Relatório Difusão dos Gases - Arnaldo

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FACULDADE PITÁGORAS IPATINGA- HORTO
RAYANNE DIAS DE OLIVEIRA
RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA
Difusão de Gases 
IPATINGA
2019
FACULDADE PITÁGORAS IPATINGA- HORTO
RAYANNE DIAS DE OLIVEIRA
RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA
Difusão de Gases 
Relatório de atividade prática, apresentada à Faculdade Pitágoras de Ipatinga, para a disciplina de Laboratório de Engenharia Química II, do décimo período, do curso de Engenharia Química. 
Prof. Arnaldo Terra 
IPATINGA
2019
SUMÁRIO 
1. INTRODUÇÃO--------------------------------------------------------------------------------03
2. OBJETIVO--------------------------------------------------------------------------------------05
3. MATERIAIS E REAGENTES--------------------------------------------------------------06
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL----------------------------------------------------07
5. RESULTADOS E DISCUSSÕES --------------------------------------------------------09
6. CONCLUSÃO---------------------------------------------------------------------------------14
7. REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS-----------------------------------------------------15
1. INTRODUÇÃO
A difusão é o termo dado à passagem de uma substância através de outra. Nos sólidos, o processo de difusão é muito lento, tão lento que são necessários métodos especiais para detectar e medir a velocidade de difusão; nos líquidos, a difusão ocorre mais rapidamente. Já para os gases, a difusão é muito rápida, e, além disso, é freqüentemente auxiliada pelas correntes de convecção no ar, que faz com que seja ainda mais veloz. A efusão é o processo pelo qual um gás passa através de um orifício, e obedecem as mesmas propriedades da efusão, no que diz respeito à velocidade dos gases.
A Lei de Graham diz que a velocidade de difusão ou de efusão de um gás através de outro é inversamente proporcional à raiz quadrada de sua densidade. Ou seja: v ∝ 1/√d Esta lei pode ser rearranjada em termos da massa molecular do gás. A uma dada pressão e temperatura, a densidade e a massa molecular de um gás ideal são diretamente proporcionais: d= m/V= m/((nRT/P) )= mP/nRT Como o número de mols n é igual à razão entre a massa da amostra m e a sua massa molecular M, por substituição, temos: d= mP/(m/M RT)=P/RT M Por esta equação, temos: d ∝M Se a densidade é proporcional à massa molecular, então, pode-se dizer que a velocidade de difusão e de efusão de um gás é inversamente proporcional à sua massa molecular: velocidade de difusão∝ 1/√M .
A partir das relações estabelecidas, pode-se afirmar, então, que, quanto maior for a massa molecular do gás, menor é a sua velocidade de difusão e efusão. Para dois gases A e B submetidos à difusão, a proporcionalidade é inversa: 〖Velocidade 〗_A/〖Velocidade 〗_B = √(M_B )/√(M_A ) Esta relação entre dois gases, submetidos à difusão, nas mesmas condições de temperatura e pressão, além de determinar a velocidade de difusão do gás, serve também para determinar sua densidade ou sua massa molecular. Uma das formas experimentais de se medir a velocidade de difusão de um gás é submeter uma base e um ácido gasoso à difusão dentro de um tubo fechado, onde se possa observar a formação do anel de sal resultante da reação de neutralização. Medindo-se o comprimento desde a rolha que contem o algodão embebido no ácido ou base até o ponto onde o anel começa a se formar, e dividindo-se pelo tempo que o anel leva para se formar, pode-se calcular a velocidade do gás.
Figura 1: Moléculas de gás dissolvido
2. OBJETIVO
Medir a velocidade de difusão dos gases HCl e NH3. Entender o comportamento dos dois gases e compreender a reação de formação de dado composto. 
3. 7 
4. 
. 
3. MATERIAIS E REAGENTES 
· 200 mL de amônia NH3 - PA
· 200 mL de ácido clorídrico HCl - PA 
· 01 Caixa de Algodão 
· 02 Unidades de septo (rolha) de borracha (24/40)
· 01 Tubo de plástico (duas pontas abertas – 24/40)
· 02 Suportes universais 
· 02 Garras 
· 02 Mufas 
· 01 Pinça 
· 01 Cronômetro 
· 01 Régua de 30 cm 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Na capela, montou-se, com ajuda de dois suportes universais, um de cada lado o sistema abaixo, de forma que o tubo se manteve o mais paralelo da bancada possível.
Figura 2: 
Embebedou-seum chumaço de algodão com o ácido clorídrico concentrado (HCl) e outro com amônia concentrado (NH3). Com auxilio de uma pinça, colocou-se ao mesmo tempo um chumaço de algodão em cada extremidade cada chumaço com um reagente diferente. 
Fechou-se as extremidades do tubo com as rolhas o mais rápido possível, tudo com muita agilidade.
