Relatorio 5 volume molar do hidrogênio Andé Rosa docx 1

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Instituto Federal de Educação - Campus Porto Seguro
Curso: Licenciatura em Química
Disciplina: Físico-Química I - QUI 601
Prof. André Rosa Martins
Determinação Do Volume Molar Do Hidrogênio
Estudante: Fabiana Maria Barbosa
Maio – 2016
Porto Seguro - Bahia
1. APRESENTAÇÃO
Este relatório descreve as atividades desenvolvidas por Fabiana Maria Barbosa no curso de licenciatura em química do Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia da Bahia, Campus Porto Seguro, no âmbito da disciplina FIS-QUI- 601 – Físico-Química Experimental II, ministrada pelo Professor. André Rosa Martins, durante o 6º semestre 2016.1.
Porto Seguro, 04 de maio de 2016
	
2. INTRODUÇÃO
Chama-se de Volume Molar ao volume ocupado por 1 mol de cada substância. O volume molar de qualquer substância é o volume que um mol de moléculas da substância ocupa e é calculado dividindo-se o volume da amostra pelo número de moles que ela contém.
 Para sólidos e líquidos o volume molar depende, entre outras coisas, da natureza, da substância, mas para gases ele só dependerá das condições de temperatura e pressão, qualquer que seja a natureza do gás. No estado gasoso, todas as substancias apresentam propriedades físicas bastante semelhantes. Assim, o princípio de Avogadro implica que o volume molar de um gás deve ser o mesmo para todos os gases na mesma pressão e temperatura. Nas Condições normais de temperatura e pressão (CNTP a T = 273,15 K e p = 101.325 Pa) o volume molar de um gás é igual a 22,4 L.mol-1.
 A Lei dos Gases Ideais pode ser usada para resolver uma variedade de problemas envolvendo o comportamento físico dos gases. Em um problema típico, um gás pode sofrer uma variação de estado “inicial” para um estado “final”. Neste processo, duas das quatro variáveis (V, n, T, P) variam.
3. OBJETIVOS
Fornecer uma base experimental para o cálculo do volume molar do hidrogênio, na temperatura ambiente e pressão de 1 atm.
Determinar o volume molar do gás hidrogênio obtido a partir da reação de alumínio e magnésio com ácido clorídrico.
4. MATERIAIS E REAGENTES
Para a realização da prática foram utilizados os materiais e reagentes descritos na Tabela 1:
	 Materiais Reagentes
	Proveta de 100 mL;
	60 mL de solução de HCl 6 mol L-1;
	Béquer de 2000 mL;
	2,0 cm de alumínio em fita;
	Rolhas com orifício;
	3 cm de magnésio em fita.
	Fios de Cobre
	Água destilada
	Termômetro
	
