ESTEQUIOMETRIA II

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DO SUDOESTE DA BAHIA – UESB
 DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIAS – DCT
 CAMPUS DE JEQUIÉ
 DISCIPLINA: Química Geral e Experimental I
 DOCENTE: Joélia Martins Barros 
ESTEQUIOMETRIA II
JOSÉ RICARDO FERREIRA CAVALCANTE
RODRIGO DE JESUS FONTANA
RYAN DE SOUZA DA ROCHA
JEQUIÉ – BA
2022
1. INTRODUÇÃO 
Uma reação química pode ser entendida como um processo de transformação de uma ou mais substâncias chamadas reagentes, em outras substâncias chamadas produtos. Neste processo, um aspecto fundamental deve ser analisado, que se refere a informação quantitativa que podemos obter a respeito das quantidades das substâncias envolvidas em uma reação, essa informação é obtida através da estequiometria.[1] 
Estequiometria é a área que estudo as quantidades das substâncias consumidas e produzidas nas reações químicas. Que deriva do grego, stoicheion que é “elemento” e metron que significa “medida”, no qual fornece um conjunto essencial de ferramentas amplamente utilizadas em química que tem diversas aplicações. A estequiometria está baseada em massas atômicas, fórmulas químicas e nas Leis Ponderais, relacionadas com a massa dos elementos químicos dentro das reações químicas, elas incluem[1].
Lei de Lavoisier também chamada de “Lei da Conservação da Massa”. Baseia-se no seguinte princípio: “a soma das massas das substâncias reagentes em um recipiente fechado é igual a soma das massas dos produtos da reação”. Ou seja, uma quantidade igual de matéria está presente antes e depois do experimento. [2]
Lei de Proust: também chamada de “Lei das Proporções Constantes”. Ela baseia-se em “uma determinada substância composta é formada por substâncias mais simples, unidas sempre na mesma proporção em massa”. Dessa forma, os átomos não são criados nem destruídos durante uma reação química. As transformações que ocorrem durante qualquer reação simplesmente reorganizam os átomos, uma vez que, de acordo com as Leis Ponderais citadas acima, o mesmo conjunto de átomos está presente tanto antes quanto depois da reação [2].
Para realizar o cálculo estequiométrico com sucesso, é necessário ter o conhecimento dos seguintes conceitos: equações químicas, massa molecular, mol/número de Avogadro, informações quantitativas a partir de equações balanceadas, reagente limitante e reagente em excesso.[1]
Equações químicas: as equações químicas são representações das reações químicas, por exemplo quando o gás hidrogênio entra em combustão reagindo como oxigênio presente no ar para formar água: 2H2 + O2 → 2H2O lemos o sinal + como “reage com” e seta com “produz”.[1]
Massa molecular (MM): a massa molecular representa a soma das massas atômicas (MA) dos átomos presentes na fórmula química da substância. Utilizando as massas atômicas, temos o conhecimento, como a da massa molecular do ácido sulfúrico (H2SO4), que é 98,1 uma unidade de massa atômica. [1]
Número de Avogadro e Mol: mesmo as menores amostras com que lidamos no laboratório contém um número enorme de átomos, íons e moléculas, por esse motivo, os químicos desenvolveram uma unidade de contagem para descrever grandes números de átomos ou moléculas. Ou seja, o mol representa a quantidade de matéria que contenha tanto objetos (átomos, moléculas ou qualquer outro objeto que consideramos) a partir de experimentos, foi determinado que esse número é 6,02214129x"1023, geralmente é aproximado para 6,02x1023. esse valor é chamado de número de Avogadro, em homenagem ao cientista italiano Amadeo Avogadro.[1]
Informações quantitativas de equações químicas balanceadas: os coeficientes de uma reação química representam os números relativos de moléculas em uma reação. O conceito de mol nos permite a conversão dessa informação em massas das substâncias presentes na reação. Pode ser observada em 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l). os coeficientes dessa equação, indicam que duas moléculas de H2 reagem com uma molécula de O2 para formar duas moléculas de H2O. Os números relativos de mols são idênticos aos números relativos de moléculas. dessa forma, dependemos dos coeficientes da equação balanceada para obtermos o fator estequiométrico desejado.[1]
Reagente limitante e reagente em excesso: o reagente limitante é aquele que é consumido antes que os outros. A reação química é interrompida assim que qualquer um dos reagentes é totalmente consumido. Já os reagentes em excesso, são aqueles que ficaram sem reagir, ou seja, o reagente limitante é o fator determinante numa reação química, pois ele irá determinar a quantidade de produtos que poderão ser formados. [1]
2. RESULTADOS E DISCUSSÃO
No procedimento 1 foram pesadas as aparas de alumínio e anotou-se a massa, em seguida adicionou-se uma apara em um tubo de ensaio contendo água destilada, agitou-se e foram aguardados 10 minutos para a observação. Após este tempo, a apara foi retirada do tubo e lavada com água corrente, posteriormente secada com papel toalha, e depois pesada e anotada a massa. Foi repetido todo o procedimento descrito tendo, desta vez, ácido clorídrico no tubo de ensaio. 
Durante o procedimento foi observado a formação de bolhas sobre o alumínio, sendo estas o resultado da liberação de hidrogênio na reação. Com relação as massas das aparas de alumínio, foram obtidos os resultados demonstrados na Tabela 1.
