christina Botelho, nº4 11ºA

Diana Nóia, nº6 11ºA

SANTA CRUZ DAS FLORES, 24 DE MARÇO DE 2011

ANO LECTIVO 2010/2011

ÍNDICE

Objectivos pág. 3

Introdução Teórica pp. 4-8

Procedimento Experimental pp. 9-12

Registo e Tratamento dos Resultados pp. 13-15

Conclusão e Crítica pp. 16-17

Bibliografia pág. 18

Anexo I pág. 19

Anexo II pág. 20

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OBJECTIVOS

Foi-nos proposta na disciplina de Física e Química A, pelo professor Laurémio

Bettencourt, a realização da Actividade Laboratorial 1.2. – Síntese do Sulfato

Tetraminocobre (II) Mono-hidratado, com intenção de elaborar um relatório sobre a

mesma.

Esta experiência tinha como objectivo a obtenção de um Sal Complexo (Síntese

do Sulfato Tetraminocobre (II) Mono-hidratado), utilizando o amoníaco como matéria-

prima, e cálculo do rendimento da mesma através da utilização dos dados adquiridos

sobre estequiometria ao longo das últimas aulas. Com este trabalho foi também

possível o reconhecimento de um laboratório como local de trabalho e conhecimento

sobre as regras de segurança necessárias a tomar perante o uso de determinados

materiais e equipamentos.

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INTRODUÇÃO TEÓRICA

SAIS

Os sais são substâncias resultantes de reacções químicas entre uma base e um

ácido, formando-se um sal e água, como, por exemplo, a seguinte reacção:

2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O; podem ainda ser resultado de reacções químicas

entre um metal e um ácido, formando-se um sal e hidrogénio (Mg + H2SO4 → MgSO4 +

H2) e de reacções químicas entre um óxido ácido e um óxido básico, formando-se um

sal (CO2 + CaO → CaCO3).

Os sais são constituídos por iões ligados através de forças de atracção eléctricas

que se estabelecem entre catiões (iões com carga positiva) e aniões (iões com carga

negativa). Os sais podem ser classificados como simples, duplos ou complexos,

conforme a quantidade de diferentes tipos de aniões e catiões pertencentes à sua

constituição.

Sais simples → sais formados a partir de apenas um tipo de aniões e catiões.

Na sua nomenclatura lê-se primeiro o nome do anião e depois do catião.

Sais duplos → sais formados por um tipo de catião e vários de aniões (lendo-se,

na nomenclatura, primeiro o nome dos aniões (por ordem alfabética) e, de

seguida, o catião) ou, então, formados por vários tipos de catiões e apenas um

de anião (lendo-se, na nomenclatura, primeiro o nome do anião e, por fim, os

nomes do catiões, por ordem alfabética).

Sais complexos → espécies químicas neutras que possuem, pelo menos, um ião

complexo (ião que tem um catião central, possuindo ligações com uma ou mais

moléculas ou iões).

Tendo em conta a sua constituição podemos também classificar os sais como

hidratados ou anidros. Um sal anidro é aquele que não contém na sua estrutura

moléculas de água e o sal hidratado é o que, para além dos iões, também apresenta

moléculas de água. Na nomenclatura dos sais hidratados lê-se primeiro o nome do sal

seguido da água de cristalização (água presente no sal).

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Propriedades dos sais:

Eflorescência (sais hidratados) → os sais que apresentam eflorescência são

aqueles que perdem toda ou parte da sua água de cristalização quando são

expostos ao ar. Tornam-se pulverizados, ou seja, passam a parecer-se com um

pó seco.

Higroscopia (sais anidros) → são os sais que absorvem a humidade do ar mas

não se dissolvem nela.

Deliquescência → são os sais que absorvem a humidade do ar e se dissolvem

nela (caso máximo de Higroscopia).

Os sais, em geral, possuem um alto ponto de fusão, pouca dureza e

compressibilidade, são solúveis em água onde os dois iões se separam e formam

cristais. Quando os sais são fundidos ou dissolvidos em água conduzem electricidade,

pois os seus iões constituintes separam-se; estes passam a funcionar como electrólitos.

O sal mais popularmente conhecido é o cloreto de sódio, vulgarmente

conhecido como o “sal comum” ou “sal de cozinha”, pois é utilizado na culinária.

REACÇÕES DE SÍNTESE E DE DECOMPOSIÇÃO

Ocorre uma reacção de síntese ou de composição quando duas ou mais

substâncias se combinam formando, assim, uma nova substância, que será mais

complexa que as que lhe deram origem. Como exemplo temos a reacção de síntese do

amoníaco (NH3): N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g)

Dá-se uma reacção de decomposição quando uma substância se decompõe em

substâncias mais simples, como, por exemplo, a reacção de decomposição do

amoníaco: 2NH3 (g) → N2 (g) + 3H2 (g)

Diz-se que a reacção de decomposição representa a reacção inversa da sua

síntese.

