RELATÓRIO - Estequiometria de reações

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UNIVERSIDADE SÃO FRANCISCO
Engenharia Química
Felipe Muñoz Dentello 001201804672
Jessica Pimentel Lima Silva 001201703793
Kate Johanna Mestre Faria Ramalho 001201700311
Rafaela Lopes Rodrigues 001201704158
	
ESTEQUIOMETRIA DE REAÇÕES
Bragança Paulista
2018
1 RESUMO
 Este experimento teve como principal objetivo introduzir o cálculo estequiométrico para a finalidade de comparações com o resultado obtido na prática. Foi possível observar a Lei de Conservação das Massas, de Lavoisier, pesando as massas iniciais e as finais, entender a Lei de Proust, encontrando as massas teóricas e as usando de base para calcular as massas que deveriam ser utilizadas para uma reação completa, e, por fim, utilizar a equação de Clapeyron para encontrar o rendimento em volume e comparar os resultados teóricos e práticos em porcentagem. Tendo obtido como resultado 83% de rendimento na reação entre Pb(NO3)2 e 2KI e 89,06% de rendimento na reação entre Na2Cl3 e 2HCl, valores consideráveis altos.
2 INTRODUÇÃO
As propriedades físico-químicas das substâncias, assim como a composição, são essenciais para identificá-las. As propriedades físicas podem ser definidas como fenômenos que acontecem quando não ocorrem mudanças na composição da substância ou transformação da mesma em outras. Um exemplo claro é a mudança de estado físico da água. Ao passar do estado sólido para o líquido, a alteração acontece somente no aspecto, mas não na composição da água.
Já a propriedade química é composta por transformações na substância. Por exemplo, a reação entre hidrogênio e gás oxigênio resulta em uma combustão formando água, logo não existe possibilidade de revertê-la em hidrogênio e gás oxigênio.
Dessa maneira é possível concluir que uma reação química acontece quando uma ou mais substâncias transformam-se em outras substâncias diferentes.
2.1 Leis Ponderais
Com o avanço científico no século XVIII, foram realizados estudos que analisavam como as reações químicas acontecem e como os compostos se comportavam de forma constante. Entre esses estudos estão as Leis Ponderais que relacionam as massas dos reagentes e produtos de uma reação química, sendo as principais:
a) Lei da Conservação das Massas ou Lei de Lavoisier 
Lavoisier executou vários testes de várias reações diferentes em sistema fechado pesando as massas dos reagentes e dos produtos obtidos de cada reação. Comparando as massas no início e no final das reações, Lavoisier concluiu que a soma das massas dos reagentes é igual à massa da soma dos produtos. Essa lei é mais conhecida como: “Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma.”.
hidrogênio + gás oxigênio → água
 2 g 16g 18g
b) Lei das Proporções Constantes ou Lei de Proust
Joseph Louis Proust observou por meio de seus experimentos que as reações seguem a mesma proporção de massa de reagentes e produtos.
Uma das formas que levou Proust a chegar nessa conclusão foi por meio da eletrólise da água (água →hidrogênio+oxigênio). Por meio dos dados obtidos foi possível afirmar que a proporção sempre será 1/8:2
Tabela 1: Verificação de proporção entre as substâncias de uma reação.
	
