mini gases 2

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INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DA BAHIA
VIVIANE DE JESUS SANTOS
PROPRIEDADES DOS GASES
Mini relatório apresentado ao Instituto Federal
 da Bahia IFBA, como parte das exigências da
 disciplina de QUÍMICA INORGÂNICA II.
Orientador: Prof. EDEILZA LOPES
Salvador
 2021
1. OBJETIVOS
Avaliar experimentalmente a importância das propriedades de um gás e o seu comportamento.
1.1. Objetivos específicos
· Descrever operacionalmente o funcionamento de um extintor de gás carbônico;
· Determinar a densidade de gases;
· Fazer medida indireta da temperatura;
· Determinar o volume ocupado e a pressão exercida por gases obtidos a partir de reações químicas;
· Estudar a difusão dos gases;
· Verificar, experimentalmente, a aplicação da teoria cinética dos gases.
2. RESULTADOS E DISCUSSÕES
· Extintor de gás carbônico CO2
Inicialmente foi observado que após a inserção do bicarbonato de sódio que estava dentro da bexiga plugada ao Erlenmeyer, que continha vinagre, houve uma intensa efervescência e formação de bolhas, indicando que estava sendo liberado um gás, e à medida que ia sendo colocado o bicarbonato de sódio ao vinagre mais a bexiga se enchia, ou seja, mais gás era liberado, desta forma pode-se supor que ocorreu uma reação química, através dos indícios que foram observados.
Na etapa seguinte foi notado que após acender a vela que estava plugada ao béquer, este que também continha bicarbonato de sódio, foi inserido o vinagre cuidadosamente para que não tocasse a chama e a apagasse, ao passo que ia tendo contato entre o vinagre e o bicarbonato de sódio, foi sendo novamente visualizado a formação de bolhas e a efervescência, depois de poucos segundos a chama da vela foi ficando cada vez mais fraca e logo apagou-se completamente.
Posteriormente tentou-se também por várias vezes acender um isqueiro, mas o mesmo só mantinha sua chama acesa quando estava externo ao recipiente, e pôr fim a mesma tentativa foi realizada com um palito de fósforo e observou-se o mesmo comportamento do fogo.
De acordo com os resultados e indícios observados podemos supor que houve uma reação química no momento que o bicarbonato de sódio entrou em contato com o vinagre. Sabe-se ainda que o ácido acético é o principal constituinte do vinagre. Logo a possível reação química que ocorreu é entendida de acordo com a equação 01 abaixo: 
NaHCO3(s) + CH3COOH(l) → CH3COONa(aq) + H2CO3(aq) (equação 01)
Porém o ácido carbônico é um ácido bastante fraco e instável, por isso logo após ser formado se decompõe em dióxido de carbono e água como na equação 02.
NaHCO3(s) + CH3COOH(l) → CH3COONa(aq) + CO2(g) + H2O(l) (equação 02)
Conforme a equação acima o gás liberado foi o dióxido de carbono, e pelos resultados analisados pode-se afirmar que o gás carbônico não é nem combustível, nem comburente, porque a sua presença sufoca a chama e impede a continuidade do fogo. O dióxido de carbono (CO2) tem densidade superior a densidade do ar atmosférico, logo por ser mais denso que o ar ele tende a descer sobre as chamas, realizando a extinção do fogo por meio de abafamento, pois reduz o contato do material que está queimando com o oxigênio do ar.
 Logo com esse procedimento foi possível compreender como atua um extintor de incêndio de CO2 que age extinguindo o fogo por meio do método de abafamento, expelindo dióxido de carbono e reduzindo a concentração de oxigênio no ar que é imprescindível para que possa haver a queima (combustão).
· Densidade de um gás 
Quadro 1: Dados coletados no experimento de densidade
	REAGENTE: água GÁS DESPRENDIDO: dióxido de carbono
	Tambiente: 24ºC / Tgás: 24ºC = Tágua: 24ºC / Pambiente: 0,99atm
	1 
	Massa do tubo c/ água(g)
	9,3440g
	2 
	Massa do comprimido (g)
	0,5603g
	3 
	Massa do tubo com o líquido após a reação  (g)
	9,8028g
	4 
	Massa de gás desprendido na reação (g)
	0,1015g
	5 
	Volume do gás recolhido após a reação (mL)
	51,0mL
	6 
	Densidade teórica do gás (g/L)
	1,7418g/L
	7
	Densidade experimental do gás (g/L)
	1,9901g/L
	8
	Erro percentual %
	14,25%
Inicialmente foi observado que após a adição do comprimido de sonrisal a um tubo de ensaio que continha água, esse sistema foi fechado rapidamente e em poucos segundos começou um intenso borbulhamento e efervescência, indicando que poderia estar sendo liberando um gás, como o único local de escape era a mangueira que estava na tampa do tubo de ensaio, este gás foi percorrendo a mangueira e como a mesma estava em conexão com uma proveta que estava invertida dentro de um recipiente ambos cheios de água, este foi o local para qual o gás se encaminhou, indicando sua chegada com a subida de bolhas dentro da proveta. 