	
	Massa Inicial
	Massa Final
	Apara de alumínio com H2O
	0,073g
	0,077g
	Apara de alumínio com HCL
	0,075g
	0,079g
Tabela 1 – Resultados obtidos durante o experimento.
Fonte: Autoria própria (2022).
O aumento de massa do alumínio no tubo com água já era esperado tendo como bases a lei de conservação de massas e a equação química balanceada da reação que é a seguinte: 2Al(s) + 6H2O ➝ 2Al(OH)3(s) + 3H2(g), pois como demonstrado, na reação houve a liberação de gás hidrogênio e a formação de hidróxido de alumínio em estado sólido, todavia, os resultados obtidos com o ácido clorídrico foram de acordo com o esperado, visto que sua equação balanceada é 2Al(s) + 6HCl(aq) ➝ 2AlCl3(aq) + 3H2(g), a massa obtida ao final do experimento deveria ser menor que a inicial, pois o cloreto de alumínio está em solução, portanto, a massa da apara deveria ser ligeiramente menor que a massa inicial.
No procedimento 2 onde foi colocada água destilada em um béquer até a metade de sua capacidade, posteriormente pesou-se o conjunto copo, água, vidro de relógio e comprimido com a embalagem e foi anotada a massa. Logo após o comprimido foi retirado da embalagem, colocado na água e coberto com o vidro de relógio com a finalidade de preservar ao máximo a massa do conjunto, após o final da efervescência o conjunto foi pesado novamente, incluindo a embalagem vazia, e anotou-se a massa.
A efervescência por sua vez é causada pelo dióxido de carbono (CO2) produzido na reação do bicarbonato de sódio (NaHCO3) com o ácido cítrico (H3C6H5O7). Nesse caso há formação de dihidrogenocitrato de sódio (NaH2C6H5O7). A massa obtida antes da reação foi 124,797g enquanto a massa obtida após a reação foi 124,147g, com uma diferença de 0,65g, esta diferença se deve a liberação do dióxido de carbono (CO2).
3. CONCLUSÃO
	No experimento realizado foi possível confirmar a capacidade e eficácia da lei da conservação de massa de Lavoisier e da lei das proporções definidas ou Lei de Proust. Com base nos conceitos propostos por essas leis, pode-se realizar cálculos que previam resultados dos experimentos, e foram obtidos com êxitos.
 A utilidade do cálculo estequiométrico, que em sua essência é simples, ao relacionar razões pela ferramenta matemática da regra de três, foi presenciado e experimentado no volume suficiente para fixá-lo como conhecimento e prática. Conquanto foi deduzido um possível erro, pois a massa da apara de alumínio em reação com o HCL de acordo com a literatura deveria consecutivamente ser menor, no entanto houve um aumento, com isso foi suposto um erro na pesagem do alumínio.
4. ANEXOS
4.1 Questionário I
I. Escreva as reações envolvidas nos experimentos.
· Reaçãodo alumínio com H2O: 2Al(s) + 6H2O ➝ 2Al(OH)3(s) + 3H2(g)
· Reação do alumínio com HCl: 2Al(s) + 6HCl(aq) ➝ 2AlCl3(aq) + 3H2(g)
II. Calcule as massas de alumínio que reagiram nos dois experimentos. 
· Massa do alumínio = Massa final – Massa inicial
Com H2O: 0,077g – 0,073g = 0,004g, portanto, houve um aumento de 0,004g no alumínio.
Com HCl: 0,079g – 0,075g = 0,004g, portanto, também houve um aumento de 0,004g no alumínio.
III. Calcule a massa e a quantidade de matéria dos produtos da reação.
· 2Al(s) + 6H2O ➝ 2Al(OH)3(s) + 3H2(g)
2Al(OH)3 = 2 x (27 + 48 + 3) = 156
3H2 = 3 x 2 = 6
156 + 6 = 162
Total da massa do produto = = = 2,69g
Quantidade de matéria = N = = = 0,017mol
· 2Al(s) + 6HCl(aq) ➝ 2AlCl3(aq) + 3H2(g)
2AlCl3 = 2 x (27 + 106,3) = 266,6
3H2 = 3 x 2 = 6
266,6 + 6 = 272,6
Total da massa do produto = = = 4,52g
Quantidade de matéria = N = = = 0,017mol
4.2 Questionário II
I. 	Calcule a massa do gás carbônico formado no experimento.
· Massa do gás carbônico = Massa inicial – Massa Final
124,797g – 124,147g = 0,65g
II.		Calcule a massa do bicarbonato de sódio contida no comprimido. Compare com a massa declarada pelo fabricante. Calcule o erro experimental através da fórmula: 
· 
M(NaHCO3) = = 1,24g
Massa declarada na embalagem = 1,64g
Erro (%) = x100 = 24%
III.	Suponha que um comprimido envolvido no experimento tenha produzido 2,0g de gás carbônico. Calcule a massa e a quantidade de matéria do bicarbonato de sódio neste comprimido.
· 
M(NaHCO3) = = 3,81g
· Quantidade de matéria = N = 
N = = 0,045mol
5. REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS
[1] BROWN, Theodore L.; LEMAY, Eugene; Jr., BURSTEN, Bruce Jr., Química a ciência central, 9ªed., São Paulo; Prentice Hall, 2005.
[2] MAGALHÃES , Lana. Estequiometria. [S. l.], 2016. Disponível em: https://www.todamateria.com.br/estequiometria/. Acesso em: 5 set. 2022.
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