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Nessa aula prática, aplicamos os conhecimentos sobre estequiometria e mais especificamente sobre massa molar, mas antes de tudo, vamos aprender o que é isso:

A estequiometria é um ramo da química que ajuda a entender, de forma bem precisa, quanto de cada substância é usado e produzido em uma reação química. Com ela, conseguimos prever, por exemplo, a quantidade de um reagente que será necessário para formar uma certa quantidade de produto. Para fazer esses cálculos, é importante conhecer a massa molar, que nada mais é do que o peso de um mol (uma quantidade padrão de partículas) de uma substância, medido em gramas por mol (g/mol). A massa molar é obtida somando as massas dos átomos que formam a molécula. Com essas informações em mãos, os químicos conseguem planejar e realizar reações de forma eficiente, seja no laboratório ou em grandes processos industriais.

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• copo de plástico

• tampa

• balança

• bicarbonato de sódio (NaHCO3)

• vinagre

• proveta

Quantidade utilizadas:

Copo + bicarbonato + 2,054g

Copo + bicarbonato + tampa 6,484g

Proveta + vinagre 66,036g

Proveta vazia 46,677g

Copo + bicarbonato + vinagre + tampa após as bolhas acabarem 25,196g

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1. Colocar o copo puro da bala tu nça

2. tarar a balança

3. pesar a massa de

4 retirar o copo de bicarbonato.

5 colocar a tampa no copo.

6 tarar a balança novamente

7 colocar o copo com bicarbonato na balança massa de (6,843g) (MSi)

8. Madir a volume de vinagre.

9. Peveta com o vinagre (66.036) (Msz).

10 Adicionar o vinagre e o bicarbonato

11 Tarar a balança vazia.

12. Pesar a proveta vazia (46.6g)

13 tarar a balança, pesar o copo com o vinagre e o bicarbonato com e tampar. apos as bolhas acabar.

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(Fórmula)- A fórmula do bicarbonato é NaHCO3. Pra saber a formula em porcentagens, calcula-se o peso total de 1 mol dele e observa-se quanto cada ingrediente (Na, H, C, O) representa desse peso

(Reação)- coloque os reagentes (bicarbonato + ácido acético) de um lado da seta e os produtos (acetato de sódio + água + gás carbônico) do outro. Confira se tem o mesmo número de cada átomo dos dois lados. Indique se é sólido (s), líquido (l), gasoso (g) ou em água (aq)

(Mol Bicarbonato) extraímos a massa dele (2,054 g) e dividimos pela massa de 1 mol dele (84,008 g/mol), dando aproximadamente 0,02445 mol.

(Mol Ácido Acético) observamos quanto ácido tinha no vinagre (5% de 19,359 g, que é 0,96795 g) e dividimos pela massa de 1 mol dele (60,052 g/mol), resultando em cerca de 0,01612 mol.

(Mol Gás Carbônico) Vimos a diferença de massa antes e depois pra achar a massa do gás que vazou (0,647 g) e dividimos pela massa de 1 mol dele (44,01 g/mol), obtendo aproximadamente 0,0147 mol.

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Com esse experimento, tivemos a oportunidade de aplicar na prática os conceitos de estequiometria, com foco na utilização da massa molar. Com uma reação entre vinagre (ácido acético) e bicarbonato de sódio, observando a liberação de gás carbônico (CO₂) como produto.

Após a reação e o desaparecimento das bolhas, foi possível calcular que foram formados 0,014 mol de CO₂ a partir de 0,646 g da substância.

O conteúdo de Estequiometria das últimas aulas foi muito importante para ajudar a entender as proporções das substâncias em uma reação química, sendo necessárias para converter massa molar em quantidade de mol e vice-versa.

A aula prática foi essencial para fixar esses conhecimentos teóricos, pois nos permitiu visualizar como funciona no laboratório, além de reforçar a importância dos cálculos estequiométricos para entender e controlar reações químicas mais precisamente.

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https://www.todamateria.com.br/estequiometria/

https://brasilescola.uol.com.br/quimica/estequiometria.htm

https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/estequiometria.htm

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A estequiometria é a forma de calcular as quantidades de reagentes e produtos envolvidos em uma reação química.

Ela compreende cálculos matemáticos simples para conhecer a proporção correta de substâncias a serem usadas.

Os princípios da estequiometria se baseiam nas Leis Ponderais, relacionadas com as massas dos elementos químicos dentro das reações químicas. Elas incluem:

Lei de Lavoisier: Também chamada de "Lei de Conservação das Massas". Baseia-se no seguinte princípio: "A soma das massas das substâncias reagentes em um recipiente fechado é igual à soma das massas dos produtos da reação".

