Estequiometria: Experimento Prático

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS 
JOÃO PAULO DE SALES PIMENTA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIÊNCIA 7 ESTEQUIOMETRIA : 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
BELO HORIZONTE 
2017 
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II 
 
SUMÁRIO 
 
1 INTRODUÇÃO ......................................................................................................... 
3 
2 OBJETIVOS ............................................................................................................. 
3 
3 MATERIAIS E REAGENTES ................................................................................... 
4 
4 PROCEDIMENTOS ................................................................................................. 
4 
 4.1 Procedimento 1 ......................................................................................... 
4 
 4.2 Procedimento 2 ......................................................................................... 
5 
5 RESULTADOS E DISCUSSÃO ............................................................................... 
5 
 5.1 Resultados e discussão 1 ........................................................................ 
5 
 5.2 Resultados e discussão 2 ........................................................................ 
6 
6 CONCLUSÃO ........................................................................................................ ..
7 
7 REFERÊNCIAS ..................................................................................................... ..
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1 INTRODUÇÃO 
 
A estequiometria tem como base as leis que garantem as proporções 
definidas nas reações químicas, são elas: 
Lei da Conservação das Massas Lei de Lavoisier em uma reação química – –
que se processe em um sistema fechado, a massa permanece constante, ou seja, a 
soma das massas dos reagentes é igual á soma das massas dos produtos: 
 
Mreagentes = Mprodutos 
 
Lei das Proporções Definidas Lei de Proust quando, em várias reações – –
químicas, duas substâncias se reúnem para formar um composto, sempre o fazem 
em uma mesma proporção; 
Lei das Proporções Múltiplas Lei de Dalton se a massa de um elemento – –
for fixa e ela combinar com diferentes massas de outro elemento, para formar 
compostos diferentes, então a relação entre estas massas são de números inteiros e 
pequenos. 
Contudo, na prática, é possível estimar a massa dos produtos, tendo em 
mãos, a massa dos reagentes e a proporção estequiométrica. Além disso, em uma 
reação, pode haver um reagente limitante e um em excesso, sendo que, aquele 
deve ser consumido perto do total, pois, geralmente, ele é o elemento de custo mais 
elevado e isso pode ser alcançado, graças ao cálculo estequiométrico, que 
balanceia as proporções e as massas até que a quantidade de produto necessária 
seja atingida. 
A proporção estequiométrica será o que iremos verificar no experimento a 
seguir, através de um dos métodos capazes de identificar se está correto ou não. 
 
2 OBJETIVOS 
 
Identificar a relação estequiométrica entre os elementos químicos, sendo eles, 
o sulfato de cobre e o hidróxido de sódio. 
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Através do método de medida da altura do precipitado formado, o hidróxido 
de cobre, determinar se a relação altura/volume desse produto é proporcional á 
massa dos reagentes. 
 
 
3 MATERIAIS E REAGENTES 
 
 Estante para tubos de ensaio; 
 Tubos de Nessler 18 x 150 mm; 
 Béquer (50 ml); 
 Béquer (100 ml); 
 Bastão de vidro; 
 Pipetador/pêra; 
 Frasco para armazenamento de resíduo; 
 Pipetas graduadas (10,00 ± 0,05 mL); 
 Régua graduada em milímetros (30,00 ± 0,05 cm). 
 
 Solução de CuSO4 0,5 mol L (40 mL); -1
 Solução de NaOH 0,5 mol L (50 mL). -1
 
 
 
4 PROCEDIMENTOS 
 
 4.1 Procedimento 1 
 
 Colocou-se em uma estante para tubos de ensaio, 7 tubos de Nessler, 
que possuem o fundo chato. Adicionou-se com uma pipeta graduada em cada 
tubo, sucessivamente, 11,0; 10,0; 8,0; 6.0; 4,0 e 2,0 mL de solução de NaOH 
0,5 mol L . Do mesmo modo, adicionou-se 1,0; 2,0; 4,0; 6,0; 8,0; 10,0 mL de −1
CuSO4 0,5 mol L , sucessivamente, nesses tubos. -1
 Com isso, agitaram-se os tubos e deixaram em repouso para que 
formassem a precipitação do produto visível e de coloração azul, sendo ele, o 
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Cu(OH)2. Essa reação foi de dupla troca e de formação de precipitado (sal de 
metal + base). 
 Após o repouso e a formação de grande parte do precipitado, mediu-se 
com uma régua a altura do precipitado e os resultados obtidos estão na 
Tabela 1. 
 
4.2 Procedimento 2 
 
 Em seguida, com base em que foi visto após a reação realizada, a 
Tabela 2 foi preenchida. 
 
5 RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
5.1 Resultados e discussão 1 
 
Tabela 1: volume dos reagentes e altura do precipitado. 
 
