Relatórios de Estequimetria

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UESC – UNIVERSIDADE ESTADUAL DE SANTA CRUZ
Departamento de Ciências Exatas e Tecnológicas.
Química-Bacharelado.
Geral II
ESTEQUIOMETRIA
Ilhéus – BA
28 setembro2012
HEMERSON DANTAS DOS SANTOS
ESTEQUIOMETRIA
Relatório entregue a prof. Míriam Tokumoto, como requisito avaliativo à disciplina Prática de Geral II, do II semestre do curso de Química Bacharelado da UESC.
Docente: Míriam Tokumoto
Ilhéus – BA
28 setembro2012
Resumo:
Este relatório trata do experimento realizado com nitrato de prata e cobre metálico, na qual se utilizou um fio de cobre (Cu) limpo para reagir com 25 mL de nitrato de prata (AgNO3). Tendo como resultado a formação de prata que teve sua massa medida para a realização de cálculos estequiométricos.
Introdução:
Em 1773 o químico francês Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794), já realizava seus experimentos com grande precisão e planejamento. Realizou um experimento com mercúrio metálico produzindo óxido de mercúrio II, em um recipiente fechado que após a reação permanecia com a mesma massa do início. Deste modo Lavoisier concluiu que a massa ganhada pelo metal foi compensada pela massa perdida do ar, o que significa que o oxigênio havia se combinado com o mercúrio. Tal observação foi anunciada como lei de conservação das massas que reza: “Num sistema fechado, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos”. Popularmente conhecida “Na natureza nada se cria, nada se perde; tudo se transforma”. (FOGAÇA, J. 2012)
Valendo dos conceitos de equação química e relações de massa (CHANG, R. 4ª edição, p. 56) consta que:
O que acontece em uma reação química pode ser representado por meio de fórmulas químicas em uma equação química. Uma equação química deve ser balanceada de modo que haja o mesmo número e tipo de átomos tanto para os reagentes, que são os materiais de partida, quanto para os produtos, substâncias formadas ao final de cada reação. 
Se conhecermos a(s) quantidade(s) de reagente(s), podemos prever, com base na equação química, a(s) quantidade(s) de produto(s) formado(s), ou seja, o rendimento da reação. Essa informação é muito importante para reações efetuadas em laboratório, bem como em escala industrial. Na prática, o rendimento real é quase sempre menor do que o previsto pela equação, em razão de várias complicações que podem ocorrer.
Uma escala relativa para as massas dos elementos são as escalas atômicas. Os átomos possuem massas extremamente pequenas, e não existe balança que seja capaz de pesá-los diretamente em unidades de massa. Para os químicos os átomos e moléculas são medidos em mols.
“Mols é a quantidade de substância que contém tantas entidades elementares (átomos, moléculas ou outras partículas) quantas existem em, exatamente, 12 g (ou 0,012 kg) do isótopo carbono-12.” (CHANG, R. 4ª edição).
Em um mol contém 6,0221367x1023 átomos. Este número foi determinado experimentalmente e denomina-se número de Avogadro, em homenagem ao cientista italiano Amedeo Avogadro.
Objetivo:
Analisar quantitativamente a reação do nitrato de prata com o cobre metálico, e por meio de relação massa e mol, observando os valores estequiométricos, e partindo da lei da conservação das massas de Lavoisier e do conceito de mol de Avogadro, estimar a quantidade de prata produzida e a quantidade de cobre consumido na reação desse sistema.
Material e método:
1 béquer de 80,0 mL;
1 Palha de aço;
1 fio de cobre metálico (30 cm);
1 proveta de 50 mL;
Água destilada;
1 folha de papal filtro;
20 mL de álcool etílico (95%)
1 Vidro relógio;
Estufa 70Cº;
25 mL de nitrato de Prata (AgNO3 0,1mol/L);
Balança analítica;
Funil;
Suporte universal.
Utilizando uma palha de aço, limpe bem o fio de cobre cerca de 30 cm (o fio deve ficar brilhoso quando limpo para que a reação possa ocorrer – a camada avermelhada presente na superfície de cobre é devida sua oxidação em meio ao oxigênio presente no ar, isso impede que o Cu reaja com o nitrato de prata. Por isso se deve limpa-lo bem). Em seguida lave o fio com água destilada e álcool 95% a fim de remover impurezas no fio. Tendo o máximo de cautela para não contamina-lo coloque luvas de borracha e enrole o fio em torno da proveta de 50 mL formando uma pequena mola (bobina), deixe cerca de 5 cm sem enrolar para servir de cabo, e dobre a parte não enrolada de forma a prender na borda do béquer. Após isto determine a massa da bobina de cobre com precisão superior a 0,001g na balança analítica, e reserve a bobina na bancada de forma adequada.
Adicione 25 mL de solução de 0,1 mols/L de nitrato de prata em um béquer de 80,0 mL e mergulhe a bobina limpa na solução de nitrato de prata, agitando de tempo em tempo, durante 15 minutos, (tome nota das suas observações e registros de massas).
Ao término da reação, agite freneticamente o béquer com a bobina, lave-a com água destilada de forma a separa o máximo de produto formado da bobina. Retire a bobina com cuidado do meio reacional e deixa secando, (na bancada de maneira adequada) para posteriormente medir sua massa novamente.
