Estequiometria

Prévia do material em texto

�
Análise Estequiométrica
Henrique Scheunemann Kruger; Rodrigo Geovane Lenz
Curso: Engenharia de Alimentos
hk001898@fahor.com.br; rl002891@fahor.com.br
Resumo: A estequiometria é o cálculo que permite relacionar quantidades de reagentes e produtos, que participam de uma reação química com o auxílio das equações químicas (a + b → ab)correspondentes. Ela é de extrema importância no cotidiano, principalmente nas indústrias ou laboratórios, pois objetiva calcular teoricamente a quantidade de reagentes a ser usada em uma reação. O método mais eficaz para encontrar valores teóricos estequiométricos, é usar o equivalente estequiométrico. A lei de Lavoisier diz que na natureza, nada se cria e nada se perde, tudo se transforma, isso foi visível no experimento; a lei de Proust diz que não importa a quantidade de massa dos elementos usada, a proporção sempre será a mesma. Para o experimento foi utilizado um comprimido antiácido em água e calculou-se o teor de bicarbonato de sódio a partir da massa de dióxido de carbono. Ocorreu a separação do CO2 do comprimido quando juntou o comprimido + água destilada, e através dessa separação, foi possível calcular a massa de NaHCO3.
Palavras chave: estequiometria, reagentes, reação, matéria.
�
Relatório de aula prática
Introdução
A palavra estequiometria foi introduzida por Richter em 1792, referindo-se ás medidas dos elementos químicos nas substâncias.
Ela deriva das palavras gregas stoicheion, que significa ‘elemento’ e metron, que significa ‘medida’. A Lei da Conservação da Matéria (ou Lei da Conservação da Massa) fundamenta o estudo da estequiometria. Antoine Lavoisier, um grande cientista francês, introduziu esta lei que afirma: a massa total de uma substância presente ao final de uma reação química é a mesma massa total do início da reação, ou que a soma dos reagentes é sempre igual à soma dos produtos. Desta forma, antes e depois da reação, está presente o mesmo conjunto de átomos. Portanto a estequiometria é o estudo das relações quantitativas entre quantidades de reagentes e produtos (ATKINS, 2001).
A lei de Proust consiste na definição de que as massas dos reagentes e as massas dos produtos que participam de uma reação obedecem sempre a uma proporção constante, não importa a quantidade de massa dos elementos usada, a proporção sempre será a mesma. Essa proporção é característica de cada reação, isto é, independe da quantidade de reagentes utilizados (FERNANDES, 2010).
Exemplificando a lei de Proust: considerando a seguinte equação balanceada: 
2H2O=2H2+O2
36 g 4g 32g
Não importa o valor atribuído ao H2 e O2, se somar as massas, seguirá uma proporção (32+4=36, exemplo) para o H2O. 
Para realizar os cálculos estequiométricos é preciso primeiramente balancear a equação química corretamente para que possa extrair qualquer informação da reação e com base na lei da conservação definidas, pode-se estimar as relações estequiométricas entre as espécies presentes em uma dada reação química. O processo de balanceamento se faz necessário, pois irá garantir que o mesmo número de átomos de cada elemento apareça em ambos os lados da equação (ATKINS, 2001). 
Algumas equações não balanceadas:
Equações balanceadas:
No processo de balanceamento é utilizado a lei de Lavoisier. Os índices inferiores nas fórmulas químicas não podem ser modificados, pois esses valores são dos próprios átomos.
Deve-se ter clara a relação de grandezas abaixo:
Após esses passos, é necessário organizar os termos (massa, volume, mols...) de uma forma que dê para cortar as unidades, e ficar somente com a unidade que se deseja encontrar o valor. Exemplo:
Exemplo: Numa reação de N2 e H2 para formar a amônia, calcular o número de mols da amônia utilizando a equação N2+3H2 → 2NH3 que foi balanceada.
Primeiro calcula-se o número de mols de H2.
Após se calcula o número de mols da amônia NH3.
A estequiometria é de extrema importância no cotidiano, principalmente nas indústrias ou laboratórios, pois objetiva calcular teoricamente a quantidade de reagentes a ser usada em uma reação, prevendo a quantidade de produtos que será obtida em condições preestabelecidas (Livro: Química Geral 2).
O reagente limitante é o reagente presente em quantidade limitada que determina a quantidade do produto formado (ATKINS, 2001), quando ele é todo usado, a reação para, limitando assim as quantidades de produtos formados e o rendimento teórico é calculado a partir dele. Os reagentes que sobram são considerados reagentes em excesso.