Sabe-se que dos constituintes do comprimido sonrisal, os compostos que apresentam uma maior quantidade é o bicarbonato de sódio (NaHCO3) e o ácido cítrico (C6H8O7), então podemos assumir que eles são os compostos mais atuantes, já que quando comparado, os outros tem uma massa sem muita relevância. De posto disso pode-se assumir que a reação ocorreu ao adicionar o comprimido na água, já que a mesma só é possível quando os comprimidos estão dissolvidos, e ainda consegue-se explicar a efervescência notada pela possível formação do dióxido de carbono de acordo com a equação 03 abaixo.
NaHCO3(aq) + H3C6H5O7(aq) → NaH2C6H5O7(aq) + H2O(l) + CO2(g) (equação 03) 
Como o interesse foi determinar experimentalmente a densidade do gás liberado (dióxido de carbono) e compará-la com a densidade teórica foi realizado alguns cálculos matemáticos, e de acordo com os dados obtidos foi possível calculá-las das seguintes maneiras a partir das fórmulas químicas de densidade apresentadas a seguir:
1.Fórmula para cálculo de densidade experimental;
Densidade= (massa / volume)
Para calcular a densidade experimental do dióxido de carbono pela fórmula 1 é necessário primeiro ter informações da massa do gás liberado e o seu volume, logo para encontrar a massa do gás foi realizado de acordo com o cálculo 01 abaixo:
Cálculo 01. Cálculo para encontrar a massa do gás dióxido de carbono liberado.
Mgás = (massa do tubo c/água + massa do sonrisal) – massa do tubo c / líquido após a reação 
Mgás = (9,3440g + 0,5603g) - 9,8028g
Mgás= 0,1015g
De posse da massa do gás e o seu volume presente no quadro 01, foi possível aplicar na fórmula 1 para achar a densidade experimental do dióxido de carbono.
Cálculo 02. Cálculo para achar a densidade experimental do dióxido de carbono.
d = 0,1015g / 0,051L
d = 1,9901g/L
Já a densidade teórica do dióxido de carbono pode ser encontrada utilizando a fórmula 2 indicada abaixo.
2.Fórmula para cálculo de densidade teórica.
Densidade= (Pressão) x (Massa molar) / (constante dos gases) x (Temperatura)
Porém é necessário ter informações do gás como pressão, massa molar, a constante universal dos gases e ainda a temperatura, então a sua pressão foi encontrada da maneira seguinte.
Cálculo 03. Cálculo para achar a pressão do dióxido de carbono.
Pressão do gás = pressão atmosférica – pressão de vapor d’ água
Pressão do gás = 756mmHg – 22,3945mmHg
Pressão do gás = 733,6055mmHg
Dados;
- Pressão do gás dióxido de carbono = 733,6055mmHg
- Constante universal dos gases= 62,3637 L · mmHg · K−1 · mol−1
- Temperatura do gás = 24ºC = 297,15K
- Massa molar do dióxido de carbono= 44g/mol
Logo com estas informações foi calculada a densidade teórica do dióxido de carbono.
Cálculo 04. Cálculo para achar a densidade teórica do dióxido de carbono.
d = 733,6055 x 44 / 62,3637 x 297,15
d = 1,7418g/L 
Baseado nos cálculos acima a densidade teórica esperada do dióxido de carbono é de 1,7418g/L a 0,99 atm e a 24ºC, porém a densidade encontrada foi de 1,9901g/L, então observa-se que foi encontrado valores distintos e isto pode ser justificado, pelo fato de que a densidade teórica não foi tão exata, porque a temperatura aferida no experimento foi realizadade forma indireta, logo ela não foi precisa já que deveria ter sido medido a temperatura do dióxido de carbono, mas como não houve a possibilidade de inserir o termômetro dentro do sistema com este gás, a temperatura medida foi a da água, e não a do CO2 que era necessário, ocasionando um erro. Já o desvio devido à pressão é pelo fato de que devia ser medida apenas a pressão do CO2 mas como não foi possível esta alternativa, foi realizado a subtração das pressões, atmosférica e vapores d’água, logo os valores encontrados foram aproximados e não os reais, já que o gás ao passar pela proveta pode arrastar vapores d’água e ainda haver moléculas de oxigênio do ar de dentro da proveta ocasionando erro na densidade teórica.
