Relatório - Gases Ideais

Prévia do material em texto

Relatório da 1° aula prática de Físico-Química 1
Determinação da constante dos gases ideais e do volume molar dos gases ideais nas CNTP
Docente: Cinthia S. Soares
Discentes: Henrique Vidal Quarterolli de Sousa, Larissa Nascimento dos Santos e Jéssica Fernandes Pires.
Data de realização da prática: 14/10/2022
Data de entrega do relatório: 11/11/2022
Introdução
	A matéria pode se comportar nos estados sólidos, líquido e gasoso, tendo como variáveis responsáveis a temperatura e o volume. 
O estado gasoso é o estado físico em que a matéria “não tem forma e nem volume próprios”, isto é, neste estado, amostra assume a forma e o volume do recipiente na qual se encontra. A lei de Boyle estabelece que, a uma temperatura constante, o volume ocupado por uma quantidade fixa de gás é inversamente proporcional à pressão aplicada. Matematicamente, a lei de Boyle pode ser expressa como: 
PV = constante (1)
Observações e experimentos realizados com gases revelam uma série de regularidades em seu comportamento, que foi chamado de Lei dos gases. Uma equação matemática que combina várias leis é chamada de equação de o estado dos gases ou a equação de Clapeyron: “pressão x produto volume de gás diretamente proporcional ao número de farrapos (n) do gás, à temperatura absoluta”
PV=nRT (2)
Onde: 
P = Pressão
V= Volume
n= Numero de matéria
R= Constante dos Gases
T= Temperatura
A constante R é chamada constante dos gases e tem o mesmo valor (8,31451 J mol-1 K-1) para todos os gases; porque R é independente da identidade do gás, dizemos que é uma “constante universal”.
Quando falamos de gás, podemos classificar em gás ideal e real, onde o gás real é um composto gasoso que realmente existe. Um gás ideal é um composto gasoso que na verdade não existe, mas são gases hipotéticos. No entanto, alguns compostos gasosos se comportam de forma semelhante aos gases ideais sob certas condições de temperatura e pressão. Portanto, podemos aplicar as leis dos gases a esses tipos de gases reais, supondo que sejam gases ideais. Mesmo que sejam dadas as condições apropriadas, um gás real não pode estar 100% próximo do comportamento de um gás ideal devido à diferença entre um gás real e um gás ideal. A principal diferença entre um gás real e um gás ideal é que as moléculas de um gás real possuem fortes forças intermoleculares, enquanto um gás ideal não possui forças intermoleculares.
Um exemplo de gás que assume comportamento mais próximo do ideal é o Gás Hidrogênio (H2), tal gás pode ser produzido no laboratório através da reação entre um metal e um ácido. Veja um exemplo abaixo:
 Zn(s) + 2HCl(l) ZnCl2(aq) + H2(g) (3)
O trabalho conduzido no laboratório, as condições de pressão atmosférica e temperatura ambiente permitem que se utilize a equação (3) para a obtenção do gás hidrogênio (H2). O experimento realizado no laboratório tem como objetivo a obtenção do H2 para a determinação da constante dos gases ideais e volume molar do gás obtido nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP).
Materiais e métodos
Para início do experimento, pegou-se um béquer de 1 Litro e adicionou-se água até a metade de seu volume. Após, em uma bureta de 50 mL, adicionou-se cerca de 20 mL de ácido clorídrico (HCl) e com o auxílio de uma pissete com água destilada completou-se cuidadosamente o volume da bureta.
Posteriormente, pegou-se uma gaze e colocou-se algodão dentro da gaze e com o auxílio de um fio de cobre fechou-se formando um tampão. Após, pesou-se cerca de 0,0400g de zinco metálico em grãos. Com os grãos de zinco em mãos, pegou-se o tampão de gaze, e prendeu-se o zinco metálico no final do tampão.
Após, pegou-se a bureta e prendeu-se o tampão no topo da bureta fazendo com que o zinco metálico tivesse total contato com a água dentro da bureta. Com o tampão bem fixo, inverteu-se a bureta colocando o topo da mesma dentro do béquer com água.
Aguardou-se o tempo de reação e anotou-se o volume do gás obtido na reação. 
Resultados, tratamento de dados e discussões
	Observou-se a formação de gás no interior da bureta, proveniente da reação ocorrida entre o zinco e o ácido clorídrico, como demonstrado anteriormente. 
