RELATÓRIO - LAB QUÍMICA - COLETA DE GASES

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE CAMPINA GRANDE
CENTRO DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIA - CCT
DEPARTAMENTO DE ENGENHARIA DE MATERIAIS
PROFESSORA: Lúcia
DISCIPLINA: LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL
RELATÓRIO DO EXPERIMENTO: COLETA DE GASES
 Ricardo Fagner Naque Ribeiro – 118111583
				
Campina Grande – PB
12/06/2018	
SUMÁRIO
1 OBJETIVO	1
2 REVISÃO BIBLIOGRÁFICA	2
2.1 Estudo dos gases	2
2.1.1 Lei de Boyle	2
2.1.2 Lei de Charles	3
2.1.3 Lei de Gay-Lussac	3
2.1.4 Lei de Avogadro	3
2.2 Características principais	3
2.2.1 Volume	3
2.2.2 Densidade	4
2.2.3 Dilatação e compressão	4
2.2.4 Pressão	4
2.3 Coleta de gases	5
3 MATERIAIS E MÉTODOS	6
3.1 Materiais	6
3.2 Metodologia	6
4 RESULTADOS E DISCUSSÕES	7
5 CONCLUSÃO	8
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS	9
LISTA DE TABELAS
Tabela 1: Materiais e reagentes utilizados no experimento	6
Tabela 2: Dados obtidos no experimento de coleta de gases	7
1 OBJETIVO
O experimento tem como objetivo coletar o gás CO2 formado através da reação de NaHCO3 com HCl, para determinar o volume de gás produzido. 
2 REVISÃO BIBLIOGRÁFICA
Gases são compostos moleculares que possuem características como a grande compressibilidade e a capacidade de se expandirem, estes compostos não possuem volume fixo, são miscíveis entre si e em qualquer proporção (SOUZA, 2017).
O comportamento dos gases é explicado pela teoria cinética dos gases. Essa teoria afirma que os gases são formados por partículas que ficam bem afastadas umas das outras e que estão em movimento constante, de forma veloz, livre e desordenada. O aumento da temperatura faz com que essas partículas movimentem-se com maior velocidade, pois há aumento de sua energia cinética média (MUNDO EDUCAÇÃO, 2017). Conforme mostra a equação a seguir: 
EC = k xT
2.1 Estudo dos gases
O estudo dos gases possibilitou a formação de uma equação geral dos gases, representada por: 
PV = nRT
Onde,
P: pressão parcial do gás;
V: volume do gás; 
n: número de mols do gás;
R: constante de proporcionalidade;
T: temperatura (Kelvin). 
Esta equação foi determinada através da junção da Lei de Boyle, Lei de Charles, Lei de Gay-Lussac e a Lei de Avogadro. 
2.1.1 Lei de Boyle 
A Lei de Boyle foi determinada quando a temperatura de um gás é mantida constante, nesse caso temos que a pressão do gás é inversamente proporcional ao volume ocupado. 
Expressa matematicamente: 
P0V0 = PV
2.1.2 Lei de Charles
A Lei de Charles foi determinada quando o volume de um gás se mantem constante, então tem-se que a pressão do gás é diretamente proporcional à sua temperatura absoluta. Expressa matematicamente como: 
2.1.3 Lei de Gay-Lussac
A Lei de Gay-Lussac foi determinada quando a pressão é constante, segundo essa lei o volume do gás é diretamente proporcional à sua temperatura. Expressa matematicamente como:
2.1.4 Lei de Avogadro
A Lei de Avogadro determina que para volumes iguais e as mesmas condições de pressão e temperatura os gases apresenta o mesmo número de mols. Expressa matematicamente como: 
Os gases considerados ideais pela teoria cinética dos gases e que atendem a equação geral dos gases, apresentam algumas características principais.
2.2 Características principais
2.2.1 Volume
Não possuem volume fixo, os gases ocupam o volume do recipiente em que estão armazenados.
2.2.2 Densidade
Apresentam menores valores de densidade, quando comparados a substâncias sólidas e líquidas, pois com a mesma quantidade de massa ocupam um volume maior, e a densidade é inversamente proporcional ao volume.
2.2.3 Dilatação e compressão
Com o aumento da temperatura e/ou diminuição da pressão, o gás dilata-se (expande-se). Entretanto, com a diminuição da temperatura e/ou aumento da pressão, o gás sofre contração, comprime-se (MUNDO EDUCAÇÃO, 2017).
Figura 1: “Dilatação e compressão.” Disponível em: <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/conceito-caracteristicas-dos-gases.htm>. 
2.2.4 Pressão 
Como as partículas que compõem os gases estão em movimento desordenado, quando confina-se um gás em um recipiente estas partículas se chocam e então exercem uma pressão nas paredes do recipiente. 
2.3 Coleta de gases 
Uma prática aplicada em laboratório é a coleta de gases sobre a água. Nessa prática um gás é deslocado por um tubo para dentro de um recipiente parcialmente submerso em outro recipiente maior contendo água, esse gás pressiona a água de dentro do recipiente menor e ao ter contato com ela faz com que evapore aos poucos. Esse processo continua até que se tenha uma pressão parcial de vapor de água máximo, sabendo que essa pressão parcial é única e exclusivamente alterada pela temperatura, e assim é tabelado o resultado (RUSSELL, 1994).
