PRÁTICA DE CONSERVAÇÃO DA MASSA

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UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO SEMI-ÁRIDO 
CURSO: BACHARELADO EM CIÊNCIA E TECNOLOGIA
DISCIPLINA: LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL
DOCENTE: PAULA KATHERINE 
Cecília Maghna de Fança Freitas
Larisa Monalisa Porfirio da Silva
Luiz José de Bessa Neto
Matheus Odilon Da Silva Pereira
Maria Mariana Saldanha de Queiroz Xavier
CONSERVAÇÃO DA MASSA
Relatório científico apresentado à disciplina de Laboratório de Química Geral da Universidade Federal Rural do Semi-Árido, como parte integrante dos requisitos necessários para obtenção da nota da segunda unidade.
MOSSORÓ – RN
2017
SUMÁRIO 
INTRODUÇÃO 
A Lei da Conservação das Massas foi publicada pela primeira vez 1760, em um ensaio do químico russo Mikhail Lomonosov. No entanto, sua obra não teve repercussão na Europa Ocidental, cabendo ao francês Antoine Laurent Lavoisier o papel de tornar mundialmente conhecido o que hoje se chama Lei de Lavoisier.
Por volta de 1774, o químico francês realizava experiências sobre a combustão e a calcinação de substâncias. Com o objetivo de utilizar métodos quantitativos, Lavoisier empregava a balança como um de seus principais instrumentos para acompanhar as atividades experimentais. Observou que, das reações de calcinação de metais expostos ao ar, sempre resultavam óxidos cujo peso era maior que o do metal de partida. Ao contrário, na combustão de um pedaço de carvão exposto ao ar, a massa restante ao final do processo era sempre menor que a massa inicial.
Depois que adquiriu informações sobre as características do gás que ativava a queima de outras substâncias (que mais tarde foi denominado pelo próprio Lavoisier como oxigênio, que quer dizer gerador de ácidos), passou a fazer experiências com o mesmo e acabou por deduzir que a combustão e a calcinação nada mais eram que o resultado da reação de combinação desse gás com as outras substâncias. Através dos resultados dos experimentos realizados em sistemas fechados, onde as massas de reagentes e produtos gasosos poderiam ser medidas com precisão, concluiu que as variações de massa observadas quando as reações eram realizadas em sistemas abertos, correspondia à massa da substância inicialmente empregada, mais a massa do gás a ela incorporada ou perdida através da reação.
 Lei de Lavoisier
Os estudos experimentais realizados por Lavoisier levaram-no a concluir que, numa reação química que se processe num sistema fechado, a massa permanece constante, ou
seja, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos:
m(reagentes) = m(produtos)
Assim, por exemplo, quando 2 gramas de hidrogênio reagem com 16 gramas de oxigênio verifica-se a formação de 18 gramas de água; do mesmo modo, quando 12 gramas de carbono reagem com 32 gramas de oxigênio ocorre a formação de 44 gramas de gás carbônico.
Através de seus trabalhos, pôde enunciar uma lei que ficou conhecida como Lei da Conservação das Massas ou Lei de Lavoisier: “Numa reação química que ocorre em sistema fechado, a massa total antes da reação é igual à massa total após a reação”.
Outrossim, numa reação química a massa se conserva porque não ocorrem criação nem destruição de átomos. Os átomos são conservados; eles apenas se rearranjam. Os agregados atômicos dos reagentes são desfeitos e novos agregados atômicos são formados. Ou ainda, filosoficamente falando: “Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”.
OBJETIVOS
Verificar a lei da conservação da massa através da determinação da massa total antes e depois de ocorrerem às seguintes reações:
Reação 1: Na2CO3(aq) + CaCl2(aq) → 2NaCl(aq) + CaCO3(s)↓
Reação 2: 2NaCl(aq) + CaCO3(s) + H2SO4(aq) → 2NaCl(aq) + CaSO4(aq) + H2CO3(aq)
METODOLOGIA EXPERIMENTAL
 Materiais e reagente
Tabela 1 – Materiais e reagentes para a confecção do experimento
	Materiais
	Reagentes
	Balança analítica
	Carbonato de sódio 0,1 M
	Frascos pequenos
	Cloreto de cálcio 0,1 M
	Béqueres
	Ácido sulfúrico 0,1 M
	Pipetas
Pipetadores
	
Fonte: Dados do autor (2017).
