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UNIVERSIDADE FEDERAL DE CAMPINA GRANDE –PB CENTRO DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIA – CCT DEPARTAMENTO DE ENGENHARIA QUÍMICA CURSO: ENGENHARIA DE MATERIAIS DISCIPLINA: LABORATÓRIO DE QUÍMICA GERAL PROFESSORA: LUCIA MARIA GAUDENCIO DE ARAUJO LIMA NOME: JOSÉ VIEIRA NETO MATRÍCULA: 121111434 EXPERIÊNCIA 2: COLETA DE GASES CAMPINA GRANDE - PB 20 DE MARÇO DE 2024 2 Sumário 1. INTRODUÇÃO ...................................................... 3 2. OBJETIVOS .......................................................... 5 3. METODOLOGIA ................................................... 5 3.1. MATERIAIS ................................................ 5 3.2. COLETA DE GASES ................................ 6 4. RESULTADOS E DISCUSSÕES .......................... 7 4.1. Número de moles do magnésio utilizado ............ 7 4.2. Pressão parcial do gás ................................................................. 7 4.3. Volume de gás hidrogênio (H2) à pressão ambiente ............................................................................................................... 8 4.4. Fonte de erro no experimento ................................................ 8 5. CONCLUSÃO ....................................................... 9 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ....................... 10 3 1. INTRODUÇÃO O estado da matéria que não possui forma nem volume definidos é o gasoso. Ele ocupa todo o espaço e toma a forma do recipiente no qual está contido, ou seja, o seu volume será igual ao volume do recipiente. Existem duas formas da matéria no estado gasoso: vapor e gás. Vapor é aquele em que a matéria no estado gasoso pode ser liquefeita com um simples aumento da pressão. Já o gás é um fluído que é impossível de ser liquefeito com esse simples aumento de pressão. Basicamente a diferença entre vapor e gás é dada pela temperatura crítica. Será um gás se a matéria no estado gasoso for superior a temperatura crítica. Se for igual ou menor, será vapor. Mas nos concentraremos no gás, objetivo de estudo deste experimento. O gás é constituído de moléculas isoladas, separadas uma das outras por grandes espaços vazios em relação ao seu tamanho e possuem um movimento contínuo de rotação, translação e vibração. Essa definição é chamada de Teoria Cinética dos Gases. Há existência de uma teoria ou modelo teórico, que é a do gás ideal ou gás perfeito. Este tipo de gás é aquele que obedece, com precisão matemática, as equações abaixo: 𝑃𝑥𝑉𝑇 = 𝑃0𝑥𝑉0𝑇0 e 𝑃𝑥𝑉 = 𝑛𝑥𝑅𝑥𝑇 Onde: P = pressão P0 = pressão inicial V = volume V0 = volume inicial T = temperatura T0 = temperatura inicial n = número de mols R = constante universal dos gases 4 Mas, na prática, temos somente gases reais, sendo que um gás real tende a ser um gás ideal ou perfeito quando a pressão do mesmo tender a zero e a temperatura se elevar. A equação geral dos gases perfeitos, que já foi mencionada anteriormente, é: 𝑃𝑥𝑉𝑇 = 𝑃0𝑥𝑉0𝑇0 A partir desta equação, vários cientistas foram muito importantes e contribuíram para o estudo dos gases analisando e determinando os tipos de transformações, que são dadas como leis. Estas transformações são conhecidas como: • ISOBÁRICA – a pressão é constante, e o volume do gás é diretamente proporcional a sua temperatura. (Lei de Charles e Gay-Lussac). 