RELATÓRIO PRATICA 3- LAB QUIMICA GERAL (GRUPO 02)

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SERVIÇO PÚBLICO FEDERAL 
MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO 
UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO SEMI-ÁRIDO 
CURSO: INTERDISCIPLINAR EM CIÊNCIA E TECNOLOGIA 
& BACHARELADO EM BIOTECNOLOGIA 
DISCIPLINA: LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL 
DOCENTE: GECÍLIO PEREIRA DA SILVA 
TURMA: T13 
DATA: 02/09/2022 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
AULA PRÁTICA 03: CONSERVAÇÃO DA MASSA 
 
 
 
 
 
 
 
DISCENTES: 
BEATRIZ EDUARDA FELIPE DE OLIVEIRA 
KEFERSON YALI CARDOSO LOPES 
MEILANGY IRIS FERREIRA DE OLIVEIRA 
ROSIVALTON FERNANDES DE OLIVEIRA JUNIOR 
 
 
 
 
MOSSORÓ 
2022
 
 
Sumário 
1. INTRODUÇÃO 3 
2. OBJETIVOS 4 
2.1. Objetivos Gerais 4 
2.2. Objetivos Específicos 4 
3. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 5 
4. MATERIAIS E REAGENTES 6 
5. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 7 
5.1 Procedimento experimental I: Separação dos recipientes e soluções 7 
5.2 Procedimento experimental II: Preparo das soluções 7 
5.3 Procedimento Experimental III: Reações 7 
6. RESULTADOS E DISCUSSÃO 8 
7. CONCLUSÃO 11 
8. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 12 
ANEXO 1: PÓS-LABORATÓRIO 13 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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1. INTRODUÇÃO 
 
A lei da conservação da matéria ou lei de Lavoisier, descoberta por Antoine-Laurent de Lavoisier no ano de 
1774. Tal lei dizia que mesmo com uma reação química não seria possível criar massa, sendo apenas uma 
modificação de compostos que acontecia ao se misturar duas ou mais soluções. Desde que fosse em um sistema 
fechado, todos os átomos presentes na solução misturada serão conservados. 
 De acordo com Lavoisier: “Na natureza nada se perde, nada se cria, tudo se transforma”.
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2. OBJETIVOS 
 
2.1. Objetivos Gerais 
 
Compreender e verificar o funcionamento da lei da conservação da massa através da manipulação de reagentes 
químicos. 
 
2.2. Objetivos Específicos 
 
● Realizar a pesagem de três soluções juntas com cada uma em seu respectivo recipiente e anotar os 
dados obtidos da pesagem; 
 
● Realizar as misturas; 
 
● Pesar o recipiente com a mistura, anotar os dados obtidos da nova pesagem; 
 
● Analisar os dados obtidos e compará-los, fazendo um paralelo entre o experimento e a lei de 
conservação da matéria.
 
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3. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 
Em 1773, o famoso cientista Antoine Laurent de Lavoisier (1743-1794) realizou repetidamente um 
experimento de calcinar metais em recipientes fechados. Lavoisier é considerado o “pai” da Química 
Moderna porque nestes e em outros dos seus experimentos ele utilizou importantes técnicas experimentais, 
tais como a utilização de balanças com alta precisão para a época, realizou as reações em recipientes fechados 
e anotou cuidadosamente todos os dados coletados, como a massa dos reagentes e a dos produtos. Lavoisier 
aqueceu o mercúrio metálico numa retorta com a boca dentro de uma retorta contendo ar e mergulhada numa 
cuba com mercúrio. Depois do aquecimento, o volume do ar na retorta diminuiu, pois o volume do mercúrio na 
cuba subiu pela redoma. Isso significa que o mercúrio reagiu com “algo” no ar, que hoje sabemos que é o 
oxigênio. O produto formado foi o óxido de mercúrio II, um pó vermelho que aderiu às paredes da retorta. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Pesando o sistema inicial (mercúrio metálico + oxigênio) e o sistema final (óxido de mercúrio II), Lavoisier 
percebeu que a massa total dos reagentes era igual à massa total dos produtos. Ele repetiu esse experimento 
queimando outros materiais e percebeu que a massa dos sistemas permanecia constante em todos os casos. 
Com isso, ele enunciou a Lei de Conservação da Massa da seguinte forma: 
“No interior de um recipiente fechado, a massa total não varia, quaisquer que sejam as transformações 
que venham a ocorrer.” 
Ou “Num recipiente fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos.” 
Atualmente, essa lei é mais conhecida pelo seguinte enunciado: 
“Na natureza, nada se perde, nada se cria, tudo se transforma.”
 
