Relatório de Estequiometria

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por direitos autorais e não pode ser reproduzido ou repassado para terceiros. 22/02/2023, 15:27:27
Vitor Gabriel Vieira Costa 
João Paulo de Sales Pimenta 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Experiência 3: Estequiometria 
 
 
 
 
 
Relatório referente as atividades realizadas 
no laboratório de Química Geral no dia 
18/03/2016. 
 
 
 
 
 
 
Universidade Federal de Minas Gerais UFMG –
Departamento de Química 
Química Geral 
Prof.: Marcelo Andrade Chagas 
 
 
 
 
 
 
Belo Horizonte 
2016 
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Vitor Gabriel Vieira Costa 
João Paulo de Sales Pimenta 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Experiência 3: Estequiometria 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Belo Horizonte 
2016 
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Introdução 
 
A estequiometria tem como base as leis que garantem as proporções definidas 
nas reações químicas, são elas: 
Lei da Conservação das Massas Lei de Lavoisier em uma reação química – –
que se processe em um sistema fechado, a massa permanece constante, ou seja, a 
soma das massas dos reagentes é igual á soma das massas dos produtos: 
 
Mreagentes = Mprodutos 
 
Lei das Proporções Definidas Lei de Proust quando, em várias reações – –
químicas, duas substâncias se reúnem para formar um composto, sempre o fazem em 
uma mesma proporção; 
Lei das Proporções Múltiplas Lei de Dalton se a massa de um elemento for – –
fixa e ela combinar com diferentes massas de outro elemento, para formar compostos 
diferentes, então a relação entre estas massas são de números inteiros e pequenos. 
Contudo, na prática, é possível estimar a massa dos produtos, tendo em mãos, a 
massa dos reagentes e a proporção estequiométrica. Além disso, em uma reação, pode 
haver um reagente limitante e um em excesso, sendo que, aquele deve ser consumido 
perto do total, pois, geralmente, ele é o elemento de custo mais elevado e isso pode ser 
alcançado, graças ao cálculo estequiométrico, que balanceia as proporções e as 
massas até que a quantidade de produto necessária seja atingida. 
A proporção estequiométrica será o que iremos verificar no experimento a seguir, 
através de um dos métodos capazes de identificar se está correto ou não. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Objetivo 
 
Identificar a relação estequiométrica entre os elementos químicos, sendo eles, o 
sulfato de cobre e o hidróxido de sódio. 
Através do método de medida da altura do precipitado formado, o hidróxido de 
cobre, determinar se a relação altura/volume desse produto é proporcional á massa dos 
reagentes. 
 
Materiais e reagentes 
 
 Estante para tubos de ensaio; 
 Pipetas graduadas (10,00 ± 0,05 mL); 
 Régua graduada em milímetros (30,00 ± 0,05 cm); 
 Tubos de Nessler 18 x 150 mm; 
 Béquer (50 ml); 
 Béquer (100 ml); 
 Bastão de vidro; 
 Pipetador/pêra; 
 Frasco para armazenamento de resíduo; 
 Solução de CuSO 0,5 mol L (40 mL); 4 
-1
 Solução de NaOH 0,5 mol L (50 mL). -1
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Procedimentos 
 
 Colocou-se em uma estante para tubos de ensaio, 7 tubos de Nessler, que 
possuem o fundo chato. Adicionou-se com uma pipeta graduada em cada tubo, 
sucessivamente, 11,0; 10,0; 8,0; 6.0; 4,0; 2,0mL de solução de NaOH 0,5 mol L . Do −1
mesmo modo, adicionou-se 1,0; 2,0; 4,0; 6,0; 8,0; 10,0mL de CuSO 0,5 mol L4
-1, 
sucessivamente, nesses tubos. 
 Com isso, agitaram-se os tubos e deixaram em repouso para que formassem a 
precipitação do produto visível e de coloração azul, sendo ele, o Cu(OH) . Essa reação 2
foi de dupla troca e de formação de precipitado (sal de metal + base). 
 Após o repouso e a formação de grande parte do precipitado, mediu-se com uma 
régua a altura do precipitado e os resultados obtidos estão na tabela 1. 
 
Resultados e Discussão 
 
Gráfico 1: Variação da altura do precipitado em função do volume da solução de 
NaOH adicionado: 
 
 
 
 CuSO (aq)4(aq) + 2NaOH(aq) -> Cu(OH) (s) + Na2 2SO4 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Tabela 1: volume dos reagentes e altura do precipitado. 
 