Dobre o papel de filtro e determine sua massa com precisão superior a 0,001g, após separe os cristais da solução por filtração simples. Lavar o filtrado duas vezes com água destilada e depois com 20 mL de álcool etílico (95%). Após a filtração retire com cuidado o papel filtro do funil, colocando em um vidro relógio e leve-o para secar na estufa 70Cº por 20 minutos. Durante a secagem do filtro verifique se a bobina se encontra seca e determine sua massa. Após secar retire o resíduo da estufa determine a massa com precisão superior a 0,001g.
Resultados e discursão:
Dos dados das massas obtidas no experimento, foi registrado:
Quadro 1: Dados das massas do fio de cobre e papel filtro.
	Fio de cobre metálico
	Antes da reação com o nitrato de prata:
	5,7244g
	Após a reação com o nitrato de prata:
	5,6537g
	Papel Filtro
	Antes da filtração:
	1,5191g
	Após a filtração:
	1,7582g
Por meio de diferenciação das massas podemos analisar quanto de matéria realmente reagiu.
Quadro 1.a: Massas e mol que participaram da reação.
	Materiais:
	Análise:
	Nitrato de Prata
	25 mL de uma solução de 0,1 mols/L
	2,5x10-3 mols de AgNO3 participou da reação.
	Fio de Cobre
	Reagiu: 0,0707g
Nº de mols: 1,11x10-3
	Massa de cobre que participou da reação.
	Nitrato de cobre
	0,2086g
	Massa de nitrato de cobre estimada na solução.
	Papel filtro
	Diferença: 0,2391g
Nº de mols: 2,216-3
	Massa de Prata produzida.
Foi observado no sistema que:
Quadro 2: Observação da reação no sistema.
	A solução de AgNO3
	Antes:
	Incolor
	Depois:
	Coloração azul
	A bobina de cobre metálico Cu
	Antes:
	Avermelhado
	Depois:
	Formação de uma pequena camada preta, e logo após filamentos cinza-prateado em meio à solução, (produção da prata).
Notamos já a partir das massas que o AgNO3 é o agente limitante, pois se a razão do nitrato de prata com o cobre é de 0,1870. (0,4246g de AgNO3) reage com no máximo 0,0794g do Cu, restando um excesso de 5,645g de cobre metálico.
Quadro 3: Reagente limitante.
	2AgNO3(aq) + Cu(s) → Cu(NO3)2(aq) + 2Ag(s)
339,748g	63,546g	187,554g	215,74g
0,4246g	5,7244gValores inseridos na reação.
Reagente limitante
Fórmula da reação:
2AgNO3(aq) + Cu(s) → Cu(NO3)2(aq) + 2Ag(s)
	2 mols	1 mol	1 mol	2 mol
	339,748g	63,546g	187,554g	215,74g
	0,4246g	0,0794g	0,2343g	0,2696g	teórico
A fórmula da reação acima nos dá uma relação de 2:1 dos reagentes e 1:2 dos produtos.
Como em toda reação às massas se conservam, podemos estimar através das relações de quantidades de reagentes utilizados a quantidade teórica de produtos que poderão ser produzidas na a reação. Para isso representamos esses valores na grandeza molar.
O rendimento real é quase sempre menor que o rendimento teórico devido às condições em que a reação ocorre. 
No quadro 1 percebemos uma diminuiçãona massa do fio de cobre metálico após a reação, isso significa que uma diferença da massa do cobre descrita no quadro 1.a reagiu com o nitrato de prata para formar Cu(NO3)2. O que explica a coloração azulada da solução de nitrato de prata. Ainda no quadro 1.a podemos multiplicar a razão de nitrato de cobre pela massa de cobre da reação e obter a massa do Cu(NO3)2 na solução. Observando ainda o quadro 1 notamos um aumento na massa do papel filtro, que ao analisar o quadro 1.a temos a massa de prata produzida na reação. Podemos facilmente a partir do cálculo de rendimento da reação descobrir a percentagem do rendimento real.
Temos:
0,239g
% rendimento = 	x100% = 88,84%0,269g
Isto comprova que o rendimento real é quase sempre menor que o rendimento teórico.
Conclusão:
Com base no que foi exposto, notamos que é verdadeiro e possível calcular e prever a quantidade de matéria de reagentes e produtos envolvidos em um dado sistema. Nota-se também que a quantidade de produto formado depende do agente limitante, que reage em uma dada proporção. As relações entre os valores de massas das substâncias são possíveis, devido a lei da conservação das massas de Lavoisier, (citar a lei AQUI) e que os valores estequiométricos são dados na grandeza molar, pelo fato de os átomos possuírem massas extremamente pequenas, não há equipamentos capazes de medir. É aconselhável que realize os experimentos com cautela para que se tenha o máximo de proveito dos resultados, já que quase sempre os rendimentos reais dos produtos diminuem devido às circunstâncias em que as reações ocorrem.
Referências Bibliográficas:
CHANG, Raymond. – Química Geral. Conceitos Essenciais – 4º edição – Tradução: Faculdade de Ciências, Universidade de Lisboa.
FOGAÇA J. – Equipe Brasil Escola: Leis Ponderais – A Lei da conservação das massas. – Atualizada em 30/03/2012 - Disponível em <http://www.brasilescola.com/quimica/leis-ponderaislei-conservacao-das-massas.htm> acessado em 25 de setembro de 2012 às 19h57min.