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4. MATERIAIS E REAGENTES 
Balança analítica 
Frascos pequenos 
Pipetas 
Pêras/pipetadores 
Carbonato de sódio (Na2CO3) 0,1 M 
Cloreto de cálcio (CaCl2) 0,1 M 
Ácido sulfúrico (H2SO4) 0,1 M 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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5. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
5.1 Procedimento experimental I: Separação dos recipientes e soluções 
Para iniciar o experimento, foram selecionados três recipientes numerados para 
armazenar as soluções dos diferentes compostos, atentando para que os mesmos 
estivessem completamente vazios e ausentes de umidade. Recipiente 1 para carbonato de 
sodio (Na2CO3) 0,1 M. Recipiente 2 para cloreto de cálcio (CaCl2) 0,1 M. Recipiente 3 
para ácido sulfúrico (H2SO4) 0,1 M. 
 
5.2 Procedimento experimental II: Preparo das soluções 
- No recipiente 1, foi pipetada 5 mL da solução de Carbonato de sódio (Na2CO3) 
0,1 M, com uma pipeta de 5mL (figura 1). 
 
- Em seguida, no recipiente 2 foi pipetada 5mL da solução de Cloreto de cálcio 
(CaCl2) 0,1 M, também com uma pipeta de 5mL (figura 2). 
 
- Por último, foi pipetada 10mL da solução de Ácido sulfúrico (H2SO4) 0,1 M no 
recipiente 3, com uma pipeta de 10mL (figura 3). 
A adição as soluções aos seus devidos recipientes foi realizada com auxílio de pipetadores 
manuais/pêra separados para cada pipeta em cada solução, após isso todos foram fechados 
e separados para que não ocorresse engano com as soluções. Em seguida, foi feita a 
pesagem dos três recipientes juntos na balança analítica e anotada a massa (figura 4). 
 
5.3 Procedimento Experimental III: Reações 
- Fora da balança analítica, foi adicionada a solução de Cloreto de cálcio 
(CaCl2) 0,1 M que contém no recipiente 2 no recipiente 1 que contém a 
solução de Na2CO3 (0,1 M). Reação 1. 
- Foi feita a pesagem novamente dos três recipientes e anotada a massa. 
- Novamente, fora da balança, foi adicionada a solução de H2SO4 (0,1 M) 
que contém no recipiente 3 ao frasco que contém a solução formada pela 
reação 1 e observar o que ocorre. Reação 2. 
- Efetuar a pesagem novamente do conjunto de recipientes e anotar a massa.
 
 
 
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6. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
Figuras 1, 2 e 3 
 
 
Figura 1: Recipiente 1 com 5mL da solução de Carbonato de sódio (Na2CO3) 0,1 M. 
Figura 2: Recipiente 2 com 5mL da solução de Cloreto de cálcio (CaCO3) 0,1 M. 
Figura 3: Recipiente 3 com 10mL da solução de Ácido sulfúrico (H2SO4) 0,1 M. 
 
 
A primeira pesagem na balança analítica dos três frascos juntos com cada solução separada foi 
de 53,7999g (figura 4). 
Figura 4 
 
Figura 4: Pesagem dos recipientes 1, 2 e 3 com as soluções separadas. 
 
Em seguida, os frascos foram retirados da balança e foi realizada a reação 1, em que foi misturada a 
solução de Cloreto de cálcio (CaCl2) 0,1 M contendo no recipiente 2 com a solução de Carbonato 
de sódio (Na2CO3) 0,1 M no recipiente 1, ocorrendo a seguinte reação: 
 
Na2CO3+CaCl2 → 2NaCl + CaCO3 
 
Observou-se que a solução ficou levemente turva por conta da formação de carbonato de cálcio. (figura 
5). Em seguida, os três frascos foram pesados juntos na balança analítica, em que resultou na massa 
53,7972 g (figura 6). 
 
 
 
 
 
 
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Figuras 5 e 6 
 
Figura 5: Reação 1 Cloreto de cálcio+Carbonato de sódio 
Figura 6: Pesagem dos três frascos, sendo o frasco 1 contendo a reação 1, 
frasco 2 vazio e frasco 3 com Ácido sulfúrico) 
 
 
Após esse procedimento, os frascos foram retirados novamente da balança e a reação 1 foi 
derramada ao frasco 3 que contém a solução de Ácido sulfúrico, resultando na seguinte reação: 
2NaCl + CaCO3 + H2SO4 → 2NaCL + CaSO4 + H2CO3 
 
Com o término da reação, foi notado que a mistura voltou a ser incolor, assim como era a solução de 
Carbonato de sódio antes de reagir com o cloreto de cálcio (figura 7). Novamente os três recipientes 
foram pesados na balança analítica, em queresultou na massa 53,7942 g (figura 8). 
 
