Baixe Conservação da Massa e outras Provas em PDF para Química experimental, somente na Docsity!
Componente Curricular:
Nome da Experiência:
Aluna:
Data de Realização da prática:
Data de entrega do Relatório:
____________________________________________________________________
Recebi o relatório referente à prática número ( ) da
aluna , em 12 de maio de 2009.
_______________________________
Professor (a)
Química Experimental
Conservação da Massa
Dannyelle Alves dos Santos
05 de maio de 2009.
12 de maio de 2009.
Conservação de Massas
Dannyelle Alves dos Santos
C e n t r o d e C i ê n c i a s e Te c n o l o g i a U n i d a d e A c a d ê m i c a
E n g e n h a r i a Q u í m i c a
Universidade Federal de Campina Grande
C e n t r o d e C i ê n c i a s e Te c n o l o g i a U n i d a d e A c a d ê m i c a
E n g e n h a r i a Q u í m i c a
Universidade Federal de Campina Grande
Centro de Ciências e Tecnologia U n i d a d e A c a d ê m i c a
Engenharia de Materiais
Relatório Nº 3
Conservação de
Massas
Aluna: Dannyelle Alves dos Santos
Matrícula: 20911595 Comp. Curricular: Laboratório de Química Geral
A estequiometria é o estudo e o cálculo das relações (mensuráveis) quantitativas de reagentes e produtos em Reações Químicas (ou equações químicas). É possível, de posse de uma equação balanceada que representa uma reação química, prever com extrema precisão as quantidades de cada produto gerado, ou ainda, determinar as quantidades necessárias de reagentes de modo a produzir determinada quantidade de produtos e por fim, é possível calcular os rendimentos dos produtos e a eficiência geral do processo.
Dois conceitos norteiam os cálculos estequiométricos. O primeiro deles foi introduzido por Lavoisier em 1774, conhecido hoje como a ou Lei de Lavoisier. Trabalhando principalmente com balanças, Lavoisier verificou que a massa dos reagentes numa reação era a mesma massa encontrada nos produtos, após a reação. Assim sendo, se havia alguma perda de massa, essa não era mensurável. Essa observação é a origem do conceito popular de que "na Natureza nada se destrói, tudo se transforma.
O enunciado da lei diz que a soma das massas antes da reação é igual à soma das massas após a reação, ou que o ganho ou perda de massa numa reação não é mensurável. Na realidade, em reações nucleares onde há extrema liberação de energia, pode haver de fato redução de massa para os produtos. O físico Albert Einstein permitiu que isso fosse perfeitamente compreensível e mensurável de acordo com sua equação que relaciona energia e matéria: E = mc², onde E é a energia, m é a massa e c é a velocidade da luz no vácuo. Dessa maneira, massa e energia podem ser consideradas como uma coisa. A massa não é perdida, mas convertida em energia.
Na química, podemos explicar a Lei de Lavoisier, das seguintes maneiras: "Em uma 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 gerando os produtos da reação" ou “Em um sistema fechado, a massa final do produto da reação é igual à massa inicial das substancias regentes, ou seja, numa reação não ocorre perda nem ganho de matéria, portanto, a massa se conserva.
Lei de Lavoisier
Lei da Conservação de Massa
Deve-se ressaltar, a título de observação, que numa reação atômica (que não é reação química), a massa dos produtos é diferente da massa dos reagentes apenas se não se considerar prótons e nêutrons como produtos ou reagentes.
O segundo conceito é conhecido como a ou. Esse conceito descreve a mais importante propriedade de um composto, sua composição fixa: Cada componente de um composto tem sua composição em massa definida e característica. Ainda, a Lei postula que a proporção de massas que reagem permanece constante e fixa. Essa lei foi proposta pelo químico L. J. Proust em 1801, e assim leva seu nome, , e deu origem ao cálculo estequiométrico. Vejamos abaixo uma aplicação dessas duas leis. Vejamos:
A reação representa o ferro reagindo com oxigênio para formar óxido de ferro. A Lei de Proust permite afirmar que os coeficientes estequiométricos, ou seja, os números que antecedem cada composto ou substância são exatamente as proporções ou razões fixas das quantidades dos reagentes e produtos. Isso equivale dizer que 4 átomos de ferro reagem com 3 moléculas de oxigênio para formar 2 unidades de óxido de ferro. Ou ainda, que 4 mols de átomos de ferro reagem com 3 mols de moléculas de oxigênio para formar 2 mols de óxido de ferro. A proporção de 4:3:2 é fixa.
