Relatório QE 3

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS
Departamento de Química
Graduação em Farmácia 
Estequiometria 
Nomes: Aline Rodrigues, Ana Clara Barcelos S. e Silva e Bruna Luíza A. Santiago.
Turma: PX3A
Professor: Wagner
Data: 22/09/17
Belo Horizonte, 2017
Introdução
A estequiometria, nome derivado das palavras gregas stoicheion (elemento) e metron (medida), refere-se ao estudo das relações de massa entre as espécies químicas numa reação. Essas relações são expressas, quantitativamente, nas equações químicas balanceadas, que mostram as proporções fixas existentes entre os reagentes e produtos de uma determinada reação. Os coeficientes estequiométricos da equação balanceada se referem à proporção de mols envolvidos entre as espécies na reação. Desta forma, conhecendo-se a relação molar e a massa molar das espécies é possível realizar os cálculos estequiométricos e determinar as relações de massas. 
As proporções estequiométricas são baseadas no entendimento de massas atômicas e na lei da conservação da massa, princípio descoberto pelo cientista Antonie Lavoisier, que diz: "A massa total de uma substância presente ao final de uma reação química é a mesma massa total do início da reação". Além disso, sabe-se que os átomos e as cargas também são conservados numa reação.
A estequiometria é uma ferramenta essencial na química e seus princípios são usados para solucionar diversos problemas como, por exemplo, a medição da concentração de ozônio na atmosfera, a determinação do rendimento potencial de ouro a partir do mineral e a avaliação de diferentes processos para converter carvão em combustíveis gasosos. 
Vários métodos podem ser utilizados para a determinação experimental das proporções estequiométricas das reações, podendo-se citar a medida do volume de gás liberado, da intensidade da cor de uma solução e da massa de precipitado formada, sendo que esta última é muito utilizada nesse tipo de estudo e, inclusive, foi reproduzida na prática em questão. É importante salientar que a escolha do método a ser utilizado depende do tipo de reação que está sendo estudada. Como na prática realizada a reação em estudo tratava-se de uma reação de precipitação é conveniente o uso do método escolhido. 
Objetivos
Nesse experimento será determinada a relação estequiométrica de uma reação entre o sulfato de cobre (II) e o hidróxido de sódio, com a formação de um precipitado azul de hidróxido de cobre. A medida realizada para os fins estequiométricos do experimento será a altura do precipitado formado, já que esta é diretamente proporcional à massa.
Materiais 
Estante para tubo de ensaio (1); pipetas graduadas de 10 ml (2); régua graduada em mm (1); tubos de Nessler 18 x 150 mm (6); béquer de 50 ml (2); béquer de 100 ml (1); bastão de vidro (1); pipetador ou pêra (2); frasco para armazenamento de resíduo (1).
Reagentes
Solução de CuSO4 0,5 mol L -1 (400 mL); Solução de NaOH 0,5 mol L -1 (50 mL)
Parte Experimental
Procedimento 1
Colocou-se em uma estante para tubos de ensaio, 6 tubos de Nessler.
Adicionou-se a cada um deles, sucessivamente 11,0; 10,0; 8,0; 6,0; 4,0; 2,0 ml de solução de NaOH 0,5 mol L -1.
Adicionou-se sucessivamente 1,0; 2,0; 4,0; 6,0; 8,0 e 10,0 ml de CuSO4 0,5 mol L -1. Sempre homogeneizando logo após a adição do CuSO4.
Deixou-se em repouso por 20 minutos.
Após o tempo decorrido, foi medido com uma régua a altura do precipitado formado em cada tubo.
Ao término do experimento, os resíduos foram descartados em local apropriado.
Preencheu-se o quadro 1 e construiu-se um gráfico que mostra a variação de altura do precipitado em função do volume da solução de CuSO4.
Procedimento 2
Preencheu-se o quadro 2 com as quantidades de matéria dos reagentes e produtos antes e depois da reação realizada no procedimento 1.
