Relatório 3

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UNIVERSIDADE FEDEREAL DE ITAJUBÁ
IFQ – INSTITUTO DE FÍSICA E QUÍMICA
EXPERIMENTO 3: ESTEQUIOMETRIA
QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL
PROFESSOR: VINICIUS BONATTO
TURMA 01
RENAN HIROYUKI KIKUCHI 2017007154
MATHEUS HENRIQUE ALVES 2017016716
23/03/2017
ITAJUBÁ
Objetivos
Estabelecer uma relação estequiométrica entre a decomposição do bicarbonato de sódio (NaHCO3) e a liberação de dióxido de carbono (CO2).
Introdução
Cálculo Estequiométrico:
Cálculo estequiométrico ou estequiometria (do grego: stoikheion, elemento; metron, medição) é o cálculo das quantidades de reagentes e/ou produtos das reações químicas feito com base nas leis ponderais, que são a Lei de Lavoisier e a Lei de Proust.
A estequiometria determina fórmulas e equações químicas para que seja usado a quantidade exata de determinado reagente em um experimento químico para que aconteça a reação completa. Para realizar um cálculo estequiométrico primeiramente devemos escrever a equação química, logo após, devemos balanceá-la corrigindo os coeficientes estequiométricos e depois estabelecer as proporções de grandeza dadas no problema. [1]
A lei de Lavoisier:
A lei de Lavoisier foi dada pelo químico e cientista francês Antoine Lavoisier (1743-1794), que realizou experimentos em recipientes fechados para que não houvesse perdas ou ganhos de materiais no sistema, e efetuando pesagens, assim ele concluiu que no interior de um recipiente fechado, a massa total não varia, quaisquer que sejam as transformações que venham a ocorrer. Dada a afirmativa foi considerado uma lei da Natureza, que após anos ficou conhecida como: Lei da Conservação da Massa ou Lei de Lavoisier.
A lei de Lavoisier, portanto, pode ser enunciada também da seguinte maneira: ‘’Numa reação química, a soma das massas dos reagentes é sempre igual à soma das massas dos produtos da reação” [2] 
A lei de Proust:
A lei de Proust foi dada quase na mesma época de Lavoisier, o químico e fármaco Joseph Louis Proust, fazendo muitas pesagens em diversas experiências, chegou à seguinte conclusão: “Uma determinada substância, qualquer que seja sua origem, é sempre formada pelos mesmos elementos químicos, combinados na mesma proporção em massa”. Tal conclusão é chamada de lei de Proust ou lei das proporções fixas.
As duas leis enunciadas — a de Lavoisier e a de Proust — são denominadas leis ponderais, pois falam em massa das substâncias envolvidas. São leis que marcaram época, pois marcam o início da Química como ciência. [2]
Materiais e Reagentes
01 béquer de 50 mL;
01 proveta de 50 mL;
Balança analítica
Ácido Clorídrico (HCl) 0,5 mol.L-1
Capsula contendo Bicarbonato de Sódio (NaHCO3)
Procedimento
Com o auxílio de uma proveta mediu-se 20 mL de Ácido Clorídrico 0,5 mol.L-1 e transferindo-o para o béquer. Em seguida, pesou-se o conjunto béquer + ácido + capsula e anotou-se a massa. 
Posteriormente a capsula foi colocada dentro do béquer contendo o ácido, aguardou-se o fim da efervescência e pesou-se novamente o conjunto e anotou-se a massa.
Resultados e Discussão
Conforme a lei da conservação das massas, é correto afirmar que ao subtrair a massa do conjunto (massa inicial) pela massa do conjunto após a reação (massa final), por se tratar de um sistema aberto, obtém-se a massa de CO2 liberada na reação.
Massa de CO2 = Massa Inicial – Massa Final
	Massa
Inicial (g)
	Massa
Final (g)
	Massa
de CO2 (g)
	54,9496
	54,6429
	0,3067
 Tabela 1 – Massas Obtidas e Calculadas
	 
	Massa Molecular
(g.mol-1)
	Na
	22,9898
	H
	1,00794
	C
	12,0107
	O
	15,9994
	NaHCO3
	84,0066
	CO2
	44,0095
Tabela 2 – Massas Molares
Afim de garantir que não houvesse ganho de massa, o béquer contendo o ácido e a capsula foi colocado sobre uma toalha de papel para que não entrasse com contato com qualquer substância que viesse a estar sobre a superfície da bancada.
Dada a equação:
HCl(aq) + NaHCO3(s) NaCl(aq) + H2O(l) + CO2(g) 1 mol ---------------------------------------------- 1 mol
 84,0066 g -------------------------------------- 44,0095 g
 X g ----------------------------------------------- 0,3067 g
 X = (0,3067*84,0066) 
 44,0095
 X= 0,5854g de NaHCO3
Nota-se que entre o reagente e o produto (bicarbonato de sódio e dióxido de carbono) estabelece uma estequiometria de um para um (1:1), ou seja, 1 mol de NaHCO3 reage e produz 1 mol de CO2, estabelecendo uma regra de 3 com as massas moleculares e a massa de CO2, obtém-se a massa de NAHCO3 contida na cápsula.
Obs.: Nesse experimento a capsula utilizada foi a de número 16
Conclusão
Em vista dos dados coletados em laboratório, foi possível alcançar o objetivo do experimento e com isso estabelecer uma relação estequiométrica entre a quantidade de CO2 liberada e massa de NaHCO3 inicial. Conclui-se então que o experimento proporcionou o entendimento e o estudo de estequiometria.
Referências Bibliográficas
[1] - BRADY, J. E.; HUMISTON, G. E.; Química Geral, Vol.1, 2ª ed., Livros Técnicos e Científicos: Rio de Janeiro, 1986. 403 pp.
[2] - FELTRE, R.; Química (Química geral), Volume 1, 6ª ed., Moderna: São Paulo, 2004. 384 pp.