ESTEQUIOMETRIA I

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE ESTADUAL DO SUDOESTE DA BAHIA – UESB
 DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIAS – DCT
 CAMPUS DE JEQUIÉ
 DISCIPLINA: Química Geral e Experimental I
 DOCENTE: Joélia Martins Barros 
ESTEQUIOMETRIA I
JOSÉ RICARDO FERREIRA CAVALCANTE
RODRIGO DE JESUS FONTANA
RYAN DE SOUZA DA ROCHA
JEQUIÉ – BA
2022
1. INTRODUÇÃO 
Uma reação química pode ser entendida como um processo de transformação de uma ou mais substâncias chamadas reagentes, em outras substâncias chamadas produtos. Neste processo, um aspecto fundamental deve ser analisado, que se refere a informação quantitativa que podemos obter a respeito das quantidades das substâncias envolvidas em uma reação, essa informação é obtida através da estequiometria. 
 Estequiometria é a área que estudo as quantidades das substâncias consumidas e produzidas nas reações químicas. Que deriva do grego, stoicheion que é “elemento” e metron que significa “medida”, no qual fornece um conjunto essencial de ferramentas amplamente utilizadas em química que tem diversas aplicações. A estequiometria está baseada em massas atômicas, fórmulas químicas e nas Leis Ponderais, relacionadas com a massa dos elementos químicos dentro das reações químicas, elas incluem: (BROWN, T. L.)
 Lei de Lavoisier também chamada de “Lei da Conservação da Massa”. Baseia-se no seguinte princípio: “a soma das massas das substâncias reagentes em um recipiente fechado é igual a soma das massas dos produtos da reação”. Ou seja, uma quantidade igual de matéria está presente antes e depois do experimento. [2]
 Lei de Proust: também chamada de “Lei das Proporções Constantes”. Ela baseia-se em “uma determinada substância composta é formada por substâncias mais simples, unidas sempre na mesma proporção em massa”. Dessa forma, os átomos não são criados nem destruídos durante uma reação química. As transformações que ocorrem durante qualquer reação simplesmente reorganizam os átomos, uma vez que, de acordo com as Leis Ponderais citadas acima, o mesmo conjunto de átomos está presente tanto antes quanto depois da reação. [2]
 Para realizar o cálculo estequiométrico com sucesso, é necessário ter o conhecimento dos seguintes conceitos: equações químicas, massa molecular, mol/número de Avogadro, informações quantitativas a partir de equações balanceadas, reagente limitante e reagente em excesso. (BROWN, T. L.)
 Equações químicas: as equações químicas são representações das reações químicas, por exemplo quando o gás hidrogênio entra em combustão reagindo como oxigênio presente no ar para formar água: 2H2 + O2 → 2H2O lemos o sinal + como “reage com” e seta com “produz”. (BROWN, T. L.)
 Massa molecular (MM): a massa molecular representa a soma das massas atômicas (MA) dos átomos presentes na fórmula química da substância. Utilizando as massas atômicas, temos o conhecimento, como a da massa molecular do ácido sulfúrico (H2SO4), que é 98,1 uma unidade de massa atômica. (BROWN, T. L.)
 Número de Avogadro e Mol: mesmo as menores amostras com que lidamos no laboratório contém um número enorme de átomos, íons e moléculas, por esse motivo, os químicos desenvolveram uma unidade de contagem para descrever grandes números de átomos ou moléculas. Ou seja, o mol representa a quantidade de matéria que contenha tanto objetos (átomos, moléculas ou qualquer outro objeto que consideramos) a partir de experimentos, foi determinado que esse número é 6,02214129x"1023, geralmente é aproximado para 6,02x1023. esse valor é chamado de número de Avogadro, em homenagem ao cientista italiano Amadeo Avogadro. (BROWN, T. L.)
 Informações quantitativas de equações químicas balanceadas: os coeficientes de uma reação química representam os números relativos de moléculas em uma reação. O conceito de mol nos permite a conversão dessa informação em massas das substâncias presentes na reação. Pode ser observada em 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l). os coeficientes dessa equação, indicam que duas moléculas de H2 reagem com uma molécula de O2 para formar duas moléculas de H2O. Os números relativos de mols são idênticos aos números relativos de moléculas. dessa forma, dependemos dos coeficientes da equação balanceada para obtermos o fator estequiométrico desejado. (BROWN, T. L.) 
