Relatorio Amoniaco Fq Final

Índice   

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Objectivo; Introdução; Métodos/Parte Experimental:  Material;  Reagentes;  Procedimento Experimental; Cálculos prévios; Apresentação dos Resultados Experimentais e Observações; Cálculos e Tratamento de Resultados; Conclusão; Regras de segurança; Bibliografia.

Objectivo 1

A atividade experimental realizada teve como objetivo sintetizar sulfato tetraminocobre (II) mono-hidratado, seguido do cálculo do rendimento, através da pesagem final dos cristais. Este sulfato de tetraminocobre (II) é obtido através da reação entre uma solução aquosa de sulfato de cobre com uma solução aquosa de amoníaco.

Introdução Uma reação química pode definir-se como um processo químico no qual, através da junção de certos reagentes, que se vão alterar, obtendo produtos de reação, com propriedades químicas diferentes dos reagentes. Podemos observar reações rápidas ou lentas (fatores como a massa dos reagentes e a temperatura do sistema afetam a velocidade das reações); endoenergéticas (a energia absorvida durante a reação é superior à energia libertada) ou exoenergéticas (a energia libertada durante a reação é superior à energia absorvida); espontâneas ou provocadas. Através da manipulação de alguns fatores é possível otimizar o rendimento da reação. Quanto à sua natureza, as reações químicas podem ser classificadas em: reações de síntese, análise, simples troca ou dupla troca. Numa reação de síntese, duas ou mais substâncias reagem entre si, originando um só produto, obedecendo à Lei de Lavoisier. Isto pois os diferentes reagentes reorganizam a sua estrutura atómica, através da quebra de ligações e formação de novas. Estas reações podem ser totais (as substâncias são exclusivamente elementares) ou parciais (as substâncias podem ser elementares e compostas ou exclusivamente compostas), como é o caso da síntese do sulfato de tetraminocobre (II) mono-hidratado. A síntese de produtos é possível não só na Natureza, mas também em laboratório, o que permite a produção em massa de substâncias raras ou difíceis de obter na Natureza ou obtenção de produtos com propriedades mais acentuadas do que as existentes na Natureza. Nas reações de análise ou decomposição, a partir de uma substância composta, observamos a formação de duas ou mais substâncias. Agentes diferentes favorecem diferentes tipos de reações de análise, logo podemos dividi-las em:  Eletrólise: Quando o sistema reacional é sujeito a energia elétrica, provocando a reação  Hidrólise: Quando a presença de água favorece no sistema reacional favorece a reação  Fotólise: Quando a reação de análise se dá através da ação da luz;  Pirólise: Quando se dá a decomposição por ação do calor.

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Por fim, quanto à sua reversibilidade e sentido, temos reações químicas:  Reversíveis - no caso de ser possível originar os produtos da reação com os reagentes e vice-versa. Ou seja, os reagentes ao reagirem originam produtos e esses produtos reagem entre si, formando novamente os reagentes iniciais. Diz-se então que a reação pode ocorrer no sentido direto ou inverso.  Irreversíveis – No caso de os reagentes formarem produtos da reação mas ser impossível que os produtos voltem a formar os reagentes iniciais, diz-se que a reação é irreversível, só podendo ocorrer no sentido direto. Estequeometria Nas reações químicas, há uma reestruturação dos átomos. No entanto, não há nascimento ou destruição de átomos, o que significa que existe conservação de massa. A estequiometria de uma reação química é o estudo quantitativo das relações entre quantidades de reagentes e produtos e tem como base duas leis:  Lei de Lavoisier (Lei da conservação da massa): A massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos da reação num sistema fechado, durante uma reação química  Lei de Proust: Uma determinada substância pura contêm sempre os mesmos elementos combinados na mesma proporção em massa, independente da sua origem. Numa equação química coloca-se do lado esquerdo da seta os reagentes e do lado direito os produtos da reação. Os nomes das substâncias são representados pelas respetivas letras, correspondentes ao símbolo químico, seguidos do estado físico em que se encontram, escrito entre parêntesis. Os coeficientes estequiométricos são números inteiros que se colocam antes dos símbolos químicos presentes na equação e indicam:  O número de unidades estruturais de cada substância presentes no sistema reacional;  O número de átomos de cada tipo presentes no sistema reacional;  A proporção de combinação entre os diferentes reagentes. Os coeficientes estequiométricos são essenciais aquando do acerto de equações químicas, de modo a que estas estas possam estar de acordo com a Lei de Lavoisier e a Lei de Proust. Rendimento da Reação

