Relatório 3 - Investigação Quantitativa da Reação de um Metal com Ácido Clorídrico

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO DE JANEIRO 
CEDERJ – Polo São Gonçalo 
QUÍMICA III 
 
 
 
 
 
 
 
 
Prática 3: Investigação Quantitativa da Reação de um 
Metal com Ácido Clorídrico 
29/08/2015 
 
 
 
 
PAULA DE MELO RODRIGUES 
MATRÍCULA: 14114070066 
CURSO: LICENCIATURA EM QUÍMICA 
TUTOR: THIAGO CRISPIM 
 
I. INTRODUÇÃO: 
 
 
No estudo dos gases adota-se um modelo teórico, simples e que na pratica não 
existe, com o comportamento aproximado ao dos gases reais. Essa aproximação é 
cada vez melhor quanto menor for a pressão e maior a temperatura. Esse modelo de 
gás é denominado de gás perfeito. O gás perfeito é um gás que obedece às equações 
PV/T = k e PV = nRT, com exatidão matemática. 
 
Os gases coletados em laboratório são, geralmente, coletados por deslocamento 
de água, em um dispositivo especial chamado Base de Bernoulli. Um gás coletado 
dessa maneira, sobre a superfície da água encontrar-se-á uma mistura de gás e vapor 
d’água. As moléculas de água que evaporam também exercem uma pressão, chamada 
pressão de vapor. 
 
Assim, se o nível de água é o mesmo dentro e fora do cilindro de recolhimento, a 
pressão dentro e fora deve ser a mesma e é igual à pressão atmosférica. Assim, a 
pressão do gás é dada por: Pgás = Patm – PV(H2O). 
 
No entanto, se o nível da água do cilindro e no banho não é o mesmo a pressão 
atmosférica é “compensada” pela soma da pressão do gás, do vapor d’água e a 
pressão exercida pela coluna d’água (Ph), ou seja: Pgás = Patm – (PV(H2O) + Ph). 
 
Em 1789, Lavoisier enunciou a seguinte lei: “Na Natureza nada se perde, nada 
se cria, tudo se transforma”. Quando a lei é aplicada especificamente ao caso das 
reações, temos que: “A soma das massas dos produtos é igual à soma das massas dos 
reagentes”. É este princípio que nos obriga a balancear uma reação química e que nos 
permite usá-la para calcular as quantidades, em massa, de substâncias formadas ou 
que reagiram. 
 
 
 
II. OBJETIVOS: 
 O objetivo deste experimento é determinar, utilizando as equações e métodos 
adequados de coleta de gases, a pressão parcial exercida pelo gás hidrogênio e o 
volume produzido do mesmo gás à temperatura e pressão ambiente, sendo advindo da 
reação entre magnésio metálico e ácido clorídrico. 
 
 
 
 
III. MATERIAIS E REAGENTES: 
MATERIAIS REAGENTES 
Béquer 10,00 mL Ácido Clorídrico P.A. 37% (HCl) 
Balança analítica Fita de Magnésio 
Bureta 50,00 mL Água destilada 
Pipeta 5,00 mL 
Capela 
Pêra 
Rolha 
Fios de cobre 
Proveta 10,00 e 1000 mL 
 
IV. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 
Utilizando uma pipeta transferiu-se 5,00 mL de Ácido Clorídrico 37% dentro de 
uma capela para um béquer de 10,00 mL contendo aproximadamente 5,00 mL de água 
destilada. Homogeneizou-se a solução. 
Em uma balança analítica pesou-se 0,0391 g de fita de Magnésio. 
Adicionou-se água em uma bureta de 50,00 mL de forma que fosse possível 
apenas medir o volume de água que preenche o espaço após a torneira. 
Esse volume foi medido com uma proveta de 10,00 mL e o valor encontrado foi de 
4,4 mL. 
Em um rolha contendo um fio de cobre preso em sua extremidade enrolou-se a fita 
de magnésio de forma que ela ficasse presa na pontinha do fio de cobre. 
Transferiu-se a solução de Ácido Clorídrico para a bureta e completou-se o 
volume com água até o topo. Em seguida tampou-se a bureta com a rolha. 
Utilizou-se uma proveta de 1000 mL cheia de água e adicionou-se a bureta dentro 
da proveta para melhor observação da reação. 
 