𝑉𝑇 = 𝑉0𝑇0 • ISOCÓRICA – o volume é constante, e a pressão do gás é diretamente proporcional a sua temperatura. (Lei de Charles e Gay-Lussac). 𝑃𝑥𝑇 = 𝑃0𝑥𝑇0 • ISOTÉRMICA – a temperatura é constante, o volume ocupado por um gás é inversamente proporcional à sua pressão. (Lei de Boyle). 𝑃𝑥𝑉 = 𝑃0𝑥𝑉0 Tem-se ainda o volume molar de um gás, que é o volume ocupado por um mol de substância. O volume molar de um gás é constante para todos os gases a uma mesma pressão e temperatura. Nas Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP), o valor é igual a 22,4 L/mol. Ainda nas CNTP, podemos determinar a densidade do gás através da relação: 𝑑𝐶𝑁𝑇𝑃 = 𝑀𝑥22,4 𝑔/𝐿 Já a uma pressão p e a uma temperatura T, determinamos a densidade de um gás através de: 𝑑𝐶𝑁𝑇𝑃 = 𝑃𝑥𝑀𝑅𝑥𝑇 5 E por fim, podemos determinar a densidade de um gás A em relação a um gás B e de um gás A em relação ao ar através das seguintes fórmulas: 𝑑𝐴,𝐵 = 𝑀𝐴𝑀𝐵 e 𝑑𝐴,𝐴𝑅 = 𝑀𝐴𝑥28,8 Em laboratório, gases são coletados através do deslocamento de água. Tem-se uma reação que produz determinado gás, e tal gás é conduzido para um interior de uma coluna parcialmente submersa na água. À medida que o produto gasoso da reação é produzido, certa quantidade de água é deslocada. O gás se mistura com o vapor d’água já existente e passa a exercer uma determinada pressão. Com o auxílio de alguns cálculos, podemos encontrar o valor dessa pressão, como veremos mais adiante. 2. OBJETIVO Determinar, utilizando as equações e métodos adequados de coleta de gases, o volume do gás hidrogênio produzido e sua pressão parcial quando o magnésio reage com uma solução de ácido clorídrico à temperatura e pressão ambientes, assim como observar algumas informações importantes no estudo dos gases. 3. METODOLOGIA 3.1. MATERIAIS ▪ Balança Digital; ▪ Fita de Magnésio; ▪ Água; ▪ Barômetro; ▪ Termômetro; ▪ Pipeta; ▪ Pipetador; ▪ Erlenmeyer; ▪ Solução de HCl (2,0 M); ▪ Proveta de 500 mL; ▪ Cuba; ▪ Mangueira; ▪ Régua; ▪ Rolha; ▪ Bequer de 50 mL; ▪ Suporte. 6 3.2. COLETA DE GASES Inicialmente, verificou-se a temperatura ambiente (24 °C) com o termômetro e a pressão com o barômetro (722 mmHg). Em seguida, pesou-se com a balança digital um pedaço da fita de magnésio, obtendo uma massa de 0,12 gramas e pipetou-se, com o auxílio de um pipetador, um volume de 10 mL de solução de ácido clorídico (HCl) 2,0 M em um bequer. Apos isso, inseriu nesse Erlenmeyer o pedaço da fita de magnésio para que reaja com o ácido clorídico e produza o gás hidrogênio e tampou-se rapidamente com a rolha para que nenhum gás seja perdido, ocorrendo a seguinte reação: 2HCl + Mg MgCl2 + H2 Nesse momento, observou-se o borbulhamento da solução devido a liberação do gás hidrogênio e o aquecimento do Erlenmeyer, pois a reação era do tipo exotérmica e que, portanto, libera calor. Em seguida, a proveta de 500 mL foi enchida com água por completo e tampou sua extremidade com a mão para que não vazasse qualquer quantidade do líquido, emborcando-a rapidamente para dentro da cuba com água e retirando a mão da extremidade da proveta cuidadosamente. Após esse procedimento, foi inserida a mangueira no Erlenmeyer, onde estava ocorrendo a reação, ligando-o à proveta que continha apenas água. Observou-se, nesse momento, que o volume de água começou a diminuir, pois o gás hidrogênio oriundo da reação por ser menos denso que a água ficou na parte de cima. Por fim, depois que a reação cessou mediu, utilizando uma régua, a leitura da