A reação química para obtenção de cloreto de sódio (NaCl) a partir do ácido clorídrico (HCl) e bicarbonato de sódio (NaHCO 3 ) é a seguinte:

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1 1. Introdução Obtenção do NaCl A palavra estequiometria (do grego: stoicheion, elemento; e metron, medida) foi introduzida na Química em 1732, por Jeremias Richter, como um nome para a ciência das medidas das proporções dos elementos químicos nas substâncias. Atualmente, o termo estequiometria é usado para se referir às informações quantitativas (e cálculos relacionados) que podem ser obtidas a partir de fórmulas e equações químicas. Através da equação química balanceada de uma reação, é possível conhecer a relação estequiométrica entre reagentes e produtos, e assim, prever a quantidade máxima de produto que pode ser obtido ou calcular o rendimento de uma reação química. Ou seja, as relações estequiométricas permitem a conversão da quantidade de matéria (número de mols) de uma substância envolvida numa reação química para a quantidade de matéria de qualquer outra substância envolvida na mesma reação. 2. Objetivos Obter cloreto de sódio (NaCl) através da reação com ácido clorídrico (HCl) e bicarbonato de sódio (NaHCO 3 ). Utilizar uma equação química para calcular a quantidade de matéria e massa de produto esperado numa reação química. Calcular o rendimento de uma reação. Identificar os íons que formam um sal através de testes qualitativos como o teste da chama e precipitação com um íon pouco solúvel. 3. Metodologia A reação química para obtenção de cloreto de sódio (NaCl) a partir do ácido clorídrico (HCl) e bicarbonato de sódio (NaHCO 3 ) é a seguinte: HCl + NaHCO 3 NaCl + H 2 O + CO 2 (1) Assim, quando uma quantidade conhecida de NaHCO 3 é colocada em contato com ácido clorídrico concentrado, a reação química descrita acima ocorre, produzindo CO 2 que é liberado na forma de gás, e uma solução do sal que queremos produzir (NaCl) em água. Através de aquecimento, a água evapora e obtemos o NaCl na forma cristalizada. Para comprovar a formação do NaCl, utilizam-se testes analíticos que comprovem a presença dos íons Na + e Cl- em solução. A presença de Cl - é comprovada por um teste simples de precipitação. Sabendo-se que o cloreto de prata é um sal insolúvel em água, basta dissolver uma pequena amostra do produto obtido em água e adicionar uma solução de nitrato de prata (AgNO 3 ). A combinação dos íons Ag + e Cl - irá produzir o sal insolúvel AgCl, que logo se precipita. A presença de Na + é comprovada através do teste de chama. Este teste está fundamentado nos princípios do modelo de Bohr, de que quando certa quantidade de energia é fornecida a um determinado elemento químico, alguns elétrons da camada de valência absorvem essa energia passando para um nível de energia mais elevado, produzindo o que chamamos de estado excitado. Quando um ou mais elétrons excitados retornam ao estado

2 fundamental, eles emitem uma quantidade de energia radiante igual àquela absorvida, cujo comprimento de onda é característico do elemento e da mudança de nível eletrônico de energia. Assim, a luz de um comprimento de onda particular pode ser utilizada para identificar um referido elemento. Uma chama não-luminosa de Bunsen consiste em 3 partes: um cone interno azul (ADB), compreendendo, principalmente, gás não queimado, uma ponta luminosa em D (que só é visível quando os orifícios de ar estão ligeiramente fechados), um manto externo (ACBD), na qual se produz a combustão completa do gás. As partes principais da chama, de acordo com Bunsen, são claramente indicadas na Figura 1. A mais baixa temperatura está na base da chama (a), que é empregada para testar substâncias voláteis, a fim de determinar se elas comunicam alguma cor à chama. A parte mais quente da chama é a zona de fus. A zona oxidante inferior (c) está situada na borda mais externa de b e pode ser usada para oxidação de substâncias dissolvidas em pérolas de bórax. A zona oxidante superior (d) é a ponta não-luminosa da chama. Nesta região há um grande excesso de oxigênio e a chama não é tão quente. A zona redutora superior (e) está na ponta do cone interno azul e é rica em carbono incandescente. A zona redutora inferior (f), está situada na borda interna do manto próximo ao cone azul. Figura 1: Temperaturas da chama não luminosa do bico de Bunsen 4. Procedimento Experimental Pese, em balança semi-analítica, uma cápsula de porcelana e um vidro de relógio (juntos). Na cápsula, pese aproximadamente 1,00 g de bicarbonato de sódio (NaHCO 3 ); anote a massa obtida. Adicione ao NaHCO 3 10 ml de água destilada, medida com uma proveta, e cubra a

