Relatório..[3]

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS – UFMG 
TURMA DE FARMÁCIA - 2° SEMESTRE DE 2009
QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL
Experimento 3
Estequiometria
Nomes: Núbia Priscilla Chaia Kleperon 
 Verônica Mello de Paiva
Professora: Elene Cristina Pereira Maia
Data: 24/09/2009
Turma:U2A
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Introdução
Estequiometria
	A estequiometria ocupa-se dos cálculos das relações entre massas, número de mol e volumes das substâncias participantes das reações. 
	Foi com base nessas relações que cientistas formularam algumas leis de grande importância para nosso estudo.
	
Consideremos a reação de síntese de amônia:
N2(g) + 3h2(g) ( 2NH3(g) 
	Os coeficientes da reação balanceada indicam o número de mol
	1 mol 3 mol 2 mol
	28g 6g = 34g
	Ao converter mol em massa podemos comprovar a Lei de Lavosier.
Lei de Lavosier
	“Numa reação química, a soma das massas dos reagentes é sempre igual à soma das massas dos produtos – conservação das massas.”
Lei de Proust
	“Quando substâncias reagem para formar um (ou mais) produto(s), suas massas guardam entre si proporções ficas.”
	Para se realizar cálculos estequiométricos é fundamental ser coerente ao estabelecer proporções quanto às grandezas e às unidades.
Cálculo estequiométrico
Cálculo estequiométrico é o cálculo das quantidades das substâncias envolvidas numa reação química, ou seja, aplicar as leis das combinações químicas às reações.
 	Os cálculos estequiométricos, em princípio, são de dois tipos:
- Dada uma determinada quantidade em massa ou volume de um reagente, calcular a quantidade de um componente do produto da reação química.
- Calcular a quantidade de um dos reagentes necessária para produzir determinada quantidade de produtos através de uma dada reação química.
 	Podem-se considerar quatro tipos de problemas que envolvem cálculos estequiométricos:
- relação de massa com massa;
- relação de massa com volume;
- relação de volume com volume;
- relação de mol com átomos ou moléculas.
Para trabalhos em laboratórios ou indústrias, é importante conhecer as quantidades dos reagentes que são necessários para produzir determinadas quantidades de produto. Por isso a Estequiometria é tão importante na química prática. Sem esses cálculos haveria demasiado desperdício de substâncias em laboratório e a dificuldade para realizar reações químicas com perfeição seria muito maior. 
Grau de pureza
Os materiais que participam de um processo químico geralmente não são puros. Por isso, em cálculo estequiométrico, muitas vezes é necessário descontar as impurezas, pois estas não participarão da reação química.
Rendimento de uma reação
O rendimento de uma reação química está relacionado com vários fatores, tais como:
- aparelhagem utilizada;
-deficiência do operador;
-impureza das substâncias.
Excesso de reagente
Muitas vezes o enunciado do problema fornece as quantidades de dois reagentes, neste caso, é necessário verificar se algum dos reagentes está em excesso.
Exemplo: na reação de 100 g de NaOH com 73 g de HCl, uma vez completada a reação, existirá excesso de algum reagente? 
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 	Deve-se verificar se estes valores constituem uma proporção, isto é, se obedecem à lei de Proust. A maneira mais fácil de determinar se a lei de Proust é obedecida ou não é multiplicando os meios e os extremos. Se estes dois produtos são iguais, estes valores constituem uma proporção; se forem diferentes, o excesso estará com o reagente que pertencer ao maior produto.
 	Conclusão: existe excesso de NaOH. Este excesso será:
x = 80 g de NaOH (é a quantidade de NaOH que reage).
Logo, o excesso será: 100 - 80 = 20 g.
	Assim, podemos observar que a Estequiometria é básica e extremamente necessária nas práticas de laboratório, pois permite, através dos cálculos, que o operador já realize a experiência química conhecendo previamente as quantidades a serem utilizadas das substâncias envolvidas e podendo prever eventuais erros de proporções e rendimentos.
Objetivos