Tubo Volume / mL 
CuSO4 0,5 mol L−1 
Volume / mL 
NaOH 0,5 mol L−1 
Altura / cm 
do precipitado 
1 1,0 ± 0,05 mL 11,00 ± 0,05 mL 1,50 ± 0,05 cm
2 2,00 ± 0,05 mL 10,00 ± 0,05 mL 3,00 ± 0,05 cm 
3 4,00 ± 0,05 mL 8,00 ± 0,05 mL 4,00 ± 0,05 cm 
4 6,00 ± 0,05 mL 6,00 ± 0,05 mL 2,00 ± 0,05 cm 
5 8,00 ± 0,05 mL 4,00 ± 0,05 mL 1,50 ± 0,05 cm 
6 10,00 ± 0,05 mL 2,00 ± 0,05 mL 0,50 ± 0,05 cm 
 
Tabela 2: Quantidade de matéria dos reagentes e produtos antes e depois da 
reação. 
 
 CuSO4 / mol NaOH /mol Cu(OH)2 /mol Na2SO4 / mol 
TUBO 1 Antes 0,5x10-3 5,5x10-3 0 0 
Depois 0 4,5x10-3 0,5x10-3 0,5x10-3 
TUBO 2 Antes 1,0x10-3 5,0x10-3 0 0 
Depois 0 3,0x10-3 1,0x10-3 1,0x10-3 
TUBO 3 Antes 2,0x10-3 4,0x10-3 0 0 
Depois 0 0 2,0x10-3 2,0x10-3 
TUBO 4 Antes 3,0x10-3 3,0x10-3 0 0 
Depois 1,5x10-3 0 1,5x10-3 1,5x10-3 
TUBO 5 Antes 4,0x10-3 2,0x10-3 0 0 
Depois 3,0x10-3 0 1,0x10-3 1,0x10-3 
TUBO 6 Antes 5,0x10-3 1,0x10-3 0 0 
Depois 4,5x10-3 0 0,5x10-3 0,5x10-3 
 
 Para calcular a quantidade de matéria, utilizamos a fórmula: 
 
n = c x V 
 
 Sendo que: 
n = quantidade de matéria; 
c = concentração da solução (mol mL-1); 
V = mL. 
 
 Com base no cálculo de quantidade de matéria, foi possível encontrar a 
quantidade de matéria de cada reagente em cada parte do experimento. Após obter a 
quantidade dos reagentes, calculou-se a quantidade de matéria dos produtos tendo 
como base a equação balanceada. Sendo assim a altura do precipitado é proporcional 
a massa do hidróxido de cobre. 
 
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Com base na tabela 2: 
a) Excesso de NaOH: tubos 1 e 2. 
Excesso de CuSO : tubos 4, 5 e 6. 4
Tubo 3: não houve de excesso de reagentes. 
 
b) É possível demonstrar experimentalmente o que foi afirmado no item anterior, por 
conta da reação do tubo 3, onde havia uma quantidade de cada reagente e eles 
foram consumidos “completamente”. 
 
c) Um dos possíveis erros do experimento é a precisão, pois não há como garantir 
medidas exatas para a reação utilizando a pipeta graduada, pois há um erro 
proveniente da pipeta, outro fato, é a pera utilizada com a pipeta, pois nem sempre 
permite soltar toda a quantidade do reagente no tubo, o que pode comprometer a 
reação. Para melhorar, seria necessário utilizar instrumentos de medição com uma 
precisão maior. 
 
d) O peso do produto, entretanto, no experimento realizado não foi possível obter tal 
medida, pois não houve separação das fases formadas. 
 
e) A estequiometria determinada experimentalmente está de acordo com a 
estequiometria encontrada na tabelaporque as quantidades do precipitado 
encontradas estão de acordo com as esperadas da proporção. 
 
Conclusão 
 
 Tendo em mente o que foi feito na experiência, é possível evidenciar, o Princípio 
de Conservação de Massas, no qual a quantidade dos produtos depende diretamente 
da quantidade dos reagentes. A formação de diferentes quantidades de hidróxido de 
chumbo se dá por conta das diferentes quantidades dos reagentes. Sendo assim, a 
massa em uma reação química se conserva e a reação ocorre entre os elementos 
químicos até que um dos reagentes (o limitante) acabe. 
 
 
Referências 
 
[1] Departamento de Química, UFMG - Apostila de Química Geral, 2006.