Exemplo: Calcular o reagente limitante cuja equação química é:
Como a proporção é 2:1:1:1, se usar menos que 2 mols de NaOH pra 1 mol de CO2, o NaOH passa a ser o reagente limitante.
b) Quantidade de matéria de Na2CO3 pode ser produzida:
c) Quantidade de matéria do reagente em excesso sobra após a reação se completar:
O rendimento percentual é o rendimento real de uma reação química com uma porcentagem do rendimento teórico (ATKINS, 2001). 
O rendimento teórico é quantidade máxima de produto que pode ser obtida a partir de quantidades determinadas de reagentes em uma reação química (ATKINS, 2001).
O rendimento real é a quantidade medida de produto obtido através de uma reação química e é sempre menor do que o rendimento teórico (ATKINS, 2001).
Sabendo disso, tem-se a possibilidade de calcular o rendimento percentual de uma reação, através dos valores do rendimento real e rendimento teórico. A fórmula abaixo representa estas relações.
Exemplo: 
Qual o rendimento teórico e o percentual de bromobenzeno (C6H5Br) nessa reação quando 30,0 g de benzeno (C6H6) reagem com 65,0 g de bromo (Br2). 
Primeiro calcular o número de mols do benzeno 
Após, encontrar o número de mols de Bromo
Após, encontrar a massa de bromobenzeno por análise estequiométrica, que é o valor teórico:
O rendimento percentual quando o bromobenzeno tem rendimento real de 56,7g, é calculado pela fórmula: 
Procedimento Experimental
Primeiramente foi realizada a leitura do protocolo da aula prática contendo uma revisão sobre estequiometria. Precisou-se dos seguintes materiais, abaixo listados:
Comprimido efervescente contendo bicarbonato de sódio, mas que não apresente carbonato de sódio; 
Béquer de 50 mL; 
Balança;
Água destilada;
Em um béquer de 50 mL foi colocado água destilada até a metade da sua capacidade. Foi pesado na balança o conjunto béquer, água e comprimido (dentro do envelope), anotando sua massa, que será a massa inicial (mi). Após foi transferido o comprimido para o béquer, sem deixar resíduos do comprimido no envelope e rapidamente cobriu-se o frasco (para evitar vazamentos e perdas) com o próprio envelope.
Aguardou-se algum tempo até o comprimido começar a ferver no béquer e foi pesado novamente o conjunto, incluindo o envelope vazio (pois no começo pesou-se com o envelope), anotando sua massa (massa final).
Resultados e Discussões
Com a realização do experimento, chegou-se nos seguintes resultados: a massa inicial pesada foi de 71,508g, e a massa final foi de 70,703g.
No caso do comprimido antiácido, a efervescência é resultado da reação de sódio (NaHCO3) com algum ácido contido no comprimido, geralmente o ácido cítrico (H3C6H5O7). Assim, ocorre a liberação do dióxido de carbono (CO2) produzido nessa reação.
Com a reação em mãos e os dados obtidos no experimento, pode-se descobrir a quantidade de massa do dióxido de carbono (CO2) que se desprendeu por diminuir a massa inicial pela final.
Sabendo os mols de CO2 que foram desperdiçados, pode-se saber a massa de NaHCO3.
O teor de bicarbonato de sódio é 1,53g.
Conclusão
A finalidade da estequiometria é relacionar quantidades de reagentes e produtos, que participam de uma reação química com o auxílio das equações químicas correspondentes. Nada se cria e nada se perde, tudo se transforma (Lavoisier), isso fica bem visível na prática da estequiometria, onde uma substância é transformada em outra, e a lei de Proust também pode serobservada, que não vão ser criadas novas massas, elas vão se manter numa proporção constante, se colocar 2g de H2 + 3g de O, a massa do produto vai ser a soma de hidrogênio com oxigênio, ou seja 5g. Quando começou efervescer o comprimido no experimento, era o CO2 que estava se desprendendo do comprimido, e é ele que diminuiu a massa. O método mais eficaz para encontrar valores teóricos estequiométricos, é usar o equivalente estequiométrico, onde se corta as unidades, e deixa somente a unidade que se quer encontrar o valor. A estequiometria é de extrema importância no cotidiano, principalmente nas indústrias ou laboratórios.
Referências
FOGAçA, Jennifer Rocha Vargas. "Lei de Proust ou Lei das Proporções Constantes"; Brasil Escola. Disponível em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/lei-proust-ou-lei-das-proporcoes-constantes.htm>. Acesso em 13 de setembro de 2017.
ATKINS, P.; Jones, L. Princípios de Química. Porto Alegre: Bookman, 2001. BROWN, T. L. et al. Química, a ciência central. 9 ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. 
KOTZ, J. C.; Treichel Jr., P. M. Química Geral 1 e reações químicas. 5 ed. São Paulo: Pioneira Thomson Learning, 2005.
PROTOCOLO DE AULA PRÁTICA.