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Determinação da Massa Molar de Metais pela Reação com Ácido. 
Introdução: A massa molar dos metais e de outros elementos químicos foi utilizada por 
Dimitri Ivanovic Mendeleev para organizar a Classificação Periódica dos Elementos de 
uma maneira muito semelhante à utilizada atualmente, na qual o número atômico é a 
propriedade usada para a distribuição dos elementos. 
Porém, ao observarmos que Mendeleev propôs a Classificação Periódica dos Elementos em 
1869, cabe a questão: 
Como ele conhecia as massas atômicas dos elementos, muito antes das primeiras 
propostas sobre a estrutura atômica? 
A ideia de atribuir uma massa aos elementos químicos e o conceito de Mol haviam sido 
propostos por diversos químicos famosos, como Avogadro, Dalton, Canizzaro etc.. Uma das 
maneiras de determinar estas massas era através de reações entre os elementos ou 
substâncias, determinando o volume dos gases produzidos nas reações. Os experimentos com 
gases tornaram conhecida a Equação dos Gases, na qual a quantidade de matéria em moles 
era um dos parâmetros. 
Neste experimento iremos explorar a reação de metais com um ácido produzindo H2, e a 
partir da determinação da quantidade de H2 pelo volume, pressão e temperatura iremos 
determinar a Massa Molar de dois metais: Mg e Al. 
A reação de um metal com ácido em meio aquoso, produzindo o gás hidrogênio (H2), pode 
ser genericamente expressa como: 
 𝑀
(𝑠)
+ 𝑛𝐻
(𝑎𝑞)
+ = 𝑀
(𝑎𝑞)
𝑛+ + 𝑛
2 𝐻
2 (𝑔)
Onde n é um número inteiro e representa o estado de oxidação do cátion metálico. 
Segundo esta equação, a quantidade de H2 liberado depende da massa de metal consumida na 
reação, e é uma função de n. A quantidade liberada de hidrogênio (z) pode ser determinada 
pela medida de seu volume a uma determinada pressão e temperatura, a partir da equação dos 
gases ideais: 
 Equação 1 𝑝
𝐻2
𝑉 = 𝑛
𝐻2
𝑅𝑇
Onde R é a constante dos gases e T é a temperatura. 
Como o Hidrogênio produzido na reação com uma solução aquosa de ácido, está misturado 
com vapor d’água, a pressão parcial do H2 (pH2) pode ser determinada pela lei de Dalton, 
conhecendo-se a pressão atmosférica local, a pressão de vapor da água na temperatura do 
experimento e admitindo uma mistura de gases ideais. 
 Equação 2 𝑝
𝐻2
= 𝑝
𝑇𝑂𝑇𝐴𝐿
− 𝑝
𝑣𝑎𝑝𝑜𝑟 𝑑𝑎 á𝑔𝑢𝑎
A partir do conhecimento de z, do número de oxidação do metal e da massa de metal, o valor 
da massa molar pode ser calculado. 
Conhecendo-se a pressão parcial do vapor de água na temperatura do experimento (valor 
tabelado), é possível determinar pH2, e com ele o valor de nH2, usando a Equação 2. 
Determinado o valor de nH2, é possível atribuir arbitrariamente diferentes valores para m (por 
exemplo, m=1, m=2, m=3...) e substituir esses valores, um por vez, na reação para estimar o 
número de mols de metal (nM) que reagiu com o ácido. Como a massa inicial de metal que 
reagiu (mM) foi determinada, pode-se estimar a massa molar (MM) do metal a partir da 
Equação 3: 
 Equação 3 𝑛
𝑚𝑒𝑡𝑎𝑙
=
𝑚
𝑀
𝑀𝑀
𝑚𝑒𝑡𝑎𝑙
 Procedimentos: 
1) Reação do Magnésio com Ácido. 
Pese em balança analítica uma amostra de cerca de 20 mg de Magnésio. Antes de pesar lixe 
a amostra para remover óxido e impurezas. 
Enrole bem a amostra de magnésio em um pedaço de fio de cobre, deixando cerca de 5 cm de 
cabo (Figura 1a), e prenda-o a uma rolha de borracha (Figura 1b). 
 
Figura 1. (a) Colocação da amostra de metal em um fio de cobre, (b) fixação da amostra e do 
fio de cobre à rolha de borracha – Veja a referência 4. 
 Feche a torneira da bureta e coloque 10 mL de HCl 6 mol L-1. Com ela inclinada e com o 
auxílio de uma pisseta, adicione água destilada lentamente até enchê-la, procurando evitar ao 
máximo a mistura da água com a solução de HCl. Ajuste a rolha no topo da bureta, de tal 
forma que a água preencha complemente a bureta e o orifício da rolha, sem formar bolhas de 
ar. Tape o orifício da rolha com o dedo indicador. Inverta e introduza o topo da bureta em 
água contida em um béquer de 600mL, não permitindo a entrada do ar durante este processo. 
Fixe a bureta invertida num suporte universal utilizando uma garra, como indicado na Figura 
2b. Como a densidade da solução de HCl é maior do que da água, ao se inverter a bureta a 
solução de HCl desce lentamente em direção ao metal e dá início à reação. 
 
