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QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL Belo Horizonte, 25 de outubro 2017 Estequiometria Experiência realizada no laboratório Alunos envolvidos na atividade: Lucicleia alves 201607189291 Rodrigo Luiz Agapito 201607189356 Jefferson Luiz Salazar 201702313794 Edvaldo Henrique Pereira 201602696365 Sumário INTRODUÇÃO Estequiometria Estequiometria significa "medir os constituintes elementares". Constitui-se na base para o estudo quantitativo das reações e substâncias químicas. É possível, de posse de uma equação balanceada que representa uma reação química, prever-se com extrema precisão as quantidades de cada produto gerado, ou ainda, determinar as quantidades necessárias de reagentes de modo a produzir determinada quantidade de produtos. Por fim, é possível calcular os rendimentos dos produtos e a eficiência geral do processo. A estequiometria relaciona quantitativamente várias reações, que envolvem volume, massa, quantidade de matéria, números de partículas, entre outras grandezas. A importância dos cálculos estequiométricos é fundamental em todos os ramos da química. É fundamental que se saiba a quantidade de produtos que pode ser formado a partir de uma determinada quantidade de reagentes, é importante, também, saber antecipadamente qual a quantidade de reagentes que deve ser utilizado para se obter uma determinada quantidade de produto. A estequiometria permite o cálculo da quantidade de reagentes necessários para obter determinada quantidade de produto numa reação química. Ao realizar uma reação química é improvável obter uma quantidade de produto semelhante à dos reagentes, logo o rendimento teórico é maior que o encontrado no real. Nem sempre uma reação química vai ocorrer por completo. Em alguns casos em que isso ocorre é quando um dos reagentes se encontra em excesso. O reagente que é consumido completamente é denominado como reagente limitante. O reagente limitante realmente limita a reação, tendo em vista que depois que o mesmo é totalmente consumido a reação cessa, desprezando a quantidade em excesso do outro reagente. OBJETIVO Verificar a reação envolvida na efervescência de um comprimido antiácido em água e calcular o teor de bicarbonato de sódio (NaHCO3) a partir da massa de dióxido de carbono (CO2) produzido na efervescência. 3 . MATERIAL NECESSÁRIO PARA EXPERIÊNCIA 1 comprimido antiácido efervescente (sonrisal); Um copinho descartável de tomar café ; Água; Balança simples (Bel) PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL Para a realização do experimento foram realizados os seguintes procedimentos: 1º) Colocou-se água até a metade do copinho descartável; 2º) Em seguida pesou-se na balança o copo com água e também o comprimido antiácido ainda na embalagem; 3º) Feito isso, anotou-se essa massa, que será considerada a massa inicial (m1=80,55 g); 4°) Continuando a prática, colocou-se o comprimido na água, tomando o máximo cuidado para não haver perda de material (para isso, é bom tampar a boca do copo descartável com a embalagem do comprimido); foi feito conforme indicado. 5º) Logo após pesou-se novamente o conjunto; 6º) Finalizando o procedimento anotou-se a massa final (m2= 79,45g). RESULTADO EXPERIMENTAL Durante a realização dos procedimentos experimentais verificou-se que: A massa inicial (mi) do conjunto copo, água e efervescente (ainda contido no envelope) foi de 80,55 g; Após a transferência do comprimido para o copo com água, ocorreu a formação de efervescência devido a liberação de gás carbônico. Este último, é resultante da reação, em meio aquoso, do bicarbonato de sódio (NaHCO3) comum dos ácidos presentes na composição do efervescente, em geral, o ácido cítrico (H3C6H5O7). Essa reação forma dihidrogenocitrato de sódio, como mostra a equação química abaixo: NaHCO3 (aq) + H3C6H5O7 (aq) NaH2C6H5O7 (aq) + H2O (l) + CO2 (g) Após o final da efervescência, a massa final (mf) do conjunto, incluindo envelope vazio, foi reduzida para 79,45 g. Essa diferença entre as massas inicial (mi) e final (mf) deve-se ao desprendimento de gás carbônico durante a reação química (equação química acima). Assim, determinou-se a massa de gás carbônico liberada através da seguinte relação: m(CO2) = mi – mf m(CO2) = 80,55 g – 79,45 g m(CO2) = 1,1 g de CO2 Com essa massa e utilizando a equação química do item b determinou-se a massa de bicarbonato de sódio (NaHCO3) presente no efervescente através do seguinte cálculo estequiométrico: Massas molares NaHCO3 ---------------------------- CO2 84 g --------------------------44 g X ------------------------------------- 1,1 g X = (84 g) x (1,1 g) / 44 g X ≈ 2,1 g de NaHCO3 Exercício A efervescência produzida quando um comprimido efervescente é dissolvido em agua deve –se à reação descrita acima. Em determinado experimento, 1,00 g de bicarbonato de sódio e 1,00 g de ácido cítrico são deixados agir; Antes deve-se verificar as massas molares ; Cálculo massas molares: MM(NaHCO3)=84g/mol MM(C6H8O7)=192.123g/mol MM(CO2) = 44 g/mol A reação entre o ácido cítrico e bicarbonato de sódio é: 3 NaHCO3-(aq) + C6H8O7 (aq) → 3 H2O(l) + 3 CO2(g) + Na3C6H5O7(aq) (3.84)=252g----192,123g------------------------(3.44)=132g 1 g ---------------- m(C6H8O7) -------------------- m(CO2) A massa de ácido citrico necessária para reagir com 1 g de bicarbonato de sódio é: m(C6H8O7)=1.192,123/252 m(C6H8O7) = 0,76 g Qual é o reagente limitante? O reagente que é consumido completamente é denominado como reagente limitante, desprezando a quantidade em excesso do outro reagente. O reagente limitante (que não está em excesso) é o bicarbonato de sódio. Mesmo o bicarbonato reagindo totalmente (1g) ele só consumirá 0,76 g de ácido cítrico, portanto é o reagente limitante. Quantos gramas de dióxido de carbono são formados? m(CO2)=132.1/252 m(CO2) = 0,52 g Quantos gramas de reagente em excesso sobram depois que o reagente limitante é completamente consumido? O reagente em excesso é o ácido cítrico .Com 1g de bicarbonato são consumidos 0,76 g de ácido cítrico ,sobrando : m(ácidorestante)=1-0,76 m(ácido restante) = 0,24 g CONCLUSÃO No experimento realizado confirma-se a veracidade e eficácia da estequiometria, pode-se realizar cálculos que previam resultados dos experimentos, e pode-se verificar que os resultados se aproximavam com excelente precisão dos valores previstos. O poder e utilidade do cálculo estequiométrico, que em sua essência é simples, ao relacionar razões pela ferramenta matemática da regra de três, foi presenciado e experimentado o suficiente para fixá-lo como conhecimento e prática. Os procedimentos empregados possibilitaram a determinação do teor de NaHCO3 em comprimido antiácido (sonrisal) numa reação de efervescência com sucesso. Verificou-se a relação quantitativa baseada nas leis ponderais, principalmente, na lei de conservação de massa e das proporções fixas,,que alicerçam as leis ponderais que regem a estequiometria. BIBLIOGRAFIA http://lqes.iqm.unicamp.br. Acessado em 25/10/2017 http://mundodaeducacao.com.br. Acessado em 25/10/2017 Roteiro(Papel impresso) da prática apresentado no laboratório 24/10/2017
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