Relatório - Atividade 5 (Determinação da massa molar do magnésio)

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Universidade Federal de Itajubá 
Instituto de Ciências Exatas – Departamento de Física e Química 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Determinação da massa molar do 
magnésio. 
 
 
 
 
 
Glenda de Souza Santos 25796 
Lucas Raposo Carvalho 23872 
 
 
 
ITAJUBÁ 
2012 
 
 
Universidade Federal de Itajubá 
Instituto de Ciências Exatas – Departamento de Física e Química 
 
 
 
 
 
Glenda de Souza Santos 25796 
Lucas Raposo Carvalho 23872 
 
 
Determinação da massa molar do 
magnésio. 
 
Relatório submetido à Prof.ª Juliana, como 
requisito parcial para aprovação na disciplina 
de Química Experimental do curso de 
graduação em Química Bacharelado da 
Universidade Federal de Itajubá. 
 
 
ITAJUBÁ 
2012 
 
SUMÁRIO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
A massa de um elemento é um dado importante e diferencial usado na 
Química e pode ser encontrado facilmente na Tabela Periódica. Existem outros 
meios de se determina-la, por exemplo, devido o valor da massa de um átomo 
ser muito pequeno, estabeleceu-se valores tabelados para todos os elementos 
a partir do isótopo mais estável do átomo Carbono (12g), desta forma uma 
unidade de massa atômica vale 1/12 da massa de um átomo ¹²C (1,6606 10-
24g/u.m.a). 
Porém, os valores encontrados na Tabela Periódica é a média ponderada 
das massas atômicas de seus isótopos, considerando sua abundância 
isotópica na natureza. 
A fim de melhorar os cálculos no mundo atômico, Avogadro determinou o 
tamanho de um mol, unidade representativa de um conjunto atômico, como 
uma dúzia, uma centena. Assim, segundo o número de Avogadro, 1 mol de um 
elemento X possui 6,022 10²³ átomos e sua massa molar (g/mol) corresponde a 
sua massa em gramas (g). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2. MATERIAIS E MÉTODOS 
 No procedimento, pesou-se uma quantidade de magnésio, com o auxílio 
de uma pinça metálica e um vidro de relógio, em uma balança analítica 
devidamente calibrada. A quantidade pesada deveria ser de 50 mg. Sugeriu-se 
que a massa fosse anotada. Além disso, a quantidade de magnésio deveria 
estar devidamente limpa e seca. 
 Foi necessário colocar a quantidade pesada no fundo de um béquer de 
1000 mL, colocando um funil sem colo, ao contrário, em cima das peças de 
magnésio, tomando o cuidado de deixar todas as peças de magnésio dentro do 
funil. Após isso, foi necessário encher o béquer de água até um ou dois 
centímetros acima da saída do funil sem colo. 
 Após isso, encheu-se uma proveta de 100 mL com água, sendo 
necessário colocá-la no béquer da seguinte forma: Colocou-se um pedaço de 
papel sulfite na saída da proveta, virando-a para baixo e aproximando a saída 
da proveta da saída do funil sem colo. Finalmente, retirou-se o papel da 
proveta e inseriu-se a proveta no sistema, de modo que ele ficasse de acordo 
com a figura a seguir: 
 
Esquema 1: Representação da montagem do experimento (Roteiro – Experimento 5 – 
UNIFEI 2012). 
 
 
 Formado o sistema de acordo com as recomendações, foi necessário 
verificar o volume de ar contido na proveta e anotá-lo, de modo a usá-lo nos 
cálculos. Adicionou-se 10 mL de HCl concentrado, com o auxílio de uma pipeta 
graduada de 10 mL e de um pipetador, tomando o devido cuidado para não 
contaminá-lo com a substância. 
 Foi necessário observar a reação e anotar as mudanças visíveis que 
identificam ocorrência de uma reação química, principalmente a temperatura da 
solução resultante no béquer. Além disso, foi necessário medir o volume de 
gás formado, analisando o volume de ar inicial na proveta, e o volume final de 
gás após o término da reação. 
 Finalmente, foi anotada a pressão e temperatura ambientes. Após isso, 
subtraiu-se da pressão total, a ambiente e a pressão exercida pelo vapor de 
água, pressão que foi determinada de acordo com a tabela a seguir: 
Tabela 1: Variação da pressão de vapor de água em relação à temperatura. 
Temperatura (ºC) Pressão (mmHg) Temperatura (º C) Pressão (mmHg) 
15 12,8 23 21 
16 13,6 24 22,4 
17 14,5 25 23,8 
18 15,5 26 25,2 
19 16,5 27 26,7 
20 17,5 28 28,3 
21 18,6 29 30 
22 19,8 30 31,8 
 
 Usando a equação de Clausius-Clapeyron,a equação balanceada da 
reação, os dados obtidos, e a relação entre número de mols, massa e massa 
molar, foi necessária calcular a massa molar do magnésio. 
 Equação 1: Equação geral dos gases (Clausius-Clapeyron): 
TRnVP ...  
 
