Relatório 3 - Estequiometria

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS 
Instituto de Ciências Exatas ­ Departamento de Química 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Aula prática nº 3 
Estequiometria 
 
 
 
 
 
 
 
Grupo:​ Brenda Magalhães 
             Bruna Figueiredo 
Turma:​ PU7D ­ Farmácia Noturno 
Professora:​ Glaura Goulart  
Data de execução da prática:​ 16/04/2015 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Belo Horizonte, 23 de abril de 2015 
Introdução  
 
Denomina­se estequiometria a proporção das medidas de massa das espécies 
químicas em uma reação. Para se obter essas proporções é necessário fazer 
cálculos tendo em vista as equações químicas contendo os reagentes e produtos a 
serem relacionados. 
Nesse contexto, a estequimetria é regida por três leis básicas, sendo a 
primeira chamada de Lei da conservação das massas, na qual estabelece que “Na 
natureza  nada se perde, nada se cria, tudo se transforma”. A segunda lei, chamada 
de Lei das proporções definidas, propõe que ​as massas dos reagentes e dos 
produtos que participam de uma reação obedecem a uma determinada proporção 
constante, que não depende da quantidade em massa dos reagentes utilizados​. Já 
a terceira lei, chamada de Lei das proporções múltiplas ​diz que quando ​elementos 
químicos​ se combinam, fazem­no numa razão de pequenos números inteiros. 
Portanto, baseando­se nestes princípios os problemas que envolverem 
cálculos estequiométricos serão facilmente resolvidos. 
 
Objetivos 
 
Determinar a relação estequiométrica de uma relação entre o sulfato de cobre (II) e 
o hidróxido de sódio. Entender a importância de todas as medidas e de sua exatidão 
para tornar evidente a importância da estequiometria em um laboratório de química. 
 
 
Procedimentos 
 
a) Materiais utilizados 
 
● Estante para tubos de ensaio 
● 2 pipetas graduadas de 10,00 mL 
● 6 tubos de Nessler 18 x 150 mm 
● 2 béqueres de 50 mL 
● Béquer de 100 mL 
● Bastão de vidro 
● Pipetador  
● Régua graduada em milímetros 
● Frasco para armazenamento de resíduo 
 
Reagentes 
 
● Solução de CuSO​4​ 0,5 mol/L (40 mL) 
● Solução de NaOH 0,5 mol/L (50 mL) 
 
b) Procedimento experimental 
 
● Colocou­se em uma estante para tubos de ensaio, 6 tubos de Nessler (fundo 
chato). 
● Adicionou­se a cada um deles, sucessivamente, 11,0; 10,0; 8,0; 6,0; 4,0; 2,0 
mL de solução de NaOH 0,5 mol;L. 
● Adicionou­se sucessivamente 1,0; 2,0; 4,0; 6,0; 8,0; 10,0 mL de CuSO​4​ 0,5 
mol/L, utilizando um bastão de vidro para homogenizar após a adição do 
CuSO​4​. 
● Deixou­se os tubos em repouso durante 20 minutos.Após o tempo decorrido 
mediu­se, com a régua, a altura do precipitado formado em cada tubo. 
● Ao término do experimento, os resíduos foram descartados no recipiente 
apropriado. 
 
Apresentação e análise dos resultados 
 
● A equação química que corresponde ao experimento realizado é a seguinte: 
 
CuSO​4(aq)​ + 2 NaOH​(aq)​ ​→ ​Cu(OH)​2(s)​ + Na​2​SO​4(aq) 
 
Abaixo, seguem imagens que mostram a aparência do precipitado de cada tubo 
antes e depois do tempo de repouso e da decantação, respectivamente: 
 
  
 
 
OBS:​ A diferença de pH entre os três primeiros tubos e os três últimos faz com que 
aqueles tenham coloração azul escura, e estes tenham coloração azul clara, devido 
aos diferentes reagentes em excesso. Nos primeiros, o reagente em excesso foi o 
NaOH e nos últimos, o CuSO​4​.  
 
Na primeira imagem, observa­se o precipitado ainda em suspensão em todos os 
tubos. Na segunda, é possível observar o precipitado bem compactado no fundo do 
tubo. Após a medição da altura do precipitado com uma régua, obteve­se os dados 
da seguinte tabela: 
 
Tabela 1 ­ Volumes de reagentes e altura do precipitado formado 
 
Tubo  Volume de CuSO​4 
0,5 mol/L (mL) 
Volume NaOH 0,5 
mol/L (mL) 
Altura do 
precipitado (cm) 
1  1,0  11,0  1,6 
2  2,0  10,0  3,2 
3  4,0  8,0  3,9 
4  6,0  6,0  1,3 
5  8,0  4,0  0,9 
6  10,0  2,0  0,5 
 
A altura do precipitado pode não corresponder a todo o precipitado formado. Para 
garantir a completa decantação do sólido, o tempo de repouso deveria ser muito 
maior do que o disponível na aula. No entanto, todas as medições foram feitas de 
modo a minimizar o erro. 
 