altura da coluna da água e pela graduação da proveta leu-se o volume ocupado pelo gás, anotando os resultados. (Tabela 1). Tabela 1 – Dados do Experimento Massa de magnésio (g) Temperatura ambiente (°C) Pressão ambiente (mmHg) Volume de gás hidrogênio (mL) Altura da coluna d’água (cm) 0,15 29 720 185 10,5 Fonte: dados obtidos em laboratório pelo próprio autor 7 4. RESULTADOS E DISCUSSÕES 4.1. Número de moles do magnésio utilizado Para determinar o número de moles do magnésio utilizado, ou seja, a quantidade de matéria, precisa apenas conhecer a massa molar do elemento e substituir os valores na fórmula: 𝑄𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑒 𝑚𝑎𝑡é𝑟𝑖𝑎 (𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠) = 𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 (𝑔𝑟𝑎𝑚𝑎𝑠) 𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 ( 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑎𝑠 𝑚𝑜𝑙 ) Sabendo que a massa molar do magnésioé de 24,305 gramas/mol e que utilizou-se 0,15 gramas no experimento, tem-se: 𝑄𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑒 𝑚𝑎𝑡é𝑟𝑖𝑎 (𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠) = 0,15𝑔 24,305 𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 𝟎, 𝟎𝟎𝟔𝟏𝟕 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝒎𝒂𝒈𝒏é𝒔𝒊𝒐 4.2. Pressão parcial do gás O somatório de todas as pressões no recipiente deve ser igual á pressão atmosférica, logo: 𝑃𝑎𝑡𝑚 = 𝑃𝑔á𝑠 + 𝑃𝐻2𝑂 + 𝑃ℎ Como está sendo procurado a pressão do H2, utiliza-se a seguinte fórmula: 𝑃𝐻2 = 𝑃𝑎𝑡𝑚 − (𝑃𝐻2𝑂(𝑣𝑎𝑝𝑜𝑟) + 𝑃ℎ) A pressão da coluna com água (Ph) pode ser definida como: 𝑃ℎ = 𝑑𝑔ℎ A densidade da água à 29°C é aproximadamente 1000 kg/m3; a gravidade g é aproximadamente 10 m/s²; a altura da coluna é de 10,5 cm ou 0,105 mm e a pressão do vapor de água a 29°C é 30,04 mmHg. Logo, 𝑃ℎ = 1000 𝑘𝑔 𝑚3 𝑥 10 𝑚 𝑠2 𝑥 0,105 𝑚 ≅ 1050 𝑃𝑎 Portanto, 𝑃𝐻2 = 720 − (30,04 + 7,87) = 682,09 𝑚𝑚𝐻𝑔 8 4.3. Volume de gás hidrogênio (H2) à pressão ambiente Para determinar o volume de gás hidrogênio à pressão ambiente, utiliza-se a equação geral dos gases ideais: 𝑃𝑥𝑉 = 𝑛𝑥𝑅𝑥𝑇 Logo, 𝑉𝑔á𝑠 = 𝑅𝑥𝑛𝑥𝑇 𝑃𝐻2 A temperatura que será utilizada é a temperatura ambiente, que tem o valor de 29ºC que em Kelvin 302 K. O valor de R depende da unidade de pressão utilizada e da unidade de temperatura, como irá se utilizar o valor da pressão do gás em mmHg e o valor da temperatura em Kelvins, o valor tabelado da constante geral dos gases para essa situação é de 62,3637 L.mmHg/K.mol. Também é necessário encontrar o número de mols formados na reação. Esse valor pode ser encontrado facilmente utilizando a proporção estequiométrica da reação: 1 mol de Mg-------1 mol de H2 0,00617 mols de Mg------ n mol de H2 n = 0,00617 mols de H2 formados. Pode-se agora encontrar o volume de gás hidrogênio à pressão ambiente: 𝑉𝑔á𝑠 = 62,3637 𝑚𝑚𝐻𝑔 𝐾. 𝑚𝑜𝑙 𝑥0,00617 𝑚𝑜𝑙𝑠𝑥302𝐾 682,09𝑚𝑚𝐻𝑔 𝑉𝑔á𝑠 =0,170 L=170 mL 𝑉𝑒𝑥𝑝. =185 mL 𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑑𝑜 𝑒𝑟𝑟𝑜 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙 = 185𝑚𝐿 − 170𝑚𝐿 = 15 𝑚𝐿 4.4. Fonte de erro no experimento É comum a ocorrência de pequenos percentuais de erros. Alguns fatores que levam a tais erros nesse experimento podem estar na: • Medições realizadas a olho nu; • Falta de lixamento na tira de magnésio, fazendo com que a amostra não seja completamente pura; 9 • Aferição da temperatura e na pressão ambientes com valores aproximados; • Prováveis vazamentos do gás hidrogênio ao longo do experimento. 