Cálculo experimental da determinação do peso atômico (átomo grama) de um metal em laboratório.

1. Universidade Federal do Pampa
Campus Bagé
Determinar o Átomo
Grama de um Metal Química Geral Experimental
Erick Soares Fernandes
erickfernandes@live.fr
Junho/2010
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2. Índice
Conteúdo Página
Introdução ................................................................................................. 02
Objetivo ..................................................................................................... 03
Método ...................................................................................................... 04
Procedimento Experimental – Materiais .......................................................... 05
Procedimento Experimental – Prepararo ......................................................... 06
Procedimento Experimental – Dados e Cálculos ............................................... 07
Cálculos – 1ª Amostra ................................................................................. 08
Cálculos – 2ª Amostra ................................................................................. 09
Cálculos – Médias, Erros (Absoluto, Relativo) e Desvio Padrão ........................... 10
Conclusão .................................................................................................. 11
Bibliografia .................................................................................................. 12
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3. Introdução
Átomo-grama é a massa em gramas de 1 mol de átomos, que por sua vez, é o
valor que coincide com a sua massa atômica, em certas bibliografias, podemos
encontrar o termo peso-atômico, que fora utilizado por muitos anos na literatura
química brasileira.
“Assim como o quilograma é a unidade de medida da grandeza massa e o metro a
da grandeza comprimento, o mol, cujo símbolo também é mol-1, é a unidade SI
para a quantidade de substância. Convencionou-se ser igual a 12 x 10-3 kg mol-1 a
massa molar do isótopo 12 do carbono e que “um mol é a quantidade da substância
isótopo 12 do carbono presente em 12 x 10-3 kg deste material”.
A massa molar, convencionalmente simbolizada pela letra M, é a expressão correta
utilizada para se referir à massa de uma porção de substância cuja quantidade de
substância é um mol. É utilizada para se referir a moléculas, elementos, íons,
elétrons, etc. Exemplo:
M (MgCl2) = 95,21g/mol, M (Mg) = 24,31 g/mol, M (H) = 1,0079 g/mol, M (Cl2) =
70,916 g/mol .
Do mesmo modo que o mol, o conceito de massa molar atua como uma ponte entre
massa e quantidade de substância, podendo ser considerada como um fator de
conversão entre mols e gramas:
Uma vez conhecida a massa molar de um elemento, pode-se encontrar a
quantidade de substância presente em uma amostra pela medida da massa,
bastando dividir a massa da amostra pela massa de 1,0 mol do elemento, isto é:
“A estimativa atual do número de átomos presentes naquilo que
experimentalmente mais se aproxima de 12 x 10-3 kg de Carbono-12 é o valor
numérico da constante de Avogadro, NA = 6,0221367 x 1023 mol-1”.
A constante de Avogadro na forma 1,0 mol = 6,0221367 x 1023 é usada como um
fator de conversão entre a quantidade de substância e o número de entidades
(átomos, íons ou moléculas). Assim, para converter o número de partículas de
espécies Y (átomos, moléculas, íons ou fórmulas unitárias) em quantidade de
substância, basta utilizar o fator de conversão a seguir:
Expressões como „número de gramas‟ ou „número de metros‟ não são utilizadas,
pelo fato de serem ambíguas.
Do mesmo modo, a expressão „número de mols‟ deve ser evitada, utilizando-se
diretamente o nome da grandeza da qual o mol é a unidade de medida: quantidade
de substância. Também é importante ressaltar que a grandeza “quantidade de
substância” é determinada indiretamente, geralmente através de uma medida de
massa e/ou volume. Sendo assim, a quantidade de substância, em mols, é sempre
encontrada em um contexto de cálculos.”
A Determinação da Massa Molar de um Metal, Janaína César & João Carlos de Andrade,
Universidade Estadual de Campinas (UNICAMP), abril/2006.
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4. Objetivo
Aplicar a Lei dos gases ideais, observar a estequiometria das reações e determinar
a massa molar (Átomo-Grama) de um metal através da medida do volume do gás
desprendido na reação de oxidação desse metal (Magnésio), com Ácido Clorídrico.
Leis que regem os gases perfeitos
Um gás perfeito obedece às seguintes leis:
Lei Condições Enunciado
∝
Lei de Boyle-Mariotte Δm = ΔT = 0
∝
Lei de Charles Δm = ΔP = 0 V T
∝
Lei de Gay-Lussac Δm = ΔV = 0 P V
Lei de Avogadro Substância pura m n
Onde:
P representa a pressão
V representa o volume
T representa a temperatura termodinâmica
n representa a quantidade de gás
m representa a massa
Equação de Clapeyron
Unificando todos os enunciados obtemos que:
Essa relação define a constante dos gases perfeitos (R) que vale 8,314 J·K−1mol−1
para todos os gases perfeitos. Daí vem a equação de estado dos gases perfeitos,
conhecida como equação de Clapeyron:
PV = nRT
Neste experimento, calcularemos o n do gás H2, que será proporcional a massa do
Magnésio que queremos encontrar.