 Já o possível erro ocorrido no cálculo da densidade experimental é que o volume deslocado analisado pode ter sofrido alguma interferência com a entrada de alguma bolha de ar por entre o sistema e ainda a sua leitura devia ser feita após a estabilização do mesmo, e depois de desconectar o sistema ser realizada a leitura na borda da água do béquer para garantir uma melhor precisão. 
Para ser calculado a porcentagem de erro inserido nos cálculos da densidade foi realizado o cálculo a seguir: 
Cálculo 05. Cálculo para achar o percentual de erro da densidade do CO2.
% E= | (valor teórico – valor experimental) / valor teórico | x 100
%E= |(1,7418 – 1,9901) / 1,7418 | x 100
%E= 14,25%
Analisando o erro encontrado que foi de 14,25% pode-se afirmar que foi um valor considerável, e que deixa explícito como a pressão, temperatura e volume interferem no cálculo de densidade de um gás.
· Medida de volume e pressão de um gás
Quadro 2: Dados coletados no experimento de medida de volume e pressão de um gás
	Gás desprendido: Hidrogênio Massa Mg: 0,0408g Tgás: 23ºC Tágua: 23ºC
	Volume do gás (mL)
	39,5mL
	Temperatura do gás (ºC)
	23ºC
	Pressão atmosférica (mmHg)
	756mmHg
	Pressão de vapor da água (mmHg)
	21,084mmHg
	Pressão do gás (mmHg)
	734,916mmHg
	Massa do gás desprendido(g)
	0,003358g
	Volume teórico do gás (mL)
	42,2mL
	Erro percentual do volume%
	6,3981%
	Densidade experimental do gás (g/L)
	0,085g/L
	Densidade teórica do gás (g/L)
	0,08g/L
	Erro percentual da densidade%
	 6,25%
Inicialmente foi observado que após a adição do magnésio lixado a um tubo de ensaio que continha ácido clorídrico(20%), esse sistema foi fechado rapidamente e em poucos segundos começou um intenso borbulhamento, indicando que poderia estar sendo liberando um gás, como o único local de escape era a mangueira que estava na tampa do tubo de ensaio, este gás foi percorrendo a mangueira e como a mesma estava em conexão com uma proveta que estava invertida dentro de um recipiente ambos cheios de água, este foi o local para qual o gás se encaminhou, indicando sua chegada com a subida de bolhas dentro da proveta. De acordo com a equação 04 abaixo, a possível reação que ocorreu no tubo de ensaio após a adição do magnésio foi a seguinte:
Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g) (equação 04)
Logo pode-se supor que após a reação o que restou no tubo foi uma solução de cloreto de magnésio e ainda o gás que se acumula na parte superior do mesmo, segundo a equação química o gás desprendido foi hidrogênio.
Como o objetivo é medir a pressão, volume e densidade do gás liberado que foi o hidrogênio e compará-los com o valor teórico, foi realizados os cálculos a seguir para encontrar essas respectivas propriedades.
Inicialmente foi encontrada a massa do gás hidrogênio desprendido realizando o cálculo a seguir:
Cálculo 06. Cálculo para achar a massa do gás desprendido (hidrogênio).
 24,3g de Mg ------ 2g de H2
0,0408g de Mg ------ x
X= 0,003358g de H2
Cálculo 07. Cálculo para achar a pressão do gás hidrogênio em milímetro de mercúrio.
Pressão do gás= (pressão atmosférica – pressão de vapor da água)
Pgás= 756mmHg – 21,084mmHg = 734,916mmHg
De acordo com o cálculo acima a pressão do gás hidrogênio foi de 734,916mmHg, porém é importante lembrar que essa não era a pressão exata do gás pois ao passar pela proveta pode ter arrastado vapores d’água, já que houve uma considerável efervescência ao adicionar o metal no ácido, e este aumento de temperatura da reação pode ter influenciado na pressão e ainda a possível presença de moléculas de oxigênio do ar de dentro da proveta, então a pressão pode ter sido interferida, mesmo que em pequena proporção, ocasionando um desvio.