Figuras 7 e 8 
 
Figura 7: Reação 2 Cloreto de cálcio+Carbonato de sódio. 
Figura 8: Pesagem dos três recipientes, sendo o 1 totalmente preenchido e os demais vazios. 
Tabela 1 - Dados Experimentais: 
 
 
 
 
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Sistema:frascos com soluções 
Massa (g) 
Antes das reações: 53,7999g Após a reação 1: 53,7972 g 
Após a reação 2: 53,7942 g 
 
A pequena variação de massa na terceira pesagem se deve à decomposição do ácido carbônico, 
formado na segunda reação, em gás carbônico e água. Ressaltando que o frasco estava 
destampado, supõe-se que uma parte do gás carbônico formado vazou durante a pesagem, 
provocando a pequena variação da massa ao final do experimento. 
Em virtude dos dados obtidos na confecção do experimento, tornou-se possível a comprovação 
na prática a Lei de Conservação das Massas, que afirma filosoficamente que: “Na natureza nada 
se cria, nada se perde, tudo se transforma”. Portanto, quando uma reação procede em um sistema 
fechado, as massas dos reagentes são equivalentes à dos produtos. Essa definição científica foi 
confirmada através da pesagem dos recipientes contendo as soluções separadas antes da reação, 
bem como após a primeira e segunda reação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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7. CONCLUSÃO 
O experimento realizado confirma a veracidade e eficácia da Lei da conservação de Massa de Lavoisier, 
bem como a Lei das Proporções Definidas ou Lei de Proust. Com base nos conceitos propostos por essas 
leis, pode-se realizar cálculos que previam resultados dos experimentos, e pode-se verificar que os 
resultados aproximavam-se com excelente precisão dos valores previstos. O poder e utilidade do cálculo 
estequiométrico, que em sua essência é simples, ao relacionar razões pela ferramenta matemática da 
regra de três, foi presenciado e experimentado no volume suficiente para fixá-lo como conhecimento e 
prática. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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8. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas . Lei de conservação da massa. Mundo Educação. 
Disponível em: <https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/lei-conservacao-massa.htm>. 
Acesso em: 07/09/2022. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/lei-conservacao-massa.htm
 
 
 
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ANEXO 1: PÓS-LABORATÓRIO 
1) O que diz a lei da conservação da massa, conhecida também por lei de Lavoisier? 
 
A lei de Lavoisier diz que se uma reação quíimca que se processe num sistema fechado, a 
massa permanece constante, ou seja, a soma das massas dos reagentes é igual á soma das 
massas dos produtos: m(reagentes)= m(produtos). 
 
2) Calcule a quantidade de matéria, em mols, de cada 
 solução utilizada nesse experimento. 
Para o Na2CO3: 
0,1 mol ------- 1000mL=> 1000X=0,5 
X----------------- 5mL 
X= 0,0005 mol 
 
Para o Cal2: 
0,1 mol ------ 1000mL => 1000Y=0,5 
Y--------------- 5mL 
Y=0,0005 mol 
 
Para o H2S04: 
0,1 mol -----1000mL => 1000Z=0,1 
Z------------- 10mL 
Z= 0,001 mol 
 
3) Verifique se há reagente em excesso nas proporções em que foram utilizadas. 
Na primeira reação, a proporção entre o bicarbonato de sódio e o cloreto de cálcio está de 1:1, 
e o numero de mols utilizados para cada substância também está de 1:1. Logo, todo o cloreto 
de calcio e todo o bicarbonato de cálcio serão consumios para formar carbonato de cálcio e 
cloreto de sódio, não havendo massa em excesso. 
 
 
4) Considere a reação 2Na3PO4 + 3Ba(NO3)2 → Ba3(PO4)2 + 6NaNO3. Suponha que 
uma 
solução contendo 3,5 g de Na3PO4 é misturada com uma solução contendo 6,4 g de 
Ba(NO3)2. Quantos gramas de fosfato de bário podem ser formados? 
2Na3PO4 + 3Ba(NO3)2 → Ba3(PO4)2 + 6NaNO3 
1) 1 mol de Na3PO4 ----164g 
X mol de NaPO4 ------3,5g 
 
Divisão pelo coeficiente estequiométrico: 
0,021/2= 0,0105 mol de Na3POA 
 
2) 1 mol de BA3(NO3)2 --- 261g 
y mol de Ba3 (NO3)2 --- 6,4g 
y= 0,024 mol de Ba3(NO3)2 
Divsão pelo coeficiente estequiometrico: 
0,0243=0,008 mol de Ba3(NO3)2 
 
Sabendo que o reagente limitante é o Ba3(NO3)2uma vez que está em menor 
quantidade relativa, pode-se calcular a massa do fosfato de bário produzida: 
 
 
 
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3 x 261 g de Ba3(NO3)2 ---- 262 g de Ba3(PO4)2 
6,4 g de Ba3(NO3)2 ----Z g de Ba3(PO4)2 
Z= 2,1750g de Ba3(PO4)2.