	Suporte Universal e Garras
	
	Balança analítica
	
Tabela 1: Materiais e Reagentes
5. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Procedimento: 
 Lixou-se uma fita de magnésio, de modo a eliminar os vestígios de impurezas e óxido em sua superfície. Pesou-se a fita e obteve-se 0,045 g.
Usou-se em seguida uma rolha preparada, que consiste na rolha com um furo, através do qual se introduziu o fio de cobre de aproximadamente 5cm de comprimento, fixando-se este na rolha. A fita de magnésio foi presa nesse fio de cobre, na parte que fica dentro do recipiente ao tampá-lo com a rolha.
Com auxílio da proveta, recolheu-se 30 mL de HCl 6 mol L-1, completando seu volume até a borda com água destilada. A proveta foi então tampada com a rolha preparada, de modo que a fita de magnésio fique na parte de dentro. A bureta foi então invertida e imediatamente mergulhada num béquer de 1000 mL com água até 3/4 do seu volume. Prendeu-se a proveta no suporte e iniciou-se a observação.
O ácido clorídrico, sendo mais denso que a água, fica inicialmente no fundo da proveta. Ao se inverter a proveta, percebe-se a descida do ácido, pela alteração gradual de densidade do líquido na proveta. Ao entrar em contato com a fita de magnésio, algumas bolhas começam a ser liberada. Com o tempo, mais ácido desce em direção ao magnésio, e mais bolhas se formam, indo para cima da proveta. Após alguns minutos, a fita de magnésio desaparece completamente. A formação do gás na parte de cima da proveta empurra a coluna de líquido para baixo, e esta por sua vez sai da proveta, através do orifício na rolha.
Após a reação se completar, tapou-se o orifício com o dedo e transferiu a proveta com o gás para uma proveta de 1000 mL contendo água. Introduziu a proveta ainda emborcada movendo-a para cima e para baixo, de modo que o nível de líquido desta coincidisse com a superfície de líquido da proveta de 1000 mL contendo apenas água. Mediu-se o volume de gás no interior da proveta. 
Mediu-se a temperatura da água na proveta contendo apenas água, que por sua vez é igual à temperatura da água no interior da bureta, e que finalmente é igual à temperatura do gás hidrogênio formado. Esta foi de 30 oC, ou 303 K.
6. RESULTADOS E DISCUSSÃO
Procedimento 1: 
O gás Hidrogênio pode ser produzido a partir de reações de magnésio ou alumínio com ácido. Teoricamente, para cada mol de magnésio consumido deve ser produzido um mol de H2, como expresso na Equação 1.
Mg(s) + 2HCI(aq) → MgCl2(aq) + H2(g) (1)
Após a reação, o que resta na proveta é uma solução de cloreto de magnésio e ainda gás hidrogênio, que se acumula na parte superior. O objetivo é medir o volume de gás hidrogênio na reação e compará-lo com o previsto pela teoria.
A partir da relação estequiométrica entre o magnésio e o hidrogênio podemos calcular o valor teórico de hidrogênio que é esperado se todo o magnésio reagir, relacionando as massas moleculares de reagentes e produtos e a massa de reagente empregada.
Cálculo para massa teórica de gás H2
MM Mg 24,3 g _____________MM H2 2g
m Mg 0,045 g ______________ x g
X = 3,7 x 10 -3 g de H2.	
Onde: MM é a massa molecular e m é a massa experimental do magnésio.
Logo a massa teórica é 3,7 x 10-3g.
Porém o dado que obtivemos experimentalmente é o volume do gás que foi produzido, sendo necessário, realizar os cálculos considerando o volume de H2 produzido e não a massa. Se sabemos que a massa de 1 mol de Mg pesa 24,3 g e, que o volume ocupado por 1 mol de hidrogênio (nas CNTP) e 22,4 L, então podemos encontrar o volume teórico de H2.
 Cálculo do volume teórico de H2
24,3 g ....................... 22,4 litros
0,045 Mg ........................ V1
V1 = 0,041
Onde: 
0,041 é o volume teórico de hidrogênio na CNTP (pressão = 1 atm e temperatura = 273 K).
Porém nem sempre realizamos a prática nas condições definidas pela CNTP. Sendo assim, deveremos utilizar a lei dos gases para converter o volume teórico nas CNTP para volume teórico nas condições do ambiente no qual o experimento foi realizado. Neste caso, iremos considerar que o sistema atingiu equilíbrio térmico, sendo a temperatura ambiente igual à do gás obtido).
 (2)
 Onde: P1, V1 e T1 correspondem as condições definidas nas CNTP e P2 e T2 são as condições de pressão e temperatura experimentais.
Assim obtemos V2, que corresponde ao volume teórico nas condições ambientais nas quais o experimento foi realizado.
Duas considerações em relação ao volume de H2 obtido experimentalmente faz-se necessário: 
Primeira: Sendo o hidrogênio produzido em água, sua pressão é determinada pelo princípio dos vasos comunicantes, fazendo com que a pressão do sistema seja igual a pressão ambiente quando os níveis de liquido dentro do tubo de reação e fora deste se igualam. Essa condição de medida de volume foi neste experimento. Para tanto, mergulhamos, em uma proveta com água a proveta no qual o experimento foi realizado e fazendo com que os meniscos da água da proveta de 1000 mL e da proveta de 100 mL contendo o gás, coincidirem para medir o volume do gás produzido.
Segunda: no experimento o H2 foi produzido sobre água (dentro da proveta com água), e a água exerce pressão de vapor. Logo faz-se necessário descontar a pressão que a água exerce (na temperatura que o experimento foi realizado 30 °C) da pressão ambiente. Para isto utilizamos a lei de Dalton.
Pamb = Psistema = P H2 +P água (3) 
Logo: PH2 = P ambiente – P água (4)
O valor da pressão d’água, em função da temperatura ambiente pode ser encontrado na tabela 2.
Tabela 2: Temperatura e pressão do vapor d’água
	Temperatura °C
	Pressão de vapor mmHg
	Temperatura °C
	Pressão de vapor mmHg
	20
	17,5
	26
	25,2
	21
	18,6
	27
	26,7
	22
	19,8
	28
	28,3
	23
	21,0
	29
	30,0
	24
	22,3
	30
	31,8
	25
	23,7
	