	Água
	Hidrogênio
	Oxigênio
	Proporção
	1° experimento
	18g
	2g
	16g
	2/16 = 1/8
	2° experimento
	72g
	8g
	64g
	8/64 = 1/8
	3° experimento
	90g
	10g
	80g
	10/80 = 1/8
Por isso, pode-se apontar que existe uma razão fixa para as massas das substâncias de uma reação. 
2.2 Mol, Massa Molecular, Massa Molar e Volume
Segundo o Sistema Internacional de Unidades (SI) mol é a quantidade de substância que contém tantas entidades elementares (átomos, moléculas ou partículas) em 12g do isótopo carbono-12. A quantidade de átomos em 12g de carbono-12 é chamada de Número de Avogrado e é dada por 6,0221367 x 10²³.
A massa molecular (MM) é a soma das massas atômicas dos átomos da molécula dada em u. Com a massa molecular, é possível calcular a massa molar em gramas da substância porque a massa molecular é numericamente igual à massa molar. Por exemplo, a massa molecular da água é 18u então sua massa molar é igual a 18g/mol.
O volume de um mol ocupado por um gás qualquer é 22,4 L/mol nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP), isto é, mede 0º a 1atm. Se o sistema for diferente das CNTP, utiliza-se a equação geral dos gases PV = NRT. 
2.3 Estequiometria 
Para saber a quantidade necessária de reagentes e produtos para uma reação acontecer corretamente é usado o método do mol que se baseia nos coeficientes da equação sendo equivalentes aos números de mols correspondentes. Por exemplo:
2 CO + 1O2 → 2CO2
Na equação, 2 mols de monóxido de carbono reagem com 1 mol de gás oxigênio formando 2 mols de dióxido de carbono.
2.4 Rendimentos Reais e Teóricos da Reação
A quantidade de produto que formaria se toda quantidade de reagente fosse aproveitada em uma reação é denominada de rendimento teórico. O rendimento real acontece na prática quando alguma quantidade de reagente se perde no processo da reação. Essa perca pode ter vários fatores como liberação de gases, reações facilmente reversíveis e formação de produtos que reagem entre si. Desse modo, a quantidade de produto formada na prática nunca será exatamente igual à quantidade de produto calculada teoricamente.
Para determinar a proporção entre o rendimento teórico e o rendimento real usa-se a seguinte fórmula:
%rendimento= (rendimento real / rendimento teórico) x 100%.
3 OBJETIVOS
 Esse experimento teve como objetivo principal calcular as quantidades de reagentes e produtos de uma reação química através do cálculo estequiométrico, realizar pesagens de precipitados, e estimativa do volume de gases e observar as leis que controlam a reação.
4 PROCEDIMENTO
4.1 Reação entre nitrato de chumbo II e iodeto de potássio
 Após equacionada a reação, foi calculada a quantidade essencial de iodeto de potássio para reagir totalmente com 2 g de nitrato de chumbo. Feito os cálculos, a quantidade encontrada de reagentes foi pesada separadamente na balança em béqueres de 50 ml e dissolvidos em 10 ml de água destilada. O sistema inicial, solução de cada béquer, foi pesado e depois se misturou os reagentes em um dos béqueres. Em seguida, foi feita a pesagem do sistema final, béquer com a reação e béquer vazio. As massas obtidas foram comparadas.
 Para a pesagem do precipitado, aferiu-se a massa de um papel de filtro e o colocou em um funil de Buchner, filtrou-se a reação lavando o precipitado com água gelada. 
 Depois de secado e esfriado o papel de filtro em uma placa de aquecimento, o conjunto papel e precipitado foi pesado e a massa do precipitado calculada. Com base na massa obtida foi feito o cálculo de rendimento da reação.
4.2 Reação entre carbonato de sódio e ácido clorídrico 2 mol/L.
 Inicialmente, foi pesquisada a pressão e medida a temperatura ambiente em °C para se transformar em °K. Em seguida, foi equacionada a reação descrita.
 Pesou-se de carbonato de sódio e a partir desse número foi feito o calculo estequiométrico para encontrar a quantidade de ácido clorídrico necessária para uma reação completa, transformando a quantidade em gramas para volume em ml através da fórmula de molaridade.
 Foi dissolvido a quantidade de carbonato de sódio em 10ml de água em um béquer e em outro foi acrescentado o ácido, medido previamente com o auxilio de uma pipeta de acordo com o cálculo de volume.
 Pesou-se, então, ambos os béqueres, considerando a massa da vidraria. Esses valores foram somados resultando na massa inicial. Em seguida, foi adicionado ácido ao carbono, lentamente e com agitação, para que a reação acontecesse, e foi pesado novamente a massa dos dois béqueres, resultando na massa final.
 Por fim, foi calculado o rendimento em volume a partir da equação de Clapeyron, considerando a massa teórica de CO2 necessária para uma reação completa e a que foi obtida no fim da experiência. Chegando ao rendimento teórico e prático da experiência em volume e porcentagem.
5 RESULTADOSE DISCUSSÕES
5.1 Reação entre nitrato de chumbo II e iodeto de potássio
 Em primeiro lugar, analisou-se teoricamente a reação química balanceada entre nitrato de chumbo II e iodeto de potássio [Pb(NO3)2(aq) + 2KI(aq) → PbI2(s) + 2KNO3(aq)] e calculou-se a quantidade de iodeto de potássio para reagir com 2g de nitrato de chumbo.
Tabela 2: Massa (em gramas) de iodeto de potássio para reagir completamente com 2 g de nitrato de chumbo.
	Balança
	Literatura
	2,0062g
	2,005g
Tabela 3: Massa inicial e massa final dos compostos (em gramas).
	Massa Inicial
	Massa Final
	93,3759g
	93,3171g
Após misturar os reagentes em um béquer, ocorre-se à formação de um precipitado amarelo (iodeto de chumbo).
Então, colocou-se a reação com papel de filtro, pesado anteriormente, num funil de Buchner e secou-se na placa de aquecimento, encontrou-se a massa de precipitado obtida, igual a 4,8995g.
Baseando-se nas massas inicial e final da reação a Lei de Lavoisier pode ser comprovada, uma vez que a alteração de massa pode ser descartada levando em conta as perdas grosseiras de material durante os processos de transferência requisitados no experimento.
5.2 Reação entre carbonato de sódio e ácido clorídrico 2 mol/L.
 Equacionando a reação descrita no enunciado, obteve-se a reação:
Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + H2CO3
 Onde o H2CO3 é volátil, se transformando em H2O e CO2 e modificando a reação para:
Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + H2O + CO2
 Segundo a pesquisa feita no dia do experimento, a pressão ambiente era de 0,9167atm, e a temperatura era de 26°C que equivale à 299°K.
 Utilizando a medida de 1,0147g de carbonato de sódio, foi calculado, com o auxílio da regra de três simples e das massas de cada elemento encontradas na tabela periódica,a quantidade necessária de ácido clorídrico para obter uma reação completa, como mostra a tabela 4.
Tabela 4: Massa ideal de reagentes para uma reação completa.
	