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Nas reações químicas, é normal que a quantidade de produto teoricamente prevista não seja igual à quantidade final obtida. Diz-se que o rendimento da reação é inferior a 100 %. A explicação é simples: a reação pode ser incompleta (equilíbrio químico) ou pode haver ocorrência simultânea de diferentes reações, as chamadas reações laterais. η (%) = massa de produto obtida/massa esperada de produto na reação completa x 100 O rendimento de algumas reações pode ser melhorado, através da alteração de condições de pressão e temperatura (apenas em certas reações, como a síntese de amoníaco, através do processo de HaberBosch) ou pelo uso de materiais mais precisos. Síntese de compostos inorgânicos - Sais Reações de Neutralização/Reações Ácido-Base Ácido + Base → Sal + Água Os sais podem obter-se graças a:  Reação entre um ácido e uma base  Reação entre um ácido e um metal  Reação entre um ácido e um óxido metálico Um sal é constituído por um anião (ião com carga positiva) e por um catião (ião com carga negativa), sendo que na formula química representa-se primeiro o símbolo do anião e só depois o do catião. A soma das cargas tem que ser nula, de modo a que as cargas se neutralizem. Para isso, é necessário usar coeficientes para acertar as cargas. Sais Simples Sais simples são compostos iónicos, constituídos por um único tipo de catião e um único tipo de anião, que se podem obter por reação entre um ácido e uma base, como é o caso do cloreto de sódio (o catião e o anião são, respetivamente, Na+ e Cl-) NaOH (aq.) + HCl (aq.) → NaCl (aq.) + H O (l) 2

Sais Duplos Nem todos os sais são constituídos apenas por um anião e um catião. Certos sais são constituídos por catiões provenientes de duas bases diferentes ou aniões provenientes de dois ácidos diferentes, chamando-se por isso, sais duplos. Na nomenclatura de qualquer sal duplo, refere-se em primeiro lugar o nome do anião seguido do nome 4

dos catiões, ou o nome dos aniões seguido do nome do catião, por ordem alfabética. Ex: KNaSO4 - Sulfato de potássio e sódio. Sais Hidratados ou Hidratos Quando uma molécula de água se agrega a um sal, alterando a sua estrutura, forma um sal hidratado (Exemplo: NiCl 2. 6H2O – cloreto de níquel hexahidratado). Olhando para o exemplo, é possível interpretar que por cada mole de NiCl2 , estão associadas 6 moles de H 2O. No caso de termos sais isentos de água, dizemos que estamos de presença de sais anidros. As formas anidras apresentam cor branca enquanto que as formas hidratadas apresentam uma cor azul. Sais Complexos O sulfato de tetramonocobre (II) mono-hidratado é classificado como um sal complexo. Na estrutura destes sais existem iões ditos complexos. Estes iões são uma espécie constituída por um catião metálico central (átomo, por vezes) ligado a vários aniões ou moléculas, que se aglomeram à sua volta. Ao catião metálico (ou átomo) chama-se átomo central do complexo e os aniões ou moléculas que o rodeiam denominam-se ligandos. É, então, fácil concluir que um composto complexo se distingue de qualquer outro tipo de composto, pelo facto de tanto o ião central como os ligandos serem capazes de existência independente como espécies químicas estáveis. Estes ligandos possuem, pelo menos, um par de eletrões de valência, não partilhados e podem estar ligados ao catião metálico por um ou mais dos seus átomos, sendo estes os átomos doadores. Quanto ao número de átomos doadores presentes na ligação, os ligandos podem ser distinguidos em monodentados, bidentados ou polidentados. O átomo central é quase sempre um metal de transição. As espécies resultantes chamam-se complexos. Os compostos de coordenação são estruturas são estruturas químicas que possuem pelo menos um complexo. A ligação do átomo central ao ligando é covalente coordenada. Ao número de pares de eletrões aceites pelo ião central dá-se a designação de número de coordenação. Um sal complexo ou composto de coordenação é uma espécie química eletricamente neutra, constituída por um ou mais iões complexos e outros iões de carga elétrica oposta. Geralmente, apresentam cor bastante. Os sais apresentam algumas propriedades que nos permite caracterizá-los: sabor salgado, solubilidade em água, constituição iónica, a condução de corrente elétrica quando fundidos ou quando em solução aquosa (eletrólitos) e a possibilidade de se obterem por uma reação ácido-base. Operações de Separação de Misturas 5

Decantação: Este processo utiliza-se na separação de misturas heterogéneas sólidas-líquidas. O líquido é retirado com cuidado, fazendo-o escorrer por uma vareta de vidro. A decantação líquidolíquido ou extração permite separar líquidos imiscíveis. Filtração: Utiliza-se na separação de misturas heterogéneas sólidaslíquidas, através do uso de um filtro (filtração por gravidade ouu filtração a pressão reduzida, por sucção ou a vácuo).