	
Fonte: BRASIL ESCOLA
Ao nivelar o líquido da proveta com a superfície de água do béquer, faz-se com que a pressão exercida pela atmosfera sobre a água do béquer seja igual à pressão que a coluna de líquido na proveta exerce sobre o gás contido nesta. Não havendo esse alinhamento, a coluna de líquido tende a cair devido a seu próprio peso, ou subir, devido à pressão exercida pela água do béquer. Isso provocaria alteração na pressão do gás coletado no interior da bureta. Infelizmente o material utilizado no experimento não permite esse alinhamento dos níveis de líquido, portanto desde já sabe-se que a pressão medida do hidrogênio contém erro. Ainda assim, trabalharemos com esta medida, que foi de V= 44 ml para o magnésio e 75 mL para o alumínio.
Este gás hidrogênio na proveta não está puro, entretanto. Quando a água líquida entra em contato com um gás seco, um pouco de água evapora. Dessa forma, moléculas de água deixa o líquido e misturam-se com o gás seco. Esse fenômeno acontece até que a pressão parcial de vapor de água atinja um valor máximo. Chama-se esse valor de pressão de vapor de água. Este valor depende unicamente da temperatura, e não do gás usado, do volume do recipiente ou da pressão do gás. Assim sendo, o gás recolhido na bureta é uma mistura de H2 e H2O gasoso, pois o hidrogênio está em contato com a solução abaixo dele. Usando-se a Lei de Dalton, que determina que a pressão total é a soma da pressão parcial de H2 e vapor de água, além do valor experimental da pressão de vapor de água sob a temperatura medida, é possível então calcular a pressão do hidrogênio.
Tomando-se a pressão da bureta como sendo a pressão atmosférica, temos PB=760mmHg. A pressão parcial de vapor de água, a 30 oC, é de 31,8 mmHg.
 Então, PB= 760 = PH2 + 31,8. Logo, PH2 é igual a 728,2 mmHg (menor que a pressão atmosférica, portanto).
Usamos agora do cálculo estequiométrico para deduzir a quantidade de matéria de gás hidrogênio produzida, levando em conta a quantidade de magnésio pesado. Assim, para 1 mol de magnésio que tem massa 24,3 g, são produzidos 2 g de hidrogênio. Para 0,045 g determinadas na balança, a regra de três fornece o cálculo para massa teórica de gás H2
MM Mg 24,3 g _____________MM H2 2g
m Mg 0,045 g ______________ x g
X = 3,7 x 10 -3 g de H2.	
Onde: MM é a massa molecular e m é a massa experimental do magnésio.
Logo a massa teórica é 3,7 x 10-3g de hidrogênio produzidos.
Pode-se agora usar a equação dos gases (PV=nRT) a fim de calcular o volume teórico de hidrogênio que se deveria obter no experimento. Assim,
PV = nRT 
 PV = (m/MM)RT 
728,2 . V = (3,7 . 10-3/2) . 62,3 . 303
V = 0,0438 L => 43,8 mL
.
A Tabela 2, descreve os valores das variáveis (temperatura, volume e pressão) obtidos experimentalmente:
Tabela 2. Variáveis: temperatura, volume e pressão. 
	Variáveis
	Experimento 1 Mg
	Experimento 2 Al
	Temperatura H2O (K)
	303
	303
	Volume Deslocado (L)
	0,044
	0,075
	Pressão vapor d’água (mmHg)
	31,8
	31,8
	Massa (g)
	0.045 
	0,112
Substituindo os valores da Tabela 3 nas Equações 3 e 4 .
Pamb 760 mmHg = Psistema 760 mmHg = P H2 + P água 31,8 mmHg 
Logo: PH2 = P ambiente 760 mmHg– P água 31,8 mmHg 
PH2 = 728,2 mmHg
A pressão do vapor d’ água a temperatura de 303 K é tabelada e seu valor é dado por 31,8 mmHg. Utilizando a expressão acima, obtém-se que a pressão do hidrogênio, 728,2 mmHg ou 0,96 atm, para o primeiro e segundo experimento já que os valores aferidos da varável temperatura foram os mesmos.
 Substituindo os valores na Equação 2:
 → = V1 = 0,042
Para avaliar o erro percentual do experimento, relacionamos os valores de volume de hidrogênio teórico e experimental, segundo a relação expressa na seguinte Equação 4.
 (4)
Onde, xi é o valor medido e xv é o valor verdadeiro
.Logo:
Procedimento 2:
Procedimento3:
. 
7. CONCLUSÃO
8. REFERÊNCIAS
Apostila Fisico-Química Experimental I, 
ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente. 3ª Edição. Editora Bookman. Porto Alegre, 2006.
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed. Pearson -Prentice-Hall, 2005.
BRASIL ESCOLA. Determinação da massa molar do gás butano. Disponível em:
 <http://educador.brasilescola.uol.com.br/estrategias-ensino/determinacao-massa-molar-gas-butano.htm> Acessado em 03/04/2016.
 Físico-Química Experimental I/ Fabiana Barbosa 9