E de acordo com a Lei de Lavoisier, a massa de 4 átomos ou mols de ferro mais a massa de 3 mols ou moléculas de oxigênio será igual à massa de 2 mols ou unidades de óxido de ferro. Isso significa que, havendo uma quantidade adicional de qualquer um dos reagentes (um excesso) além da proporção estequiométrica, este excesso não reagirá. Por exemplo, se 5 mol de átomos de ferro e 3 mols de moléculas de oxigênio estiverem presentes no início da reação anterior, somente 4 mols de átomos de ferro reagirão, deixando ao final 1 mol de átomos sem reagir. Diz-se que o ferro encontra-se em excesso. Tendo- se a massa de oxigênio e de ferro que vão reagir, pode-se prever exatamente a massa que sobrará de ferro sem reagir ao "final" da reação. Verificaremos esses cálculos em detalhes na discussão do experimento a seguir.
Lei de Proust
Lei da Composição Definida Lei das Proporções Constantes
Lei de Proust
4Fe(s) + 3O (g) 2Fe O (s) 2 2 3
(Solução de 2NaCl + CaCO ) + , tampando-o imediatamente com a 3 rolha e agitando a solução. De imediato, observou-se na reação, que a solução voltou a ser incolor, entretanto houve a formação de gás (CO a) 3 formação de precipitado branco e fino, o Carbonato de Cálcio, após leve agitação, bem como o turvamento da solução.
A partir do experimento realizado pode-se observar a constatação prática da postulação de Lavoisier (a soma das massas antes da reação é igual à soma das massas após a reação), uma vez que no experimento não houve perda ou ganho de massa durante as reações.
Todas as soluções utilizadas tinham concentração de 0,1 mol/L, ou seja, a cada litro de solução, há 0,1 mol da respectiva substância. Assim, podemos obter o número de mols de cada solução, através de uma regra de três:
0,1 mol Æ1000 mL x mol Æ5 mL
0,1 mol Æ1000 mL x mol Æ5 mL
0,1 mol Æ1000 mL x mol Æ10 mL
6.1. Com base nos dados obtidos como é possível interpretar a Lei da Conservação da Massa?
6.2. Calcular o número de mols de cada solução utilizado nesta reação
Para o Na CO 2 3
Para o CaCl 2
Para o H SO 2 4
6. TRATAMENTO DO RESULTADO
716 mmHg 25°C 140,73 g 140,72 g 140,72 g
Tabela 1: Dados obtidos durante a realização do experimento Pressão Atmosférica
Temperatura Ambiente
Massa na 1ª Pesagem
Massa na 2ª Pesagem
Massa na 3ª Pesagem
1000x = 0,5 mol x = 0,0005 mol de Na Co 2 3
1000x = 0,5 mol x = 0,0005 mol de CaCl 2
1000x = 1 mol x = 0,001 mol de H SO 2 4
6.3. Verificar se há reagente em excesso nas proporções em que foram utilizadas.
Na Co (aq)+ CaCl (aq) 2NaCl(aq) + CaCO (s) 2 3 2 3
precipitado é o Carbonato de Cálcio
não há reagente em excesso
6.4. Qual a origem da turvação observada na primeira reação?
Primeiramente, deve-se realizar a reação:
Temos então que o (CaCO ). Conforme calculado anteriormente, sabe-se que a 3 concentração do Carbonato de Sódio [Na Co ] e do Cloreto de Cálcio 2 3 [CaCl ] estão na concentração de 0,1mol/L, contudo, somente foram 2 adicionados 0,005L o que faz com que tenhamos 0,0005 mol de [Na Co ] e de [CaCl ] , respectivamente em cada solução. 2 3 2
Nota-se , na reação, que a proporção entre [Na CO ] e [CaCl ] 2 3 2 respeita a ordem de 1:1; bem como 0,0005 e 0,0005 também respeitam a ordem de 1:1, portanto, TODO o CaCl será consumido 2 para formar CaCO. Com isso, as relações estequiométricas provam 3 que.
