Experimento 04 - CONSERVAÇÃO DA MASSA

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DISCIPLINA: LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO: 
EXPERIMENTO CONSERVAÇÃO DA MASSA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2022 
 
LISTA TABELAS 
 
Tabela 1- Dados experimentais ......................................................................... 9 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
file:///C:/Users/Anny/OneDrive/Área%20de%20Trabalho/Experimento04_Lab.docx%23_Toc97727685
SUMÁRIO 
 
RESUMO............................................................................................................ 4 
1 INTRODUÇÃO ................................................................................................ 5 
2 OBJETIVOS .................................................................................................... 6 
2.1 Objetivo Geral .............................................................................................. 6 
2.2 Objetivo Específico ....................................................................................... 6 
3 FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA ...................................................................... 7 
4 MATERIAIS E MÉTODOS .............................................................................. 8 
4.1 Materiais ....................................................................................................... 8 
4.2 Métodos ........................................................................................................ 8 
5 RESULTADOS E DISCUSSÃO ...................................................................... 9 
6 QUESTIONÁRIOS ........................................................................................ 11 
7 CONCLUSÃO ............................................................................................... 14 
REFERÊNCIAS ................................................................................................ 14 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
RESUMO 
O seguinte relatório de experimento químico, tem como objetivo 
comprovar a lei da conservação da massa descoberta pelo químico francês 
Antoine Lavoisier, que diz que ao término de uma reação química, a massa inicial 
dos reagentes é igual a massa final dos produtos. Com isso, temos que a massa 
é independente das suas modificações químicas ou físicas da matéria em 
questão. 
Vale ressaltar que, o experimento é realizado em uma reação química que 
ocorre em um sistema fechado, assim, não há o vazamento da reação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1 INTRODUÇÃO 
Antoine Laurent de Lavoisier deduziu baseado em reações químicas, a lei 
da conservação da matéria, onde diz que: "Na natureza nada se cria, nada se 
perde, tudo se transforma". 
Ainda mais, Lavoisier diz que a massa total do sistema permanecerá 
inalterada quando a reação ocorrer em um sistema fechado, concluindo que a 
soma total das massas dos materiais envolvidos na reação, é igual à soma total 
das massas das substâncias produzidas pela reação, ou seja, em um sistema 
fechado a massa total permanece constante. 
Com isso, tendo tais informações sobre a lei de Lavoisier, o experimento 
a seguir, realizado no laboratório busca comprovar a validação da lei de 
conservação da massa. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2 OBJETIVOS 
 
2.1 Objetivo Geral 
Determinar a massa total e em seguida determinar o número de mols de 
cada solução utilizado nesta reação. Finalizando com a análise dos dados 
obtidos. 
 
2.2 Objetivo Específico 
Determinar a massa total antes e depois das seguintes reações: 
 Carbonato de sódio 
 Cloreto de cálcio 
 Ácido Sulfúrico 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
A Lei de Lavoisier criada no final do século XVIII pelo cientista francês 
Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794) é também chamada de Lei de 
Conservação da Massa ou ainda de Lei de Conservação da Matéria. A mesma 
é enunciada da seguinte maneira: ‘’Na natureza, nada se perde e nada se cria, 
tudo se transforma’’. 
Lavoisier fez inúmeras experiências nas quais pesava as substâncias 
participantes, antes e depois da reação. O mesmo verificou que a massa total do 
sistema permanecia inalterada quando a reação ocorria num sistema fechado, 
sendo assim, concluiu que a soma total das massas das espécies envolvidas na 
reação (reagentes), é igual à soma total das massas das substâncias produzidas 
pela reação (produtos). Ou seja, nada é criado ou destruído, os elementos que 
constituem as espécies iniciais não somem, eles tornam-se novas substâncias. 
Vale ressaltar que, a Lei de Lavoisier é somente aplicada em sistemas fechados. 
Ainda mais, em conjunto com a Lei da Conservação das Massas, o 
cientista francês Joseph Louis Proust formulou em 1801 a “Lei das Proporções 
Constantes”. Tal Lei, postula que: "Uma substância composta é formada por 
substâncias mais simples sempre unidas na mesma proporção em massa”. Ou 
seja, as massas dos reagentes e produtos participantes de uma reação mantêm 
uma proporção constante. 
Além disso, John Dalton criou a Teoria das Proporções Múltiplas, onde o 
enunciado informa: “Quando dois elementos formam duas ou mais substâncias 
compostas diferentes, se a massa de um deles permanecer fixa a do outro irá 
variar em uma relação de números inteiros e pequenos”, ou seja, a massa fixa 
de um dos elementos se combina com massas diferentes de um segundo 
elemento, formando compostos diferentes. 
Sendo assim, as Leis Ponderais, são essenciais para os estudos da 
estequiometria. As mesmas estão relacionadas com as massas dos elementos 
químicos dentro das reações químicas. 
 
