Relatório 1 Difusão dos Gases

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE SANTA CRUZ
DEPARTAMENDO DE CIÊNCIA EXATAS E TECNOLÓGICAS
ENGENHARIA QUÍMICA
DIFUSÃO DE GASES
ANA CLARA COSTA TEIXEIRA (201310879)
CAROLINE DA COSTA PAGANI (201310339)
THAYANNAH MOREIRA C. RIBEIRO (20310885)
TIARI RAMOS REZENDE (201310340)
ILHÉUS - BA
2015
ANA CLARA COSTA TEIXEIRA (201310879)
CAROLINE DA COSTA PAGANI (201310339)
THAYANNAH MOREIRA C. RIBEIRO (20310885)
TIARI RAMOS REZENDE (201310340)
DIFUSÃO DE GASES
Relatório apresentado como parte dos critérios de avaliação da disciplina CET984 – no curso de Engenharia Química - Turma P09. Dia de execução do experimento: 12/11/2015.
Professor: Miriam Tokumoto
ILHÉUS - BA
2015
	
OBJETIVOS
Medir a velocidade de difusão dos gases HCl e NH3, dentro de um tubo fechado observando a formação de um anel.
MATERIAIS E MÉTODOS
A seguir serão apresentados os materiais e os métodos usados neste experimento.
Materiais
Tubo de vidro 100 cm de comprimento e 1,5 cm de diâmetro;
Suporte universal e garra;
Algodão;
Cronômetro;
Régua;
Reagentes;
Reagentes
HCl (37%);
NH4OH (28 a 30%).
Métodos
Após a montagem do equipamento, dois pedaços de algodão hidrofóbico, de tamanho suficiente para tapar cada um dos furos do tubo, foram embebedados (A) com Ácido Clorídrico concentrado e (B) com Hidróxido de Amônio concentrado. Cada lado foi marcado de acordo com a substância e simultaneamente foram colocados os dois algodões, iniciando a contagem do tempo.
Assim que, no interior do tubo, começou-se a formar um pequeno anel branco era o indicativo de que os dois reagentes (e HCl) volatizaram – tornando-se gases – e se encontraram, esse contato levou a formação de NH4Cl.
Com uma régua mediu-se a distância percorrida por cada gás até o local de encontro e com esses dados foi possível fazer o cálculo da velocidade de difusão dos gases.
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). 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: 
 NH4OH(g) + HCl(g) NH4Cl(g) + H2O(g)
Na realização dessa parte do experimento, os gases foram adicionados simultaneamente para que a diferença de tempo não influenciasse nos resultados. Assim, o tempo de reação: 11 min 8 seg = 671 s. Os dados obtidos experimentalmente são mostrados na Tabela 1 abaixo.
Tabela 1 – Dados obtidos durante o experimento.
	Reagente
	Distância Percorrida (d)
	Massa Molar (MM)
	Densidade (ρ)
	HCl
	49 cm
	36,46 g/mol
	1,64 kg/m3
	NH4OH
	51 cm
	35,04 g/mol
	880 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 massa do reagente utilizado, pode-se chegar à velocidade pedida.
 (01)
A massa do NH4OH e do HCl são conhecidas e citadas na Tabela 1. Substituindo os valores na Equação 01 acima, podemos encontrar as velocidades correspondentes.
Velocidade de efusão de HCl pode ser obtida, aproximadamente, da seguinte maneira: 
Velocidade de efusão do NH3 pode ser obtida, aproximadamente, da seguinte maneira:
A razão entre as velocidades a partir dos valores obtidos individualmente é:
 
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:
E% = 2,0 %
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 a 49 cm da extremidade onde se adicionou o HCl. Pode concluir então que o HCl percorreu uma distância menor do que o NH4OH, no mesmo intervalo de tempo. 
Os gráficos 1 e 2 abaixo mostram, respectivamente, a velocidade de difusão em função da massa molar e o logaritmo da velocidade de difusão pelo logaritmo da massa molar. 
Gráfico 01 – Velocidade de difusão em função da massa molar
Gráfico 02 – Logaritmo da velocidade de difusão x Logaritmo da massa molar 
CONCLUSÃO
O conhecimento sobre Lei de Graham auxiliou na comprovação de que massa e velocidade de efusão são inversamente proporcionais. A partir deste principio e utilizando os dados obtidos na prática, conclui-se que a velocidade do reagente de menor massa – NH4OH – foi maior comparada ao outro reagente de massa maior – HCl – portanto, NH4OH percorreu uma distância maior até o ponto de encontro com HCl, onde se formou o anel esbranquiçado de NH4Cl.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
ATKINS, P. Princípios de química: questionando a vida moderna, o meio ambiente. Reimpressão. Porto Alegre: Bookman, 2002. 914 p.