Estequiometria

Estequiometria

Rafael G. B. Araújo

Rafael Pereira dos Santos

Marcos Portnoi

03.Setembro.1999

You with the sad eyes

Don't be discouraged

Oh I realize

It's hard to take courage

In a world full of people

You can lose sight of it all

And the darkness inside you

Can make you feel so small

But I see your true colors

Shining through

-- True Colors, por Tom Kelly e Bill Steinberg

Indíce

Objetivos *

Introdução *

Parte Experimental *

Parte I - Comprovação da Lei de Lavoisier *

Material Utilizado *

Procedimento e Observação *

Discussão *

Parte II – Comprovação da Lei de Proust *

Material Utilizado *

Procedimento e Observação *

Discussão *

Questionário *

Conclusão *

Referência *

Objetivos

Através de uma reação de precipitação, observar e comprovar as leis das transformações químicas ou leis ponderais das reações, especificamente a Lei da Conservação de Massa de Lavoisier e a Lei das Proporções Definidas de Proust. Com base nas leis, realizar cálculos tomando como base a equação balanceada da reação e comparar dados experimentais com dados tabelados.

Introdução

Estequiometria significa "medir os constituintes elementares". A estequiometria constitui-se na base para o estudo quantitativo das reações e substâncias químicas. É possível, de posse de uma equação balanceada que representa uma reação química, prever-se com extrema precisão as quantidades de cada produto gerado, ou ainda, determinar as quantidades necessárias de reagentes de modo a produzir determinada quantidade de produtos. Por fim, é possível calcular os rendimentos dos produtos e a eficiência geral do processo.

Dois conceitos norteiam os cálculos estequiométricos. O primeiro deles foi introduzido por A. L. Lavoisier em 1774, conhecido hoje como a Lei da Conservação de Massa de Lavoisier. Trabalhando principalmente com balanças, Lavoisier verificou que a massa dos reagentes numa reação era a mesma massa encontrada nos produtos, após a reação. Assim sendo, se havia alguma perda de massa, essa não era mensurável. Essa observação é a origem do conceito popular de que "na Natureza nada se destrói, tudo se transforma."

O enunciado da lei diz que a soma das massas antes da reação é igual à soma das massas após a reação, ou que o ganho ou perda de massa numa reação não é mensurável. Na realidade, em reações nucleares onde há extrema liberação de energia, pode haver de fato redução de massa para os produtos. O físico Albert Einstein permitiu que isso fosse perfeitamente compreensível e mensurável de acordo com sua equação que relaciona energia e matéria: E = mc2,

onde E é a energia, m é a massa e c é a velocidade da luz no vácuo. Dessa maneira, massa e energia podem ser considerados como uma coisa única, ou ainda interconversíveis. A massa não é perdida, mas convertida em energia.

O segundo conceito é conhecido como a Lei da Composição Definida ou Lei das Proporções Constantes. Esse conceito descreve a mais importante propriedade de um composto, sua composição fixa: Cada componente de um composto tem sua composição em massa definida e característica. Ainda, a Lei postula que a proporção de massas que reagem permanece constante e fixa. Essa lei foi proposta pelo químico L. J. Proust em 1801, e assim leva seu nome, Lei de Proust, e deu origem ao cálculo estequiométrico. Vejamos abaixo uma aplicação dessas duas leis. Seja a reação:

4Fe(s) + 3O2(g) à 2Fe2O3(s)

que representa ferro reagindo com oxigênio para formar óxido de ferro. A Lei de Proust permite afirmar que os coeficientes estequiométricos, ou seja, os números que antecedem cada composto ou substância são exatamente as proporções ou razões fixas das quantidades dos reagentes e produtos. Isso equivale dizer que 4 átomos de ferro reagem com 3 moléculas de oxigênio para formar 2 unidades de óxido de ferro. Ou ainda, que 4 mols de átomos de ferro reagem com 3 mols de moléculas de oxigênio para formar 2 mols de óxido de ferro. A proporção de 4:3:2 é fixa.

E de acordo com a Lei de Lavoisier, a massa de 4 átomos ou mols de ferro mais a massa de 3 mols ou moléculas de oxigênio será igual à massa de 2 mols ou unidades de óxido de ferro. Isso significa que, havendo uma quantidade adicional de qualquer um dos reagentes (um excesso) além da proporção estequiométrica, este excesso não reagirá. Por exemplo, se 5 mol de átomos de ferro e 3 mols de moléculas de oxigênio estiverem presentes no início da reação anterior, somente 4 mols de átomos de ferro reagirão, deixando ao final 1 mol de átomos sem reagir. Diz-se que o ferro encontra-se em excesso. Tendo-se a massa de oxigênio e de ferro que vão reagir, pode-se prever exatamente a massa que sobrará de ferro sem reagir ao "final" da reação. Verificaremos esses cálculos em detalhes na discussão do experimento a seguir.

Parte Experimental

Parte I - Comprovação da Lei de Lavoisier

Material Utilizado

Vidraria: 3 béquers de 100ml, pipeta volumétrica, bastão de vidro.

Reagentes: cloreto de bário 1,0 mol/l,