Obtenção do NaCl- Estequiometria

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Universidade do Estado de Santa Catarina – UDESC 
Centro de Ciências Tecnológicas – CCT 
Departamento de Química - DQM 
ILQ0001 Introdução ao Laboratório de Química Exp. 03 
 
 
Obtenção do NaCl 
 
1. Introdução 
 
A palavra estequiometria (do grego: stoicheion, elemento; e metron, medida) foi 
introduzida na Química em 1732, por Jeremias Richter, como um nome para a ciência das 
medidas das proporções dos elementos químicos nas substâncias. Atualmente, o termo 
estequiometria é usado para se referir às informações quantitativas (e cálculos relacionados) 
que podem ser obtidas a partir de fórmulas e equações químicas. 
Através da equação química balanceada de uma reação, é possível conhecer a relação 
estequiométrica entre reagentes e produtos, e assim, prever a quantidade máxima de produto 
que pode ser obtido ou calcular o rendimento de uma reação química. Ou seja, as relações 
estequiométricas permitem a conversão da quantidade de matéria (número de mols) de uma 
substância envolvida numa reação química para a quantidade de matéria de qualquer outra 
substância envolvida na mesma reação. 
 
 
2. Objetivos 
 
Obter cloreto de sódio (NaCl) através da reação com ácido clorídrico (HCl) e 
bicarbonato de sódio (NaHCO3). 
Utilizar uma equação química para calcular a quantidade de matéria e massa de 
produto esperado numa reação química. Calcular o rendimento de uma reação. 
Identificar os íons que formam um sal através de testes qualitativos como o teste da 
chama e precipitação com um íon pouco solúvel. 
 
 
3. Metodologia 
 
A reação química para obtenção de cloreto de sódio (NaCl) a partir do ácido clorídrico 
(HCl) e bicarbonato de sódio (NaHCO3) é a seguinte: 
 
HCl + NaHCO3  NaCl + H2O + CO2 (1) 
 
Assim, quando uma quantidade conhecida de NaHCO3 é colocada em contato com 
ácido clorídrico concentrado, a reação química descrita acima ocorre, produzindo CO2 que é 
liberado na forma de gás, e uma solução do sal que queremos produzir (NaCl) em água. 
Através de aquecimento, a água evapora e obtemos o NaCl na forma cristalizada. Para 
comprovar a formação do NaCl, utilizam-se testes analíticos que comprovem a presença dos 
íons Na
+
 e Cl- em solução. 
A presença de Cl
-
 é comprovada por um teste simples de precipitação. Sabendo-se que 
o cloreto de prata é um sal insolúvel em água, basta dissolver uma pequena amostra do 
produto obtido em água e adicionar uma solução de nitrato de prata (AgNO3). A combinação 
dos íons Ag
+
 e Cl
-
 irá produzir o sal insolúvel AgCl, que logo se precipita. 
A presença de Na
+
 é comprovada através do teste de chama. Este teste está 
fundamentado nos princípios do modelo de Bohr, de que quando certa quantidade de energia é 
fornecida a um determinado elemento químico, alguns elétrons da camada de valência 
absorvem essa energia passando para um nível de energia mais elevado, produzindo o que 
chamamos de estado excitado. Quando um ou mais elétrons excitados retornam ao estado 
 
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fundamental, eles emitem uma quantidade de energia radiante igual àquela absorvida, cujo 
comprimento de onda é característico do elemento e da mudança de nível eletrônico de 
energia. Assim, a luz de um comprimento de onda particular pode ser utilizada para 
identificar um referido elemento. 
Uma chama não-luminosa de Bunsen consiste em 3 partes: um cone interno azul 
(ADB), compreendendo, principalmente, gás não queimado, uma ponta luminosa em D (que 
só é visível quando os orifícios de ar estão ligeiramente fechados), um manto externo 
(ACBD), na qual se produz a combustão completa do gás. As partes principais da chama, de 
acordo com Bunsen, são claramente indicadas na Figura 1. A mais baixa temperatura está na 
base da chama (a), que é empregada para testar substâncias voláteis, a fim de determinar se 
elas comunicam alguma cor à chama. A parte mais quente da chama é a zona de fus 
 . 
A zona oxidante inferior (c) está situada na borda mais externa de b e pode ser usada para 
oxidação de substâncias dissolvidas em pérolas de bórax. A zona oxidante superior (d) é a 
ponta não-luminosa da chama. Nesta região há um grande excesso de oxigênio e a chama não 
é tão quente. A zona redutora superior (e) está na ponta do cone interno azul e é rica em 
carbono incandescente. A zona redutora inferior (f), está situada na borda interna do manto 
próximo ao cone azul. 
 
 
 
Figura 1: Temperaturas da chama não luminosa do bico de Bunsen 
 
 
 
4. Procedimento Experimental 
 
 Pese, em balança semi-analítica, uma cápsula de porcelana e um vidro de relógio 
(juntos). 
 Na cápsula, pese aproximadamente 1,00 g de bicarbonato de sódio (NaHCO3); anote a 
massa obtida. 
 Adicione ao NaHCO3 10 mL de água destilada, medida com uma proveta, e cubra a 
 
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cápsula com o vidro de relógio. 
 Levantando ligeiramente o vidro de relógio, adicione ácido clorídrico concentrado 
(HCl), por meio de um conta-gotas, cerca de 3 gotas por vez, até que uma nova adição 
não mais provoque efervescência. 
 Lave cuidadosamente a face inferior do vidro de relógio, com água destilada, usando 
para tal uma pisseta. A água de lavagem deve ser recolhida na cápsula. 
 Monte um sistema de aquecimento semelhante ao apresentado na Figura 2. 
 