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".

Assim, átomos não são criados ou destruídos em uma reação química. Logo, a quantidade de átomos de determinado elemento químico deve ser a mesma nos reagentes e nos produtos.

Como fazer cálculos estequiométricos?

Existem várias formas de se resolver problemas com cálculos estequiométricos. Vamos seguir alguns passos para a sua resolução:

Passo 1: Escreva a equação química com as substâncias envolvidas;

Passo 2: Faça o balanceamento da equação química. Para isso, é preciso ajustar os coeficientes para que reagentes e produtos contenham a mesma quantidade de átomos, segundo as Leis Ponderais (Lei de Proust e Lei de Lavoisier);

Passo 3: Escreva os valores das substâncias, seguindo os dados do problema e identificando o que se pede;

Passo 4: Estabeleça a relação existente entre os números de moles, massa, volume. De acordo com os valores a seguir:

Passo 5: Faça uma regra de três simples para calcular os valores que são pedidos na questão ou problema.

Saiba mais, leia também:

Exemplo:

1. Quantos moles do gás hidrogênio são necessários para a formação de amônia (NH ₃), sabendo que a quantidade do gás nitrogênio é de 4 moles?

Passo 2: na equação as quantidades de átomos não estão equilibradas. Há 2 átomos de nitrogênio e 2 de hidrogênio nos reagentes, enquanto que no produto há 1 átomo de N e 3 de hidrogênio.

Começando pelo nitrogênio, acertamos o coeficiente no produto: N ₂ + H ₂ = 2 NH ₃

O nitrogênio ficou equilibrado nos dois lados, mas o hidrogênio não.

Passo 3: Valor dado pelo exercício: 4 moles de N₂

Valor pedido pelo exercício: quantos moles de H₂? Escrevemos: x moles de H₂

Passo 4: Estabelecer as relações correspondentes quando necessário. Nesse exemplo não há necessidade, porque é de mol com mol.

Na reação equilibrada acima, observa-se que a relação é de que reage com 3 moles de H₂.

Passo 5: Fazer a regra de três.

Atenção! Coloque sempre os valores de uma substância sobre ela mesma ao montar a regra de três, quer dizer, no exemplo, nitrogênio sobre nitrogênio e hidrogênio sobre hidrogênio, como se vê abaixo:

Exercícios Resolvidos

Exercício 1 (Mol com Massa)

1. Quantos gramas de hidrogênio reagem com 5 moles de oxigênio para formar água?
Resolução
2) Primeiro equilibrar o coeficiente do oxigênio no produto ⇒ H ₂ + O ₂ = 2 H ₂ O.

3) Dados do problema: x gramas de H ₂ e 5 moles de O ₂

4) Relação mol com massa: 1 mol de H 2 corresponde a 2 gramas de H ₂ (Massa Molar).

Pela equação equilibrada: 2 moles de H ₂ reagem com 1 mol de O ₂. Portanto, seguindo a relação acima 2 moles de H ₂ corresponde a 4 gramas

5) Regra de três: 4 g de H ₂ _______ 1 mol de O ₂

x gramas de H ₂ _______ 5 moles de O ₂

x = 20

Então 20 gramas de hidrogênio reagem com 5 moles de oxigênio para formar água.

Exercício 2 (Mol com Volume)

2. Qual o volume de oxigênio, em litros, que se faz necessário para formar 1 mol de água líquida (segundo as CNTP)?
Resolução:
2) Como visto acima a equação balanceada é: 2 H ₂ + O ₂ = 2 H ₂ O

3) Dados do problema: x litros de O ₂ e 1 mol de H ₂ O

4) Relação mol com volume: 1 mol de O ₂ corresponde a 22,4L e 1 mol de H ₂ O corresponde a 22,4L

Pela equação é preciso 1 mol de O ₂ para formar 2 moles de H ₂O. Como o exercício pede 1 mol de água, então será preciso metade dessa proporção, ou seja 1/2 mol de O ₂ para 1 mol de água.

5) Montar a regra de três: 1 mol de H ₂O _______ 1/2 mol de O ₂

22,4L de H ₂O _______ x litros de O ₂

x = 11,2
São necessários 11,2 litros de oxigênio para formar 1 mol de água líquida.

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A estequiometria é a forma de calcular as quantidades de reagentes e produtos envolvidos em uma reação química. Ela compreende cálculos matemáticos simples para conhecer a proporção correta de substâncias a serem usadas. Os princípios da estequiometria se baseiam nas Leis Ponderais,...