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Universidade do Estado de Santa Catarina – UDESC
Centro de Ciências Tecnológicas – CCT
Departamento de Química - DQM
Introdução ao Laboratório de Química
Exp. 03
Obtenção do NaCl
1. Introdução
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 (NaHCO3).
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 (NaHCO3) é a seguinte:
HCl + NaHCO3  NaCl + H2O + CO2
(1)
Assim, quando uma quantidade conhecida de NaHCO3 é colocada em contato com
ácido clorídrico concentrado, a reação química descrita acima ocorre, produzindo CO2 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 (AgNO3). 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
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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
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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 (NaHCO3); anote a
massa obtida.
Adicione ao NaHCO3 10 mL de água destilada, medida com uma proveta, e cubra a
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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.
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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 NaHCO3 que reage com o ácido clorídrico, há a
formação de uma molécula de NaCl. Da mesma maneira, quando 1 mol de NaHCO3 reage
com bicarbonato de sódio, 1 mol de NaCl é formado. Assim, conhecendo-se a massa de
NaHCO3 que reagiu, é possível calcular a quantidade de matéria (número de mols) esperada
de NaCl obtido. Este cálculo é feito em duas etapas:
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1) conversão da massa de NaHCO3 em quantidade de matéria a partir da massa molar
do NaHCO3:
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
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O elétron absorve uma quantidade de energia E = E2 – E1 e salta para um nível mais
externo de energia E2. 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. 2008.
2. R.C.Rocha-Filho, R.R.daSilva; Cálculos Básicos da Química. São Carlos :
EDUFSCar. 2006.
3. P.Atkins, L.Jones; Princípios de Química, Questionando a Vida Moderna e o Meio
Ambiente. 3ª. Ed. Porto Alegre : Bookman. 2006.