3 cápsula com o vidro de relógio. Levantando ligeiramente o vidro de relógio, adicione ácido clorídrico concentrado (HCl), por meio de um conta-gotas, cerca de 3 gotas por vez, até que uma nova adição não mais provoque efervescência. Lave cuidadosamente a face inferior do vidro de relógio, com água destilada, usando para tal uma pisseta. A água de lavagem deve ser recolhida na cápsula. Monte um sistema de aquecimento semelhante ao apresentado na Figura 2. Figura 2: Montagem de um sistema de aquecimento. Retire o vidro de relógio e aqueça a cápsula suavemente, com bico de Bunsen e tela de amianto, a fim de evaporar a água. Quando o sal estiver começando a cristalizar, recoloque o vidro de relógio sobre a cápsula, pois a partir deste momento há uma tendência de gotas da solução saltarem (fenômeno da crepitação) para fora da cápsula. Continue o aquecimento até não haver mais água na cápsula e no vidro de relógio. Deixe esfriar e pese o conjunto cápsula + vidro de relógio + sal. Calcule o rendimento da reação. Realize testes analíticos com o produto obtido: teste de chama (para Na + ) e reação com nitrato de prata (para Cl - ). Para ambas as experiências dissolva uma ponta de espátula do cloreto de sódio em cerca de 2 ml de água destilada. Leve uma gota desta solução à chama azul do bico de Bunsen por meio de um fio de níquel-cromo e observe a coloração que a chama assume. Em seguida adicione à solução algumas gotas de uma solução de nitrato de prata. Observe o precipitado. Depois, exponha o tubo à luz e o observe novamente. Interprete os resultados. 5. Discussão dos Resultados 5.1 Rendimento da Reação O cloreto de sódio foi produzido a partir da Equação (1) escrita na seção 3. De acordo com a Equação (1), para cada molécula de NaHCO 3 que reage com o ácido clorídrico, há a formação de uma molécula de NaCl. Da mesma maneira, quando 1 mol de NaHCO 3 reage com bicarbonato de sódio, 1 mol de NaCl é formado. Assim, conhecendo-se a massa de NaHCO 3 que reagiu, é possível calcular a quantidade de matéria (número de mols) esperada de NaCl obtido. Este cálculo é feito em duas etapas:

4 1) conversão da massa de NaHCO 3 em quantidade de matéria a partir da massa molar do NaHCO 3 : 2) determinação da quantidade de NaCl que pode ser produzida a partir da quantidade de bicarbonato que reagiu e conversão deste valor em massa, através da massa molar do NaCl: - de acordo com a Equação (1): - Entretanto, as quantidades de produtos formadas, na maioria das reações, são menores que aquelas que podem ser previstas pela estequiometria. Isso pode ser atribuído a diversas razões, tais como a não-ocorrência total da reação (os reagentes não reagem totalmente, em alguns casos uma fração dos produtos reage no sentido inverso da equação, reconstituindo os reagentes) ou a ocorrência simultânea de outras reações, formando produtos diferentes. Assim, o cálculo do rendimento da reação é um fator importante para decidirmos, por exemplo, a viabilidade de uma reação. O rendimento de uma reação química é dado por: Assim, o rendimento da reação de obtenção de NaCl pode ser calculado a partir da massa de NaCl obtida experimentalmente e da massa esperada a partir dos cálculos estequiométricos para a quantidade de bicarbonato utilizada como material de partida. 5.2 Identificação do NaCl O teste da chama baseia-se nas transições eletrônicas previstas pelo modelo atômico de Bohr. Seguindo este modelo, tem-se que no estado fundamental (estado de menor energia) os elétrons ocupam os níveis mais baixos de energia possíveis. Quando um átomo absorve energia de uma fonte externa, como o calor fornecido pela chama do bico de bunsen, um ou é v g p p ív gé xternos. Neste caso, diz-se que o átomo encontra-se em um estado excitado. Isso pode ser observado na Figura 3. Figura 3: Representação do átomo de Bohr

5 O elétron absorve uma quantidade de energia E = E 2 E 1 e salta para um nível mais externo de energia E 2. O átomo no estado excitado encontra-se numa situação em que existe espaço livre em níveis de energia mais baixos. Desse modo, o elétron excitado pode cair deste nível mais externo para ocupar o espaço livre. O átomo, então, volta ao estado normal de energia ocorrendo emissão da energia excedente na forma de radiação eletromagnética (luz), cujo comprimento de onda é característico do elemento e da mudança do nível eletrônico de energia. Assim, a luz de um comprimento de onda particular ou cor, é utilizada para identificar o referido elemento. A Tabela 1 mostra as cores apresentadas por alguns elementos quando submetidos ao teste de chama. Tabela 1: Comprimento de onda e suas respectivas cores para as transições eletrônicas de alguns elementos. 6. Bibliografia 1. D.Maia; Práticas de Química para Engenharias. Campinas : Editora Átomo R.C.Rocha-Filho, R.R.daSilva; Cálculos Básicos da Química. São Carlos : EDUFSCar P.Atkins, L.Jones; Princípios de Química, Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente. 3ª. Ed. Porto Alegre : Bookman