Relatório Conservação da Massa.

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE CAMPINA GRANDE
CENTRO DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIA
UNIDADE ACADÊMICA DE ENGENHARIA QUÍMICA
DISCIPLINA: LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL
DOCENTE: BIANCA VIANA DE SOUSA
EXPERIMENTO 2 - Conservação das massas 
Aluska Thayuanne Rocha Nunes 116110865
Hada Sousa Gonçalves 116111235
Lucas Ayslan de Lima Pereira 116111225
Ryan Matheus do Ouro Medeiros 116110475
	
Campina Grande - PB
25 de agosto de 2016
1 OBJETIVOS
Comprovar de forma prática a Lei de Lavoisier, mostrando que após reações químicas, em sistemas fechados, a massa dos reagentes é igual a massa dos produtos, isto é, o registro da conservação das massas.
2 REVISÃO BIBLIOGRÁFICA
2.1 Lei de Lavoisier
A Lei da Conservação da massa foi desenvolvida inicialmente pelo químico russo Mikhail Lomonosov, porém foi Antoine Laurent Lavoisier, químico francês, o responsável por tornar conhecida no mundo ocidental essa lei que posteriormente recebeu seu nome (UNESP, 2016). Tal lei refere-se à conservação da massa em transformações da matéria (reações químicas) e diz o seguinte: 
“Ao término de uma reação química, a massa total inicial dos reagentes é igual a massa total final dos produtos. Ou em outras palavras, a massa é conservada quaisquer que sejam as modificações químicas e/ou físicas que a matéria sofra: Nada se perde, nada se cria. Tudo se transforma” (LAVOISIER, 1789).
Exemplificando: na reação de 2 gramas de hidrogênio com 16 gramas de oxigênio verifica-se a formação de 18 gramas de água (UNESP, 2016):
Dados: ; ; 
2.2 Lei de Dalton
Lavoisier entretanto, não foi o único a formular uma lei que trate do assunto em questão. Outro que vale a pena ser citado é John Dalton, químico inglês que é responsável pela Lei de Dalton ou Lei das Proporções múltiplas. Esta, por sua vez, pode ser assim enunciada (USP, 2016):
“Se a massa m de uma substância química S pode combinar-se com as massas m1’, m2’, m3’, etc. de uma substância S’, dando origem a compostos distintos, as massas da substância S’ estarão entre si numa relação de números inteiros e simples” (DALTON, 1805).
A partir dessa análise, Dalton formulou seu modelo atômico. O mesmo consiste na ideia da matéria ser dividida em partes cada vez menores até chegar a um ponto em que seja impossível continuar. Esse ponto indivisível ele chamou de átomo. Cada elemento possuía seu átomo respectivo, com seu conjunto de características único. Quando elementos químicos reagiam entre si, geravam compostos formados por mais de um tipo de átomo e as quantidades de cada um estariam regidos por uma proporcionalidade. Exemplificando, dois compostos, com a mesma proporção de nitrogênio porém diferentes proporções de hidrogênio teriam características físico-químicas distintas. Concluiu-se, portanto, que as reações químicas apenas redistribuem os átomos. Por conseguinte, “nada se perde, nada se cria. Tudo se transforma” (MAHAN e MYERS, 1995).
2.3 Leis de Proust e de Gay-Lussac
Anterior a Dalton pode-se citar também o químico francês Joseph Louis Proust que elaborou a Lei das Proporções Constantes ou Lei das Proporções Definidas, também conhecida como Lei de Proust na qual o próprio Dalton baseou-se para criar sua teoria atômica. Tal lei se assemelha muito com a Lei Volumétrica formulada pelo químico, também francês, Gay-Lussac, divergindo apenas, nos parâmetros de comparação. A medida que Gay-Lussac dedicava-se a uma análise quanto ao volume de cada participante da reação, Proust chegava às mesmas conclusões utilizando a massa (MAHAN e MYERS, 1995).
