Roteiro experimento 5 (2)

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Química Geral Experimental 
 
 
Esta relação pode ser usada 
também em seus vários caminhos: 
A quantidade de matéria é 
proporcional à massa pelo inverso 
da massa molar: n = (1/MM) x m 
ou n = m / MM 
Ou ainda, a massa é proporcional à 
quantidade de matéria multiplicado 
pela massa molar: m = n x MM 
 
 
Experimento 5: Determinação da massa molar do Magnésio. 
Objetivo do experimento: Determinação de sua massa molar do Magnésio a partir da reação 
com ácido. Acompanhar a cinética da reação e discutir os fatores que afetam a velocidade da 
reação. 
Temas abordados: Gases, massa molar, cálculo estequiométrico, mol, reação química,. 
5.1: Unidade de medida: Mol 
No dia-a-dia estamos familiarizados com grande quantidade de representações para 
determinadas medidas. Assim temos metro, que representa unidade de medida de comprimento; 
quilograma que representa quantidade de massa de um material, graus Celsius ou Kelvin que 
representa a medida de temperatura, entre outros. Em um laboratório de Química, contudo, é 
impossível trabalhar medindo átomos, já que estes são entidades muito pequenas. Desta forma, 
poder-se-ia adotar qualquer medida que expressasse uma quantidade fixa de material que nos 
permite “contar” quantos átomos são necessários numa reação química. Vejamos um exemplo: 
Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2 
Sabe-se que uma molécula de Fe2O3 reage com 3 moléculas de CO produzindo 2 átomos de 
ferro e 3 moléculas de CO2. Entretanto, considerando que na indústria siderúrgica, toneladas de 
Fe2O3 são utilizadas nesta produção, fica estranho falar de quantidades de moléculas. Vamos 
propor que cada um escreva a mesma frase em negrito utilizando outra medida de quantidade: 
ficaria dúzias, centenas, dezenas, milhares, etc. mas será que isso resolveria nosso problema? 
Criou-se então uma medida para a quantidade de átomos, moléculas, íons, entidades, 
etc, de forma que esta possa especificar o quanto de material reage numa reação química. 
Esta medida é chamada de quantidade de matéria, representada pelo símbolo mol, sendo uma 
das unidades fundamentais do SI (sistema internacional de unidades). Pela definição: 
Mol é a “quantidade de matéria de um sistema que contem tantas entidades elementares quantos 
são os átomos contidos em 0,0012kg de carbono 12”. O número de entidades contidas nesta 
quantidade de carbono é 6,02214x1023 espécies, também chamada de número de Avogadro”. 
Assim, toda substância que contiver este número de componentes conterá um mol de 
entidades. Isso vale para átomos, moléculas, um caminhão de bananas, estrelas no céu... mas em 
um laboratório de Química, ou quando lidamos com componentes químicos, assumimos essa 
unidade de medida – o mol – para especificar quantas espécies tem em uma dada substância. 
A quantidade de matéria nos traz uma unidade de medida que permite relacionar um número 
muito grande de átomos, moléculas, etc, (622.000.000.000.000.000.000.000 seiscentos e vinte e 
dois setilhões) com apenas uma unidade – o mol. Mas em um laboratório de Química, medimos 
volumes nas vidrarias disponíveis ou pesamos uma determinada massa, usando uma balança. 
Assim, como medir “um mol” de uma espécie? Qual o instrumento disponível? 
A quantidade de matéria se relaciona com a massa da substância por uma constante de 
proporcionalidade. Esta constante chamamos de massa molar (M) e é intrínseca de cada 
substância. A massa molar, como o próprio nome já diz é a 
massa de um mol da substância, ou seja, a massa de 6,022 
x 1023 átomos/moléculas/íons daquela substância. 
Representamos a massa molar a partir da fórmula: 
Massa molar = 
massa / quantidade de matéria ou M = m / n 
Sendo que a unidade da massa molar é “g/mol” (gramas por 
mol) 
Química Geral Experimental 
 