 
4 MATERIAIS E MÉTODOS 
 
4.1 Materiais 
Para o desenvolvimento dos objetivos propostos foram usadas as seguintes 
vidrarias e equipamentos: 
 Balança analítica; 
 3 Erlenmeyers (50 mL) ou 3 tubos de ensaio pequenos com rolha; 
 Becker de 50 mL; 
 Pipeta de 10 mL; 
 Pipeta de 5 mL; 
4.2 Métodos 
Primeiramente foi realizado a pipetagem de 5 mL de solução de 𝑁𝑎2𝐶𝑂3, 
0,1 mol/L, e colocado no erlenmeyer. Logo em seguida o erlenmeyer foi fechado. 
Em seguida, foi realizado a pipetagem de 5 mL de solução de 𝐶𝑎𝐶𝑙2, 0,1 mol/L, 
e colocado em um frasco fechado. Também, foi pipetado 10 mL de solução de 
𝐻2𝑆𝑂4, 0,1 mol/L, e colocado em um frasco também fechado. Vale ressaltar que, 
o exterior do erlenmeyer e dos frascos estavam todos completamente secos. 
Após, foi colocado simultaneamente todo conjunto de erlenmeyer na balança e 
pesados. Foi adicionado fora da balança a solução de 𝐶𝑎𝐶𝑙2, no erlenmeyer 
contendo uma solução de 𝑁𝑎2𝐶𝑂3. O mesmo foi agitado lentamente para que as 
soluções se misturassem, sendo formado bolhas de gás. Vale ressaltar que, as 
vidrarias estavam todas fechadas, assim o gás formado não irá sair. Após deixar 
descansar por alguns minutos para que a reação fosse finalizada, o conjunto 
incluindo o frasco vazio foi pesado novamente. Após a pesagem, foi adicionado 
todo o conteúdo do frasco de 𝐻2𝑆𝑂4 dentro do frasco de 𝑁𝑎2𝐶𝑂3 , e foi agitado 
lentamente acontecendo a formação de gás. Após a reação foi pesado 
novamente todo o conjunto de erlenmeyer, incluindo os vazios. 
 
 
5 RESULTADOS E DISCUSSÃO 
Os resultados estão apresentados e discutidos da seguinte forma: Com 
base nos dados obtidos interpretar a Lei da Conservação da Massa. Calculo do 
número de mols de cada solução utilizado nesta reação. Verificação de reagente 
em excesso nas proporções em que foram utilizadas. Determinar a origem da 
turvação observada na primeira reação. 
 