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ASPECTOS QUANTITATIVOS DAS REACÇÕES QUÍMICAS

As equações químicas são um meio de expressar, simbolicamente, as reacções

de composição e decomposição de substâncias, fornecendo informação que relaciona

o que reage com o que é produzido.

Numa equação química evidenciam-se dois aspectos: os qualitativos

(referentes à qualidade, ao tipo) a partir do qual se identificam os reagentes e

produtos envolventes na reacção, e os quantitativos (referentes à quantidade) que

nos indicam a proporção em que os reagentes e os produtos reagem e se formam.

Na escrita de uma equação química é necessário ter em conta:

A Lei das Proporções definidas – num dado composto químico, é fixa a

proporção (em massa) dos elementos que o compõem, independentemente da

origem do composto ou do processo de obtenção.

As substâncias que se utilizam na reacção (reagentes e produtos) são

identificadas por fórmulas químicas. Estas devem ser intercaladas pelo sinal (+)

e uma seta (→) ou duas (⇌) separando os reagentes (à esquerda) dos produtos

(à direita).

A Lei da Conservação de Massas ou de Lavoisier – em qualquer transformação

química existe a mesma massa no início, durante e no final da reacção.

A seguir à fórmula química de cada substância deve indicar-se o estado físico

em que se encontra. Se for sólido coloca-se (s) ou (c), se for gás (g), se for

líquido (l) e se estiver em solução aquosa (aq).

A Lei da Combinação de Volumes

- Quando dois gases reagem à mesma pressão e temperatura, os volumes dos

dois gases consumidos estarão na razão de números inteiros pequenos.

- A razão do volume de cada um dos gases formados e de cada um dos gases

reagentes será também uma razão de números inteiros pequenos.

A Lei de Avogadro – gases diferentes com mesmos volumes (à mesma pressão

e temperatura) contém igual número de partículas.

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N = n × L

η (% )= quantidade ,massaou volume (gases )real de produtoquantidade ,massaou volume (gases ) teórico de produto

×100 %

QUANTIDADE DE SUBSTÂNCIA

Mole – unidade de quantidade de substância de um sistema que contém tantas

unidades quanto os átomos que existem em 1,2×10-2 kg do nuclídeo de 12C (Carbono-

12).

Podemos, então, afirmar que amostras de substâncias diferentes que contêm o

mesmo número de entidades constituintes (N) têm a mesma quantidade de substância

(n).

L = 6,022 × 1023 mol-1 (constante de Avogadro)

Quando se usa o termo mole, as unidades devem ser especificadas, podendo

ser átomos, moléculas, iões, electrões, ou outras partículas ou grupos específicos de

tais partículas.

RENDIMENTO DE UMA REACÇÃO

A extensão de uma reacção pode avaliar-se através do cálculo do seu

rendimento (ɳ).

O rendimento de uma reacção obtém-se a partir da relação de dois valores de

produtos obtidos (valor real e valor teórico).

Valor real – a quantidade química, o volume (gases) ou a massa real que se

obtém, em determinadas condições, que têm de ser explicitadas.

Valor teórico – a quantidade química, o volume (gases) ou a massa teórica

obtida de acordo com a estequiometria da reacção, a partir do reagente

limitante (se o houver).

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Graude pureza (% )= massadasubstância puramassadomaterial (substância pura+impurezas)

×100 %

Uma reacção completa dá-se quando, pelo menos, um dos reagentes se

transforma quase integralmente nos produtos da reacção, ou seja, o seu rendimento

aproxima-se muito dos 100% ou 1.

Uma reacção incompleta acontece quando nenhum dos reagentes se esgota,

sendo, neste caso, o rendimento inferior a 100% ou 1.

n=m(massa do produto)

M (massamolar desse produto)

n=V (volume do produto)

V m(volumemolar do produto)

GRAU DE PUREZA DOS COMPONENTES DE UMA MISTURA REACCIONAL

Um reagente químico pode apresentar diversos graus de pureza e a escolha de

ou outro depende do fim a que se destina.

REAGENTES LIMITANTE E EM EXCESSO

Numa reacção completa o consumo total de um reagente determina o finalizar da

reacção.

O reagente limitante é aquele que condiciona a quantidade possível (teórica)

que se pode obter do(s) produto(s) e que, por isso, é o que existe em menor

quantidade estequiométrica relativa sendo totalmente consumido.