 
 
V. RESULTADOS E DISCUSSÕES: 
 
 Quando a solução de Ácido Clorídrico entra em contato com a fita de Magnésio 
presa em um rolha no topo da bureta, é possível ver nitidamente que pequenas bolhas 
se formam em volta da fita de magnésio até que ocorre uma efervescência que vai ficando 
cada vez mais forte até o magnésio ser consumido totalmente indicando o fim da reação. 
Isso ocorre pois acontece uma reação de oxirredução, onde o metal Mg é oxidado a um 
íon carregado positivamente e o H+ é reduzido a H2 formando o gás. 
 
 Uma vez cessada a reação, observou-se que houve uma redução no volume de 
água dentro da bureta que agora continha vapor d’água e H2. 
 
 Sabendo-se o volume da bureta que é de 50,00 mL e o volume após a reação 
ocorrer (15,00 mL) e o volume da extremidade da bureta (4,4 mL), realizando um simples 
cálculo de subtração e soma foi possível concluir experimentalmente que o volume de 
gás coletado foi de 39,4 mL. E sabendo a massa adicionada do Mg e sabendo a 
estequiometria da reação é possível calcular com através da fórmula dos gases ideias 
(P.V = n.R.T) o volume de gás produzido, confirmando o valor medido 
experimentalmente. 
 
 O valor encontrado utilizando a fórmula foi de 39 mL de gás Hidrogênio, e o 
volume encontrado pela medição de volume na bureta foi de 39,4 mL de gás Hidrogênio, 
essa diferença de 0,4 atribuímos a perda de gás que pode ter ocorrido devido à má 
vedação da bureta ou mesmo por outros fatores como: 
 
- A fita de magnésio não foi previamente lixada, eliminando assim vestígios de impurezas 
e óxido em sua superfície. Bem como, foi pesada diretamente na balança e manuseada 
sem intermédio de pinças, havendo então a contaminação do material com a umidade e 
gordura das mãos. 
 
- A precisão das medidas tomadas pode causar desvios, principalmente as medições de 
temperatura e volume, feitas observando-se escalas a olho nu. 
- Os cálculos usados no experimento (como a Lei de Dalton) levam em conta gases 
ideais, enquanto que se trabalhou com gases reais. 
 
 
 
 
 
# Cálculos: 
 10,00 mL de uma solução de HCl 6 mol/L 
 
Dados: 
- HCl P.A. 37% 
- d= 1,19 g/mL 
- PM= 36,5 g/mol 
 
1,19 g de solução de HCl ------------------------ 1,00 mL de solução HCl P.A. 
 x ---------------------------- 10,00 mL 
x = 1,19 x 10,00 ÷ 1,00 = 11,9 g de solução de HCl P.A. 
 
11,9 g de solução ---------------------- 100% 
 Xg -------------------------- 37% 
Xg = 11,9 x 37 ÷ 100 = 4,403 g de HCl 
 
1 mol de HCl ------------- 36,5 g 
X mol ----------------- 4,403 g 
 
X mol = 4,403 x 1 ÷ 36,5 = 0,1206 mols de HCl 
 
0,1206 mols ------------------- 10,00 mL 
X -------------------- 1000 mL 
X = 0,1206 x 1000 ÷ 10,00 = 12,06 mol/L HCl 
 
#Concentração: 
 
C1 x V1 = C2 x V2 
12,06 x V1 = 6,00 x 10,00 
V1 = 60,00 ÷ 12,06 
V1 = 4,975 ≈ 5,00 mL 
 
# Massa de Mg: 
 
Massa pesada: 0,0391 g 
MM= 24,301 g/mol 
 
1 mol Mg ----------- 24,301 g 
Xmol ------------- 0, 0391 g 
Xmol = 0, 0391 x 1 ÷ 24,301 
Xmol = 0,0016 mols de Mg 
 
#Volume de H2: 
 
Experimental: 
 
Volume dentro da bureta após término da reação = 35 mL 
Volume da parte de baixo da bureta = 4,4 mL 
 
Vhidrogênio = 35 + 4,4 = 39,4 mL 
 
Equação dos Gases Ideais: P.V = n.R.T 
 
Pressão = 1 atm 
V = ? 
n = 0,0016 mols 
R = 0,082 
T = 22ºC + 273 = 295 K 
 
P.V = n.R.T 
1 x V = 0, 0016 x 0,082 x 295 
1x V = 0,038704 
V = 0,038704 ÷ 1 = 0,038704 ≈ 0,039 L = 39 mL de H2 
 
 
 
# QUESTÕES 
 
1. Determine o número de moles de magnésio usados. 
 
1 mol de Mg ------------- 24,301 g 
 X --------------- 0,0391 g 
 
X = 0,0391 x 1 ÷ 24, 301 = 0,0016 mols de Mg. 
 