Tubo 
Volume 
CuSO4 0,5 mol L−1 
(± 0,05 mL) 
Volume 
NaOH 0,5 mol L−1 
(± 0,05 mL) 
Altura 
do precipitado 
(± 0,05 ) cm
1 1,0 11,00 2,00 
2 2,00 10,00 2,70 
3 4,00 8,00 4,00 
4 6,00 6,00 1,60 
5 8,00 4,00 1,10 
6 10,00 2,00 0,50 
 
Gráfico 1: Variação da altura do precipitado em função do volume da 
solução de CuSO adicionado: 4
 
 
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A equação química correspondente a reação realizada é: 
 
              
 
5.2 Resultados e discussão 2 
 
 Tabela 2: Quantidade de matéria dos reagentes e produtos antes e 
depois da reação. 
 
 CuSO4 (mol) NaOH (mol) Cu(OH)2 (mol) Na2SO4 (mol) 
TUBO 1 
Antes 0,5 x 10-3 5,5 x 10-3 0 0 
Depois 0 4,5 x 10-3 0,5 x 10-3 0,5 x 10-3 
TUBO 2 
Antes 1,0 x 10-3 5,0 x 10-3 0 0 
Depois 0 3,0 x 10-3 1,0 x 10-3 1,0 x 10-3 
TUBO 3 
Antes 2,0 x 10-3 4,0 x 10-3 0 0 
Depois 0 0 2,0 x 10-3 2,0 x 10-3 
TUBO 4 
Antes 3,0 x 10-3 3,0 x 10-3 0 0 
Depois 1,5 x 10-3 0 1,5 x 10-3 1,5 x 10-3 
TUBO 5 
Antes 4,0 x 10-3 2,0 x 10-3 0 0 
Depois 3,0 x 10-3 0 1,0 x 10-3 1,0 x 10-3 
TUBO 6 
Antes 5,0 x 10-3 1,0 x 10-3 0 0 
Depois 4,5 x 10-3 0 0,5 x 10-3 0,5 x 10-3 
 
 Para calcular a quantidade de matéria, utilizamos a fórmula: 
     
 
 Sendo que: 
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n = quantidade de matéria; 
c = concentração da solução 
 
; 
V = volume ( ). mL
 
 Com base no cálculo de quantidade de matéria, foi possível encontrar a 
quantidade de matéria de cada reagente em cada parte do experimento. Após 
obter a quantidade dos reagentes, calculou-se a quantidade de matéria dos 
produtos tendo como base a equaçãobalanceada. Sendo assim, a altura do 
precipitado é proporcional a massa do hidróxido de cobre. 
Com base na Tabela 2: 
 
a) Excesso de NaOH: tubos 1 e 2. 
Excesso de CuSO4: tubos 4, 5 e 6. 
Tubo 3: não houve de excesso de reagentes. 
 
b) É possível demonstrar experimentalmente o que foi afirmado no item 
anterior, por conta da reação do tubo 3, onde havia uma quantidade de cada 
reagente e eles foram consumidos “completamente”. 
 
c) Um dos possíveis erros do experimento é a precisão, pois não há como 
garantir medidas exatas para a reação utilizando a pipeta graduada, pois há 
um erro proveniente da pipeta, outro fato, é a pera utilizada com a pipeta, pois 
nem sempre permite soltar toda a quantidade do reagente no tubo, o que 
pode comprometer a reação. Para melhorar, seria necessário utilizar 
instrumentos de medição com uma precisão maior. 
 
d) O peso do produto, entretanto, no experimento realizado não foi possível 
obter tal medida, pois não houve separação das fases formadas. 
 
e) A estequiometria determinada experimentalmente está de acordo com a 
estequiometria encontrada na tabela porque as quantidades do precipitado 
encontradas estão de acordo com as esperadas da proporção. 
 
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6 CONCLUSÃO 
 
Tendo em mente o que foi feito na experiência, é possível evidenciar, o 
Princípio de Conservação de Massas, no qual a quantidade dos produtos depende 
diretamente da quantidade dos reagentes. A formação de diferentes quantidades de 
hidróxido de chumbo se dá por conta das diferentes quantidades dos reagentes. 
Sendo assim, a massa em uma reação química se conserva e a reação ocorre entre 
os elementos químicos até que um dos reagentes (o limitante) acabe. 
 
 
7 REFERÊNCIAS 
 
CHANG, Raymond. 4ª edição: Química Geral - Conceitos Essenciais.
Editora McGraw-Hill, 2007. 
 
Porto Editora: "Lei de ação das massas". 2003-2017. 
Disponível em: https://www.infopedia.pt/apoio/artigos/102622. 
Acesso em: 5/2017. 11/0
 
TRINDADE, D.F.; ... “Química Básica Experimental”;
Editora Parma Ltda., 1981. 
 
GIESBRECHT, E.; “Experiências de Química Técnicas e Conceitos Básicos –
PEQ Projetos de – Ensino de Química”; 
Editora Moderna, 1979.