Relatório FQ Exp - Prática 01 (1)

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INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, 
CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO NORTE DE 
MINAS GERAIS 
CAMPUS MONTES CLAROS 
BACHARELADO EM ENGENHARIA 
QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
ANA CAROLINA FERREIRA AGUIAR 
JOÃO PEDRO LOPES JARDIM 
MARIANA FRANCO RIOS LAMAS 
ROSIANE FERREIRA 
TIAGO ROCHA SANTOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO 1: DETERMINAÇÃO DA MASSA MOLECULAR DE UM 
GÁS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Montes Claros - MG 
Maio de 2025 
ANA CAROLINA FERREIRA AGUIAR 
JOÃO PEDRO LOPES JARDIM 
MARIANA FRANCO RIOS LAMAS 
ROSIANE FERREIRA 
TIAGO ROCHA SANTOS 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO 1: DETERMINAÇÃO DA MASSA MOLECULAR DE UM GÁS 
 
 
 
 
 
 
 
Relatório técnico apresentado como requisito 
parcial para obtenção de aprovação na 
disciplina de Físico-Química Experimental no 
Curso de Engenharia Química do IFNMG – 
Campus Montes Claros. 
 Docente: Dr. Daniel Rodrigues Magalhães 
 
 
 
 
 
 
 
 
Montes Claros - MG 
Maio de 2025 
SUMÁRIO 
 
 
1 INTRODUÇÃO............................................................................................................... 4 
 
2 MATERIAIS E MÉTODOS..............................................................................................6 
 
2.1 Materiais..................................................................................................................... 6 
2.2 Métodos Parte A........................................................................................................ 6 
2.3 Métodos Parte B........................................................................................................ 7 
 
3 RESULTADOS E DISCUSSÃO......................................................................................8 
 
4 CONCLUSÃO.............................................................................................................. 10 
 
REFERÊNCIAS............................................................................................................... 11 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1 INTRODUÇÃO 
 
Fórmulas e equações químicas carregam um significado quantitativo, pois os 
subscritos nas fórmulas e os coeficientes nas equações representam quantidades precisas. 
A fórmula H2O indica que uma molécula dessa substância (água) contém exatamente 
dois átomos de hidrogênio e um átomo de oxigênio, da mesma forma, os coeficientes de 
uma equação química balanceada indicam as quantidades relativas de reagentes e 
produtos. A massa molecular (MM) ou peso molecular de uma substância representa a 
soma das massas atômicas dos átomos presentes na fórmula química da substância, na 
Química essa medida se relaciona com o mol (Brown et al., 2008). 
De muitas maneiras, os gases são a forma de matéria mais fácil de compreender. 
Embora diferentes substâncias gasosas possam ter propriedades químicas bastante 
diversas, elas se comportam de maneira muito semelhante com relação as suas 
propriedades físicas. Os gases diferem de maneira significativa dos sólidos e dos líquidos 
em vários aspectos. Por exemplo, um gás se expande espontaneamente preenchendo 
totalmente o volume do seu recipiente. Por isso, o volume de um gás é igual ao volume 
do próprio recipiente. Os gases também são altamente compressíveis: quando a pressão é 
aplicada a um gás, seu volume diminui com facilidade. Sólidos e líquidos, por outro lado, 
não se expandem para preencher o volume dos recipientes onde eles se encontram e não 
são facilmente compressíveis(Atkins et al., 2011). Uma forma de analisar o gás é através 
da equação dos gases ideais em que relaciona as variáveis que ministram o 
comportamento do gás de acordo com a equação 1. 
 
 (1) 𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇
 
 Na química experimental as práticas são feitas com repetição para aferir medições 
e cálculos em cima do que está sendo proposto, portanto é imprescindível o uso da 
estatística para fazer cálculos com intuito de estipular a média, o desvio padrão e 
estipular o intervalo de confiança da medida feita para mitigar o erro e ter valores 
confiáveis(Neto et al., 2010). De acordo com a equação 2 e 3 indicam como calcular a 
média e o desvio padrão amostral, respectivamente. 
 