Através dos dados coletados, observa­se que o aumento no volume de CuSO​4​, 
mesmo quando o volume de NaOH está diminuindo, leva a um aumento significativo 
na formação de precipitado. No entanto, quando a relação é inversa, oberva­se uma 
diminuição da formação do precipitado. É possível observar também que a maior 
quantidade de precipitado é obtida quando tem­se os reagentes presentes na 
proporção estequiométrica 1:2, no tubo 3. 
 
O gráfico abaixo torna possível a melhor observação da variação da altura do 
precipitado em função do volume da solução de  CuSO​4​: 
 
Gráfico 1 ­ Variação da altura do precipitado em função do volume de CuSO​4 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
espaço do gráfico 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Conhecidas as concentrações dos reagentes e os volumes utilizados das mesmas, 
tornou­se possível calcular a quantidade de matéria de reagentes e produtos antes 
e depois da reação realizada. 
 
Para tal cálculo, utilisou­se as seguintes relações matemáticas: 
 
● Quantidade de matéria de CuSO​4​ em X mL de solução: 
 
0,5 mol de CuSO​4​ ________ 1000 mL 
  Y mol de CuSO​4​ ________  X mL  
 
● Quantidade de matéria de NaOH em X mL de solução: 
 
0,5 mol de NaOH ________ 1000 mL 
  Y mol de NaOH ________  X mL  
 
Conhecendo as quantidades de matéria dos reagentes e a proporção 
estequiométrica da reação (1:2), calculou­se a quantidade de reagentes em excesso 
para cada tubo, bem como a quantidade de cada produto (que corresponde à 
quantidade em mol de CuSO​4​ consumida na reação, de acordo com a reação 
balanceada). 
 
Cálculos 
 
Tubo 1 
 
Concentração de NaOH e CuSO​4​ = 0,5 mol/L 
 
V CuSO​4​ = 1 mL ou 1x10​­3​ L 
C = n (mol)/ V (L) → 0,5 = n (CuSO​4​)/ 1x10​­3​ → n (CuSO​4​) = 5,0x10​­4​ mol 
  
n (NaOH) = 0,5 x (11x10​­3​) → 5,5x10​­3​ mol 
 
Tubo 2 
 
V CuSO​4​ = 2 mL ou 2x10​­3​ L 
0,5 = n/2x10​­3​ → 1x10​­3 ​mol 
 
NaOH = 0,5 x (10x10​­3​) → 5x10​­3​ mol 
 
 
 
Tubo 3 
 
V CuSO​4​ = 4 mL ou 4x10​­3​ L 
0,5 = n/4x10​­3​ → 2x10​­3 ​mol 
 
NaOH = 0,5 x (8x10​­3​) → 4x10​­3​ mol 
 
Tubo 4 
 
0,5 = n (CuSO​4​)/6x10​­3​ = 3x10​­3 
0,5 = n (NaOH)/6x10​­3​ = 3x10​­3 
 
Tubo 5 
 
V CuSO​4​ = 8 mL ou 8x10​­3​ L 
n (CuSO​4​) = 0,5 x (8x10​­3​) = 4x10​­3​ mol 
n (NaOH) = 0,5 x (4x10​­3​) = 2x10​­3​ mol 
 
Tubo 6 
 
V CuSO​4​ = 10 mL ou 10x10​­3​ L 
n (CuSO​4​) = 0,5 x (10x10​­3​) = 5x10​­3​ mol 
n (NaOH) = 0,5 x (2x10​­3​) = 1x10​­3​ mol 
 
Com os dados obtidos, foi preenchida a seguinte tabela: 
 
Tabela 2 ­ Quantidade de matéria de produtos e reagentes antes e depois da reação 
  
Tubo    CuSO​4 ​/ mol  NaOH / mol  Cu(OH)​2 ​/ mol  Na​2​SO​4​ / mol 
1  Antes  5,0x10​­4  5,5x10​­3  0  0 
Depois  0  4,5x10​­3  5,0x10​­4  5,0x10​­4 
2  Antes  1,0x10​­3  5,0x10​­3  0  0 
Depois  0  3,0x10​­3  1,0x10​­3  1,0x10​­3 
3  Antes  2,0x10​­3  4,0x10​­3  0  0 
Depois  0  0  2,0x10​­3  2,0x10​­3 
4  Antes  3,0x10​­3  3,0x10​­3  0  0 
Depois  1,5x10​­3  0  1,5x10​­3  1,5x10​­3 
5  Antes  4,0x10​­3  2,0x10​­3  0  0 
Depois  3,0x10​­3  0  1,0x10​­3  1,0x10​­3 
6  Antes  5,0x10​­3  1,0x10​­3  0  0 
Depois  4,0x10​­3  0  5,0x10​­4  5,0x10​­4 
 
 
Com base na tabela anterior: 
 
● Tubo 1: excesso de NaOH 
Tubo 2: excesso de NaOH 
Tubo 3: reagentes presentes nas quantidades estequiométricas 
Tubo 4: excesso de CuSO​4 
Tubo 5: excesso de CuSO​4 
Tubo 6: excesso de CuSO​4 
 
● Para demonstrar que há excesso de um reagente no tubo, basta adicionar 
algumas gotas do reagente limitante. Confirmando que há realmente um 
excesso, ocorrenovamente a formação de precipitado. 
 