A Lei Volumétrica enuncia que, em uma reação química, o volume de cada reagente obedece uma proporção. Por exemplo, 2 litros de gás hidrogênio reagem com 1 litro de gás oxigênio para formar 2 litros de água, caso tenha-se mais hidrogênio, 3 litros por exemplo, porém continue-se com apenas 1 litro do oxigênio as quantidades da proporção continuam fixas e o 1 litro a mais de hidrogênio acaba não reagindo. Desta mesma forma dobrando-se o volume de um dos gases, é necessário o dobro do outro, produzindo o dobro do volume inicial da água (MAHAN e MYERS, 1995).
“Nas mesmas condições de temperatura e pressão, os volumes dos gases dos reagentes e dos produtos de uma reação química têm sempre entre si uma relação de números inteiros e pequenos.” (GAY-LUSSAC, 1808).
A Lei de Proust, por sua vez, enuncia que, para dois ou mais reagentes, a reação que ocorre entre eles segue uma proporção de acordo com as suas massas. Utilizando-se o mesmo exemplo acima, verifica-se que 2 gramas de gás hidrogênio reagem com 16 gramas de gás oxigênio, produzindo 18 gramas de água. Alterando-se a massa de um dos reagentes, é necessário que a massa do outro também seja alterada, caso contrário o excesso de um deles não participará da reação (MAHAN e MYERS, 1995). Nas palavras de Proust:
“As massas dos reagentes e produtos participantes de uma reação mantêm uma proporção constante, uma mesma substância tem sempre a mesma composição qualitativa e quantitativa”. (PROUST, 1797)
2.4 Estequiometria
O cálculo estequiométrico, primordial na análise quantitativa de reações, é em sua essência a aplicação prática do Princípio de Avogadro e das Leis Ponderais: Lei da Conservação das Massas (Lavoisier), Lei das Proporções Constantes (Proust), Lei Volumétrica (Gay-Lussac) e Lei das Proporções Múltiplas (Dalton) (MAHAN e MYERS, 1995).
 O princípio acima citado enuncia fundamentalmente que, o mesmo número de mols de dois gases diferentes, 1 mol de hélio e 1 mol de monóxido de carbono por exemplo, ocuparão o mesmo volume caso a temperatura e a pressão forem iguais nos dois casos (MAHAN e MYERS, 1995).
As reações químicas, na prática, sempre envolvem percentuais de rendimento abaixo de 100%. Teoricamente esperar-se-ia a formação de uma determinada quantidade de produtos, porém no processo prático a quantidade real obtida mostra-se abaixo do esperado. Esse fenômeno é natural, já que na teoria não são previstas as perdas ocorridas durante todo o processo (ATKINS, 2010) (BROWN et al., 2005).
Para calcular o rendimento de uma reação, utiliza-se de uma regra de três em que a quantidade a ser obtida teoricamente equivale a 100% do rendimento e a quantidade real obtida equivale a um percentual “x”. O “x” então corresponde ao rendimento prático da reação em questão (ATKINS, 2010) (BROWN et al., 2005).
Em casos que verifica-se a presença de impurezas a mesma deve ser desconsiderada, pois esta pode contaminar o processo e/ou formar produtos indesejados. Consequentemente os cálculos não devem inclui-la (ATKINS, 2010).
3 METODOLOGIA 
3.1 Materiais Utilizados
 Béquer;
 Proveta;
 Conta-gotas;
 Pipeta;
 Pipetador;
 Erlenmeyer;
 Balança Analítica;
 Funil;
 Carbonato de sódio;
 Cloreto de cálcio;
 Ácido sulfúrico;
3.2 Procedimentos
Passo I: A medição do volume de 10 mL da solução de CaCl2, foi feita através do uso de um béquer, em que colocou-se uma certa quantidade da solução para que em seguida fosse posta em uma proveta. Bem como, utilizou-se também de uma conta-gotas para marcar a medida exata de 10 mL da solução.