 (2) 𝑥 = 1
𝑛
𝑖=1
𝑖=𝑛
∑ (𝑥
𝑖
)
 
 (3) 𝑠 = 𝑖=1
𝑖=𝑛
∑ (𝑥
𝑖
−𝑥)²
𝑛−1 
 
 
Por meio da aplicação desses conceitos, o presente experimento visa determinar a 
massa molar de um gás recolhido sobre a água e, em uma segunda etapa, estimar o teor 
de carbonato de cálcio em amostras conhecidas e desconhecidas com base na liberação 
de dióxido de carbono. Para isso, são utilizados a equação dos gases ideais e os princípios 
da estequiometria, relacionando os dados experimentais com os modelos teóricos para 
obter resultados quantitativos confiáveis. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2 MATERIAIS E MÉTODOS 
 
2.1 Materiais 
 
● Isqueiro de gás butano (C4H10) 
● Becker 1800 mL 
● Balança analítica 
● Termômetro 
● Proveta 
● kitassato 
● Pipeta volumétrica 
● Ácido clorídrico (HCl(aq)) 
● carbonato de cálcio CaCO3(s) 
 
2.2 Métodos Parte A 
 
Primeiramente, pesou-se o isqueiro. Em seguida, encheu-se um béquer e uma 
proveta com água. A proveta foi invertida dentro do béquer, de modo que permanecesse 
cheia e sem bolhas de ar. Utilizou-se uma mangueira fina para direcionar o gás do 
isqueiro para o interior da proveta. Ao abrir a válvula do isqueiro e pressionar levemente 
o botão, o gás butano (C₄H₁₀) foi liberado, deslocando a água. A transferência foi feita até 
que os níveis de água dentro e fora da proveta se iguala, garantindo que a pressão interna 
(do gás) fosse igual à pressão atmosférica. 
Após a liberação do gás, o isqueiro foi novamente pesado, e os valores da massa 
final e da massa de gás transferido foram anotados. Também foi medida a temperatura da 
água no momento do experimento. Definiu-se um padrão de 20 mL de gás, 
correspondente ao deslocamento dentro da proveta, e o experimento foi repetido três 
vezes. 
Considerou-se a pressão atmosférica como sendo 1 atm. Utilizando a equação 
geral dos gases ideais, , e lembrando que o número de mols (n) é dado pela 𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇
razão entre a massa do gás e sua massa molar, foi possível calcular a massa molar do gás 
liberado. 
 
2.3 Métodos Parte B 
Nesta etapa do experimento, foi utilizado um sistema semelhante ao da Parte A, 
sendo o isqueiro substituído por um kitassato, onde ocorreu a reação entre carbonato de 
cálcio sólido (CaCO₃) e uma solução aquosa de ácido clorídrico (HCl), conforme a 
reação: 
CaCO3(s) + 2 HCl(aq) → CaCl2(aq) + CO2(g) + H2O(l) (4) 
Inicialmente, transferiu-se 10,0 mL de solução de HCl 6 mol·L⁻¹ para o kitassato. 
Em seguida, adicionou-se uma amostra sólida de carbonato de cálcio, previamente 
pesada e envolvida em papel toalha. Após a adição, o kitassato foi imediatamente 
fechado com uma rolha, de modo que o gás carbônico (CO₂) liberado na reação fosse 
direcionado para o interior da proveta contendo água. 
A temperatura da água foi medida, e o volume de gás coletado na proveta foi 
anotado. A pressão atmosférica foi considerada como 1 atm. Com base na equação dos 
gases ideais ( ) e na temperatura convertida para Kelvin, foi possível 𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇
determinar o número de mols de CO₂ produzido. A partir da estequiometria da reação, 
pôde-se estimar a quantidade de carbonato de cálcio reagente. Apesar de a massa exata 
da amostra e o volume de ácido não terem sido utilizados diretamente nos cálculos, as 
quantidades adequadas foram definidas com base na equação dos gases e na proporção 
estequiométrica da reação. O experimento foi repetido com uma amostra de teor de 
carbonato desconhecido, seguindo os mesmos procedimentos descritos. Esse 
experimento foirealizado três vezes. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
 Para a realização da primeira etapa do experimento, em que o objetivo é calcular 
a massa molecular do gás do isqueiro, em que na química é recebido o nome de butano e 
tem massa molecular equivalente a 58,124 g/mol(Atkins et al., 2011). O procedimento 
empírico se baseou em calcular a massa do gás do isqueiro utilizado, medir o volume do 
gás, medir a temperatura do sistema e calcular a pressão do sistema(a diferença entre a 
pressão atmosférica e a pressão de saturação da água na temperatura do sistema. Os 
resultados obtidos estão na Tabela 1, em que o experimento foi realizado em triplicata. 
 