 Onde: 
 • P: Pressão 
 • V: Volume 
 • n: Quantidade de matéria (mols) 
 • R: Constante geral dos gases (depende das unidades de pressão, 
volume e temperatura) 
 • T: Temperatura 
 Equação 2: Relação entre número de mols, massa e massa molar: 
MM
m
n  
 Onde: 
 • n: número de mols 
 • m: massa (gramas) 
 • MM: massa molar (g.mol-1) 
 Equação 3: Reação entre Magnésio sólido e ácido clorídrico: 
)(2)(2)()( 1121 gaqaqs HMgClHClMg 
 
 Observou-se que, caso houvesse vazamento de gás durante o 
experimento, este deveria ser repetido. 
 Recomendou-se calcular o erro percentual da medida obtida, usando a 
seguinte fórmula: 
 
 
 
 
 Equação 4: Erro percentual 
100.
||
tabelada
tabeladaobitda
M
MM  
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
3.1 Resultados: 
 • Massa de magnésio pesada: 0,052g 
 • Nível inicial da coluna de ar na proveta: 63,8 mL 
 • Temperatura inicial da água: 18º C 
 • Temperatura final da solução: 19º C (292 K) 
 Para determinar o volume de gás final, devido a ultrapassagem do limite 
de medição da proveta, foi necessário estabelecer uma proporção para calcular 
o volume, a qual foi determinada em 1,7 cm equivale a 10 mL. Como o volume 
final foi de 100 mL e 3,9 cm de gás, este foi de 122,9 mL. Subtraindo o volume 
final do volume inicial, obteve-se um volume de 59,1 mL (59,1 .10-3 L) de gás 
hidrogênio (H2). 
 • Temperatura ambiente: 18º C 
 • Pressão ambiente: 769 mmHg 
 • Pressão de vapor de água: 15,5 mmHg 
 • A fórmula usada para achar a pressão de hidrogênio foi a seguinte:
vaporambiente pppH 2
 
 Fazendo uso da fórmula, a pressão de gás hidrogênio encontrada foi de 
753,5 mmHg. 
 • Fazendo uso da equação 1, com a pressão em mmHg, volume em 
litros, n em mols, R em L.mmHg.mol-1.K-1, e temperatura em Kelvin, 
determinou-se o número de mols de gás hidrogênio formado: 2,44.10-3 mols. 
 • Usando a equação 3 (de modo a verificar a relação estequiométrica 
entre o magnésio e o gás hidrogênio, a qual é de 1 para 1, possibilitando usar o 
número de mols magnésio sendo igual ao de gás hidrogênio obtido) e a 
equação 2, obteve-se uma massa molar de 21,311 g.mol-1 para o magnésio. 
 
 • Massa molar tabelada do Magnésio: 24,312 g.mol-1. 
 • Erro percentual: 12,34% 
3.2 Discussões: 
 A diferença entre a massa molar obtida e a tabelada pode ser explicada 
por uma série de fatores, sendo o mais influente a proporção estabelecida na 
medição volumétrica de gás hidrogênio na proveta, pois qualquer medição feita 
está sujeita à erros sistemáticos. Outro fator pode ser a presença de impurezas 
na amostra de magnésio que não reagiram com o ácido clorídrico, ou uma 
possível película de óxido de magnésio, que ao reagir com o ácido, formaria 
água ao invés de gás hidrogênio, comprometendo o volume final. 
 A pressão de vapor da água foi descontada, pois a equação de 
Clapeyron foi usada para medir especificamente o número de mols de gás 
hidrogênio,caso a pressão do vapor d’água não fosse descontada, seria 
calculado o número de mols da mistura desses gases, sendo impossível aplicar 
a relação estequiométrica obtida na equação 3. 
 Caso a quantidade de magnésio pesada não estivesse totalmente dentro 
do funil, uma parte dela reagiria liberando gás hidrogênio para fora do sistema, 
tornando a medição do volume de gás hidrogênio imprecisa, comprometendo 
os cálculos seguintes. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4. CONCLUSÃO 
 
 Conclui-se que erros sistemáticos ou grosseiros influenciam em 
resultados obtidos, pois se remetem a medições, que sempre vêm 
acompanhadas de incertezas. 
 Outra possível razão para erros percentuais de medição pode ser o uso 
de um sistema não totalmente fechado, que sugere troca de matéria entre o 
sistema e o ambiente. Além disso, as amostragens usadas em experimentos 
podem conter impurezas, que comprometem o decorrer da reação, 
influenciando, assim, nos cálculos posteriores. 
 Por fim, é importante ressaltar a necessidade de se conhecer a equação 
da reação usada no experimento, de modo a estabelecer a relação 
estequiométrica entre os componentes desejados. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 • Roteiro de química UNIFEI, experimento 5: Determinação da massa 
molar do magnésio. Maio de 2012 
 • ATKINS, Peter. Princípios básicos de química: Questionando a vida 
moderna e o meio ambiente. 3 ed. Porto Alegre: Bookman, 2006.