Para achar o volume teórico do gás hidrogênio desprendido foi realizado o cálculo abaixo.
Cálculo 09. Cálculo para achar o volume teórico do gás hidrogênio a partir da equação geral dos gases :
P.V= n.R.T n= m/ MM | n= 0,003358 / 2 | n=0,001679 mol
 	734,916 x V= 0,001679 x 62,3637 x 296,15
V=0,0422L ou 42,2mL
	Foi notada uma diferença entre os valores do volume observado no experimento que foi de 39,5mL para o volume teórico esperado encontrado acima, o cálculo do erro percentual do volume foi realizado a seguir. 
Cálculo 10. Cálculo do erro percentual do volume do gás hidrogênio.
% E= (valor teórico – valor experimental) / valor teórico x 100
%E= (42,2 – 39,5) / 42,2 x 100
%E= 6,3981%
O erro encontrado foi de 6,3981% e pode estar associado ao fato de que a equação geral dos gases que foi utilizada para encontrar o volume é usada em gases ideais, porém o gás analisado foi um gás real, logo as moléculas de hidrogênio podiam estar mais próximas, consequentemente o volume experimental ocupado poderia ser menor, também possíveis agentes externos, como impurezas nos reagentes, que podem interferir na reação, alterando as quantidades resultantes de produtos, Ainda a leitura da medida do volume deslocado deste gás devia ser feita após a estabilização e desconexão do sistema, para realizar a leitura na borda da água do béquer, visando garantir maior exatidão, como isso não foi procedido pode-se ter ocasionado um erro. 
Para encontrar a densidade do gás hidrogênio experimental e densidade teórica foi realizado os respectivos cálculos a seguir:
Cálculo 11. Cálculo da densidade experimental do gás hidrogênio.
Fórmula 1: Cálculo da densidade experimental do gás hidrogênio
d = m/v
d = 0,003358g / 0,0395L
d= 0,085g/ L
Para encontrar a densidade teórica do hidrogênio foi realizado o cálculo abaixo.
Cálculo 12. Cálculo da densidade teórica do gás hidrogênio.
Fórmula 2: Cálculo da densidade teórica do gás hidrogênio
Densidade= (Pressão) x (Massa molar) / (constante dos gases) x (Temperatura)
- Pressão do gás hidrogênio= 734,916mmHg
- Constante universal dos gases= 62,3637 L · mmHg · K−1 · mol−1
- Massa molar do hidrogênio= 2g/mol
- Temperatura= 296,15K
d = 734,916 x 2 / 62,3637 x 296,15
d = 0,08g/L
Foi observado que os valores da densidade experimental e teórica do gás hidrogênio foi de 0,085g/L e 0,08g/L respectivamente. Nota-se que os valores estão bem próximos. Logo as possíveis interferências que possam ter influenciado nas densidades foram baixas. A mínima distorção que pode ter influenciado na densidade experimental, pode ter sido a perda de alguma quantidade de massa do gás na parte superior do tubo, ou ainda a não quantificação da mesma. Já o erro devido ao volume é uma possível quantificação de ar dentro da proveta que tenha interferido e aumentado o volume do mesmo. 
Uma possível alteração da densidade teórica foi a pressão do gás que devia ser medida apenas a pressão do gás hidrogênio mas com a não alternativa deste procedimento, fez-se necessário realizar a diferença entre as pressão atmosférica e pressão de vapor d’água e como o gás foi arrastado pode ter levado moléculas de água ou ainda estar presente moléculas de oxigênio do ar dentro da proveta, causando uma leve deformidade para o cálculo da pressão, e pôr fim a temperatura que foi medida de forma indireta, pois era necessário apenas dados da temperatura do gás hidrogênio, então devia ser inserido um termômetro dentro do tubo de ensaio, porém como não houve essa possibilidade foi medida a temperatura da água e não dogás.
Para encontrar o erro percentual da densidade do gás hidrogênio foi realizado o cálculo 13 abaixo.
