Experimento 3 - Estequiometria

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Experiência 3 
Estequiometria 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química Geral Experimental – QUI017 
Professor Vinicius Bonatto 
Nome: Juliene Morais de Faria 2017002864 
 Matheus Gabriel Guardiano dos Santos 2017003502 
Data do experimento: 23/03/2017 
 
 
Objetivos 
- Analisar a decomposição do bicarbonato de sódio; 
- Estabelecer a relação estequiométrica a partir da liberação de CO2. 
 
Introdução 
Essa experiência é baseada nos cálculos estequiométricos, muito utilizada em 
reações químicas. A estequiometria refere-se às medidas dos elementos químicos nas 
substâncias; é a interpretação quantitativa das reações químicas¹. O cálculo 
estequiométrico está baseado nas leis ponderais, principalmente na lei da conservação 
das massas e na lei das proporções fixas. 
A lei da conservação das massas foi elaborada em 1774 pelo químico francês 
Antoine Laurent Lavoisier. Os estudos experimentais realizados por Lavoisier levaram-
no a concluir que numa reação química, que se processa num sistema fechado, a soma 
das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos². Por exemplo: 
2g de hidrogênio + 16g de oxigênio = 18g de água 
A lei das proporções fixas foi elaborada em 1797 pelo químico Joseph Louis 
Proust. Ele verificou que as massas dos reagentes e as massas dos produtos que 
participam de uma reação química obedecem sempre a uma proporção constante. Esta 
proporção é característica de cada reação e independente da quantidade das substâncias 
que são colocadas para reagir². Por exemplo: 
I. 10g de hidrogênio + 80g de oxigênio = 90g de água 
II. 2g de hidrogênio + 16g de oxigênio = 18g de água 
III. 1g de hidrogênio + 8g de oxigênio = 9g de água 
Porém, foi visto nessa experiência que esses conceitos só são válidos quando a 
reação é realizada em sistema fechado. No caso do bicarbonato de sódio (NaHCO3), 
quando reage com um antiácido, produz dióxido de carbono (CO2) em forma de gás por 
meio de uma efervescência. Em um sistema aberto, observa-se, por meio de cálculos 
estequiométricos, que houve perda de massa no produto por conta do dióxido de 
carbono que se perdeu. Esses tipos de reações irão influenciar diretamente nos cálculos 
de estequiometria, uma vez que ela é baseada na lei de conservação das massas (mreagente 
= mproduto). 
 
Materiais e Reagentes 
 01 cápsula de que contenha bicarbonato de sódio (NaHCO3). Esta deve ser preparada 
no dia do experimento com capsulas gelatinosas e bicarbonato de sódio (não pode 
conter carbonato de sódio, Na2CO3); 
 Solução de ácido clorídrico 
 01 béquer de 50 mL; 
 01 Proveta de 50 mL; 
 Balança Analítica; 
 Água destilada; 
 
Procedimento 
Foi adicionado 20 mL de ácido clorídrico (HCl 0,5mol/L) no béquer com o 
auxílio de uma proveta. Pesou-se o conjunto béquer + ácido + cápsula e anotou-se a 
massa, que foi denominada “mi”. A seguir colocou-se a cápsula dentro do béquer 
contendo o ácido clorídrico. Foi aguardado o final da efervescência e pesou-se 
novamente o conjunto e determinou-se a massa que foi denominada “mf”. 
 
Resultados e Discussões 
 Para deixar evidenciado, os dados desse experimento são baseados na cápsula 
que estava no béquer 7. 
 Quando foi realizada uma pesagem do conjunto béquer + ácido + cápsula, foi 
obtida uma massa de 54,1481g. Como esse experimento tinha como objetivo estudar a 
decomposição do bicarbonato de sódio, era esperado que a massa final “mf” desse um 
valor menor que a massa inicial “mi”. Assim, após a adição da cápsula no ácido 
clorídrico e da realização de mais uma pesagem, a massa final obtida foi de 53,4525g. 
 Esse valor obtido está dentro do que era esperado, pois a decomposição do 
bicarbonato de sódio no ácido clorídrico é uma reação em que se nota uma 
efervescência e, logo, uma perda de massa para o ambiente quando é formado o gás 
carbônico. 
 Equacionando a reação de dupla-troca que ocorreu, era para se obter: 
 
NaHCO3(s) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2CO3(aq) 
 
 Entretanto, o H2CO3 formado, conhecido como ácido carbônico, é muito instável 
e assim que formado, ele é decomposto em gás carbônico e água. Podemos observar a 
reação de decomposição do ácido carbônico a seguir: 
 
H2CO3(aq) H2O(l) + CO2(g) 
 
Assim, elaborando toda a reação que ocorre e considerando uma passagem 
instantânea do ácido carbônico para água e gás carbônico, a reação fica desse jeito: 
NaHCO3(s) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(l) + CO2(g) 
 Agora que já se conhece a reação química que ocorre, é necessário 
calcular a massa de gás carbônico que se perdeu para o ambiente, através da seguinte 
conta: 
M(CO2) = mi – mf 
M(CO2) = 54,1481g – 53,4525g = 0,6956g 
 Sabendo que a massa molar do bicarbonato de cálcio é de 84,007 g/mol e que a 
massa do gás carbônico é de 44,01 g/mol através de uma tabela periódica, pode-se 
calcular a massa de bicarbonato de cálcio que estava contida na cápsula 
(desconsiderando a massa da própria cápsula) através de uma regra de três: 
NaHCO3(s) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(l) + CO2(g) 
 84,007g 44,01g 
 X 0,6956g 
X= 
84,007 x 0,6956
44,01
 = 1,3278g 
 
Assim, foi obtido um valor de 1,3278g de massa para a cápsula que continha o 
bicarbonato de sódio. Esse valor está dentro do que era esperado, pois a cápsula não era 
tão pesada e muito menos a maior porção dos reagentes. Assim, uma massa maior era 
esperada do ácido clorídrico (considerando que a cápsula foi mergulhada nele e não 
apenas a massa molar dele). Esse valor de massa de 1,3278g significa que são 
necessários 1,3278g de bicarbonato de sódio para formar uma massa de 0,6956g de gás 
carbônico (massa que se perde da solução por ser gasosa). 
 Uma pessoa que não considera essa perda de massa por conta do gás carbônico 
ser um gás pode chegar a acreditar que não se estabeleceu a Lei da Conservação de 
Massas. Entretanto, esse experimento prova que essa lei é válida. Do mesmo jeito, a Lei 
das Proporções Fixas também é obedecida, uma vez que segue uma proporção 
constante. 
Agora seguem duas imagens que ilustram a efervescência que ocorreu durante o 
experimento. A imagem 1 representa o momento em que jogamos a cápsula no ácido 
clorídrico enquanto a imagem 2 representa o momento em que estava ocorrendo a 
efervescência: 
 
Imagem 1 Imagem 2 
 
Conclusão: 
 Os objetivos de estudar a reação de decomposição do bicarbonato de sódio e de 
estabelecer a relação estequiométrica a partir da liberação de CO2 foram atingidos. Vale 
ressaltar que os resultados estão dentro do que era previsto em teoria. 
 Assim, com esse experimento, foi possível alcançar conhecimentos sobre 
estequiometria e reforçar conceitos que se referem a reações químicas, como 
efervescência e reação de dupla-troca. 
 
Referências Bibliográficas 
1. Livro Princípios de química – Questionando a vida moderna e meio ambiente, 
Peter Atkins e Loretta Jones 
2. Disponível em: 
http://www.sobiologia.com.br/conteudos/Oitava_quimica/reacaoquimica4.php 
Acesso em 28/03/2017