Procedimento Experimental

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):
NaHCO3(aq) + H3C6H5O7(aq) → NaH2C6H5O7(aq) + H2O(l) + CO2(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.
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