Os reagentes em excesso são todos os que não são limitantes. Numa reacção

podem existir vários reagentes em excesso mas apenas um limitante.

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PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

Material utilizado na realização da experiência:

Balança semianalítica

Copo de 100 cm3

Kitasato

Kit de trompa de água

Funil de Bϋchner

Papel de filtro

Proveta de 10 cm3

Proveta de 8 cm3

Vareta de vidro

Vidro de relógio

Material de segurança:

Luvas;

Bata;

Óculos.

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Reagentes:

Amoníaco NH3 (aq) 25% (m/m) : R 36-38, 43/ S 26-39

Água destilada H2O (l)

Sulfato de Cobre II penta-hidratado CuSO4.5H2O (s) : R 22/S 24

Etanol CH3CH2OH 96% (v/v) : R 11/S 2, 7, 16

Lista de Frases de Risco e Frases de Seguranças que são importantes na realização da

experiência:

R 11 Facilmente inflamável.

R 22 Nocivo por ingestão.

R 36 Irritante para os olhos.

R 37 Irritante para as vias respiratórias.

R 38 Irritante para a pele.

R 43 Possibilidade de sensibilização em contacto com a pele.

S 2 Manter fora do alcance das criança.

S 7 Manter o recipiente bem fechado.

S 16 Conservar longe de fontes de ignição - Não fumar.

S 24 Evitar o contacto com a pele.

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S 26 Em caso de contacto com os olhos lavar imediata e abundantemente com água

e chamar um médico.

S 27 Retirar imediatamente a roupa contaminada.

S 28 Em caso de contacto com a pele lavar imediata e abundantemente com...

(produto adequado a indicar pelo fabricante).

S 29 Não atirar os resíduos para os esgoto.

S 30 Nunca adicionar água ao produto.

S 33 Evitar a acumulação de cargas electrostática.

S 34 Evitar choques e fricções.

S 35 Não se desfazer deste produto e do seu recipiente sem tomar as devidas

medidas de precaução.

S 36 Usar vestuário de protecção adequado.

S 37 Usar luvas adequadas.

S 38 Em caso de ventilação insuficiente, usar equipamento respiratório adequado.

S 39 Usar um equipamento protector para a vista/face.

Procedimentos seguidos na realização da experiência:

1. Mediu-se 8,0 cm3 de solução aquosa de amoníaco, com uma proveta de 10 cm3,

e transferiu-se para um copo de 100 cm3.

2. Adicionou-se à solução contida no copo 5,0 cm3 de água destilada.

3. Pesou-se 0,020 moles de Sulfato de Cobre II penta-hidratado, CuSO4.5H2O.

Juntou-se ao copo de precipitação. Misturou-se a solução com uma vareta até

todo o sólido se ter dissolvido.

4. Adicionou-se lentamente 8,0 cm3 de etanol C2H5OH, à solução contida no copo

de precipitação.

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5. Tapou-se o copo, enquanto os cristais precipitavam.

6. Procedeu-se a uma decantação (após devida verificação de que todos os

cristais já estavam sedimentados); desprezou-se a fase líquida.

7. Transferiu-se os cristais para um papel de filtro e lavou-se-os por duas vezes

com 3 cm3 de etanol, e secou-se-os por sucção.

8. Após a secagem dos cristais, procedeu-se à sua pesagem.

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REGISTO E TRATAMENTO DOS RESULTADOS

4NH3 (l) + CuSO4.5H2O (s) ⇄ [Cu(NH3)4]SO4.H20 (s) + 4H2O (l)

CÁLCULO DA MASSA DE SULFATO DE COBRE (II) PENTA-HIDRATADO A QUE CORRESPONDEM 0,020

MOL

M (CuSO 4 .5H2O )=63,546+32 ,065+ (4×16 )+(5×18 )=249,611 g/mol

n= mM⟺m (CuSO4 .5H 2O )=n×M=0,020×249,611≅ 5,00 g

CÁLCULO DO REAGENTE LIMITANTE

Cada 8 cm3 (ou mL) de solução aquosa de amoníaco possuía 7,3 g da solução

(pesou-se os 8 mL), mas, apenas 25% dessa solução é amoníaco puro.

Graude pureza (% )= massada substância puramassadomaterial ( substância pura+impurezas )

×100 %⇔

⇔25 %=massa de NH3 puro

7,3×100 %⇔

⇔massade NH 3 puro=0,25×7,3⇔

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⇔massade NH 3 puro=1,825 g

M (NH3 )=14+(3×1 )=14+3=17 g/mol

n (NH 3 )= mM

=1,82517

≅ 0,107mol

Utilizando os dados de proporção estequiométrica descobriu-se qual dos dois

reagentes estava em excesso.