	Na2CO3
	2HCl
	Massa Tabelada
	105,985g
	72,922g
	Massa Calculada
	1,0147g
	0,698g
Para a prática da reação foi realizado o cálculo de molaridade para encontrar o volume de HCl que seria utilizado, encontrando o valor de 9,5ml. Dessa forma, foram utilizados 	1,0147g de Na2CO3 dissolvido em 10ml de H2O em um béquer, em outro foi colocado 9,5ml de HCl. Mediu-se, então, a massa dos dois béqueres, considerando a massa da vidraria para que somadas resultassem na massa inicial, como mostra a tabela 5.
Tabela 5: Somatória de massas para resultar na massa inicial.
	
	Na2CO3 + H2O
	HCl
	Massa Inicial
	Massa
	43,7712g
	48,3857g
	92,1569g
 Após a adição de ácido ao carbonato e da agitação para o acontecimento da reação, foi pesado novamente a massa de ambos os béqueres para a consideração da massa da vidraria e diminuição ou perda de reagente para o cálculo de massa final, como mostra a tabela 6.
Tabela 6: Somatória de massas para resultar na massa final.
	
	Reação
	Béquer Vazio
	Massa Final
	Massa
	52,8898g
	38,8928g
	91,7826g
 Comparando a massa inicial e a massa final obteve-se a diferença de 0,3743g a menos, que indica a massa de gás carbônico que foi liberada. Por critério de comparação, foi feito calculo com regra de três simples, para indicar quanto deveria haver de massa de CO2 como produto de uma reação completa, obtendo os valores da tabela 7.
Tabela 7: Massa ideal de CO2 para uma reação completa.
	
	Na2CO3
	CO2
	Massa Tabelada
	105,985g
	44,009g
	Massa Calculada
	1,0147g
	0,421g
Comparando a massa de CO2 obtida na reação (0,3743g) com a massa de CO2 ideal (0,421g), nota-se a diferença de 0,047g, indicando que a reação ocorreu mas não foi completa.
 Calculando o rendimento teórico e o obtido pelo volume, foi utilizado a equação de Clapeyron (P.V=n.R.t), encontrando os valores da tabela 8
Tabela 8: Rendimento calculado pelo volume de CO2.
	
	Teórico
	Obtido
	Procedimento
	0,256L
	0,228L
 Transformando esses valores em porcentagem, nota-se que foi obtido 89,06% de rendimento, podendo considerar esse valor como um rendimento alto.
6 CONCLUSÃO
No primeiro experimento, o iodeto de chumbo sendo insolúvel em água ocorre a formação de um precipitado amarelo forte (iodeto de chumbo). A reação entre o iodeto de potássio e o nitrato de chumbo resulta na precipitação de um composto sólido. O produto da reação é insolúvel em água, formando então um precipitado sólido amarelo brilhante. Essa reação é conhecida por dupla troca, quando há troca de partes entre dois reagentes compostos originando dois produtos compostos.
Já na reação entre carbonato de sódio e ácido clorídrico, ficou-se transparente, efervesceu e formou gás.
7 BIBLIOGRAFIA 
[1] www.infoescola.com/quimica/leis-das-reacoes-quimicas-leis-ponderais/
[2] CHANG, Raymond. Química Geral: Conceitos essenciais. 4ª ed. Porto Alegre – RS: Amgh Editora, 2010. 781 p.
[2] SILVA, Elaine Lima, BARB, Ediana. Química Geral e Inorgânica: Princípios Básicos, Estudos da Matéria e Estequiometria. São Paulo – SP: Érica, 2014. 136 p.
[5] www.google.com