Passo II: Do mesmo modo, para medir um volume de 20 mL da solução de H2SO4, colocou-se uma certa quantidade da solução em um béquer para ser medido com o valor exato do volume em uma proveta. Assim, em um volume próximo do que seria almejado, utilizou-se o conta-gotas para que o valor do volume fosse aferido.
Passo III: Nesse ínterim, para medir o volume de 10 mL da solução de Na2CO3, com o uso de uma pipeta e um pipetador, retirou-se exatamente o valor aferido para ser posto em um béquer.
Passo IV: Pondo os três erlenmeyers em uma balança analítica tarada, os volumes medidos anteriormente foram transferidos, respectivamente, com o auxílio de um funil. Desse modo, após cada erlenmeyer ter o volume de cada solução, a balança registrou uma certa medida em gramas. Em seguida, misturou-se a solução de CaCl2 com Na2CO3 e imediatamente, o sistema foi fechado. Assim, novamentemediu-se os três erlenmeyers, um vazio, uma mistura e uma solução. Do mesmo modo, a mistura foi adicionada H2SO4 tal qual, o sistema foi fechado logo após. Então, foi usado uma nova pesagem com os três erlenmeyer, dois vazios e uma mistura
 4 RESULTADOS E DISCUSSÕES	
Tabela 1 – Dados obtidos na experiência
	1º pesagem 
	2º pesagem 
	3º pesagem
	48,05 gramas 
	47,99 gramas 
	47,96 gramas
Fonte: Elaborada pelos autores.
 4.1 Reação I
Após a transferência do cloreto de cálcio no erlenmeyer do carbonato de sódio, em sistema fechado, foi observado uma turvação na reação, ou seja, mudança de coloração, em que no final consolidou-se na cor branca tal qual, notou-se a formação de um composto sólido que logo após, seria o precipitado da reação.
Figura 1 – Reação do cloreto de cálcio com carbonato de sódio
 Fonte: Elaborada pelos autores.
4.2 Reação II
Assim como, na reação entre o carbonato de cálcio e cloreto de sódio com o ácido sulfúrico, em sistema fechado, observou-se imediatamente a formação de bolhas no fundo do recipiente conforme foi visto que na reação formou-se gás. De certo, a reação sofreu uma mudança na coloração tal qual, ficou transparente.
Figura 2 – Reação do carbonato de cálcio e cloreto de
 sódio com ácido sulfúrico
Fonte: Elaborada pelos autores.
5 CONCLUSÃO
Mediante a conclusão do experimento, infere-se que em uma dada reação química, a massa total dos reagentes não foi igual à massa total dos produtos. Isto é, não foi comprovado de acordo com as duas reações químicas realizadas pois, há uma diferença de massa entre as três pesagens, ou seja, a perda relativa da massa ocorreu-se devido a utilização de várias vidrarias, em que durante a transferência dos reagentes, uma pequena quantidade das mesmas reteu-se nas paredes dos objetos auxiliadores. Desse modo, é importante avaliar as concentrações e volumes, por meio de cálculos estequiométricos, uma vez que, todo o experimento depende das suas respectivas quantidades, para que haja, então, a comprovação da lei de Lavoisier.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
ATKINS, Jones. Princípios de química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2010.
BROWN, T.L; LEMAY, H.E; BURSTEN, B.E; BURDGE, J.R. Química: A ciência central. 9ª ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.
MAHAN, Bruce M.; MYERS, Rollie J. Química um curso universitário. 4ª ed., São Paulo: Editora Edgard Blücher LTDA, p. 1 – 17, 1995.
Universidade Estadual Paulista (UNESP). A Lei de Lavoisier.
Página: http://www.acervodigital.unesp.br/bitstream/123456789/41532/6/2ed_qui_m4d8_tm01_box3.pdf - Acesso em agosto de 2016.
Universidade de São Paulo (USP). JOHN DALTON.
Página: http://allchemy.iq.usp.br/metabolizando/beta/01/jdalton.htm - Acesso em agosto de 2016.