	Através da Experiência 3 observar a estequiometria da reação entre o nitrato de chumbo e o iodeto de potássio, levando-se em conta a importância de todas as medidas estarem exatas e perceber quando um reagente está em excesso, para assim tornar-se evidente a importância da Estequiometria em um laboratório de química.
Procedimentos
Procedimento 1
	Foram tomados 6 tubos de Nessler e colocados em uma estante para tubos de ensaio. Em seguida foram adicionados a cada um deles, sucessivamente, 3,0ml de solução de PB(NO3)2 0,5 mol L-1(altamente tóxico) e diferentes quantidades de KI 0,5 mol L-1 a cada tubo (1,5; 3,0; 4,0; 6,0; 9,0 e 12,0 ml). Assim que era adicionado o iodeto de potássio a cada tubo, rapidamente misturava-se as soluções com um bastão de vidro, pois a demora para misturar poderia acarretar em erro na reação. Logo após misturar, deixamos repousar por 15 minutos para aguardar a formação do precipitado que é o produto da reação (iodeto de chumbo). Medimos a altura de cada precipitado formado e os resíduos foram descartados em recipientes apropriados.
	Através dos valores de volume do nitrato de chumbo e do iodeto de potássio e a altura de cada precipitado, preenchemos a tabela e construímos o gráfico no papel milimetrado.
	A equação química correspondente à reação realizada é a seguinte:
PB(NO3)2(aq) + 2KI(aq) ( 2KNO3(aq) + PbI2(s) 
Procedimento 2
	Com base no gráfico e em cálculos estequiométricos, foram encontradas as quantidades de matéria dos produtos e reagentes antes e depois da reação ocorrer. 
Resultados e Discussão
Procedimento 1
Em seis tubos de ensaio, nos quais foram adicionados mesmo volume (3,0 mL) de nitrato de chumbo 0,5 mol/L, foram adicionados diferentes volumes de iodeto de potássio 0,5mol/L, na seguinte ordem: 1,5 mL; 3,0 mL; 4,0 mL; 6,0 mL; 9,0 mL; 12,0 mL. Após misturar, em cada tubo, os reagentes com o auxílio de um bastão de vidro, os tubos foram deixados em repouso, para que os resultados pudessem ser colhidos e analisados. Após aproximadamente 15 minutos em repouso, o sólido formado já havia precipitado parcialmente e, então, sua altura foi medida com o auxilio de uma régua. 
Os resultados, referentes ao experimento, seguem tabelados. 
	Tubo
	Volume/mL
Pb(NO3)2 0,5mol/L
	Volume/mL
KI 0,5mol/L
	Altura/cm
do precipitado
	1
	3,0 mL
	1,5 mL
	0,30 cm
	2
	3,0 mL
	3,0 mL
	0,50 cm
	3
	3,0 mL
	4,0 mL
	0,65 cm
	4
	3,0 mL
	6,0 mL
	0,8 cm
	5
	3,0 mL
	9,0 mL
	1,1 cm
	6
	3,0 mL
	12,0 mL
	1,2 cm
(Tabela 1)
Através dos dados coletados na tabela 1, foi possível perceber que até o tubo 4, o aumento do volume de KI provocava um aumento mais significativo na formação do precipitado.
Já nos tubos seguintes, 5 e 6, continuou havendo um aumento na formação do sólido, com a presença de volumes maiores de KI, no entanto com crescimentos menos acentuados .
Para que essa analise pudesse evidenciar a gradual diminuição na formação do precipitado, foi construído um gráfico a partir dos dados experimentais, de modo que as proporções estequiométricas da reação em questão pudessem ser descobertas. Isso foi possível, uma vez que, ao traçar retas tangentes, uma ao ponto inicial e uma ao ponto de provável estabilização do aumento do volume do precipitado, elas se interceptaram no ponto que indica as quantidades estequiométricas da reação, segundo o gráfico a seguir:
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Uma vez que as retas tangentes se interceptam no ponto de abscissa 6,0, e ambos os reagentes estão em mesma concentração molar, foi possível calcular as quantidades estequiométricas dos reagentes e dos produtos presentes nessa reação:
0,5 mol KI 	 1000 mL KI
 X	 6,0 mL KI		X = 3,0 x 10−3 mol KI
0,5 mol Pb(NO3)2	 		1000 mL Pb(NO3)2
 X	 		3,0 mL Pb(NO3)2	X = 1,5 x 10−3 mol Pb(NO)
3,0 x 10−3 mol KI 	 		1,5 X 10−3 mol Pb(NO3)2
 Proporção estequiométrica2 mol de KI reagem com 1 mol Pb(NO3)2
Reação Balanceada: 	Pb(NO3)2(aq) + 2KI(aq)		 	PbI2(s) + 2KNO3(aq)�
Procedimento 2
Após descoberta a proporção estequiométrica da reação do nitrato de chumbo com o iodeto de potássio, podendo assim escrever a equação balanceada da mesma reação, foi possível prever as quantidades estequiométricas dos reagentes e produtos presentes em cada tubo de ensaio, antes e depois da ocorrência de cada reação.
Através dos seguintes cálculos, a tabela a seguir foi montada.
Cálculos:
	