41=n (NH3)necess a rian (CuSO4 .5H 2O)

⇔n (NH 3 )necessária=4×0,0201

=0,080mol

Como temos 0,107 mol de amoníaco, NH3, e só se utilizam 0,080 mol, sobrando

0,027 mol (0,107-0,080), este é o reagente em excesso e o Sulfato de Cobre (II) penta-

hidratado, CuSO4.5H2O, é o reagente limitante.

CÁLCULO DO RENDIMENTO

M ¿

Valor teórico da massa de Sulfato Tetraminocobre (II) mono-hidratado, Cu(NH3)4.H20:

Como o Sulfato de Cobre (II) penta-hidratado, CuSO4.5H2O, – reagente limitante

– está no mesmo estado físico que o Sulfato Tetraminocobre (II) mono-hidratado,

Cu(NH3)4.H20, estado sólido, e estes encontram-se a uma proporção estequiométrica

de 1:1 a quantidade de CuSO4.5H2O é igual à de Cu(NH3)4.H20.

n= mM⇔m ¿

Valor da massa de Sulfato Tetraminocobre (II) mono-hidratado, Cu(NH3)4.H20, na

prática:

Pesou-se o filtro concluindo-se que este possuía de massa 0,44 g, e de seguida

pesou-se a substância final, Cu(NH3)4.H20, com o filtro incluído, obtendo-se de massa

5,25 g. Portanto, a massa final de Sulfato Tetraminocobre (II) mono-hidratado será

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descoberta depois de se retirar da massa da substância com o filtro incluído a massa

do filtro.

m ¿

Cálculo do rendimento da reacção

η (% )=quantidadede produtona práticaquantidade teórica de produto

×100 %⇔

⇔η (% )=4,814,91×100 %⇔

⇔η (% )≅ 0,9796×100 %⇔

⇔η (% )≅ 97,96 %

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CONCLUSÃO E CRÍTICA

Através da realização desta actividade prático-laboratorial foi-nos possível fazer

uma melhoria na utilização de cálculos estequiométricos, de rendimento de uma

reacção e quantidade de substâncias. Pudemos ainda aprender que cuidados devemos

tomar durante a execução de experiências em que utilizamos substâncias que podem

ser prejudiciais para a nossa saúde e, o mais importante, tomamos conhecimento

sobre os processos envolvidos na Síntese do Sulfato Tetraminocobre (II) mono-

hidratado.

Já nos tinha sido fornecida a informação de que o rendimento de uma reacção

quase nunca alcançava o valor de 100% mas, através da realização desta experiência,

foi-nos possível verificar algumas das razões pelas quais este facto acontece. Os

acontecimentos seguidamente mencionados serão algumas das causas pelas quais o

resultado obtido do rendimento não alcançou o valor de 100% ou 1:

A pesagem do reagente NH3 pois a balança semianalítica possuía uma margem

de erro de ± 0,1 g;

A pesagem do produto pois a balança semianalítica apresentava uma margem

de erro de ± 0,01 g;

Margem de erro de ± 0,1 mL associada à proveta de 10 cm3 utilizada para

transferir o amoníaco para o copo de 100 mL e, depois, para adicionar etanol à

solução contida no copo de precipitação;

Margem de erro de ± 0,02 mL associada à proveta de 8 cm3 utilizada para

adicionar à solução 5 cm3 de água destilada;

Perda de NH3 no vidro de relógio;

Durante a dissolução do produto, algumas quantidades deste ficaram retidas na

vareta e, também, no gobelé;

Alguns cristais ficaram retidos no funil de Bϋchner durante a filtração;

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Utilização de álcool etílico em excesso durante a filtração, para uma melhor

solidificação dos cristais, e durante a remoção do produto do gobelé e da

vareta;

O grau de pureza do álcool etílico não era de 100%, mas sim de 96% sendo os

restantes 4% água que, do mesmo modo que o etanol, participaram na

reacção;

Existência de um reagente limitante, não permitindo que a reacção fosse

completa.

Apesar de todos esses infortúnios verificados aquando da realização da

experiência o resultado do rendimento foi extremamente próximo dos 100%, tendo o

grupo obtido um rendimento de, aproximadamente, 97,96%.