Tabela 1: Cálculo da massa molar do gás 
Dados Ensaio 1 Ensaio 2 Ensaio 3 
Massa do gás transferido 0,0438 0,0422 0,0421 
Temperatura do sistema (ºC) 26 26 26 
Pressão atmosférica (atm) 0,9999 0,9999 0,9999 
Pressão de saturação da água 
(atm) 
0,0313 0,0313 0,0313 
Pressão do sistema 0,9686 0,9686 0,9686 
Volume (mL) 20 20 20 
Número de mols 0,0007 0,0007 0,0007 
Massa molar (g/mol) 55,4599 53,4340 53,4036 
Fonte: Autores 
 
 Portanto, a massa molar do gás média é de g/mol e o percentual 54, 01 ± 1, 18
de erro foi de aproximadamente 7,06%. O resíduo calculado é considerado moderado, 
mas pode ser aceitável em contextos experimentais com margens de erro maiores, 
dependendo do nível de precisão esperado. Embora a massa molar experimental esteja 
relativamente próxima da tabelada, a diferença indica que houve algum erro experimental 
relevante, como vazamentos, impurezas ou medições imprecisas e uma possível presença 
de gás impuro ou presença de mistura gasosa pelo fato da massa molar média de uma 
mistura é menor que a de um gás puro mais pesado. 
 
 Para a segunda parte do experimento foi calculada a partir da equação de gases 
ideais a quantidade produzida de dióxido de carbono. De acordo com Tabela 2 
apresentada a seguir para a inferências medidas para efetuar a estimativa do CO2 
liberado. 
 
Tabela 2: Cálculo da massa de dióxido de carbono liberado. 
Dados Ensaio 1 Ensaio 2 Ensaio 3 
Massa do CaCO3 (g) 0,0438 0,0422 0,0421 
Temperatura do sistema (ºC) 26 26 26 
Pressão atmosférica (atm) 0,9999 0,9999 0,9999 
Pressão de saturação da água 
(atm) 
0,0313 0,0313 0,0313 
Pressão do sistema 0,9686 0,9686 0,9686 
Volume (mL) 20,5 21,0 21,5 
Número de mols de CO2 0,00080 0,00083 0,00085 
Massa de CO2 experimental 
(g) 
0,03562 0,03649 0,03736 
Massa de CO2 esperado(g) 0,03684 0,03684 0,03676 
Fonte: Autores 
 
 Ao comparar a massa de dióxido de carbono esperado, em que se baseou pela 
estequiometria da reação, com o experimental, que foi relacionado com a equação de 
gases ideais, foi obtido valores próximos, tendo uma diferença de 0,9 % em média de 
diferença entre essas massas. Tal fato indicam que a aplicação da equação dos gases 
ideais foi adequada para estimar a quantidade de CO₂ gerado nas condições 
experimentais de pressão; temperatura e volume, os erros sistemáticos ou aleatórios 
durante o procedimento foram mínimos e a reação ocorreu de forma eficiente e conforme 
o previsto, ou seja, a quantidade de produto formado está de acordo com a proporção 
molar esperada da reação química. 
 
 
 
 
 
4 CONCLUSÃO 
 
Para o cálculo da massa molar do gás do isqueiro foi próxima da tabelada, a 
diferença indica que houve desvio nas medições realizadas ou podem ser tema de estudo 
futuro para averiguar possível presença de impurezas. A análise sugere que o 
experimento foi razoavelmente bem conduzido, só que pode ser melhorado para obter 
maior precisão. Para a segunda parte do experimento, ao comparar a massa de dióxido de 
carbono esperada, obtida a partir da estequiometria da reação química, com a massa 
experimental, determinada por meio da equação dos gases ideais, observou-se uma boa 
concordância entre os valores, que indica que o experimento foi bem-sucedido, com a 
reação ocorrendo conforme o previsto e com perdas mínimas. A proximidade dos 
resultados sugere que as condições experimentais foram adequadamente controladas, e 
que a equação dos gases ideais foi uma boa aproximação para descrever o 
comportamento do gás nas condições do experimento. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
REFERÊNCIAS 
 
 
BROWN, T. L.; LEMAY JR., H. E.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J. R.; Química a 
ciência central; 9ª ed.; Pearson Prentice Hall do Brasil, 2008. 
 
ATKINS, P.; JONES, L.; Princípios de Química, questionando a vida moderna e o 
meio ambiente; 5ª Ed, Bookman Companhia Ed., 2011 
 
NETO, Benício Barros; SCARMINIO, Ieda Spacino; BRUNS, Roy Edward. Como fazer 
experimentos: pesquisa e desenvolvimento na ciência e na indústria. Bookman 
Editora, 2010. 
 
 
	1 INTRODUÇÃO 
	2 MATERIAIS E MÉTODOS 
	2.1 Materiais 
	2.2 Métodos Parte A 
	2.3 Métodos Parte B 
	3 RESULTADOS E DISCUSSÃO 
	4 CONCLUSÃO 
	REFERÊNCIAS