Resultados e Discussão 
A proporção de sulfato de cobre (CuSO4) para hidróxido de sódio (NaOH) é de 1:2, como pode-se observar na seguinte equação química:
CuSO4(aq) + 2 NaOH(aq) → Na2SO4(aq) + Cu(OH)2(s)
Trata-se de uma reação de dupla troca, onde uma base reage com um sal para formar um novo sal. Tal reação é possível pois os sulfatos são solúveis.
Nessa reação é possível observar a formação de um precipitado azul claro ou de um precipitado azul escuro em cada tubo. A diferença de pH entre os três primeiros tubos e os três últimos faz com que os primeiros tenham coloração azul escura e os últimos, azul clara devido aos diferentes reagentes em excesso, no caso dos primeiros o reagente em excesso foi o NaOH e nos demais, o CuSO4. Tal precipitado corresponde ao Na2SO4, que se acumula no fundo do tubo. Foi realizada a medição da altura do precipitado formado, em cm, como mostra o quadro 1: 
Quadro 1: Volume CuSO4 e NaOH e altura do precipitado formado
	Tubo
	Volume / mL
CuSO4 0,5 mol/L
	Volume/ mL
NaOH 0,5 mol/L
	Altura/ cm do precipitado
	1
	1,0
	11,0
	1,8
	2
	2,0
	10,0
	3,2
	3
	4,0
	8,0
	3,8
	4
	6,0
	6,0
	2,4
	5
	8,0
	4,0
	1,7
	6
	10,0
	2,0
	1,0
Considerando-se que as molaridades das soluções são de 0,5 mol/L, tem-se que: 
Tubo 1:
CuSO4 = 1 ml M = n/v → 0,5 = n/0,001 → n = 5 x 10-3 mols 
NaOH = 11 ml M = n/v → 0,5 = n/0,011 → n = 5,5 x 10-3 mols 
Tendo-se em vista que a razão molar é 1:2, o número de mols de NaOH deveria ser 1x 10-2 mols, concluindo-se assim que o reagente limitante é o CuSO4. 
Tubo 2:
CuSO4 = 2 ml M = n/v → 0,5 = n/0,002 → n = 1 x 10-3 mols
NaOH = 10 ml M = n/v → 0,5 = n/0,01 → n = 5 x 10-3 mols
Tendo-se em vista que a razão molar é 1:2, o número de mols de NaOH deveria ser 2x 10-3 mols, concluindo-se assim que o reagente limitante é o CuSO4. 
Tubo 3: 
CuSO4 = 4 ml M = n/v → 0,5 = n/0,004 → n = 2 x 10-3 mols 
NaOH = 8 ml M = n/v → 0,5 = n/0,008 → n = 4 x 10-3 mols
Tendo-se em vista que a razão molar é 1:2, o número de mols de CuSO4 e de NaOH está em correta proporção. Não havendo reagente limitante. 
Tubo 4: 
CuSO4 = 6 ml M = n/v → 0,5 = n/0,006 → n = 3 x 10-3 mols 
NaOH = 6 ml M = n/v → 0,5 = n/0,006 → n = 3 x 10-3 mols 
Tendo-se em vista que a razão molar é 1:2, o número de mols de CuSO4 deveria ser 1,5 x 10-3 mols, concluindo-se assim que o reagente limitante é o NaOH .
Tubo 5:
CuSO4 = 8 ml M = n/v → 0,5 = n/0,008 → n = 4 x 10-3 mols 
NaOH = 4 ml M = n/v → 0,5 = n/0,004 → n = 2 x 10-3 mols 
Tendo-se em vista que a razão molar é 1:2, o número de mols de CuSO4 deveria ser 1 x 10-3 mols, concluindo-se assim que o reagente limitante é o NaOH. 
Tubo 6: 
CuSO4 = 10 ml M = n/v → 0,5 = n/0,010 → n = 5 x 10-3 mols 
NaOH = 2 ml M = n/v → 0,5 = n/0,002 → n = 1 x 10-3 mols 
Tendo-se em vista que a razão molar é 1:2, o número de mols de CuSO4 deveria ser 0,5 x 10-3 mols, concluindo-se que o reagente limitante é o NaOH. 
Através dos dados coletados, observa-se que o aumento no volume de CuSO4, mesmo quando o volume de NaOH está diminuindo, leva a um aumento significativo na formação de precipitado. No entanto, quando a relação é inversa, observa-se uma diminuição da formação do precipitado. É possível observar também que a maior quantidade de precipitado é obtida quando tem se os reagentes presentes na proporção estequiométrica 1:2, no tubo 3.O gráfico abaixo torna possível a melhor observação da variação da altura do precipitado em função do volume da solução de CuSO4:
Conhecidas as concentrações dos reagentes e os volumes utilizados das mesmas, tornou se possível calcular a quantidade de matéria de reagentes e produtos antes e depois da reação realizada, como mostra o quadro do procedimento 2:Quadro 2: Quantidade de matéria dos reagente e produtos antes e depois da reação.
	