 
Pressão 
atmosférica 
(mmHg) 
Temperatura 
ambiente 
(°C) 
Massa da 1º 
pesagem 
(g) 
Massa da 2º 
pesagem 
(g) 
Massa da 3º 
pesagem 
(g) 
722 24 177,543 177,535 177,472 
 
Cálculo do Erro(%): 
𝐸(%) =
𝑚1 − 𝑚2
𝑚1
𝑥100 
𝐸(%) =
177,543 − 177,535
177,543
𝑥100 
𝐸(%) = 0,45% 
 
Com base nos dadosobtidos como é possível interpretar a Lei da Conservação 
da Massa? 
Temos que a Lei da conservação da Massa ou Lei de Lavoisier informa 
que: “Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”. Ou seja, no 
experimento realizado as substâncias químicas quando reagiram não foram 
perdidas elas se transformaram em gás, de forma que esses elementos ainda 
permanecem. 
Podemos explicar a pequena variação na pesagem como possíveis erros 
que ocorreram durante o procedimento, como por exemplo, as transferências 
das soluções terem sido realizadas em ambiente aberto. 
 
 
Tabela 1- Dados experimentais 
𝑁𝑎2𝐶𝑂3 + 𝐶𝑎𝐶𝑙2 → 2𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝐶𝑎𝐶𝑂3 (1) 
2𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝐶𝑎𝐶𝑂3 + 𝐻2𝑆𝑂4 → 2𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝐶𝑎𝑆𝑂4 + 𝐻2𝐶𝑂3 (2) 
 
Calcular o número de mols de cada solução utilizado nesta reação: 
 
Para 𝑁𝑎2𝐶𝑂3 
0,1 𝑚𝑜𝑙 → 1000𝑚𝐿 
𝑥 → 5𝑚𝐿 
 𝑥 = 0,0005 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎2𝐶𝑂3 
Para 𝐶𝑎𝐶𝑙2 
0,1 𝑚𝑜𝑙 → 1000𝑚𝐿 
𝑥 → 5𝑚𝐿 
𝑥 = 0,0005𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝑎𝐶𝑙2 
Para 𝐻2𝑆𝑂4 
0,1 𝑚𝑜𝑙 → 1000𝑚𝐿 
 𝑥 → 10𝑚𝐿 
𝑥 = 0,001 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻2𝑆𝑂4 
 
Verificar se há reagente em excesso nas proporções em que foram 
utilizadas: 
 Não há reagentes em excesso, já que todo o 𝐶𝑎𝐶𝑙2 será consumido para 
a formação do 𝐶𝑎𝐶𝑂2. Uma vez que os mesmos estão na proporção de 1 para 
1. 
Qual a origem da turvação observada na primeira reação? 
O 𝐶𝑎𝐶𝑙2 , é solúvel em água, assim como o 𝑁𝑎2𝐶𝑂3 e o 𝑁𝑎𝐶𝑙. Todavia, o 
𝐶𝑎𝐶𝑂3 é insolúvel e precipita-se. Portanto, o turvamento é dado pelo Carbonato 
de Cálcio Precipitado. 
 
6 QUESTIONÁRIOS 
 
6.1- Numa reação de neutralização foram utilizados 25 mL de solução de ácido 
sulfúrico para neutralizar 50 mL de solução de hidróxido de sódio 0,3 mol/L. 
Determinar a concentração do ácido antes da reação e a concentração em mol/L 
do sal formado. 
 
Dados: 
 Volume NaOH= 50mL 
 Molaridade NaOH= 0,3mol/L 
 Volume H2SO4= 25mL 
Mols de NaOH na solução: 
0,3 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻 → 1000𝑚𝐿 
 𝑥 → 50𝑚𝐿 
 𝑥 = 0,015𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻 
Temos que, 
2𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝐻2𝑆𝑂4 → 𝑁𝑎2𝑆𝑂4 + 2𝐻2𝑂 
 2𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑁𝑎𝑂𝐻 − 1 𝑚𝑜𝑙 𝐻2𝑆𝑂4 
0,015 − 𝑥 
2𝑥 = 0,0015 
𝑋 = 0,0075 𝑚𝑜𝑙 𝐻2𝑆𝑂4 
Assim, a concentração do ácido antes da reação e a concentração em mol/L 
será: 
𝑀 =
𝑛
𝑉
 