5. CONCLUSÃO Foi apresentado neste relatório o experimento de coleta de gases, que consistia coletar o gás produzido por uma reação de magnésio sólido com ácido clorídrico, e determinar o seu volume e sua pressão. Falamos que a matéria existe de duas maneiras no estado gasoso, o vapor e o gás, e o que os diferem é sua temperatura crítica. Se a matéria no estado gasoso for superior a temperatura crítica será um gás; se for igual ou menor, será vapor. Definimos o gás também através da Teoria Cinética dos Gases, que o definia como ser constituído de moléculas isoladas, separadas uma das outras por grandes espaços vazios em relação ao seu tamanho e possuem um movimento contínuo de rotação, translação e vibração. Falou-se também de um modelo teórico de gás ideal ou gás perfeito, que obedecia a risca, em números matemáticos, a Equação Geral dos Gases Perfeitos. Mencionamos também que a partir desta equação vários cientistas determinaram transformações que os gases sofriam. Tais transformações são: Isobárica, pressão constante com o volume diretamente proporcional à sua temperatura (Lei de Charles e Gay-Lussac); Isocórica, volume constante com a pressão diretamente proporcional à sua temperatura; e Isotérmica, temperatura constante com a pressão indiretamente proporcional ao volume. Mostramos ainda o volume molar do gás, que é o volume ocupado por um mol de substância, e que ele é constante para todos os gases a uma mesma pressão e temperatura, e que CNTP seu valor corresponde 22,4 L/mol. E vimos as diferentes maneiras de determinar a densidade de um gás. Tais maneiras foram: na CNTP; a uma pressão e temperatura dadas; a densidade do gás A em relação ao gás B; e por fim, a densidade do gás A em relação à densidade do ar. Por fim, mostramos como coletamos o gás no experimento, que foi o gás hidrogênio produzido da reação de Magnésio sólido com ácido clorídrico, através 10 do deslocamento de água. A reação produziu o gás hidrogênio e este foi conduzido pra um interior de uma coluna parcialmente submersa na água. À medida que o produto gasoso da reação é produzido certa quantidade de água é deslocada. O gás se mistura com o vapor d’água já existente e passa a exercer uma determinada pressão. A partir daí, com o auxílio de alguns cálculos, conseguimos determinar a pressão e o volume do gás estudado, que no caso é o gás hidrogênio, e assim conseguimos concluir o experimento de coletas de gases. REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS BROWN, T. L; LEMAY, H. E; BURSTEN, B. E; Gases. In: Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo: Pretince Hall Brasil, 2005. cap. 10, p. 335-362. FELTRE, R; Estudo dos Gases. In: Química Geral. 6. ed. São Paulo: Moderna, 2004. cap. 12, p. 278-320. Values of the Universal Gas Constant R in various units. Disponível em: <http://www.katmarsoftware.com/gconvals.htm> Acesso em: 19 de Março de 2024. BRAGA, N. P; Densidade da água em diferentes temperaturas. Disponível em:<http://www.newtoncbraga.com.br/index.php/almanaque-tecnologico/193- d/421-densidade-da-agua-em-diversas-temperaturas> Acesso em: 19 de Março de 2024. %3chttp:/www.katmarsoftware.com/gconvals.htm%3e http://www.newtoncbraga.com.br/index.php/almanaque-tecnologico/193-d/421-densidade- http://www.newtoncbraga.com.br/index.php/almanaque-tecnologico/193-d/421-densidade-