2. Determine a pressão parcial do gás hidrogênio. 
 
 Como este foi recolhido sobre a água, o gás no tubo é uma mistura de hidrogênio 
e vapor d’água. A pressão total produzida por esses dois gases é igual à pressão 
ambiente. Matematicamente podemos expressar este fato da seguinte maneira: 
Phidrogênio + Págua = Pambiente 
A pressão ambientepode ser determinada pela leitura do barômetro. A pressão 
do vapor d’água pode ser obtida pela tabela I. 
 
Tabela I: Pressão de vapor da água a diferentes temperaturas 
 
Temperatura 
(°C) 
Pressão 
(mmHg) 
 Temperatura 
(°C) 
Pressão 
(mmHg) 
15 12,8 23 21,0 
16 13,6 24 22,4 
17 14,5 25 23,8 
18 15,5 26 25,2 
19 16,5 27 26,7 
20 17,5 28 28,3 
21 18,6 29 30,0 
22 19,8 30 31,8 
 
A pressão parcial do hidrogênio pode então ser calculada da seguinte maneira: 
 
Dados: 
Pambiente = 1 atm = 760 mmHg 
T água = 22ºC 
Págua = 19,8 mmHg 
 
Phidrogênio = Pambiente - Págua 
PHidrogênio = 760 – 19,8 
PHidrogênio = 740,2 mmHg 
 
1 atm ------- 760 mmHg 
 X --------- 740,2 mmHg 
X = 740, 2 x 1 ÷ 760 = 0,974 atm. 
 
Portanto a pressão parcial do Hidrogênio em atm é 0,974. 
 
3. Determine o volume do gás hidrogênio obtido à pressão de 1 atm 
(760 mmHg): 
 Você sabe que, a uma dada temperatura, o produto da pressão e volume do gás 
é constante: P.V = K. 
 Para calcular o novo volume (à pressão de 760 mmHg) pode-se usar a seguinte 
relação matemática: 
Phidrogênio. Vmedido = 760 mmHg. V760 
740, 2 . 0,0394 = 760 . VH 
29,16388 = 760 . VH 
VH = 0,0394 L = 39,4 mL 
 
4. Sabendo-se que um mol de magnésio produz um mol de hidrogênio, qual é 
o volume de um mol de hidrogênio à temperatura ambiente e pressão de 
1 atm.? 
 
1 mol Mg ----------- 1 mol H2 
 
0,0016 mols Mg  0,0016 mols H2 
 
T = 22ºC + 273 = 295 K 
 
P.V = n.R.T 
1.V = 0,0016. 0,082. 295 
1.V = 0,038704 
 V = 0,038704 ≈ 0,039 L = 39 mL de H2 
 
 
5. Se a massa de um mol de hidrogênio é 2,0 g, qual é a massa de um litro de 
hidrogênio à temperatura ambiente e pressão de 1 atm., ou seja, qual é a 
densidade do hidrogênio, em g.L-1, naquelas condições de temperatura e 
pressão? 
 
1 mol de H2 ------------ 2,0 g 
 
Determinando a massa em 1L de H2: 
 
P.V = n.R.T 
1. 1 = n. 0,082. 295 
1 = n. 24,19 
n = 24,19 ÷ 1 
n = 24,19 mols de H2 em 1 L 
 
1 mol de H2 ---------- 2,0 g 
24,19 mols ------------ x 
 
X = 24,19 . 2,0 ÷ 1 = 12,095 g de H2 em 1 L. 
 
d = 12,1 g.L-1 
 
 
6. Escreva a equação da reação que se passou na experiência. 
 
Mg(s) + 2 HCl(aq)  H2(g) + Mg+2(aq) + 2Cl-(aq) 
 
 
 
 
VI. CONCLUSÕES: 
 
Com análise dos resultados obtidos com o experimento, podemos ver que eles 
confirmam alguns itens teóricos, como as Leis dos Gases Ideais, pois os 
resultados experimentais estão bem próximos dos resultados teóricos. 
Isso mostra a importância desses modelos no estudo dos gases. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
VII. BIBLIOGRAFIA: 
 
 Fundamentos da Química; Feltre Ricardo; ed.Moderna;4ª edição, São Paulo, 
2005. 
 Apostila de Química Experimenta. Universidade Federal de Campina Grande – 
Centro de Ciência e Tecnologia – Unidade Acadêmica de Engenharia Química, 
Vários Autores. Parte II 
 Estudo dos Gases - Brasil Escola - Acessado em 08 de Setembro às 17:15 h - 
http://www.brasilescola.com/fisica/estudo-dos-gases.htm