Para determinar a constante dos gases ideias, utilizou-se como modelo matemático a equação geral dos gases ideais (EGI). Esta relaciona pressão de vapor, volume e temperatura para sistemas gasosos, porém com utilização restrita a pressões baixas e temperaturas elevadas. Considerou-se o gás hidrogênio gerado como gás ideal. Segue a EGI:
P.V= n.R.T
Rearranjando a equação com o objetivo da prática e considerando o gás hidrogênio gerado, tem-se que:
R= PH2 . VH2 / nH2 . T
Para calcular PH2, partiu-se do pressuposto que a pressão do sistema equivale a soma das pressões parciais dos componentes da mistura, logo a pressão do hidrogênio seria a diferença entre a pressão do sistema (pressão atmosférica) e a pressão de vapor da água (na temperatura de 25ºC). Temos que:
PH2 = Psistema - PH2O
PH2 = 1 atm - 0,032 atm
PH2 = 0,968 atm
O Volume observado na bureta foi de 0,016L e admitiu-se a temperatura ambiente como 25ºC, 298K. O número de mols de H2 gerado pode ser calculado a partir da proporção apresentada na reação química com o Zn(s) no início da discussão. Para cada 1 mol de zinco, são necessários 2 mols de H+. Logo:
1 mol de Zn — 65,38g
X mol de Zn — 0,037g
X = 0,0006 mol de Zn
Seguindo a proporção estequiométrica de 1:2, tem-se que:
nH+ = 2 . 0,0006 mol
nH+ = 0,0012 mol H+
Assim, substituindo os dados na EGI, obtém-se:
R = 0,968 atm . 0,016 L / 0,0012 mol . 298K
R = 0,043 atm.L/mol.K
Ao comparar o valor de R obtido experimentalmente (0,043 atm.L/mol.K) com o valor encontrado na literatura (0,082 atm.L/mol.K), calculou-se um erro relativo de 47,56%. Isto mostra que vários fatores influenciaram no resultado, tais como: o gás que foi gerado não possui um comportamento de um gás ideal (que não foi considerado na elaboração dos cálculos), sendo um gás real; o zinco utilizado não era completamente puro, pois o mesmo não foi raspado para eliminar a camada de óxido formada na superfície, podendo ainda estar contaminado com impurezas; a temperatura e a pressão não foram medidas com aparelhos específicos, e sim estimadas de acordo com as condições ambientes.
A EGI também será usada como modelo para calcular a massa molar do gás hidrogênio gerado. Neste caso, o valor de R utilizado será o descrito na literatura (0,082 atm.L/mol.K). Como é sabido, nH2 = mH2.R .T /V.PH2
O cálculo da massa de gás hidrogênio é feito em função da massa de Zn utilizada. Como demonstrado anteriormente, 0,037g de Zn demandam 0,0012 mol de hidrogênio. Logo:
1 mol H — 2g
0,0012 mol H — X g
X = 0,0024 g
Agora substituindo os dados na EGI, obtém-se:
MMH2 =( 0,0024g . 0,082 atm.L/mol.K . 298K) / 0,016L . 0,968 atm
MMH2 = 3,91 g/mol 
Também é possível calcular o valor do volume molar do hidrogênio nas CNTP de acordo com a seguinte equação:
PH2 (CNTP) . H2 (CNTP) / TCNTP = PH2 (lab) . lab / Tlab
Isolando o H2 (CNTP), tem-se que:
 H2 (CNTP) = PH2 (lab) . lab .TCNTP / Tlab . PH2 (CNTP)
 H2 (CNTP) = (0,968 atm . 13,33 L/mol . 273 K) / 298 K . 1 atm
 H2 (CNTP) = 11,82 L/mol
Teoricamente, o valor esperado tanto da MMH2 (2 g/mol) quanto do H2 (CNTP) (22,4 L/mol) demonstram uma expressiva diferença com os obtidos acima, sendo que para estes valores serem alcançados o volume de gás a ser coletado deveria ser aproximadamente 0,030 L. Mas como já citado anteriormente, dependerá de uma série de fatores que influenciam no resultado.
Conclusões
	Conclui-se que a lei dos gases ideais é eficiente para determinação de propriedades simples de gases, tais como sua massa molar e seu volume. Evidenciou-se que a EGI pode ser utilizada para gases reais, mas sabendo que os resultados obtidos nunca serão idênticos aos encontrados na literatura, pois está equação considera gases como características tais como: movimento desordenadoe não interativo entre moléculas; as colisões das moléculas gasosas são elásticas; e a ausência de forças de atração e repulsão, sendo necessário para o caso de gases reais, a aplicação de artifícios matemáticos na EGI, já que estes têm um comportamento bem diferente dos gases ideais e são muito propícios a interações químicas.
Referências
ATKINS, Peter. Físico-Química. 7.ed. São Paulo: Ltc, 2003.
CASTELLAN, G. Fundamentos de Físico-Química. Rio de Janeiro: LTC, 1999.