Figura 2. Esquema da bureta com a rolha e o metal, antes e durante a reação. Arranjo da 
bureta e proveta para medida do volume de gás. 
 Quando a reação cessar, dê leves toques na bureta para desprender o gás aderido ao 
fio de cobre. Anote a posição do nível de água no interior da bureta. 
Usando luvas, tape novamente o orifício da rolha com a bureta ainda sob a água, 
retire a bureta da garra e mergulhe-a, ainda invertida, em uma proveta de 2000 mL 
contendo água da torneira (Figura 3a). Atenção: realize esta etapa cuidadosamente, pois é 
importante evitar a entrada de ar na bureta. Segurando a bureta invertida, ajuste o nível 
da solução na bureta com o nível da água na proveta, como mostrado na Figura 2b. Procure 
pensar por que esse procedimento é necessário. Isto o ajudará a fazer os cálculos 
posteriores! Espere o volume dentro da bureta estabilizar e anote este valor. 
 
Figura 3. a) Bureta invertida dentro da proveta com água; b) Nivelamento do menisco da 
solução na bureta com o nível de água na proveta. 
 
Retire a bureta de dentro da proveta e descarte a solução ácida restante no frasco 
apropriado. Lave a bureta com água destilada três vezes, descartando a água de lavagem 
sempre pelo topo da bureta. Não abra a torneira da bureta. 
Em seguida, adicione água destilada à bureta lavada até o nível que você mediu 
quando a bureta estava invertida dentro da proveta. Transfira este volume de água para um 
béquer de 100 mL previamente pesado e seco. Determine então a massa referente a este 
volume de água e obtenha o volume total de gás dentro da bureta após a reação, usando a 
densidade da água. Repita o procedimento de determinação do volume de gás utilizando 
mais uma amostra do mesmo metal. 
Após a determinação do volume, verifique no barômetro do laboratório a pressão 
atmosférica em mmHg e anote este valor. Meça a temperatura da água e determine a 
pressão de vapor da água nessa temperatura (tabelada no laboratório). Por fim, determine 
a pressão parcial do gás hidrogênio e, a partir dos dados obtidos experimentalmente e dos 
valores calculados, calcule o número de mols de gás hidrogênio liberado na reação 
estudada. Se julgar necessário, use R = 62,63 L mmHg K-1 mol-1. 
Calcule a massa molar, utilizando valores experimentais obtidos e testando valores 
de número de oxidação m=1, m=2 ou m=3. Para cada número de oxidação atribuído, será 
calculada uma massa molar, de modo que três valores diferentes de massa molar serão 
obtidos. A identificação do metal utilizado na reação pode ser feita através de uma simples 
comparação entre o valor de massa molar experimental e aqueles da tabela periódica 
disponível no laboratório. 
Determine a pressão atmosférica local e a temperatura da água, e obtenha a pressão de 
vapor da água (valor tabelado) para esta temperatura. 
2) Reação do Alumínio com ácido (lavar e utilizar a mesma bureta utilizada 
anteriormente). 
Repita todo o experimento realizado com a amostra de Magnésio, utilizando uma amostra de 
Alumínio (aproximadamente 15 mg). Substitua o HCl 6 mol L-1 pela solução de HCl 6 mol 
L-1 contendo traços do íon Cu2+. A substituição da solução é necessária porque a presença 
de íons cobre catalisa a reação do alumínio com o ácido. 
Recomendações para o relatório 
● Para os cálculos, utilize os valores experimentais obtidos e os demais dados 
necessários. Calcule a massa molar para cada conjunto de dados de massa e volume 
de H2 de cada experimento, considerando o número de oxidação igual a 2 para o 
Magnésio e 3 para o Alumínio. 
● Consulte3 grupos de alunos e obtenha os valores de Massa Molar determinado por 
eles. Encontre a massa molar média com este conjunto de valores e compare a média 
com os valores encontrados na tabela periódica. Avalie os seus resultados quanto a 
precisão e possíveis erros que podem ter influenciado nos resultados que você obteve. 
 
Reflita sobre as duas questões a seguir: 
1. Por que é necessário saber a pressão de vapor da água para fazer os cálculos? 
2. Como a solubilidade do H2 na solução de HCl pode afetar os resultados? 
Referências: 
1. Mahan, B.; Química – Um Curso Universitário, Ed. Edgar Blucher, São Paulo, 
1972, p. 26-37 e 207. 
2. Kotz, J. C.; Purcell, K. F.; Chemistry and Chemical Reactivity, 2a ed., Saunders 
College Publishing, Philadelphia, 1991, p. 455, 865 e 907. 
3. Baccan, N.; Andrade, J.C.; Godinho, O.E.S.; Barone, J.S.; Química Analítica 
Quantitativa Elementar, 2a ed. 7ª reimpressão, Editora Edgard Blucher, 2010. 
4. César J.; de Andrade, J.C.; A Determinação da Massa Molar de um Metal, 2006, 28 p.p. – 
Disponível em 
http://chemkeys.com/br/2006/04/17/a-determinacao-da-massa-molar-de-um-metal/ 
 
http://chemkeys.com/br/2006/04/17/a-determinacao-da-massa-molar-de-um-metal/