Cristalização A cristalização é um processo usada com o objetivo de purificar substâncias sólidas e separar compostos que só se podem dissolver a quente. O procedimento para a realização deste processo é o seguinte:  Escolha do solvente- A eficácia da cristalização varia com a natureza das impurezas presentes, sendo muitas vezes necessário experimentar vários solventes. Por vezes, recorre-se a tentativas no uso de diferentes solventes, que devem obedecer a certas características evidenciadas no quadro abaixo.

Características de um solvente

.Variação acentuada da solubilidade da amostra com a temperatura .Baixo ponto de Fusão .Não Tóxico .Não Inflamável .Baixo Custo .Polaridade semelhante à do soluto

 A preparação da solução - Dissolução total do soluto no solvente pela ação de um agente físico, a temperatura.  Filtração por gravidade, a quente - Separação das impurezas sólidas da solução, que deve ser rápida de modo a que não se inicie a formação de cristais durante o processo, de modo a não diminuir o rendimento da reação.  Arrefecimento, para que se dê a cristalização. Se o arrefecimento for rápido formam-se cristais de dimensões reduzidas. Pelo contrário, se o arrefecimento for lento, estes possuirão dimensões maiores.  Filtração a vácuo - Para separar os cristais do solvente e ajudar à secagem destes. 6

 Lavagem dos cristais – No final da sucção, deve espalhar-se algum solvente puro e previamente arrefecido sobre os cristais, para eliminar o líquido que contém impurezas solúveis. Os cristais remanescentes que ficarem retidos no material usado devem ser retirados, utilizando porções de solvente, em pequenas quantidades.  Secagem - para que se dê uma evaporação completa do solvente. Pode ser feita numa estufa ou por simples exposição ao meio ambiente, sobre um vidro de relógio.

Conceitos importantes Quantidade química - Permite calcular a quantidade de matéria presente na reação. Este valor é medido em unidades de mole (mol), segundo a equação: n = quantidade química de substância (mol) m = massa da substância (g) M = massa molar da substância (g/mol)

Reagente limitante – Reagente que vai condicionar a quantidade possível (teórica) que se pode obter do(s) produto(s) de reação. Por esta razão, é o que existe em menor quantidade relativa. Há apenas um reagente limitante, o que significa que todos os outros reagentes são em excesso, não influenciando a quantidade de produtos da reação que se obtém. Posto isto, para se determinar o reagente limitante, há que ter em atenção a densidade:

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Métodos/Parte Experimental Materiais              

Balança semi-analítica Kern Emb 200-2 (sensibilidade +/0,01g); Vidro de relógio; Proveta graduada de 10 ml (incerteza +/- 0,10ml); Gobelé de 150 ml; Cristalizador; Almofariz e pilão; Papel de filtro; Vareta de vidro; Kitasato de 250 ml; Funil de Buchner; Espátula; Bomba de vácuo; Garrafa de esguicho; Pipeta de Pasteur.

Reagentes  

Água destilada; Álcool etílico a 96% (V/V) 250 mL Lidl e Lda. 8

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Solução de amoníaco a 25% (m/m) 500 mL R 36/37/38 S 36/39 Ludovina e Filha Lda. Sulfato de cobre (II) penta-hidratado 1000g R 22 S 24 Ludovina e Filha Lda.

Procedimento Experimental  

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Diluir 8,0 cm3 de amoníaco em 5,0 cm 3 de água num copo de precipitação de 100 ml Pesar uma amostra de massa correspondente a 0,020 mol de sulfato de cobre (II) penta hidratado e reduzir a pó num almofariz a quantidade de sal pesado. Adicionar os cristais pulverizados à solução de amoníaco que se encontra num copo de precipitação e agitar com a vareta até que todo o sal se dissolva. Medir 8,0 cm3 de álcool etílico e adicionar com o auxílio da vareta, sem agitar, ao conteúdo do copo. Tapar o copo com o vidro de relógio e deixar repousar até à aula seguinte. Agitar o copo de medo a que a precipitação do sal formado seja total e deixar sedimentar os cristais. Fazer a decantação dos cristais e desprezar a fase líquida. Colocar os cristais num filtro previamente pesado e lavá-los a pressão reduzida, sucessivamente com 2cm 3 e 5cm3 de uma mistura 1:1 de amoníaco e álcool etílico. Lavar novamente os critais com 5cm 3 de álcool etílico e secá-los a pressão reduzida. Secar os cristais em papel de filtro e pesá-los.