Cálculo 13. Cálculo para achar o erro percentual da densidade do hidrogênio
% E= (valor teórico – valor experimental) / valor teórico x 100
%E= (0,08 – 0,085) / 0,08 x 100
%E= 6,25%
	Como a diferença da densidade teórica e experimental não foi tão elevada e o percentual de erro foi de 6,25% relativamente baixo, pode-se supor que as possíveis interferências mencionadas acima não foram tão acentuadas.
· Difusão gasosa
Quadro 3: Dados coletados no experimento e massas molares.
	
	Experimento
	
	HCl
	NH3
	Tempo (segundos)
	222 segundos
	Distância percorrida (cm)
	18,6cm
	21,4cm
	Velocidade (cm/s)
	0,084cm/s
	0,0963cm/s
	Massas molares(g/mol)
	36,45g/mol
	17g/mol
Foi observado que quando os cotonetes com hidróxido de amônia concentrado e ácido clorídrico concentrado, ambos presos a rolhas foi adicionado um de cada lado no mesmo instante ao comprido tubo de vidro, pelo fato de o ácido clorídrico e a amônia serem voláteis, ou seja, eles têm a capacidade de passar do estado líquido para o estado gasoso, esses gases começaram a se formar e foram percorrendo o tubo de vidro. Após cerca de 3 minutos e 42 segundos foi verificado que foi formado um anel de fumaça branca, este anel estava a 21,4cm do orifício que estava com a rolha de hidróxido de amônia, mostrando que essa foi a distância percorrida pela mesma. Já a distância da névoa branca para o orifício que estava com a rolha que continha o ácido clorídrico foi de 18,6cm mostrando que esta foi a distância percorrida por este gás. 
De posse do tempo de cronômetro e distâncias percorridas por cada gás, foi calculado a velocidade de difusão de cada gás dentro do tubo, e então foi notado que em relação ao ácido clorídrico a amônia tinha uma maior velocidade para se difundir, isso pode ser justificado porque a partir das massas molares desses gases, a primeira citada(NH3) tem massa molar de 17g/mol, já o seguinte indicado (HCl) tem massa molar de 36,45g/mol, com esses dados pode-se concluir que moléculas mais pesadas como as de HCl difundem-se mais lentamente que moléculas mais leves como NH3 e por este motivo elas se encontram mais próximas das extremidades do vidro que têm o cotonete com ácido clorídrico. Isto vai de acordo com o cálculo abaixo que foi realizado para encontrar a velocidade média das moléculas de cada gás dentro do tubo de vidro.
Figura 01. Fórmula da velocidade 
 
1. Cálculo das velocidades das moléculas dos gases amônia e ácido clorídrico;
· Ácido clorídrico;
18,6cm / 222s = 0,084 
Velocidade do HCl = 0,084cm/s
· Amônia
21,4cm / 222s= 0,0963
Velocidade do NH3 = 0,0963cm/s
Para achar a razão experimental entre as velocidades de difusão e pesos moleculares dos respectivos gases foi feito o cálculo abaixo.
- V1 = velocidade de difusão do HCl 
 v2 / v1 = 0,0963/ 0,084 = 1,1464
	- V2 = velocidade de difusão do NH3 
Utilizando a Lei de Graham que diz que a velocidade de difusão e efusão gos gases é inversamente proporcional à raíz quadrada de seus pesos moleculares para chegar ao número de razão teórico, têm-se o seguinte.
M1 = Massa molar do HCl √36,45 /17 = √M1 / M2 = 1,4642
M2= Massa molar do NH3 
Deste modo, foi obtido uma razão experimental entre as velocidades de difusão do ácido clorídrico e amônia de 1,1464 enquanto a razão teórica encontrada de acordo com a fórmula teórica dá a razão entre o inverso das raízes das massas molares de 1,4642. Para encontrar o erro em porcentagem foi realizado o cálculo 14 abaixo.
Cálculo 14. Cálculo para achar o erro percentual das difusões
% E= (valor teórico – valor experimental) / valor teórico x 100
%E= (1,4642 – 1,1464) / 1,4642 x 100
%E= 21,7%
	Analisando o erro encontrado que foi 21,7% este é considerável, e pode ter sido ocasionado por ter ocorrido um atraso na inserção dos cotonetes com o ácido clorídrico e a amônia no tubo e no momento de acione do cronômetro que pode ter sido antes ou depois do inserimento dos cotonetes.. 
Ainda de acordo com a equação 05 abaixo e o que foi observado pode-se supor que a fumaça branca que foi formada após o encontro dos dois gases foi o cloreto de amônio que é um sólido branco.
