Estequiometria – Uma aula prática

Introdução:

A Estequiometria é uma palavra que vem do grego: stoikhein = elemento; metron = medição. Ou seja, é o cálculo que se faz da quantidade de reagente e/ou produtos de reações químicas baseando-se nas leis dessas reações. A estequiometria pode também ser chamada de cálculo estequiométrico.

A estequiometria é imprescindível, principalmente na indústria, para o cálculo do rendimento dos processos industriais e da quantidade de reagentes necessária para atingir as expectativas de produção. Para isso, é necessário conhecer as equações que representam as reações químicas envolvidas.

Essas equações devem estar com os coeficientes devidamente balanceados. E para a resolução do problema, utiliza-se regras de três simples, que relacionam as informações quantitativas normalmente existentes na própria reação, como, por exemplo, massa molar, volume, mols, massa ou conforme a necessidade do problema.

Dentro da sala de aula, normalmente os professores não utilizam experimentos para ensinar esse conteúdo, em razão da falta de reagentes ou de uma balança analítica de precisão. Porém, o presente artigo mostrará a possibilidade de enriquecer a aula de química e o conhecimento dos alunos em estequiometria, com uma aula experimental fácil, simples e de baixo custo.

Objetivo:

Verificar a reação envolvida na efervescência de um comprimido antiácido em água e calcular o teor de bicarbonato de sódio (NaHCO₃) a partir da massa de dióxido de carbono (CO₂) produzido na efervescência.

Materiais e reagentes:

• 1 comprimido antiácido efervescente;
• Um copinho descartável de tomar café;
• Água;
• Balança simples.

Procedimento Experimental:

1º) Coloca-se água até a metade do copinho descartável;

2º) Pesa-se na balança o copo com água e também o comprimido antiácido ainda na embalagem;

3º) Anota-se essa massa, que será considerada a massa inicial (m₁);

4°) Coloca-se o comprimido na água, tomando o máximo cuidado para não haver perda de material (para isso, é bom tampar a boca do copo descartável com a embalagem do comprimido);

5º) Pesa-se novamente o conjunto;

6º) Anota-se a massa final (m₂).

Resultados e Discussão:

O primeiro passo para resolver os problemas estequiométricos é escrever a equação que descreve a reação que ocorreu. No caso do comprimido antiácido, a efervescência é resultado da reação do bicarbonato de sódio (NaHCO3) com algum ácido contido no comprimido, geralmente o ácido cítrico (H3C6H5O7). Assim, ocorre a liberação do dióxido de carbono (CO2) produzido nessa reação. Forma-se também o dihidrogenocitrato de sódio (NaH2C6H5O7):

NaHCO_3(aq) + H₃C₆H₅O_7(aq) → NaH₂C₆H₅O_7(aq) + H₂O_(l) + CO_2(g)

Com a reação em mãos e os dados obtidos no experimento, pode-se descobrir a quantidade de massa do dióxido de carbono (CO₂) que se desprendeu por diminuir a massa inicial pela final:

m (CO₂) = m₁ - m₂

Com a massa de dióxido de carbono (CO2) produzido na efervescência, e com as massas molares (M) de NaHCO3 e de CO2 em mãos, é possível atingir o principal objetivo desse trabalho, que é calcular o teor de bicarbonato de sódio (NaHCO3) presente no comprimido. Para tal é só fazer uma regra de três simples, conforme mostrada abaixo:

M (NaHCO₃) -------- M (CO₂)
M (NaHCO₃) -------- m (CO₂)

De onde resulta a massa do bicarbonato:

m (NaHCO₃) = m(CO₂). M (NaHCO₃)
                          M (CO₂)

Conclusão:

O conteúdo de estequiometria pode ser abordado pelo professor em sala de aula. Depois que os alunos estiverem entendendo como se fazem esses cálculos, o professor pode propor essa prática fácil e rápida, solicitando que os alunos encontrem sozinhos a massa do bicarbonato de sódio.

O professor atuará apenas como um orientador e os alunos devem demonstrar que entenderam a questão proposta, solucionando o problema.

Por Jennifer Fogaça
Graduada em Química
Equipe Brasil Escola