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BIBLIOGRAFIA

SITES:

http://www.google.pt/url?sa=t&source=web&cd=1&ved=0CBcQFjAA&url=http%3A

%2F%2Fwww.dq.ua.pt%2FReadObject.aspx%3FObj

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va8hShWdIsw acedido a 18 de Março de 2011

http://www.notapositiva.com/trab_estudantes/trab_estudantes/fisico_quimica/

11sintesesulfatotetramin.htm acedido a 18 de Março de 2011

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%2F%2Fwww.exames.org%2Findex.php%3Foption%3Dcom_docman%26task

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gI5g acedido a 18 de Março de 2011

http://fq.no.sapo.pt/download/

Tania_Raquel_TLQII_Sintese_do_amonio_e_cobre(II)_hexaidratado.pdf acedido a 18

de Março de 2011

http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%8Don acedido a 18 de Março de 2011

http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%82nion acedido a 18 de Março de 2011

http://pt.wikipedia.org/wiki/C%C3%A1tion acedido a 18 de Março de 2011

http://pt.wikipedia.org/wiki/Sal acedido a 18 de Março de 2011

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LIVRO:

SIMÕES, Teresa Sobrinho, QUEIRÓS, Maria Alexandra, SIMÕES, Maria Otilde,

Química Em Contexto 11ºano, 1ª edição, Porto Editora, 2010.

ANEXO I

RESOLUÇÃO DA FICHA DE CONSOLIDAÇÃO DA AL 1.2.

Numa aula laboratorial, um grupo de alunos utilizou CuSO4.5H2O, em excesso

de amoníaco, para sintetizar Sulfato de Tetraminocobre (II) mono-hidratado.

Após a lavagem e secagem dos cristais obtidos, determinaram a sua massa.

No relatório apresentaram o seguinte quadro:

CuSO4.5H2O [Cu(NH3)4]SO4.H2O

Massa (g) 1,78 A ≅ 0,295

Quantidade (mol) B ≅ 0,00713 0,00120

a) Escreva a equação química referente à reacção de síntese.

4NH3 (l) + CuSO4.5H2O (s) ⇄ [Cu(NH3)4]SO4.H20 (s) + 4H2O (l)

b) Complete de modo correcto o quadro.

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M (CuSO 4 .5H2O )=63,546+32,065+( 4×16 )+ (5×18 )=249,661 g/mol

B=n (CuSO4 .5H 2O )M (CuSO 4 .5H 2O )

= 1,78249,611

≅ 0,00713mol

M ¿

n¿

⇔A=n¿

⇔A=0,00120×245,611⇔

⇔A≅ 0,295 g

c) Determine o rendimento da reacção a partir dos dados do quadro.

η (% )=quantidadede pr oduto na práticaquantidade teórica de produto

×100 %⇔η ( %)=0,001200,00713

×100 %⇔

⇔η (% )≅ 0,1683×100 %⇔η (%)≅ 16,83 %

ANEXO II

QUESTÕES PRÉ-LABORATORIAIS

1) Quais os cuidados a ter na manipulação das substâncias sulfato de cobre (II)

penta-hidratado, amoníaco e etanol?

Resposta apresentada no procedimento experimental.

2) Calcule a massa de sulfato de cobre (II) penta-hidratado que corresponde a 0,020

mol.

Resposta dada na apresentação dos resultados.

3) Os cristais de CuSO4.5H20 devem ser reduzidos a pó. Porquê?

Estes devem ser reduzidos a pó para que fiquem mais separados e, deste modo, a

superfície da reacção será maior, ou seja, a reacção dar-se-á de um modo mais

rápido e eficiente.

(http://users.prof2000.pt/norberto/11_ano/actiexperimentais/Relat

%C3%B3rios/Relatorio01-Alexandra.pdf - pág. 6)

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4) O sal sintetizado apresenta cristais muito finos. Qual o tipo de filtração mais

adequado?

O tipo de filtração mais adequado é a filtração a vácuo; aplica-se vácuo que irá

depois actuar sobre o líquido do filtro.

(http://fq.no.sapo.pt/download/Tania_Raquel_TLQII_Sintese_do_amonio_e_cobr

e(II)_hexaidratado.pdf – pág. 6; http://pt.wikipedia.org/wiki/Filtra%C3%A7%C3%A3o)

5) Os cristais do sal sintetizado decompõem-se facilmente a temperaturas baixas.

Como secá-los?

Para secar os sais podemos manter a sucção o que ajuda na evaporação do

solvente e, depois, transferimo-los para um cristalizador colocando filtros por

baixo que irão absorver a fase líquida (convém ir trocando-os) e manter a solução

fora do contacto com o ar.

(http://fq.no.sapo.pt/download/

Tania_Raquel_TLQII_Sintese_do_amonio_e_cobre(II)_hexaidratado.pdf – pág. 6)

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