NH3(g) + HCl(g) → NH4Cl(s) (equação 05)
3. ANEXOS
Teoria cinética dos gases
 
· Transformação isobárica
O balão volumétrico continha uma rolha de borracha e uma seringa de vidro transpassada, esta estava bem limpa e sem folgas para garantir que o ar que estivesse dentro do balão não escapasse e ainda que ali atuava apenas a pressão do êmbolo, e como seu peso era invariável a pressão se manteve constante.
Foi notado que quando aberta a torneira instalada na saída lateral do balão, o gás escapava, pois era o único local qual havia escape, pois a pressão do êmbolo sobre ele o comprimia.
 Quando as mãos do operador foram esfregadas umas sobre as outras, o atrito entre elas faz com que elas se aquecessem, ou seja, foi transformado trabalho mecânico em energia térmica, logo quando as mãos tocaram o balão o ar ali presente sofreu um leve aquecimento, e isto fez com que o êmbolo subisse um pouco, porque se a temperatura do gás aumenta, significa que a agitação das partículas constituintes deste gás ficou maior, e a tendência é haver a expansão do mesmo, consequentemente ocasionando um aumento de volume. Por este mesmo motivo quando foi utilizado o secador de cabelo para elevar a temperatura, observou-se que neste momento o êmbolo subiu drasticamente, pois houve uma intensa agitação das partículas do gás e fez com que ele se expandisse ainda melhor, e então foi possível observar satisfatoriamente o aumento do volume com o aumento da temperatura.
No instante que foi borrifado álcool sobre o balão, foi observado que o êmbolo desceu novamente, isto porque com a sua evaporação foi retirado calor da superfície do vidro e consequentemente ocorreu uma diminuição do volume interno do gás.
         Com este procedimento foi possível testar e comprovar a lei de Charles, onde com a constância da pressão e massa do gás, é possível estabelecer uma relação entre a variação de volume e a variação de temperatura, apesar desta ser uma lei para gases ideais e o analisado ser um gás real, supõem-se que foi assumido que o tamanho das partículas e as forças interativas não foram contabilizadas, e ainda que o movimento era desordenado e as colisões entre as partículas foram perfeitamente elásticas. E com isso confirmou-se que com a pressão constante de um gás e a sua massa fixa, a relação entre o volume e a temperatura são diretamente proporcionais, ou seja, com o aumento de temperatura, há também o aumento de volume e vice-versa.
· Transformação isotérmica
Neste procedimento foi operado um manômetro de tubos que utiliza do princípio da pressão hidrostática para medir a pressão que um fluído em repouso é capaz de exercer contra uma superfície. E quanto maior for a profundidade de um corpo imerso em um fluído, maior será a pressão exercida sobre ele. Como inicialmente os dois tubos que continham a água com o corante estavam abertos na parte superior a pressão entre eles era a mesma, porém quando foi soprado um dos lados aumentou-se a pressão acima do nível da água, qual foi medido pela diferença de altura das duas colunas, em seguida a mangueira foi acoplada ao balão volumétrico para que pudesse ser medida a pressão interna do gás por meio da diferença de altura das colunas. Quando foi inserido o êmbolo na seringa lentamente, foi observado que o gás foi sendo comprimido e como o único local de escape do mesmo era a mangueira, foi observado um aumento na diferença da altura das duas colunas, concluindo que houve um acréscimo da pressão interna do balão. Percebendo que quanto menor o volume do gás, maior a pressão interna do mesmo. Como a compressão do êmbolo foi feita lentamente ou quase estática, praticamente não ocorreu aumento na temperatura do gás, ou seja, atemperatura no procedimento foi aceita como constante.
Assim podendo ser verificada e confirmada a Lei de Boyle-Mariotte que diz que em um sistema fechado em que a temperatura é mantida constante, verifica-se que determinada massa de gás ocupa um volume inversamente proporcional à sua pressão.
 
· Transformação isocórica
Para este procedimento foi utilizado um manômetro hidrostático de tubos que foi plugado ao balão volumétrico através da mangueira, este manômetro funciona pela diferença entre as colunas de água dos dois tubos, e ao soprar um dos, pode-se medir a pressão interna da boca por meio da diferença de altura nos níveis.