 
Vejamos alguns exemplos: 
a) Massa molar do Ferro: 55,845 u.m.a (unidade de massa atômica) ou: 55,845 g/mol. O que isso 
significa? Que toda vez que estivermos pesando 55,845 gramas de ferro, naquela massa haverá 1 
mol de átomos de Fe, ou ainda 6,022 x 1023 átomos. E de onde tiramos esse valor? As massas 
atômicas são tabeladas e disponíveis na tabela periódica. 
b) Massa atômica do gás Oxigênio (O2): 32,000 u.m.a (unidade de massa atômica) ou: 32,000 g/mol. 
Nesse caso, a massa molar de uma molécula O2 – formada por dois átomos de oxigênio –equivale 
à soma das massas atômicas dos dois átomos envolvidos (15,999 é a massa atômica de cada 
átomo de oxigênio). O que isso significa? Que toda vez que estivermos pesando 32,000 gramas de 
gás oxigênio – O2, naquela massa haverá 1 mol de moléculas de O2, ou ainda 6,022x10
23 moléculas. 
c) Massa molar da água (H2O): 18,02g/mol. Podemos determinar a massa molar de um composto 
a partir da soma da massa atômica de cada um de seus componentes. Assim, no caso da molécula 
de água, formada por dois átomos de Hidrogênio e um átomo de Oxigênio, a massa molar da água 
será de: 15,999 u.m.a + 1,00784 u.m.a. + 1,00784 u.m.a (massa atômica do oxigênio como 
apresentado anteriormente, e a massa atômica de cada átomo de hidrogênio – como há dois 
átomos, duas vezes esse valor). Novamente, quando há 18,02 gramas de água, há 6,022x1023 
moléculas de água, ou um mol de água. 
Como podemos perceber, a massa molar de um elemento é muito importante e por isso, fez- 
se um grande esforço para que se determinasse com a máxima precisão, a massa de um mol de 
cada componente. E esses valores precisos são tabelados para que possamos usa-los em nossas 
atividades em um laboratório que envolve substâncias químicas. Mas se hoje, temos instrumentos 
que permitam determinar a massa molar de uma espécie com grande precisão, sempre foi assim? 
A resposta é: NÃO! Por muito tempo, a Massa molar foi determinada de forma indireta, a partir da 
formação de um outro composto; e um destes métodos é apresentado nesse experimento. 
 
5.3 : Procedimento Experimental: 
Materiais: Solução aquosa de HCl 3mol/L, Filme de PVC transparente, Proveta de 50 mL (1), 
Béquer de 250 mL (1), Suporte (1), Garra (1), Régua escolar (1), Pisseta com água (1), Cronômetro 
(1), Fita de Magnésio (aproximadamente 2,2cm), Pequeno pedaço de lixa, Fio de cobre encapado 
ou 1cm de tubo plástico de 1cm de diâmetro, Balança analítica, Termômetro. 
Parte Experimental 
1. Limpe uma fita de magnésio de aproximadamente 2,2 a 2,3 cm. Lixe, sobre uma folha de papel, 
o pedaço de fita para remover a camada de óxido presente na superfície deste metal. 
2. Pese a fita de magnésio e anote essa massa; gramas 
3. Prenda o pedaço de magnésio na extremidade de um fio de cobre encapado na forma de um 
anzol, de forma com que ela fique fixa (enrolada) nesse fio; 
4. Coloque inicialmente 10 mL de HCl 3mol/L na proveta de 50 mL e complete o volume com água. 
A proveta deve ficar completamente cheia até quase transbordar; 
6. Tampe a proveta com o filme de PVC transparente e inverta-a em um 
béquer de 250 mL contendo cerca de 150mL de água de torneira. Evitar 
neste momento a formação de bolha no fundo da proveta pela entrada de 
ar. Para isso, só retire o filme plástico quando a ponta da proveta estiver 
submersa e em hipótese alguma, deixe que ela “saia de dentro da água do 
béquer” (deixe de estar submersa); 
7. Introduza a fita de magnésio presa no fio de cobre dentro da boca da 
proveta (conforme a figura ao lado) com cuidado para que o magnésio não 
fique fora da boca da proveta, nem que a proveta esteja fora do nível de 
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água presente no béquer. Dispare o cronômetro imediatamente ao momento que o metal entrar em 
contato com a água dentro da proveta. 
8. Você deve observar a formação de bolhas (evolução de gás) assim que o metal entrar em contato 
com a solução de HCl presente na proveta. Essa é a evidência de que a transformação (reação) 
química está ocorrendo. 
9. Depois que a reação cessar, aguardar cerca de 5 minutos para o sistema atingir a temperatura 
ambiente. Anote essa temperatura. T = º C; 
10. Igualara pressão interna do gás à pressão atmosférica (deixando o nível da água no béquer e 
na proveta na mesma altura) ou meça o comprimento da coluna de água com uma régua; 
11. Determine o volume do gás formado. V = 
ATENÇÃO: 
• Se houver vazamento de gás durante a reação, o procedimento deve ser repetido. 
• Ao descartar a solução de HCl na pia, abra bem a torneira para diluir a solução. 
5.4 : Discussão: Cálculo da massa molar 
A reação que se passa é descrita pela equação: Mg(s) + 2HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2 (g) 
Utilizando apenas a equação líquida (sem os íons expectadores), temos: 
Mg(s) + 2H+(aq) → Mg2+(aq) + H2(g) 
O que significa dizer que nMg = nH2 ou seja, o número de mols 
do magnésio que reage é igual ao número de mols de gás hidrogênio formado. Podemos então 
trabalhar com o número de mols do gás hidrogênio, pois eles são equivalentes. Como o oxigênio é 
um gás, usamos a equação dos gases ideais: P x V = n x R x T. O que essa equação quer dizer? 
Em condições ideais, o produto da pressão e volume de um gás é igual ao número de mols, 
multiplicado pela temperatura, multiplicado por uma constante R, que chamamos constante dos 
gases ideais. O valor de R é 0,0817 atm..L / mol.K. Assim, para o gás hidrogênio produzido nesse 
experimento, se determinarmos a pressão exercida, medirmos o volume de gás formado e a 
temperatura, a partir dessa equação podemos saber o número de mols de H2 produzido. 
Começando com a Pressão do gás presente dentro da proveta: Na proveta a maior parte do 
gás presente é o H2 gerado. Mas temos ainda vapor de água e outros gases (estes outros gases 
podemos desconsiderar). A pressão total dentro da proveta, portanto é: pgás = pH2 + pH2O + poutros 
Ou rearranjando (excluindo a pressão dos outros gases) temos: pgás = pH2 + pH2O 
Agora, vamos analisar a pressão exercida pelo gás, considerando o sistema como um todo. 
Para isso, veja a imagem ao lado. Dentro da proveta, temos uma mistura de H2 e vapor de água, 
exercendo uma pressão para fora, empurrando o líquido de dentro da proveta para o béquer. Por 
isso, vimos o volume de gás aumentar e o volume da água dentro da proveta ir abaixando 
(diminuindo). Do lado de fora, temos a pressão 
atmosférica “empurrando a superfície o líquido para baixo, 
e com isso, forçando esse liquido a entrar na proveta. 
Nessa “guerra de forças”, qual vence? A resposta é 
nenhuma! Quando o volume não varia mais, significa que 
essas duas forças se igualaram. Logo: pgás= patm 
Podemos rearranjar essas duas equações então 
como: patm = pH2 + pH2O sendo que o valor da pressão 
de vapor de água, à temperatura que o experimento foi 
feito, é tabelada e pode ser encontrada em algum site ou 
tabela disponível na internet. Já a pressão atmosférica, 
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depende da altitude que nos encontramos em relação ao nível do mar. A altitude da cidade de 
Alfenas é de aproximadamente 800m e a pressão atmosférica média de 912 hPa ou 0,90 atm. Esse 
valor foi medido em um barômetro disponível nos laboratórios da UNIFAL-MG. Assim, substituindo 
esses valores e isolando a pressão do gás hidrogênio temos: pH2 = patm – pH2O 
Nesse ponto, você deve estar atento às unidades trabalhadas! Em nossa apostila de aulas 
experimentais, ao final, temos uma tabela com os valores da pressão de vapor de água em função 
da temperatura. Mas esses valores estão em mmHg (milímetros de mercúrio) e portanto, devem ser 
convertidos para atm!!! Faça isso nessa etapa: 
pH2O = mmHg) (Para converter esse valor para atm, divida por 760 ) 
P atmosférica (em atm) = atm 
Logo, a pressão do gás hidrogênio é igual a pressão atmosférica menos a pressão de vapor: 
pH2 = patm – pH2O 
pH2 = atm – atm 
pH2 = atm 
Determinando agora a temperatura ambiente medida provavelmente em graus Celsius, 
devemos converte-la em Kelvin: T(K) = T(oC) + 273,15 = K 
 