Na Co (aq)+ CaCl (aq) 2NaCl(aq) + CaCO (s) 2 3 2 3
Cloreto de Cálcio, CaCl , é solúvel em água, assim como carbonato 2 de sódio, Na CO. O carbonato de cálcio, CaCO , porém, é insolúvel 2 3 3 e precipita-se. O cloreto de sódio, NaCl, que também se forma nessa reação, é solúvel; ele não se precipita.
Então, o turvamento é dado pelo Carbonato de Cálcio Precipitado (PCC) que é um pó branco, fino, inodoro, insolúvel, leve, poroso e de alta absorção a óleo.
2 mol NaOH – 1 mol Na SO 2 4 0,015mol – x mol
Para determinar a em mol/L:
=
Teoria de Dalton justificando a Lei de Lavoisier.
Tomando como exemplo a reação entre Hidrogênio e Oxigênio produzindo água:
Moléculas de H 2 Moléculas de O 2 Moléculas de H 0 2
Assim,
Concluímos que os átomos se conservam, ou seja, o total de átomos no início é igual ao total de átomos no final, portanto, a massa inicial é igual a massa final.
Teoria de Dalton justificando a Lei de Proust.
Novamente utilizando a reação entre Hidrogênio e Oxigênio produzindo água, como exemplo, teremos, numericamente que:
concentração do sal
0,1 mol/L
7.2. Explicar os enunciados nas leis de Proust e Dalton.
Composto Água
Elemento Oxigênio
Elemento Hidrogênio
M = ____nV^1 =_______0,00750,
X = 0,0075mol de Na SO 2 4
Substância Água
72 g 8 g 64 g
18 g18 g 2 g 18 g16 g
100 g 11,11 g 88,89 g
Elemento Hidrogênio
Elemento Oxigênio
A proporção entre as massas é sempre a mesma 9:1:8. Interpretando a Lei de Proust, podemos constatar como se chega à formula percentual, que para o exemplo citado é H (^) 11,11% O 88,89%.
A partir da reação 2Na PO + 3Ba(NO ) 3 4 3 2 ÆBa (PO ) + 6NaNO 3 4 2 3 determinamos, primeiramente quem é o reagente limitante:
1 mol Na PO 3 4 Æ164 g x mol Na PO 3 4 Æ3,5 g 164 x = 3,
Sabendo-se que o reagente limitante é o Na PO , calculamos 3 4 quanto Fosfato de Bário pode ser produzido a partir dos 0,021mols de Na PO presentes na reação: 3 4
2 mol de Na PO 3 4 Æ1 mol Ba (PO ) 3 4 2 0,021 mol de Na PO 3 4 Æx mo Ba (PO ) 3 4 2 2x = 0,021 fi
Convertendo para gramas, teremos:
1 mol Ba (PO ) 3 4 2 Æ601 g 0,0105 mol Ba (PO ) 3 4 2 Æx g
X = 601 x 0,0039 fix = podem ser formados a partir da equação dada.
7.3. Considere a seguinte reação 2Na PO 3 4 + 3Ba(NO ) 3 2 Æ Ba (PO ) + 6NaNO. Suponha que uma solução contendo 3,5g de 3 4 2 3 Na3PO4 é misturada com uma solução contendo 6,4g de Ba(No3)2. Quantos gramas de fosfato de Bário podem ser formados?
x = 0,021 mol de Na PO 3 4
x = 0,0105 mol de Ba (PO ) 3 4 2
6,3105g de Fosfato de Bário
1 mol Ba(NO ) 3 2 Æ261 g x mol Ba(NO ) 3 2 Æ6,4 g 261 x = 6, x = 0,024 mol de Ba(NO ) 3 2
