Relatório Experimento I-ExperimentalIV

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PRÁTICA 1: LEI DE DIFUSÃO DE GRAHAM
Araguaína-TO
Março, 2022.
PRÁTICA 1: LEI DE DIFUSÃO DE GRAHAM
Araguaína-TO
Março,2022
1. INTRODUÇÃO
Thomas Gaham (1805-1869), foi um químico que deu início ao estudo sobre difusão de gases. De acordo com ele, se temos uma mistura gasosa formada por gases (A e B), a velocidade em que eles sofrem difusão ou efusão é inversamente proporcional à raiz quadrada de suas densidades ou inversamente proporcional à raiz quadrada de suas massas molares (BROWN et. al, 2005).
Um gás é definido como uma substancia que se expande espontaneamente para preencher completamente seu recipiente de maneira uniforme. Neste estado, as forças de atração intermoleculares são fracas, pois as moléculas estão muito distantes umas das outras, e talvez nem se toquem durante a maior parte do tempo. Essas forças fracas permitem uma movimentação rápida (BROWN et. al, 2005).
Difusão dos gases é a sua passagem espontânea para outro meio gasoso. Essa mistura de gases origina misturas homogêneas ou soluções gasosas. Por exemplo, os gases que saem das chaminés das fábricas, ou dos escapamentos dos carros, se espalham pelo ar atmosférico e, com o passar do tempo, não conseguimos distingui-los mais, pois houve uma difusão desses gases pelo ar (BRASIL ESCOLA, 2022).
A lei de Gaham afirma:
Fonte: Brown et. al, 2005.
Isso quer dizer que quanto mais leve for a molécula do gás, maior será sua velocidade de difusão e efusão. É claro que essa relação se dá a partir da constatação de que ambos os gases estão em uma mesma temperatura e pressão (MUNDO EDUCAÇÃO,2022).
Temos por exemplo deste processo, a reação entre os gases, ácido clorídrico (HCl) e a amônia (NH3), que formam o sal cloreto de amônio (NH4Cl) de cor branca e altamente denso, caracterizado por um vapor branco. Como veremos no experimento a baixo.
2. Objetivos
· Estudar a velocidade de difusão dos gases com base em experimento, demonstrando e aplicando a Lei de Graham. 
· Comparar os resultados obtidos experimentalmente com dados previstos teoricamente.
3. PARTE EXPERIMENTAL
3.1. MATERIAL E REAGENTES
· Tubo de vidro
· Suporte
· Chumaço de algodão
· Rolhas
· Cronômetro 
· Régua
· NH3 concentrado
· HCl concentrado
· Béquer 
3.2 METODOLOGIA
	Colocou-se um tubo de vidro no suporte na posição horizontal, montando assim um sistema de difusão de gases. Em seguida, conferiu-se se os chumaços de algodão se encaixaram certinho nas duas entradas do tubo de vidro, fixando-os com a rolha. Seguidamente, embebedou-se um chumaço de algodão em HCl e outro em NH3 após, os chumaços foram imediatamente colocados das duas entradas do tubo de vidro que foram fechadas com as rolhas, de modo que os algodões ficassem dentro do tubo, imediatamente ligou-se o cronometro para medir em quanto tempo ocorreria o encontro dos dois reagentes.
RESULTADOS E DISCUSSÕES
	Após o experimento descrito a cima, pode-se perceber que ao parar o cronômetro, além de obter o tempo que os gases percorreram, percebeu-se a distância que cada um deles levaram para se encontrarem e formarem o anel (tabela 1). Através destes dados, calculou-se a velocidade de cada gás por meio da razão entre a distância e o tempo (tabela 1), e através destes dados observou-se que o NH3 foi que demonstrou uma maior velocidade, logo, os dados vão de encontro com a teoria de difusão de Thomas Graham, que diz que o processo de difusão é mais rápido em moléculas mais leves (MUNDO EDUCAÇÃO,2022). Desta forma, as moléculas de amônia percorrem um espaço maior no mesmo tempo e encontram com as do ácido clorídrico num ponto mais próximo do algodão contendo o ácido.
Tabela 1- Dados obtidos do experimento.
	
	Grupo 1
	Grupo 2
	Grupo 3
	Grupo 4 
	
	HCl
	NH3
	HCl
	NH3
	HCl
	NH3
	HCl
	NH3
	Tempo Cronometrado (s)
	145,98 s
	145,98 s
	105,58 s
	105,58 s
	91.25 s
	91.25 s
	116.29 s
	116.29 s
	Distância Percorrida (cm)
	21 cm
	27 cm
	16,5 cm
	25 cm
	18 cm
	22.3 cm
	17,3 cm
	23,7 cm 
	Velocidade (cm/s)
	0,144 cm/s
	0,185 cm/s
	0,156cm/s
	0,236 cm/s 
	0,197 cm/s
	0,244 cm/s
	0,148 cm/s
	0,203 cm/s
Fonte: Autora, 2022.
Ao observarmos a tabela 2, logo abaixo, percebemos que a velocidade média do experimento do NH3 é maior do que a do HCl, ou seja, o resultado vai novamente de encontro com os estudos de Graham, que nos diz que moléculas mais leves se movem a velocidades maiores (BROWN et. al, 2005), pois a molécula que tem menor massa, no caso a NH3 (17 g), consegue se descolar mais rápido pelo tudo de vidro.
Tabela 2- Velocidade média obtida experimentalmente e o Peso molecular dos compostos.
	