 Reagente limitante e reagente em excesso: o reagente limitante é aquele que é consumido antes que os outros. A reação química é interrompida assim que qualquer um dos reagentes é totalmente consumido. Já os reagentes em excesso, são aqueles que ficaram sem reagir, ou seja, o reagente limitante é o fator determinante numa reação química, pois ele irá determinar a quantidade de produtos que poderão ser formados. (BROWN, T. L.)
2. RESULTADOS E DISCUSSÃO
Assim que o cobre foi imergido na solução de nitrato de prata, pôde ser observada a formação de dendrites de prata, isto é, prata sólida, sobre o fio de cobre, também foi observado que a solução adquiriu gradativamente uma cor azulada, devido a formação do nitrato de cobre (Figura 1).
Figura 1 – Formação dos dendrites sobre o fio de cobre.
Fonte: Autoria própria (2022).
A formação das dendrites de prata deve-se a reação de óxido-redução, sendo esta relacionada a transferência de elétrons entre átomos e íons das substâncias reagentes na solução, na reação observada o fio de cobre metálico (Cu) sofre oxidação, ou seja, transfere elétrons para os cátions de prata (Ag+) presentes na solução. Esses cátions passam por uma redução, isto é, o ganho de elétrons, transformando-se em prata metálica que se deposita sobre o fio de cobre, como também o cobre que perdeu elétrons e transformou-se em cátion de cobre (Cu+2) deslocou-se para a solução, dando a ela a coloração azul.
Afim de calcular as massas e o rendimento percentual da prata na reação, os dendrites de prata foram filtrados e secados (Figura 2) afim de serem pesados posteriormente, com isso, foram obtidos os resultados demonstrados na Tabela 1.
Figura 2 – Prata sólida após ser filtrada e seca.
Fonte: Autoria própria (2022).
	Massa do fio de cobre antes da reação
	1,205g
	Massa do fio de cobre depois da reação
	1,183g
	Massa do cobre
	0,022g
	Massa do papel filtro
	1,510g
	Massa do papel filtro com a prata
	2,931g
	Massa da prata
	1,421g
Tabela 1 – Resultados obtidos no experimento.
Fonte: Autoria própria (2022).
	Portanto, com a observação dos dados obtidos no experimento foi possível constatar concordância com a lei de conservação de massas descrita pelo cientista francês Antonie Lavoisier, que diz “"Podemos formulá-la como uma máxima incontestável que, em todas as operações artificiais e naturais, nada se cria; existe a mesma quantidade de matéria antes e depois do experimento"[1]. 
3. CONCLUSÃO
 No experimento realizado foi possível confirmar a capacidade e eficácia da lei da conservação de massa de Lavoisier e da lei das proporções definidas ou Lei de Proust. Com base nos conceitos propostos por essas leis, pode-se realizar cálculos que previam resultados dos experimentos, e foram obtidos com êxito.
	A utilidade do cálculo estequiométrico, que em sua essência é simples, ao relacionar razões pela ferramenta matemática da regra de três, foi presenciado e experimentado no volume suficiente para fixá-lo como conhecimento e prática.
4. ANEXOS
4.1 Questionário
I. Escreva a equação da reação utilizada neste experimento.
Cu(s) + 2AgNO3(aq) ➝ Cu(NO3)2(aq) + 2Ag(s)
II. Calcule a massa do cobre que reagiu no experimento. 
· Massa inicial – Massa final = Massa do cobre
1,205g – 1,183g = 0,022g
III. Calcule a massa dos cristais de prata formados no experimento.
· Massa do papel filtro com a prata – Massa do papel filtro = Massa dos cristais de prata
2,931g – 1,510g = 1,421g
IV. Calcule a quantidade de matéria dos reagentes cobre e nitrato de prata utilizados na reação.
· Quantidade de matéria: 
Cobre (Cu): 
Nitrato de prata (2AgNO3): 
V. Calcule o rendimento percentualde prata da reação, considerando que o cobre é o reagente limitante.
· Pela regra de três, temos o rendimento teórico da prata:
Cu – 2Ag
63,5 – 216
0,022 – x
63,5 x = 216 . 0,022
x = 4,752/63,5
x = 0,075
· 
· Rendimento percentual da prata: 
5. REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS
[1] BROWN, Theodore L.; LEMAY, Eugene; Jr., BURSTEN, Bruce Jr., Química a ciência central, 9ªed., São Paulo; Prentice Hall, p. 67 – 72, 2005.
[2] MAGALHÃES , Lana. Estequiometria. [S. l.], 2016. Disponível em: https://www.todamateria.com.br/estequiometria/. Acesso em: 5 set. 2022.
2