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5. Método
Enquanto a espectrometria de massa é um método dispendioso, direto e absoluto
para a determinação de massas atômicas e moleculares, diversos métodos
econômicos, indiretos e relativos produzem resultados satisfatórios no laboratório
químico comum. Um desses métodos, que permite a determinação da massa
atômica de diversos metais, consiste em se fazer reagir totalmente o metal com
ácido concentrado, então temos; formação de H2 pela reação do Mg com o
(g) (s)
-1
HCl 6,0 mol L.
(aq)
Reação:
Mg + 2 HCl  MgCl2 + H2
Da estequiometria da reação, temos que 1 mol de Magnésio, reage com 2 mols de
Ácido Clorídrico, formando 1 mol de Cloreto de Magnésio e 1 mol de gás
Hidrogênio.
Pelo desprendimento de gás Hidrogênio, podemos calcular indiretamente a
quantidade de mols de Magnésio que participaram desta reação, tendo como
resultado a sua massa atômica, ou seja, seu átomo-grama.
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6. Procedimento Experimental
Materiais
De acordo com o esquema mostrado, deverá
ser realizada a dissolução das fitas de
magnésio no ácido clorídrico, mas para isso
devemos separar os seguintes materiais:
 Balança Analítica
 Pinça metálica
 Béqueres
 Proveta
 Tubo de ensaio
 Pipeta Graduada – 10 mL
 Pêra de borracha
 Suporte Universal
 Garra
 Régua
 Fio de Linha
 Fitas de Magnésio
 Ácido Clorídrico 6,0 mol L-1
 Água Destilada
 Papel de filtro
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7. Procedimento Experimental
Preparo
- Montar a aparelhagem de acordo com o esquema da figura:
O metal atacado pelo ácido
reage completamente, gerando
gás hidrogênio
início  fim
- Fixar no suporte universal a garra
- Colocar ¼ de água destilada no béquer
- Pesar 2 fitas de magnésio com cerca de 1,5 cm de comprimento cada e identificá-
las de modo a diferenciá-las durante o experimento. Pesar separadamente e anotar
os valores obtidos (massa da fita).
- Amarrar um fio de linha em cada amostra (cerca de 15 cm)
- Coletar cerca de 4 mL de HCl 6,0mol L-1 e colocar essa quantidade em cada um
dos 2 tubos de ensaio essa quantidade.
- Encher o tubo de ensaio com água destilada até perto da borda, lentamente e
sem agitar.
- Imergir a fita de magnésio no interior do tubo e tampar imediatamente com o
papel filtro.
- Inverter o tubo de ensaio e introduzir no interior do béquer, até encostar no
fundo.
- Prender o tubo de ensaio com o agarrador no suporte.
- Com a ajuda da pinça, retirar o papel filtro da borda do tubo de ensaio
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8. Procedimento Experimental
Dados e Cálculos
- Quando a reação se completar, medir a diferença de nível entre a superfície da
água no béquer a superfície da água no tubo de ensaio, utilizando uma régua.
- Medir o volume do hidrogênio, a pressão barométrica e a temperatura.
NOTA: Na parte experimental como se trabalha com um sistema aberto, a pressão
interna, do tubo de ensaio do gás, é igual à pressão atmosférica. A pressão interna
é a soma das contribuições das pressões constituintes gasosos e da pressão
hidrostática (da coluna líquida). O cálculo do número de mols do gás envolvido no
processo requer o conhecimento da pressão parcial, que deve ser obtida da pressão
total.
Após o término da reação, foi realizada a coleta dos dados, conforme tabela a
seguir:
. 1ª Amostra 2ª Amostra
Massa da fita de Magnésio (g) 0,0294 0,0293
Volume de H2 desprendido (mL) 29,8 30,5
Diferença de Níveis de Água (mL) 1,7 2,1
Pressão barométrica (mmHg) 757,34 757,34
Temperatura do sistema (K) 291 291
Pressão do vapor de água (mmHg) * 15,477 15,477
Tabela 1 – Dados Experimentais
* Os valores de Pressão de Vapor da Água e densidade, são conhecidos a determinadas temperaturas
e tabelados conforme dados da tabela a seguir.
Temperatura (ºC) Densidade (g/mL) Pressão de vapor (mmHg)
0 0,99984 4,579
1 0,99990 4,926
2 0,99994 5,294
3 0,99997 5,685
4 0,99998 6,101
5 0,99997 6,543
6 0,99994 7,013
7 0,99990 7,513
8 0,99985 8,045
9 0,99978 8,609
10 0,99970 9,209
11 0,99961 9,844
12 0,99950 10,518
13 0,99938 11,231
14 0,99925 11,987
15 0,99910 12,788
16 0,99895 13,634
17 0,99878 14,530
18 0,99860 15,477
19 0,99841 16,477
20 0,99821 17,535 7
Tabela 2 – Temperatura, Densidade e Pressão da Água

9. Cálculos
1ª Amostra .