Após septar as extremidades do tubo, começou-se a cronometrar.Aguardamos a visualização de um anel branco dentro do tubo de conexão. O anel se forma segundo a reação:
HCl (g) + NH3 (g) → NH4Cl (s)
Ao ser percebida a formação do anel o cronômetro foi travado e uma marca foi feita no tubo sobre o ponto de formação do mesmo. Em seguida foi medida a distância percorrida por cada gás até o local de encontro. 
Este procedimento foi realizado 3 vezes. E com esses dados foi possível fazer o cálculo da velocidade de difusão dos gases.
5. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
Como as substâncias são voláteis, logo após serem colocados nas extremidades do tubo de vidro, os gases saem do algodão e então percorrem o tubo até se encontrarem e reagirem, formando um anel esbranquiçado, mostrando assim a formação de cloreto de amônio (NH4Cl (s)). Pela localização do anel formado no tubo, é possível relacionar as massas molares e as velocidades. A reação que ocorre no interior do tubo é representada pela equação: 
HCl (g) + NH3 (g) → NH4Cl (s)
Na realização dessa parte do experimento, os gases foram adicionados simultaneamente para que a diferença de tempo não influenciasse nos resultados. 
	TABELA 1
	Experimento 1
Tempo da Reação: 5,5 min = 303 s
	Reagente 
	Distância Percorrida 
	Massa Molar 
	Densidade 
	HCl (g) 
	4 cm 
	36,46 g/mol
	1,64 kg/m³
	NH3 (g) 
	23 cm 
	17,0 g/mol
	0,73 kg/m³
	Experimento 2
Tempo da Reação: 1,3 min= 63s
	Reagente 
	Distância Percorrida 
	Massa Molar 
	Densidade 
	HCl (g) 
	10 cm 
	36,46 g/mol
	1,64 kg/m³
	NH3 (g) 
	17 cm 
	17,0 g/mol
	0,73 kg/m³
	Experimento 3
Tempo da Reação: 1,1 min = 61 s
	Reagente 
	Distância Percorrida 
	Massa Molar 
	Densidade 
	HCl (g) 
	9 cm 
	36,46 g/mol
	1,64 kg/m³
	NH3 (g) 
	18 cm 
	17,0 g/mol
	0,73 kg/m³
Sabe-se que de acordo com a Lei de Graham, temos que a velocidade de efusão é inversamente proporcional à massa do mesmo. Conhecendo a m assa do reagente utilizado, pode-se chegar à velocidade pedida. 
A massa do NH3 e do HCl são conhecidas e citadas na Tabela 1. Substituindo os valores na equação acima, podemos encontrar as velocidades correspondentes. 
Velocidade de efusão do HCl pode ser obtida aproximadamente, da seguinte maneira:
Experimento 1: 
Experimento 2: 
Experimento 3: 
Velocidade de efusão do NH3pode ser obtida aproximadamente, da seguinte maneira:
Experimento 1: 
Experimento 2: 
Experimento 3: 
As razões entre as velocidades a partir dos valores obtidos individualmente são:
Experimento 1: 
Experimento 2: 
Experimento 3: 
A razão entre as velocidades de efusão, aplicadas diretamente na equação 01 é de: 
	O erro relativo entre as razões das velocidades de efusão calculadas individualmente e aplicadas à equação é de: 
Experimento 1: 
Experimento 2: 
Experimento 3: 
Pela Lei de Graham, o gás com menor massa molar deveria percorrer uma distância maior, ou seja, o anel deveria ser formado mais perto da extremidade onde o HCl foi adicionado. Isso foi o verificado na prática, confirmando a lei, já que o anel esbranquiçado foi formado em todos os três experimentos mais próximos do HCl do que do NH3.
6. CONCLUSÃO 
O Conhecimento sobre a Lei de Graham auxiliou na comprovação de que massa e velocidade de efusão são inversamente proporcionais. A partir deste princípio e utilizando os dados obtidos na prática, conclui-se que a velocidade do reagente de menor massa (NH3,) foimaior comparado a do outro reagente de massa maior (HCl), portanto o NH3 percorreu uma distância maior do que o HCl, onde se formou o anel esbranquiçado de NH4Cl (s).
Transferência ineficiente do gral para o béquer. 
 Titulação mal realizada – erro grosseiro. 
 Erro de cálculos. 
7. REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA
BACCAN, N.; ANDRADE, J. C.; GODINHO, O. E. S. BARONE, J. S. Química Analítica Quantitativa Elementar. 3.ed. 2. Reimpressão. Edgar Blucher: São Paulo, 2004.
CEUNES – UFES – FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL. Difusão de gases. Disponível em: <http://www.ceunes.ufes.br/downloads/2/gilmenebianco-Exp1_Densidade.pdf>. Acesso em: 18 de setembro. 2018 – 20:25 horas
BALL, D.W., Físico-Química, 1. ed., Vol. 1 e 2. Thomson Learn0ing: São Paulo,
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