Cálculos Prévios Massa a pesar correspondendo a 0,020 mol de sulfato de cobre (II) penta-hidratado (CuSO4. 5H2O): n = m÷M M (CuSO4. 5H2O)= 63,55 + 32,07 + 4×16,00 + 5× 2×1,008 + 16,00= 249,70 g/mol m CuSO4. 5H2O = 0,020×249,70 = 4,99g Quantidade em moles de Amoníaco num volume de 8 mL a 25% (m/m): ρ=0,91 g/mo l

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ρ=

m v

m=0,91 ×8=7,28 g

m. pura=7,28 × 0,25=1,82 g M (NH3) = 14,01 + (1,01 X 3) = 17,03 g/mol n=

m 1,82 ↔ n= ↔ n=0,107 mol M 17,03

Cálculo do reagente limitante: n (CuSO4. 5H2O) = 0,02 mol n (NH3) = 0,107 mol 0,02 =0,02 1 0,107 =0,02675 4 Visto que o sulfato de cobre (II) penta-hidratado encontra-se em menor quantidade relativa, podemos concluir que este é o reagente limitante.

Apresentação dos Resultados Experimentais e Observações m

Papel de filtro

= 0,54g

m

Papel de filtro + [Cu (NH3)4] SO4. H2O

m

[Cu (NH3)4] SO4. H2O

= 3,23g

= 2,69g Fig.- Resultado da Experiência: Cristais de

Cálculos e Tratamento de Resultados Sulfato de Tetraminocobre (II) Monon= m÷M

hidratado.

M([Cu (NH3)4] SO4. H2O) = 63,55 + 14,01x4 +1,01x3x4 + 32,07 + 16x4 + 1,01x2 + 16= 245,8 g/mol 10

n[Cu (NH3)4] SO4. H2O= 0,011 mol Visto que estequiometricamente existe uma relação de um para um (1:1) entre o sulfato de cobre (II) penta-hidratado e o sulfato de tetraminocobre (II) mono-hidratado, em teoria seria esperado sintetizar-se 4,99g de [Cu (NH3)4] SO4. H2O a partir de uma reacção com 4,99g de CuSO4. 5H2O, considerando a equação em causa: CuSO4. 5H2O (aq) + 4 NH3 (aq) → [Cu (NH3)4] SO4. H2O (aq) + 4 H2O

η

η=

m produto obtido ×100 m produto previsto pela eq . química

η=

2,69 g ×100 4,99 g

¿

53,91%

Conclusão Após a realização desta actividade experimental, e perante os resultados obtidos na mesma, podemos dar por completo o objectivo anteriormente estipulado, tendo assim devidamente sintetizado sulfato de tetraminocobre (II) mono-hidratado a partir dos processos experimentais realizados, e por fim calculado o rendimento da reacção. Tendo em conta que esta reacção obteve um rendimento de 53,91%, é possível deduzir que os resultados foram relativamente baixos comparando aos valores esperados. Esta discrepância de valores é justificada por certos erros e adversidades, que ocorreram ao longo de todo o processo experimental. Há a possibilidade de existência de erros relativos à medição e pesagem de substâncias, na transferência do soluto do vidro de relógio para o gobelé, na permanência de vestígios da solução na superfície dos materiais variados, arredondamentos de resultados, entre uma imensidão de possíveis distúrbios que perturbam a eficácia da experiência. Efetivamente, devido às falhas anteriormente referidas, foi necessária a repetição da experiência, chegando assim a estes resultados na tentativa com maior sucesso.

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O álcool etílico não tem influência direta na reacção, tendo assim a simples função de diminuir a solubilidade do sulfato de tetraminocobre (II) mono-hidratado. Esta experiência teve um período de tempo alargado, considerando o tempo de espera para tirar os resultados finais, deixando os cristais em repouso durante vários dias. Apesar dos erros associados à actividade, e do baixo rendimento obtido, esta experiência conferiu a síntese de resultados conclusivos e objectivos, de forma a permitir o estudo adequado das reacções de síntese e do sal complexo em questão, também aprofundando assim o nosso conhecimento e experiência nos processos laboratoriais e na área da química.

Regras de Segurança

Bibliografia DANTAS, Maria da Conceição; RAMALHO, Marta Duarte - " CADERNO DE ATIVIDADES LABORATORIAIS, Jogo de Partículas, Física e Química A, Química 11.º Ano". 1.ª Edição. Lisboa: Texto Editores, 2014 http://moodle.fct.unl.pt/pluginfile.php/167272/mod_resource/content/0/Q11_ AL12_Tetraminocobre.pdf http://www.notapositiva.com/pt/trbestbs/quimica/11_sintese_do_sulfato_de_t etraminocobre2_d.htm https://issuu.com/paulomaiacampos/docs/relat_rio___sintese_do_tetraaminic obre_monohidrata

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http://image.slidesharecdn.com/actividadelaboratorial1-2-sstmh110402055614-phpapp01/95/actividade-laboratorial-12-sntese-do-sulfatode-tetraaminacobre-ii-monohidratado-6-728.jpg?cb=1301723872 http://image.slidesharecdn.com/actividadelaboratorial1-2-sstmh110402055614-phpapp01/95/actividade-laboratorial-12-sntese-do-sulfatode-tetraaminacobre-ii-monohidratado-7-728.jpg?cb=1301723872

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