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reação com a aspirina
Tipologia: Notas de estudo
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O experimento abordou cálculos estequiométricos envolvendo o teor de bicarbonato de sódio (NaHCO 3 ) em um comprimido efervescente a partir da massa de dióxido de carbono (CO) produzido na efervescência. O seguinte experimento discute a estequiometria de reações químicas através de procedimentos que evidenciam a lei de Lavoisier na estequiometria química. Para isso, fez-se o uso de materiais e reagentes do cotidiano humano, como a Aspirina C, uma balança semi-analítica e água, assim, calculando a alteração da massa do sistema, pode-se, por meio de cálculos estequiométricos e dados teóricos, estimar-se o que reagiu e em que quantidade. É evidente que para resultados mais precisos é de suma importância materiais mais precisos, como uma balança analítica.
As Leis das Reações Químicas, deduzidas de forma empírica por cientistas como Lavoisier, Proust e Dalton, nos permitem calcular quantidades de substâncias presentes nas reações, bem como estabelecer relações matemáticas entre as quantidades. Estas leis foram
“Quando dois elementos químicos formam vários compostos, fixando-se a massa de um dos elementos, as massas do outro variam numa proporção de números inteiros e, em geral, pequenos.”
Lei de Richter: Formulada em 1791 pelo químico alemão Jeremias Benjamin Richter, e antigamente chamada de Lei de Richter Wenzel Berzelius, é a Lei das Proporções Recíprocas ou Lei dos Equivalentes. A Lei de Richter estabelece que: “Se com uma determinada massa de um elemento químico reagem separadamente diferentes massas de outros dois elementos, quando estes reagirem entre si, o farão na mesma proporção mássica ou então numa proporção de números inteiros e pequenos em relação a esta”. Leis volumétricas Formuladas em 1808, pelo físico e químico francês Joseph Louis Gay-Lussac, serviram para a consolidação da Teoria Atômica Clássica, afirmam que: “Quando medidos nas mesmas condições de temperatura e pressão os volumes dos reagentes gasosos em uma reação química formam entre si uma proporção de números inteiros e pequenos”. Grandezas Químicas Unidade de massa atômica: A unidade de massa atômica (u), que corresponde à fração de 1/12 do isótopo mais comum do carbono, o 12C, é o padrão usado atualmente para medir as massas dos átomos e moléculas. Massa atômica de um átomo: Indica quantas vezes o átomo é mais “pesado” que a unidade de massa atômica, ou seja, é a massa do átomo medida em u. Exemplos:
(^4) He ⇒ MA = 4,0032 u
(^27) Al ⇒ MA = 26, 9815 u
Massa atômica de um elemento: A massa atômica do elemento é determinada calculando-se a média ponderada das massas atômicas dos isótopos desse elemento, utilizando-se como pesos as abundâncias relativas desses isótopos na natureza. Massa molecular: É determinada pela soma das massas atômicas dos elementos constituintes. No caso das substâncias iônicas usa-se o mesmo raciocínio, mas o termo empregado é massa-fórmula. Exemplo:
Al (^) 2(SO4) 3 ⇒ MM = 2 × 27 u + 3 × 32 u +12 × 16 u = 342 u
Número de avogadro, mol e massa molar: A massa atômica de um elemento é a massa média dos isótopos do elemento. Se medirmos valores em gramas, que sejam numericamente iguais aos valores de massa atômica expressa, na unidade u, teremos para qualquer elemento químico um número fixo de átomos. Esse número é aproximadamente igual a 6,02 × 10 23
átomos. Se fizermos o mesmo com uma substância molecular, medindo uma massa em gramas numericamente igual à sua massa molecular expressa na unidade de massa atômica (u), teremos para qualquer substância molecular um número fixo de moléculas igual a 6,02 ×
Volume molar de gases: Nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP, 1 atm e 0 ºC), 1 mol de qualquer gás ideal ocupa um volume de 22,4 L. Recentemente a IUPAC alterou a pressão das condições normais para 1 bar. Para as condições normais p = 1 bar e T
= 273,15 K, o volume molar dos gases ideais é igual a 22,71 L/mol.^1
Estequiometria das reações
A química é a parte das ciências físicas, o que significa que ela usa procedimentos quantitativos além dos conceitos qualitativos. Um dos procedimentos quantitativos mais fundamentais em química é a predição das massas de substâncias e volumes de soluções envolvidos nas reações químicas. Para fazer esse tipo de cálculo, precisamos analisar o lado quantitativo das reações químicas chamado de estequiometria das reações. A chave da estequiometria das reações é a equação química balanceada. Um coeficiente estequiométrico de uma reação química informa a quantidade relativa (número de mols) de uma substância que reage ou é produzida. Assim os coeficientes estequiométricos de:
Dizem-nos que, quando um mol de N 2 reagem com 3 mols de H 2 são consumidos e
produzem-se 2 mols de NH (^) 3.^2
Atualmente, o cálculo estequiométrico é utilizado em várias atividades, tais como: pela indústria que deseja saber quanto de matéria-prima (reagentes) deve utilizar para obter uma determinada quantidade de produtos, pelo médico que quer calcular quanto de determinada
Materiais Utilizados: 1 comprimido efervescente de Aspirina C (Medley), 1 béquer de 50 mL, 1 balança semi- analítica, água destilada (H (^) 2O).