𝑀 =
0,0075
0,025
 
 𝑀 = 0,03𝑚𝑜𝑙/𝐿 
Logo, 
2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻 → 1𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2𝑆𝑂4 
0,015𝑚𝑜𝑙 → 𝑥 
 𝑥 = 0,0075𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎2𝑆𝑂4 
Assim, a concentração do sal será: 
𝑀 =
𝑛
𝑉
→
0,0075
0,075
→ 0,1𝑚𝑜𝑙/𝐿 
 
6.2- Explicar os enunciados nas leis de Proust e Dalton. 
A lei das proporções constantes e Proust pode ser enunciada da seguinte 
maneira: ‘’As substâncias que se combinam para formar um composto sempre o 
fazem em uma relação de massas fixas, constantes e invariáveis’’. Ou seja, a 
proporção em massa das substâncias que estão a reagir e que são produzidas 
em uma reação é sempre fixa. Portanto, não importa a quantidade de massa dos 
elementos usada, a proporção sempre será a mesma. 
Já a lei das proporções múltiplas, a Lei de Dalton, pode ser enunciada da 
seguinte forma: ‘’Quando dois elementos químicos formam vários compostos 
fixando-se a massa de um dos elementos, as massas do outro variam numa 
proporção de números inteiros e pequenos’’. Ou seja, quando combinados 
elementos uma mesma massa com diferentes massas de outros elementos, em 
uma reação química, o resultado será a formação de diferentes substâncias, mas 
a divisão das massas que variam resulta em números inteiros e pequenos. 
 
6.3- Considere a seguinte reação: 2 Na3PO4 + 3 Ba (NO3)2 -> Ba3(PO4)2 + 6 
NaNO3. 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? 
Reagente em excesso: 
2 ∙ 164𝑔 𝑁𝑎3𝑃𝑂4 − 3 ∙ 261𝑔 𝐵𝑎(𝑁𝑂3)2 
 𝑋 − 6,4𝑔 𝐵𝑎(𝑁𝑂3)2 
 783𝑋 = 2099,2 
 𝑋 = 2,68𝑔𝑁𝑎3𝑃𝑂4 
Portanto, 
3,5𝑔 − 2,68𝑔 = 0,82𝑔 𝑁𝑎3𝑃𝑂4 
Limitante será o 𝐵𝑎(𝑁𝑂3)2 
Assim, temos que as gramas de fosfato de bário que podem ser formados será: 
 
3 ∙ 261 𝐵𝑎(𝑁𝑂3 )2 − 1 ∙ 601𝑔 
𝐵𝑎3(𝑃𝑂4)2 6,4 𝑔 𝐵𝑎(𝑁𝑂3) − 𝑋 
 783𝑋 = 3846,4 
 𝑋 = 4,912𝑔 𝑑𝑒 𝐹𝑜𝑠𝑓𝑎𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝐵á𝑟𝑖𝑜 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
7 CONCLUSÃO 
Por meio do experimento foi possível chegar à conclusão da Lei de 
conservação da massa, que diz que em um sistema fechado, quando duas ou 
mais substâncias reagem entre si, a massa total dos produtos é igual à soma 
das massas dos reagentes. Com isso, foi possível comprovar que durante as 
reações químicas não houve a criação ou perda de massa, ocorrendo assim, 
uma transformação de substâncias reagentes. 
Vale ressaltar que, o erro de 0,45% pode ter sido ocasionado na 
transferência dos reagentes em uma ambiente aberto, provocando assim uma 
pequena variação da massa ao final do experimento. 
 
REFERÊNCIAS 
 
MUNIZ, ANA CRISTINA S.; CAMPOS, ANA REGINA; LABORDE, HERVE 
MICHEL; FRANÇA, KEPLER BORGES; OLIVEIRA, LAERCIO GOMES; LIMA, 
LUCIA MARIA G. DE A.; RODRIGUES, MEIRY GLAUCIA F.; SILVA, VIMÁRIO 
SIMÕES. Apostila de Química Experimental. Universidade Federal de 
Campina Grande. 
SANTOS, Francisco; GOMES, Kalyanne; SILVA, Marta. Laboratório de 
química geral e química básica. 3° edição. Mossoró.