	HCl
	NH3
	Velocidade média experimental (cm/s)
	0,161 cm/s
	0,217 cm/s
	Peso molecular (Tabela Periódico) 
	36 g
	17 g
Fonte: Autora, 2022.
	Os valores mostrados na tabela 3, são referentes as velocidades experimentais individuais de cada grupo, que foram obtidos através da razão entre a velocidade da NH3 com o do HCl. Perante os dados apresentados por cada grupo, notamos uma pequena diferença entre os grupos 1 e 3, porém os grupos 2 e 4 apresentaram uma desigualdade maior em relação aos outros, isso pode ocorrer por diversos motivos, como a diferença de tempo na hora de colocar os chumaços de algodão no tudo de vidro, ou até mesmo a diferença de temperatura. 
Tabela 3- Razão entre as velocidades de difusão dos gases (experimentalmente).
	
	Grupo 1
	Grupo 2
	Grupo 3
	Grupo 4
	V
	1,28
	1,51
	1,24
	1,37
Fonte: Autora,2022.
	Ao tirarmos a razão entre as velocidades de difusão de cada gás, percebemos que o valor que estar mais próximo de todos os valores é de 1,35 (tabela 4).
Tabela 4- A média da razão entre as velocidades de difusão dos gases (obtido experimentalmente).
	 = = 1,35 
 Fonte: Autora, 2022.
Os valores da tabela 5, nos mostra o desvio padrão da velocidade de cada gás, que foram obtidos através do cálculo do desvio de cada grupo, percebe-se que a velocidade dos grupos 2 e 4 se mostram mais homogenias como mostram os seus desvios padrões, respectivamente, 0,08 e 0,01 (BROWN, et al, 2005), isso pode ter ocorrido também, devido a precisão do experimento de cada grupo, como podemos ver nos resultados demonstrados até agora.
Tabela 5- Desvio padrão da velocidade de cada gás (obtido experimentalmente).
	
	Grupo 1
	Grupo 2
	Grupo 3
	Grupo 4
	Dp =
	0,035
	0,08
	0,055
	0,01
Fonte: Autora, 2022.
	 O cálculo experimental foi obtido através da razão das velocidades de difusão (tabela 2):
 = = 1,35
	Já o cálculo teórico do experimento foi realizado a partir da fórmula (Tabela 6) utilizando a lei de Graham, levando em consideração a massa molar de cada substância.
	
Tabela 6- Razão entre as velocidades de difusão do gás pelas suas massas molares (teórico).
	 = → = = 1,45
Fonte: Autora, 2022.
	Através destes cálculos, podemos calcular o erro percentual (relativo) entre o experimental e o teórico (tabela 7), para indicar o quão diferente é o valor experimental do valor de referência. 
Tabela 7- Erro percentual entre o experimental e o teórico.
	 x 100 → = 6,89 %
Fonte: Autora, 2022.
	Ao analisarmos esse erro percentual, observa-se que o valor do experimento não se aproxima tanto do teórico, devido a diferença de resultados na relação entre velocidades de difusão e as massas moleculares, porém, esse erro pode ser considerável, pois, não é considerável tão grande, e isso pode ter acontecido devido a algum erro laboratorial, devido a diferença de precisão ou temperatura.
	Sabemos que não conseguimos obter amônia, mas através do hidróxido de amônio, que é muito estável, podemos obter a amônia e água:	
NH4OH (aq) → NH3 (g) + H2O (l)
	Ao final a reação entre os gases HCl e NH3 formou o seguinte produto, como podemos observar na reação a seguir:
HCl (g) + NH3 (g) → NH4 Cl (g)
	Pode-se perceber que essa reação formou o sal cloreto de amônio (NH4Cl) de cor branca e altamente denso, caracterizado por um vapor branco, que no caso do experimento foi onde o anel se formou, mostrando que ali os gases teriam se encontrado. 
CONCLUSÃOA partir deste experimento, pode-se chegar à conclusão de que a lei de Graham se aplica perfeitamente aos gases. Os cálculos mostram que a velocidade de difusão de um gás através de outro é inversamente proporcional à raiz quadrada de sua massa molecular, e também que quanto mais leve o átomo, mais rápido ele se deslocará, como diz Thomas Graham.
	
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed. Prentice-Hall, 2005.	Comment by Jully: Adicionar páginas
LEI DE GRAHAM. Mundo Educação.uol. Disponível em: < https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/lei-graham.htm >. Acesso em: 25 de março de 2022.
DIFUSÃO E EFUSÃO DOS GASES. Brasil Escola. Disponível em: < https://brasilescola.uol.com.br/quimica/difusao-efusao-dos-gases.htm >. Acesso em: 26 de março de 2022.
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