	
	Pb(NO3)2/mol
	KI/mol
	PbI2/moL
	KNO3/moL
	Tubo 1
	Antes
	1,5 X 10−3
	7,5 X 10−4
	0
	0
	
	Depois
	1,125 X 10−3
	0
	3,75 X 10−4
	7,5 X 10−4
	Tubo 2
	Antes
	1,5 X 10−3
	1,5 X 10−3
	0
	0
	
	Depois
	0,75 X 10−3
	0
	0,75 X 10−3
	1,5 X 10−3
	Tubo3
	Antes
	1,5 X 10−3
	2,0 X 10−3
	0
	0
	
	Depois
	0,5 X 10−3
	0
	1,0 X 10−3
	2,0 X 10−3
	Tubo 4
	Antes
	1,5 X 10−3
	3,0 X 10−3
	0
	0
	
	Depois
	0
	0
	1,5 X 10−3
	3,0 X 10−3
	Tubo 5
	Antes
	1,5 X 10−3
	4,5 X 10−3
	0
	0
	
	Depois
	0
	1,5 X 10−3
	1,5 X 10−3
	3,0 X 10−3
	Tubo6
	Antes
	1,5 X 10−3
	6,0 X 10−3
	0
	0
	
	Depois
	0
	3,0 X 10−3
	1,5 X 10−3
	3,0 X 10−3
(Tabela 2)
Cálculos: 
Tubo 1
1mol Pb(NO3)2	 			2 mol KI		 
X mol Pb(NO3)2	 			7,5 x 10-4 mol KI
 X= 3,75 x 10-4 mol de Pb(NO3)2 
Tubo 2
1mol Pb(NO3)2	 			2 mol KI		 
X mol Pb(NO3)2	 			1,5 x 10-3 mol KI
 X= 0,75 x 10-3 mol de Pb(NO3)2 
Tubo 3
1mol Pb(NO3)2	 			2 mol KI		 
X mol Pb(NO3)2	 			2,0 x 10-3 mol KI
 X= 1,0 x 10-3 mol de Pb(NO3)2 
Tubo 4
1mol Pb(NO3)2	 			2 mol KI		 
1,5 x 10-3 mol Pb(NO3)2	 			X mol KI
 X= 1,5 x 10-3 mol KI
Tubo 5
1mol Pb(NO3)2	 			2 mol KI		 
1,5 x 10-3 mol Pb(NO3)2	 			X mol KI
 X= 1,5 x 10-3 mol KI
Tubo 6
1mol Pb(NO3)2	 			2 mol KI		 
1,5 x 10-3 mol Pb(NO3)2	 			X mol KI
 X= 1,5 x 10-3 mol KI
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Questionário
a) A partir dos dados calculados e expostos na tabela 2, pode-se perceber que nos tubos 1, 2 e 3 havia, em excesso, o reagente Pb(NO3)2 e nos tubos 5 e 6 havia, em excesso, o reagente KI. De acordo com os cálculos e os dados experimentais, no tubo 4 não houve excesso de nenhum dos reagentes, uma vez que este tubo apresenta a reação em quantidades estequiométricas de nitrato de chumbo e de iodeto de potássio.
b) Para demonstrar que, nos tubos 1, 2 e 3, houve excesso do reagente Pb(NO3)2 , basta adicionar maior quantidade de KI, uma vez que, se for verificado que houve maior formação do sólido (PbI2), é evidenciado que continuou ocorrendo reação, provando que o nitrato de potássio estava em excesso. Já para demonstrar que, nos tubos 4 e 5, houve excesso do reagente KI, basta adicionar maior quantidade de Pb(NO3)2 e observar se haverá maior formação de precipitado, o que prova que continuou havendo reação e que o iodeto de potássio estava em excesso.
c) Nessa experiência a ocorrência de erros na medição das substancias que serão colocadas para reagir afetará o resultado final, sendo necessária grande atenção durante a coleta dos reagentes. Alem disso, se os reagentes não forem bem misturados nos tubos de ensaio, com a ajuda de um bastão de vidro, os reagentes poderão não interagir completamente, diminuindo a quantidade de sólido formado. Por fim, se o tempo de decantação do precipitado for insuficiente, a medição da altura de sólido formado será afetada, sendo imprescindível deixar a reação em repouso para a decantação total do produto sólido.
 
d) Para medir a quantidade de precipitado formado pode-se calcular seu volume, a partir das medições de sua altura e da base do tubo de ensaio, filtrá-lo e, depois de seco, medir sua massa. Dessa forma, a quantidade do sólido formado poderá ser medida com maior precisão.
e) De acordo com a tabela 2, a partir do tubo 4, que apresenta as quantidades estequiométricas dos reagentes, os tubos seguintes (5 e 6) deveriam apresentar mesma quantidade de sólido formado que o tubo 4, uma vez que o volume de nitrato de chumbo foi constante em todos os tubos e o volume de iodeto de potássio estava em excesso, contrariando as proporções estequiométricas da reação. No entanto, os dados experimentais demonstraram que houve maior formação de PbI2 e KNO3, mesmo não havendo acréscimo de nitrato de chumbo. Isso pode ter acontecido em decorrência de erros na medição e tempo insuficiente de decantação do precipitado, afetando a coleta dos dados experimentais.
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Conclusão
A partir do Experimento 3, foi possível, através de resultados experimentais, aprender os métodos possíveis para coletá-los e analisá-los e, deste modo, descobrir as proporções estequiométricas da reação em questão. Além disso, foi possível comparar resultados de cálculos, feitos de acordo com a estequiometria encontrada, com os resultados experimentais, provocando um olhar crítico sobre os métodos aplicados e os possíveis erros ocorridos.
Referências
Marinho, Igor., Meirelles, Laura.; “Química Ensino Médio e Pré-Vestibular” – Volume 2. Ed. Lógica., Belo Horizonte (2008).
Apostila Práticas de Química Geral, 2º Semestre/2009. Departamento de Química. Instituto de Ciências Exatas – UFMG.
http://www.setrem.com.br/ti/trabalhos/quimica/calcest.htm