Procedimento Experimental: Adicionou-se ao béquer o volume aproximado de 25 mL de água destila (H (^) 2O), seguidamente levou-se à balança semi-analítica o comprimido efervescente de Aspirina C ainda no envelope e o béquer contendo água destilada e aferiu-se a massa dos materiais. Voltando-se à bancada, abriu-se o envelope de Aspirina C e ajuntou-se o comprimido a água destilada. Precavendo-se para que todo o reagente fosse utilizado, abriu-se totalmente o envelope de Aspirina C, depositando-se também as migalhas do comprimido à água destilada. E para evitar respingos provenientes da reação, serviu-se do envelope aberto como uma tampa para o béquer. Durante a reação agitou-se o béquer para que o reagente aderido às paredes do béquer também reagissem. Após o termino visível da reação, levou-se novamente os matérias à balança semi-analítica e aferiu-se então a massa final do sistema.
Ao adicionar o comprimido de Aspirina C contendo bicarbonato de sódio (NaHCO (^) 3) à água
destilada verificou-se uma efervescência no sistema, evidenciando a reação química ocorrida entre o bicarbonato de sódio (NaHCO (^) 3) e o ácido cítrico (H3C (^) 6H (^) 5O (^) 7) presentes no comprimido, explicitada na seguinte equação:
NaHCO3(aq) + H3C (^) 6H (^) 5O (^) 7(aq) NaH2C (^) 6H (^) 5O (^) 7(aq) + H (^) 2O(l) + CO2(g)
É importante notar a formação de gás carbônico (CO2), que é o gás liberado do sistema é responsável pela visível efervescência. Essa reação só ocorreu porque os reagentes estavam em meio aquoso, onde os reagentes são dissolvidos e o sal bicarbonato de sódio é dissociado na água. É também importante notar que se o comprimido tivesse em sua formulação carbonato de sódio (Na2CO (^) 3), ao entrar em contato com a água, ocorreria uma reação de hidratação,
A quantidade teórica de bicarbonato de sódio (NaHCO3) presente no comprimido de
Aspirina é de 1,625 g, então, tem-se o seguinte calculo para se encontrar o erro percentual.
Sendo assim, o não aproveitamento total do material, e as condições dos materiais utilizados, encontramos um erro considerável, mas que poderia ser reduzido se refeito em outras condições. Por não realizarmos o experimento outras vezes, anotamos os resultados obtidos de outros dois grupos, e por fim podemos tirar a média aritmética dos resultados obtidos para a massa de bicarbonato de sódio (NaHCO (^) 3). Dados: Tabela 2- Resultados obtidos em diferentes grupos Resultados ob�dos em diferentes grupos Grupo Volume de água (mL) Massa inicial (g) Massa final (g) José, Katarine e Raquel 25 83,14 82, Aline, Camila e Rodolfo 30 87,94 87,
Para o grupo [José, Katarine e Raquel ] temos:
E, realizando a mesma regra de três, com os mesmos valores de molaridade anteriormente realizada para calcular a massa de bicarbonato de sódio (NaHCO3), encontramos:
Ao calcular o erro percentual:
Um erro alto, que pode ser explicado pela perda de material ou reação não completa.
Agora, para o grupo [ Aline, Camila e Rodolfo]:
E, realizando a mesma regra de três, com os mesmos valores de molaridade anteriormente realizada para calcular a massa de bicarbonato de sódio (NaHCO (^) 3) obtida pelos dois grupos,
mostra-se:
Realizando o calculo do erro percentual, observamos:
Erro considerável, tendo em vista as condições em que o experimento foi realizado.
Sendo assim, podemos expressar os valores obtidos pelos três grupos na seguinte tabela: Tabela 3 – Resultados obtidos em diferentes grupos
Resultados obtidos em diferentes grupos Grupo Massa inicial (g) Massa final (g) (^) Massa CO 2 (g) Massa NaHCO 3 (g) Leonardo, Mayra e Vanessa 84,16 83,4 0,76 1, José, Katarine e Raquel 83,14 82,66 0,48 0, Aline, Camila e Rodolfo 87,94 87,22 0,72 1,
E calculando a média aritmética da massa de NaHCO 3 :
As alterações nos valores experimentais obtidos pelos três grupos podem ser explicadas pela perda de material na realização do produto, ou até mesmo na cautela ao utilizar todo o conteúdo do envelope de Aspirina C. Deve-se considerar também a diferença no procedimento experimental, onde a presença de impurezas pode ter grande influência na alteração dos resultados.
Contudo, ao calcular o teor de bicarbonato de sódio verificaram-se erros consideráveis com relação ao valor teórico, pois ao reagir com a água libera dióxido de carbono causando a efervescência, devido a isso houve perda de material por respingo.
Portanto, analisou-se o poder e utilidade do cálculo estequiométrico ao relacionar razões e que a partir dos resultados obtidos pôde-se concluir que a relação ideal entre as quantidades de matéria de reagentes para a obtenção de um produto ocorre quando os volumes e as concentrações de ambas as soluções reagentes são iguais, assim, as proporções tornam-se constantes.
{1} http://www.rumoaoita.com/site/attachments/476_Leis_das_Reacoes_Quimicas.pdf. Acesso em: 10 de mar. 2013. {2} ATKINS, P.W.; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3.ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. {3} http://www.agamenonquimica.com/docs/teoria/geral/calculo_estequiometrico.pdf. Acesso em: 10 de mar. 2013.