Para iniciar o experimento, foram selecionados 3 recipientes para armazenar as soluções dos diferentes compostos, atentando para que os mesmos estivessem completamente vazios e ausentes da umidade. Posteriormente, selecionou-se as soluções que seriam utilizadas na confecção do experimento. Dessa forma, seguindo o roteiro da prática pipetou-se 5 mL da solução de Na2CO3 (0,1M) com uma pipeta de 5mL, colocando em um frasco. Seguidamente, pipetou-se 5 mL da solução de CaCl2 (0,1 M) com uma pipeta de 5 mL, em outro frasco. Em seguida, pipetou-se 10 mL da solução de H2SO4 (0,1 M), noutro frasco. As pipetações foram realizadas com o auxílio de um pipetador manual, tanto para evitar erros experimentais como para evitar algum tipo de intoxicação via oral, caso aquelas pipetações fossem realizadas com a boca. Os recipientes foram enumerados para que não houvesse erro durante as misturas das substâncias.
Após os procedimentos de pipetação, os frascos contendo as substâncias foram pesados juntos na balança digital. Logo após serem pesados juntos, os recipientes foram retirados da balança e misturou-se a solução de bicarbonato de sódio com a solução de cloreto de cálcio, agitando e ocorrendo a seguinte reação:
Na2CO3 + CaCl2 2NaCl + CaCO3
Observou-se que a solução ficou levemente turva por conta da formação de carbonato de cálcio. O conjunto de frascos foi novamente levado à balança digital para que fosse pesado após a primeira reação. Feito isso, anotou-se o resultado da massa total.
Após esse procedimento, os frascos foram retirados novamente da balança e misturou-se a solução obtida na primeira reação com a solução de ácido sulfúrico contida no terceiro frasco. A solução foi derramada cuidadosamente no recipiente contendo ácido sulfúrico, agitando-o, e obtendo a seguinte reação:
2NaCl + CaCO3 + H2SO4 2NaCl + CaSO4 + H2CO3
Com o término da reação, notou-se que a mistura voltou a ser incolor, assim como era a solução de bicarbonato de sódio antes de reagir com o cloreto de cálcio. O conjunto de frascos foi levado novamente à balança e, posteriormente, verificou-se a massa total do sistema. Os resultados das medições das massas nos três procedimentos constam na Tabela 2:
Tabela 2 – Dados experimentais
	Sistema: frascos com soluções
	Massa (g)
	antes das reações
	57,4734
	após a 1ª reação
	57,4722
	após a 2ª reação
	57,4556
Fonte: Dados do autor (2017).
A pequena variação de massa na terceira pesagem se deve à decomposição do ácido carbônico, formado na segunda reação, em gás carbônico e água. Ressaltando que o frasco estava destampado, supõe-se que uma parte do gás carbônico formado vazou durante a pesagem, provocando a pequena variação da massa ao final do experimento.
RESULTADOS E DISCUSÃO
Em virtude dos dados obtidos na confecção do experimento, tornou-se possível, comprovar na prática, a Lei de Conservação das Massas ou simplesmente Lei de Lavoisier, que afirma filosoficamente: “Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”. 
Nesse viés, torna-se evidente, que quando uma reação se procede em um sistema fechado, as massas dos reagentes são equivalentes à dos produtos. Essa definição científica foi confirmada através da pesagem dos frascos contendo as soluções antes da reação, bem como após a 1ª e 2ª reação, respectivamente. 
CONCLUSÃO
Com o a realização do vigente experimento, pôde-se constatar uma das mais básicas e fundamentais leis naturais e que se aplica a qualquer sistema reativo: a lei da conservação das massas. Apesar de em alguns tipos de reações, como as nucleares, parte da massa dos átomos se converte em energia (fato explicado pelas leis relativísticas de Albert Einstein), na maioria das reações do cotidiano e de laboratório, essa conversão em energia é tão mínima que pode ser desprezada, confirmando a Lei de Lavoisier. 
As outras Leis Ponderais da Química, basicamenteexplicadas neste relatório, são de essencial importância para o estudo do cálculo estequiométrico. Tal cálculo é capaz de fornecer informações relevantes sobre previsão de produção em sistemas industriais, rendimento de uma reação, quantidade necessária de reagentes para uma produção de certa quantidade de um produto desejado, entre outros. Através de cálculos simples envolvendo proporções e regras de três, podemos obter valiosas informações a respeito do desenvolvimento quantitativo de uma reação, o qual é um procedimento básico e imprescindível na atividade de laboratório.
PÓS-LABORATÓRIO
 Resolução do questionário 
1 - O que diz a lei da conservação da massa, conhecida também como lei de Lavoisier?