- Cálculo da Pressão de H2 desprendido
d Água  g  h 7,5  10 4

pLocal  pGás  p Água  pColuna
pLocal – pressão local, medida em mmHg
pGás – pressão do hidrogênio, a ser calculada
pÁgua – pressão de vapor, tabelada em mmHg
pColuna – pressão da coluna, calculada em mmHg
dÁgua – densidade, tabelada em g/mL ou g/cm3
g – aceleração da gravidade, medida em cm/s2
h – altura da coluna de água, medida em cm
7,5  10-4 – fator de conversão para mmHg
- Cálculo da quantidade de mols da Reação
Utilizando a Lei dos gases ideais, temos:
OBS:
Como estamos trabalhando
P. V=n. R. T com a pressão em mmHg
(milímetros de Mercúrio), a
constante universal dos
Gases Ideais (R) adotada
para este cálculo está de
acordo com os outros
valores, ou seja:
- Cálculo da massa do Mg
Massa do Magnésio: 0,0293g
Número de mols que reagiram: 0,00122 mols
O valor final da massa da 1ª amostra de magnésio foi de: 24,02 g mol-1
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10. Cálculos
2ª Amostra .
- Cálculo da Pressão de H2 desprendido
d Água  g  h 7,5  10 4

pLocal  pGás  p Água  pColuna
pLocal – pressão local, medida em mmHg
pGás – pressão do hidrogênio, a ser calculada
pÁgua – pressão de vapor, tabelada em mmHg
pColuna – pressão da coluna, calculada em mmHg
dÁgua – densidade, tabelada em g/mL ou g/cm3
g – aceleração da gravidade, medida em cm/s2
h – altura da coluna de água, medida em cm
7,5  10-4 – fator de conversão para mmHg
- Cálculo da quantidade de mols da Reação
Utilizando a Lei dos gases ideais, temos: OBS:
Como estamos trabalhando
P.V =n. R. T com a pressão em mmHg
(milímetros de Mercúrio), a
constante universal dos
Gases Ideais (R) adotada
para este cálculo está de
acordo com os outros
valores, ou seja:
- Cálculo da massa do Mg
Massa do Magnésio: 0,0294g
Número de mols que reagiram: 0,00122 mols
O valor final da massa da 1ª amostra de magnésio foi de: 24,09 g mol-1
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11. Cálculos
- Cálculo da média das massas
- Cálculo do Erro Absoluto (Ea)
1ª Amostra
2ª Amostra
- Cálculo do Erro Relativo (Er)
1ª Amostra
2ª Amostra
- Cálculo do Erro Relativo (Média)
- Cálculo do Desvio Padrão
Logo o valor do experimento com o cálculo do Desvio Padrão da Média, apresenta
valores:
Mg = (24,05± 0,26) g
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12. Conclusão
Da reação entre metal e ácido, podemos calcular a massa do metal de acordo
com o volume de gás hidrogênio (H2) desprendido nesta reação. Tal feito é
verificado pelo fato da massa do gás, estar relacionada com o número de mols
resultantes da reação de balanceamento entre reagentes e produtos.
Apesar de ser uma prática consideravelmente fácil de executar, o cuidado no
momento da montagem da aparelhagem e a correta imersão do tubo de ensaio
invertido no béquer com água, pode determinar o sucesso ou não deste
experimento.
De acordo com o procedimento adotado e os cálculos efetuados, os valores
encontrados, muito se aproximaram do valor tabelado para o Magnésio, estando
dentro da variação que também fora calculada neste experimento.
Com o cálculo do Erro Relativo para as amostras analisadas, é percebido que
o erro de 1% encontrado é classificado como muito baixo, portanto, com sucesso
conclui-se o experimento, fato este que no comparativo entre os valores
encontrados experimentalmente (24,05 g) e o teórico (24,3050 u.m.a), observa-se
que os valores são bem próximos.
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13. Bibliografia Consultada
1. Chebolu, V.; Storandt, B.C., “Stoichiometry of the reaction of
magnesium with hydrochloric acid”, J. Chem. Educ., 2003, 80: 305-306.
2. Birk, J.P.: Walters. D.L., “Pressure measurements to determine the rate
law of the magnesium – hydrochloric acid reaction”. J. Chem. Educ.,
1993, 70: 587-589.
3. Kilpatrick, Martin, Jr., “A freshman experiment? The reaction of
magnesium with acid”, J. chem. Educ., 1931, 8: 1566-1573.
4. Andrade, J. Carlos; César, Janaína, “A determinação da Massa Molar
de um Metal”, Universidade Estadual de Campinas (UNICAMP) por
Chemkeys – Revista Eletrônica, Abril 2003.
5. Russell, Jonh. B., “Química Geral”, 2ª edição, Vol. 1, Makron Books,
1994, 58 – 78, 161 – 166, Apêndice F, F1 – F4.
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