● Além do erro humano nas medições, outro erro que pode alterar o resultado 
da experiência é o processo de decantação incompleto do precipitado 
gerado, levando a um erro na medição de sua altura. Para minimizar este 
erro, os tubos deveriam ser deixados em repouso por um tempo maior, como 
por exemplo, de um dia para o outro. 
 
● Para medir a qualidade do produto formado pode­se filtrar o precipitado e 
depois de seco, medir a sua massa. Esta pode ser comparada com a massa 
teórica do produto, calculada a partir da reação balanceada. 
 
● A estequiometria determinada experimentalmente está de acordo com a 
estequiometria encontrada na tabela, pois concorda em termos de 
demonstração e proporções, ilustrando com fidelidade o que acontece 
teoricamente na reação. 
 
Conclusão 
 
A partir da experiência realizada, podemos confirmar a Teoria da Conservação das                       
massas em um reação química. Observou­se a formação de diferentes quantidades                     
de precipitado de hidróxido de chumbo. No entanto, foi possível concluir que a                         
relação estequiométrica de uma determinada reação não varia e que a quantidade                       
de seus produtos depende da proporção na qual os reagentes se encontram. Assim,                         
pode­se confirmar que a massa em uma reação química é conservada e que há                           
reação entre as espécies químicas em uma reação até que um dos reagentes se                           
esgote (reagente limitante). 
 
Referências bibliográficas 
 
● PEREIRA, L. A. Apostila de laboratório ­ Química Analítica. Departamento de 
Química do Colégio Técnico da UFMG 
● DEMICHELI, C. P. Apostila de práticas de Química Geral. Departamento de 
Química da Universidade Federal de Minas Gerais. 
● BROWN, T. L.; LEMAY, Jr, H. E.; BURDGE, J.R. Química: a Ciência Central.                         
9ª Ed. São Paulo: Pearson, 2005. 
● http://www.infoescola.com/quimica/estequiometria/ 
● http://www.soq.com.br/conteudos/em/estequiometria/ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Questionário 3 ­ Estequiometria 
 
1) a ­ ​Pb(NO​3​)​2​   1 mol ________331,4 g             x = 0,19 mol 
                                 x   ________ 66,2 g 
 
    ​b ­ ​Pb(NO​3​)​2(aq)​ + 2 KI​(aq)​ → 2 KNO​3(aq)​ + PbI​2(aq) 
          0,19 mol    0,38 mol  
 
1 mol de KI ______ 166 g          x = 63,08 g 
  0,38 mol   ______ x 
 
2) ​NaOH​(aq)​ + HCl​(aq)​ → NaCl​(aq)​ + H2O​(l) 
      10g 
 
1 mol de NaOH _________ 40,008 g          x = 0,24 mol 
               x         _________ 10 g 
 
 
1 mol de NaCl _______ 58,45 g         x = 14,028 g 
        0,24 mol  _______ x   
 
 14,028 g _________ 100%           x = 10,52 g 
      x        _________ 75%  
 
3) a ­ ​Ca(OH)​2​        1 mol _________ 74 g                  x = 0,3 mol 
                                  x     _________  22,2 g 
 
CaSO​4​     1 mol _______ 136 g         x = 40,8 g 
                0,3 mol ______ x 
   
b ­ ​Al​2​(SO​4​)​3​        1 mol ________ 342,15 g         x = 0,19 mol 
                                  x    ________ 68,4 g 
 
Ca(OH)​2​       1 mol ________ 74 g                 x = 0,6 mol 
                         x    ________ 44,4 g 
 
CaSO​4​     1 mol _______ 136 g           x = 81,6 g 
                  0,6 mol _____ x 
 
Al(OH)​3​    1 mol _______ 78 g             x = 29,64 g 
                  0,38 mol ____  x 
c ­ ​Ca(OH)​2​    1 mol ________ 74 g                  x = 2 mols 
                           x    ________ 148 g 
 
CaSO​4​       1 mol ________ 136 g             x = 272 g 
                   2 mols _______ x 
 
 
d ­ ​Al​2​(SO​4​)​3​        1 mol _______ 342,15 g            x = 0,49 mol 
                                  x    _______ 171 g  
 
Al(OH)​3​       1 mol ______ 78 g             x = 76,44 g 
                     0,98 mol ___ x 
 
   Ca(OH)​2​         1 mol ________ 74 g             0,75 mol 
                              x     ________ 55,5 g 
 
CaSO​4​     1 mol _______ 136 g      x = 102 g 
                 0,75 mol _____ x