E o volume de gás hidrogênio formado e medido na bureta, deve ser convertido em litros: 
Volume H2 = ml x 1000 Volume H2 = L 
 
Agora, de posse de todos os dados, podemos substitui-lo na equação dos gases ideais P . V = 
n . R . T e determinar o número de mols de gás hidrogênio. Para isso: 
 atm x L = n x L.atm.mol-1.K-1 x K 
(Pressão - atm) x (Volume - L) = (número mols) x (constante dos gases) x (temperatura - K) 
O único valor que não temos dessa equação acima é o número de mols, que é justamente o 
que queremos determinar! Ou seja, quantos mols de H2 foram formados quando o magnésio reagiu 
com o HCl? nH2 = mols H2 
 
Mas... nosso experimento referia-se a Massa Molar do Magnésio, e determinamos acima o 
número de mols de... HIDROGÊNIO! Não está errado? Não! Lembrando da equação química que 
descreve essa reação, apresentada no início dessa seção, temos que o número de mols do H2 é 
igual ao número de mols de Mg. Portanto, nMg = mols Mg 
 
Sabendo que a massa molar é a razão entre a massa e o número de mols, ou seja, M = m / n 
podemos determinar a massa molar, já que a massa do magnésio foi pesada e está anotada no 
item 2 da seção 6.3. Logo: Massa molar Mg = massa do Mg / número de mols Mg 
Massa molar Mg = g / mols 
Massa molar Mg = 
 
Por fim, compare seus dados com os de seus 
colegas, anotando na tabela ao lado. Calcule a média e 
o desvio padrão dos valores. 
Tabela 3: Massa molar do magnésio em gramas por mol. 
 
Referências: 1) Apostila de aula experimental da UNIFAL-MG; 2) 
Fundamentos de Química Experimental. Maurício Gomes Constantino e outros. Edusp, 2º edição, 2004 
Equipes Massa Molar do Mg, g/mol 
1 
2 
3 
4 
5 
Média 
Desvio 
padrão