Solução.: A lei de Lavoisier diz que se uma reação química que se processe num sistema fechado, a massa permanece constante, ou seja, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos:
m(reagentes) = m(produtos)
2 - Calcule a quantidade de matéria, em mols, de cada solução utilizada nesse experimento.
Solução.: 
Para o Na2CO3: 0,1 mol ------- 1000mL => 1000x = 0,5
 x ---------- 5mL x = 0,0005 mol 
Para o CaCl2: 0,1 mol -------1000mL => 1000y = 0,5
 y ----------- 5mL y = 0,0005 mol
Para o H2SO4: 0,1 mol--------1000mL => 1000z = 0,1
 z------------ 10mL z = 0,001 mol
3 - Verifique se há reagente em excesso nas proporções em que foram utilizadas.
Solução.: Na primeira reação, a proporção entre o bicarbonato de sódio e o cloreto de cálcio está em 1:1, e o número de mols utilizados para cada substância também está em 1:1. Logo, todo o cloreto de cálcio e todo o bicarbonato de cálcio serão consumidos para formar carbonato de cálcio e cloreto de sódio, não havendo massa em excesso.
4- Considere a reação 2Na3PO4 + 3Ba(NO3)2 → Ba3(PO4)2 + 6NaNO3. 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?
Solução.: Para a calcular quantas gramas de fosfato de bário podem ser formadas é necessário saber qual o reagente limitante na reação. Assim, a partir da reação: 
2 Na3PO4 + 3Ba(NO3)2 Ba3(PO4)2 + 6NaNO3 , tem-se:
I) 1 mol de Na3PO4 ---- 164g 
 x mol de Na3PO4 ---- 3,5g 
 x = 0,021 mol de Na3PO4
Efetuando a divisão pelo coeficiente estequiométrico, tem-se:
0,021/2 = 0,0105 mol de Na3PO4
II) 1mol de Ba3(NO3)2------261g
 y mol Ba3(NO3)2-------- 6,4g 
 y = 0,024 mol de Ba3(NO3)2
Efetuando a divisão pelo coeficiente estequiométrico, tem-se: 
0,024/3= 0,008 mol de Ba3(NO3)2
Sabendo que o reagente limitante é o Ba3(NO3)2, uma vez que está em menor quantidade relativa, pode-se agora a calcular a massa de fosfato de bário produzida:
3 x 261 g de Ba3(NO3)2 ---- 262 g de Ba3(PO4)2
6,4 g de Ba3(NO3)2 ----- z g de Ba3(PO4)2
z = 2,1750 g de Ba3(PO4)2 formados.
5 - Com base nos dados obtidos, como é possível interpretar a Lei da Conservação da Massa?
Solução.: Em virtude dos dados obtidos na confecção do experimento, torna-se evidente, portanto, que a Lei de Conservação das Massas pode ser interpretada da seguinte forma: se uma reação química acontece em um sistema fechado, o somatório das massas dos reagentes é equivalente ao somatório das massas dos produtos, ou seja, ocorre apenas uma transformação química na qual se mantem constante o número de átomos de cada elemento químico.
6 - Qual a origem da turvação observada na primeira reação?
Solução.: A origem da turvação se deve à formação do composto carbonato de cálcio, o qual é um pó branco, leve, poroso, inodoro e se comporta de forma insolúvel em água, gerando a aparência esbranquiçada na solução.
7 - Calcule a média e o desvio padrão da massa do sistema (três frascos com as três soluções). Comente o resultado.
Solução.: De acordo com os valores das massas obtidos por meio da pesagem dos frascos contendo as soluções, o valor da média o do desvio padrão são respectivamente: 
Média = 57,4671 g
Desvio Padrão = 0,009948 g
Desse modo, percebe-se que não teve uma discrepância de valores, uma vez que a média foi bem acentuada em relação as pesagens do conjunto. Ademais, o desvio padrão se mostrou estável, indicando que não há uma grande dispersão dos valores em relação à média.
REFERÊNCIAS 
BRADY, J. E., HUMINSTON, G. E., Química Geral. 2010. Universidade Federal do Rio de Janeiro, UFRJ.
FREIRE, R. Química Geral. 2004. vol 1. 400 f. Escola Politécnica da Universidade de São Paulo, USP.
USBERCO, J., SALVADOR, E. Química Volume Único. 2002. Universidade de São Paulo, USP.
REDEFOR, L. A Lei da Conservação das Massas. 2010. Vol 1. 3 f. Universidade Estadual Paulista, UNESP.