	
	CuSO4 / mol
	NaOH/ mol
	Cu(OH)2/ mol
	Na2SO4 / mol
	TUBO 1
	Antes
	5,0.10-3
	5,5.10-3
	0,0
	0,0
	
	Depois
	0,0
	4,5.10-3
	5,0.10-3
	5,0.10-3
	TUBO 2
	Antes
	1,0. 10-3
	5,0.10-3
	0,0
	0,0
	
	Depois
	0
	3,0.10-3
	1,0.10-3
	1,0.10-3
	TUBO 3
	Antes
	2,0. 10-3
	4,0.10-3
	0,0
	0,0
	
	Depois
	0,0
	0,0
	2,0.10-3
	2,0.10-3
	TUBO 4
	Antes
	3,0.10-3
	3,0.10-3
	0,0
	0,0
	
	Depois
	1,5.10-3
	0,0
	1,5.10-3
	1,5.10-3
	TUBO 5
	Antes
	4,0.10-3
	2,0.10-3
	0,0
	0,0
	
	Depois
	3,0.10-3
	0,0
	1,0.10-3
	1,0.10-3
	TUBO 6
	Antes
	5,0.10-3
	1,0.10-3
	0,0
	0,0
	
	Depois
	4,5.10-3
	0,0
	0,5.10-3
	0,5.10-3
Com base na tabela anterior:
Tubo 1: Excesso de NaOH
Tubo 2: Excesso de NaOH
Tubo 3: Não há nada em excesso
Tubo 4: Excesso de CuSO4
Tubo 5: Excesso de CuSO4
Tubo 6: Excesso de CuSO4
b)	Pode-se demonstrar experimentalmente o que foi afirmado no item anterior por meio de análise da coloração do sobrenadante e adicionando mais quantidade do reagente limitante e observando que o que estava em excesso reagiu com o reagente limitante adicionado.
c)	Erros que podem atrapalhar o resultado da experiência são: erro de medição e erro de leitura. Esses erros podem ser minimizados tendo maior atenção na medição, observação e execução dos procedimentos e seguindo corretamente as instruções.
d)	Ao invés de usar altura, utilizar a massa do precipitado, realizando filtração, secagem e logo após a pesagem do precipitado. Esta pode ser comparada com a massa teórica do produto, calculada a partir da reação balanceada.
e)	Sim, pois concorda em termos de demonstração e proporção, sendo assim reflete o que acontece teoricamente na reação realizada.
Conclusão
Portanto, pode-se confirmar a relação estequiométrica de uma reação entre o sulfato de cobre e o hidróxido de sódio, com a formação de diferentes quantidades de precipitado azul, o que indica que as quantidades de seus produtos dependem da proporção na qual os reagentes se encontram. Assim, pode-se confirmar a lei da conservação de massas que diz que a massa em uma reação química é conservada e que há reação entre as espécies até que um reagente se esgote, o reagente limitante.
Referências
Brown, T. L.; LeMay, H. E.; Bursten, B. E.; "Química - Ciência Central"; Ed. Livros Técnicos e científicos S.A, Rio de Janeiro (1999).
Coordenação de Química; "Química Geral"; UFMG, Belo Horizonte (2006).
Questionário 3
1.
1 mol ─ 331,2 g
X ─ 66,2 g
 X = 0,2 mol
2 KI + Pb(NO3)2 → PbI2 + 2 KNO3
2 moles de KI ─ 1 mol Pb(NO3)2 
2 moles ─ 331,2 g
 X ─ 66,2 g
 X = 0,4 moles de KI
2. HCl + NaOH → NaCl + H2O
10g ─ 40 g mol
X ─ 36,5 g mol
X = 9,12 g _____ 100%
100% ─ 9,12 g
75% ─ X
 X = 6,85g
Com rendimento de 75%, 6,85 g de HCl reagiram.
3. Al2(SO4)3 + 3 Ca(OH)2  2 Al(OH)3 + 3 CaSO4
3 mol de Ca(OH)2 = 222g --------- 408g de CaSO4 (3 mol)
 22,2g --------- x
 X = 40,8g de CaSO4 obtido.
1 mol de Al2(SO4)3 = 342g -------- 156g de Al(OH)3 (2 mol)
 68,4g -------- x
 X = 31,2 g de Al(OH)3 obtido
3 mol de Ca(OH)2 = 222g --------- 408g de CaSO4 (3 mol)
 44,4g -------- x
 X = 81,6g de CaSO4 obtido.
3 mol de Ca(OH)2 = 222g --------- 408g de CaSO4 (3 mol)
 148g ---------- x
 X = 272g de CaSO4 produzido na reação
1 mol de Al2(SO4)3 = 342g -------- 156g de Al(OH)3 (2 mol)
 171g --------- x
 X = 78g de Al(OH)3 formado
3 mol de Ca(OH)2 = 222g --------- 408g de CaSO4 (3 mol)
 55,5g --------- x
 X = 102g de CaSO4 formado.