Foi percebido que com a utilização das mãos como fonte de calor, o ar que havia no balão era aquecido, e com a elevação de temperatura do gás, ocorria uma maior agitação entre os constituintes do mesmo, por causa do aumento da energia cinética, logo consequentemente havia um aumento da pressão, já que a mesma é resultado das colisões das partículas do gás com as paredes do recipiente, assim com o aumento da temperatura maior a quantidade de choques, isto era percebido na ampliação da diferença de altura das colunas de água.
Porém com este aquecimento aumentava-se também o volume, já que havia a expansão do gás e como o intuito era manter o volume invariável, foi feito com que o volume interno do balão fosse o mesmo antes do aquecimento e isso era conseguido com a subida do tubo que não estava ligado ao balão, então conseguia-se novamente equilibrar o volume de água do tubo plugado ao recipiente com a sinalização em vermelho. Deste modo conseguia usar o dispositivo como um termômetro a gás que tem como função medir a temperatura através da leitura da pressão do gás preservado à volume constante.
Quando inserido um ar quente no balão por meio do secador de cabelos foi notado ainda melhor essa relação entre a temperatura e pressão do gás, já que após a inserção do ar quente novamente foi ajustado à altura dos tubos para que o volume permanecesse o mesmo do início do processo, para que pudesse ser medida a pressão interna do gás.
Desta maneira foi possível igualmente como nos procedimentos anteriores, testar e comprovar a lei de Charles a qual diz que para uma massa de gás, mantida a volume constante, a pressão exercida pelo gás é diretamente proporcional à temperatura. Isso quer dizer que se aumentarmos a temperatura dentro de um recipiente (volume constante) a pressão também irá aumentar, e isso é consequência do aumento das colisões entre as moléculas do gás. O volume se mantém, mas a pressão aumenta.
4. Conclusão 
Foi possível concluir e compreender experimentalmente um pouco mais acerca das propriedades dos gases e a sua importância, bem como foi possível descrever e compreender como funciona um extintor de gás carbônico. Também conseguiu-se determinar a densidade teórica e experimental dos gases, e a aferição da temperatura de forma indireta, bem como o volume foi determinado teórico e experimentalmente e pressão exercida por gases, estes obtidos por reações químicas, de forma indireta, ainda conhecer e compreender acerca das difusões gasosas. E por fim foi possível entender experimentalmente como funciona a teoria cinética dos gases.
5. Referências
Como funciona um extintor de incêndio de CO2. Experiência. Youtube, 29 de outubro de 2016. Disponível em: https://www.youtube.com/watch?v=i7F5TvSkfb0
Data de acesso:24 de agosto de 2021 às 15:27h
PAREDES, S Ley de Graham. Difusión de gases. Youtube, 15 de abril de 2014. Disponível em: https://www.youtube.com/watch?v=5SDqZRQFgOU
Data de acesso: 26 de agosto de 2021 às 16:32h
Física Universitária. Experimento – Transformação isobárica. Teoria cinética dos gases. Tema 07. Youtube, 16 de junho de 2016. Disponível em: https://www.youtube.com/watch?v=Iw_rFjeNOyQ
Data de acesso em: 20 de agosto de 2021 às 20:24h
Física Universitária. Experimento – Transformação isotérmica. Teoria cinética dos gases. Tema 07. Youtube, 16 de junho de 2016. Disponível em: https://www.youtube.com/watch?v=5AKD44LYVHQ
Data de acesso em: 21 de agosto de 2021 às 17:43h
 Física Universitária. Experimento – Transformação isovolumétrica. Teoria cinética dos gases. Tema 07. Youtube,16 de junho de 2016. Disponível em: https://www.youtube.com/watch?v=qYVVr8_MIVM
Data de acesso: 21 de agosto de 2021 às 15:47h
WHITE, P. David. Química- A ciência central. Gases. Pearson Prentice Hall, 2005.
Agrela, M. Sc. Sara Pereira. Termodinâmica aplicada. Faculdade Santíssimo Sacramento de Alagoinhas, 2017.
DENSIDADE ABSOLUTA DOS GASES. Mundo educação Uol, 2016. Disponível em: https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/densidade-absoluta-dos-gases.htm
Data de acesso: 25 de agosto de 2021 às 18:18h.
CAZZARO, F. Experimento de estequiometria. Química Nova na Escola, N°10, novembro, 1999.Disponível em: google sala de aula.
Acesso em: 24 de agosto de 2021 às 17:45h
BROWN, LEMAY & BURSTEN, Química a ciência central – 9.ed. Pearson Prentice Hall ed. 2005
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