 
Figura 2: Montagem de um sistema de aquecimento. 
 
 Retire o vidro de relógio e aqueça a cápsula suavemente, com bico de Bunsen e tela de 
amianto, a fim de evaporar a água. Quando o sal estiver começando a cristalizar, 
recoloque o vidro de relógio sobre a cápsula, pois a partir deste momento há uma 
tendência de gotas da solução saltarem (fenômeno da crepitação) para fora da cápsula. 
 Continue o aquecimento até não haver mais água na cápsula e no vidro de relógio. 
 Deixe esfriar e pese o conjunto cápsula + vidro de relógio + sal. 
 Calcule o rendimento da reação. 
 Realize testes analíticos com o produto obtido: teste de chama (para Na+) e reação 
com nitrato de prata (para Cl
-
). Para ambas as experiências dissolva uma ponta de 
espátula do cloreto de sódio em cerca de 2 mL de água destilada. Leve uma gota desta 
solução à chama azul do bico de Bunsen por meio de um fio de níquel-cromo e 
observe a coloração que a chama assume. Em seguida adicione à solução algumas 
gotas de uma solução de nitrato de prata. Observe o precipitado. Depois, exponha o 
tubo à luz e o observe novamente. Interprete os resultados. 
 
 
5. Discussão dos Resultados 
 
5.1 – Rendimento da Reação 
 
O cloreto de sódio foi produzido a partir da Equação (1) escrita na seção 3. De acordo 
com a Equação (1), para cada molécula de NaHCO3 que reage com o ácido clorídrico, há a 
formação de uma molécula de NaCl. Da mesma maneira, quando 1 mol de NaHCO3 reage 
com bicarbonato de sódio, 1 mol de NaCl é formado. Assim, conhecendo-se a massa de 
NaHCO3 que reagiu, é possível calcular a quantidade de matéria (número de mols) esperada 
de NaCl obtido. Este cálculo é feito em duas etapas: 
 
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1) conversão da massa de NaHCO3 em quantidade de matéria a partir da massa molar 
doNaHCO3: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2) determinação da quantidade de NaCl que pode ser produzida a partir da quantidade 
de bicarbonato que reagiu e conversão deste valor em massa, através da massa molar do 
NaCl: 
- de acordo com a Equação (1): 
- 
 
Entretanto, as quantidades de produtos formadas, na maioria das reações, são menores 
que aquelas que podem ser previstas pela estequiometria. Isso pode ser atribuído a diversas 
razões, tais como a não-ocorrência total da reação (os reagentes não reagem totalmente, em 
alguns casos uma fração dos produtos reage no sentido inverso da equação, reconstituindo os 
reagentes) ou a ocorrência simultânea de outras reações, formando produtos diferentes. 
Assim, o cálculo do rendimento da reação é um fator importante para decidirmos, por 
exemplo, a viabilidade de uma reação. 
O rendimento de uma reação química é dado por: 
 
 
 
 
 
Assim, o rendimento da reação de obtenção de NaCl pode ser calculado a partir da 
massa de NaCl obtida experimentalmente e da massa esperada a partir dos cálculos 
estequiométricos para a quantidade de bicarbonato utilizada como material de partida. 
 
 
5.2 – Identificação do NaCl 
 
O teste da chama baseia-se nas transições eletrônicas previstas pelo modelo atômico 
de Bohr. Seguindo este modelo, tem-se que no estado fundamental (estado de menor energia) 
os elétrons ocupam os níveis mais baixos de energia possíveis. Quando um átomo absorve 
energia de uma fonte externa, como o calor fornecido pela chama do bico de bunsen, um ou 
 é v g “p ” p ív gé xternos. 
Neste caso, diz-se que o átomo encontra-se em um estado excitado. Isso pode ser observado 
na Figura 3. 
 
 
Figura 3: Representação do átomo de Bohr 
 
 
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O elétron absorve uma quantidade de energia E = E2 – E1 e salta para um nível mais 
externo de energia E2. O átomo no estado excitado encontra-se numa situação em que existe 
espaço livre em níveis de energia mais baixos. Desse modo, o elétron excitado pode cair deste 
nível mais externo para ocupar o espaço livre. O átomo, então, volta ao estado normal de 
energia ocorrendo emissão da energia excedente na forma de radiação eletromagnética (luz), 
cujo comprimento de onda é característico do elemento e da mudança do nível eletrônico de 
energia. Assim, a luz de um comprimento de onda particular ou cor, é utilizada para 
identificar o referido elemento. A Tabela 1 mostra as cores apresentadas por alguns elementos 
quando submetidos ao teste de chama. 
 
Tabela 1: Comprimento de onda e suas respectivas cores para as transições eletrônicas de 
alguns elementos. 
 
 
 
 
6. Bibliografia 
 
1. D.Maia; Práticas de Química para Engenharias. Campinas : Editora Átomo. 2008. 
2. R.C.Rocha-Filho, R.R.daSilva; Cálculos Básicos da Química. São Carlos : 
EDUFSCar. 2006. 
3. P.Atkins, L.Jones; Princípios de Química, Questionando a Vida Moderna e o Meio 
Ambiente. 3ª. Ed. Porto Alegre : Bookman. 2006.