3 MATERIAIS E MÉTODOS
3.1 Materiais
A Tabela 1 apresenta os materiais e reagentes utilizados no experimento de coleta de gases.
Tabela 1: Materiais e reagentes utilizados no experimento
	Equipamentos e vidrarias
	Reagentes
	Barômetro 
	Magnesio
	Balança analítica 
	HC
	Termômetro 
	Proveta 250 ml 
	Mangueira 
	Cuba 
	Suporte 
	Régua de 30 cm
	Pipeta 
	Erlenmeyer 
	Rolha
	Tubo em “U”
	Vidro relógio
3.2 Metodologia
Inicialmente, com uma régua mediu-se a altura e o diâmetro da proveta e então calculou-se o volume da mesma (cálculos em anexo), em seguida pegou-se uma amostra de magnesio, colocou-se em um vidro relógio e aferiu-se a massa de magnesio na balança analítica. Após isso, encheu-se de água a proveta até a sua capacidade e a cuba até 75% da sua capacidade. Em seguida, emborcou-se a proveta, com a mão na boca da proveta, e só retirou-a após a boca da proveta ficar completamente submersa na água, sem apresentar bolhas, então fixou-se a proveta no suporte. Depois pipetou-se 10ml de ácido clorídrico (HCl) 2,0M e transferiu-se a amostra para o erlenmeyer. O tubo em “U” foi conectado com a mangueira sobre a boca da proveta e, em seguida, foi fechado com uma rolha. Então, colocou-se cuidadosamente a massa aferida do magnesio na boca do erlenmeyer de modo a evitar o contato com o ácido, feito isso, fechou-se o erlenmeyer com a rolha (conectada ao tubo), e a massa de magnesio entrou em contato com o ácido, simultaneamente ao início da reação no erlenmeyer colocou-se a mangueira que estava acoplada ao tubo, sob a boca da proveta. Ao término da reação com a régua mediu-se a altura da coluna de gás que foi formada na proveta. 
4 RESULTADOS E DISCUSSÕES
A tabela 2 apresenta os dados obtidos no experimento e os dados determinados através dos cálculos (em anexo).
 T2 
TABELA 1 – Dados obtidos na experiência nº 4
	Massa do magnesio efervescente (g)
	Temperatura ambiente (°C)
	Pressão ambiente (mmHg)
	Volume do H2 (mL)
	Altura da coluna d’água (cm)
	0,156 g
	23°c 
	720 
	162ml
	11,6 cm 
O magnesio que ao reagir com 2HCl produz determinada quantidade de H2: 
Mg(s) + 2HCl(aq) → MgCl2(g) + H2(g) 
O H2 formado foi responsável por deslocar a água da proveta e formar a coluna de gás, através da altura da coluna de gás formada e dos outros dados obtidos na realização do experimento foi possível encontrar através dos cálculos (em anexo) o volume experimental do gás formado na reação. 
5.1 Dedução da pressão parcial do gás 
Um gás coletado sobre a superfície da água encontrar-se-á numa mistura de gás em vapor d’água. As moléculas de água que evaporam também exercem uma pressão chamada de pressão de vapor. O grau de saturação do gás em vapor dependerá tão somente da temperatura. 
 Pt = Pgás + Pv(H2O) (01) 
Assim, se o nível de água é o mesmo dentro e fora do cilindro de recolhimento a pressão dentro e fora deve ser a mesma e é igual a pressão atmosférica P(atm). Assim, a pressão parcial de gás é, portanto:
P(gás) = P(atm) - Pv(H2O) (02)
Por outro lado, se o nível da água no cilindro e no banho não é o mesmo a pressão atmosférica é “compensada” pala soma da pressão do gás, do vapor d’água e a pressão exercidapela coluna d’água (Ph), ou seja:
P(atm) = Pgás + Pv(H2O) + Ph (03)
Dessa forma, a pressão parcial do gás será:
Pgás = P(atm) - Pv(H2O) - Ph (04)
5 CONCLUSÃO
Conclui-se, que através do método laboratorial de coleta de gases sobre a água, é possível determinar o volume de gás produzido por uma reação química, devido o erro experimental encontrado ter apresentado baixo valor, a coleta do gás H2 foi efetuada corretamente e apresentou resultado satisfatório. O percentual de erro de 2,78% pode ser atribuído ao fato do sonrisal ser composto por outras substâncias além do Mg, provocando portanto pequena diferença no volume experimental de H2.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
GUIA DO ESTUDANTE. “Resumo de química: Estudo dos gases”. Disponível em: <guiadoestudante.abril.com.br/estudo/resumo-de-quimica-estudo-dos-gases/>. Acesso em 24 de Julho de 2017.
MUNDO EDUCAÇÃO. “Características dos gases”. Disponível em: <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/conceito-caracteristicas-dos-gases.htm>. Acesso em 24 de Julho de 2017.
RUSSEL, John Blair. Química Geral. 2ª ed. São Paulo: Pearson Makron Books, 1994. vol. 1. 
SOUZA, Líria Alves de. “Gases”; Brasil Escola. Disponível em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/gases.htm>. Acesso em 24 de Julho de 2017.