Relatório 2 de química experimento cinética

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE CAMPINA GRANDE 
CENTRO DE CIÊNCIA E TECNOLOGIA 
UNIDADE ACADÊMICA DE ENGENHARIA QUIMICA 
 
 
 
 
 
Francisca Cibele da Silva 
 
RELATÓRIO 2–EXPERIMENTO MEDIDAS E TRATAMENTO DE DADOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Campina Grande, Paraíba. 2015 
 
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RELATÓRIO 2–EXPERIMENTO MEDIDAS E TRATAMENTO DE DADOS 
 
 
 
 
 
Relatório REFERENTE AO EXPERIMENTO DE MEDIDAS E TRATA-
MENTO DE DADOS, apresentado à Unidade Acadêmica de enge-
nharia química do Centro de Ciências e Tecnologia da Universi-
dade Federal de Campina Grande em exigência ao relatar os 
acontecidos durante as aulas de química geral. 
 
 
Área de concentração da disciplina: Química 
Nome da disciplina: Química geral (laboratório) 
Professor responsável: Laércio 
 
 
 
 
 
 
 
 
Campina Grande, Paraíba. 2015 
 
 
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Sumário 
1 INTRODUÇÃO ................................................................................................................................................... 5 
2 OBJETIVOS ....................................................................................................................................................... 5 
3 MATERIAIS E MÉTODOS................................................................................................................................... 6 
4 METODOLOGIA ................................................................................................................................................ 6 
5 DADOS DO EXPERIMENTO ............................................................................................................................... 8 
6 TRATAMENTO DOS RESULTADOS .................................................................................................................... 8 
7 QUESTÕES PARA O RELATÓRIO ....................................................................................................................... 9 
8 CONCLUSÃO ................................................................................................................................................... 10 
9 REFERENCIAS ................................................................................................................................................. 10 
 
 
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Figura 1: Montagem do sistema cuba e proveta ..................................................................................................... 7 
Figura 2: Abertura para inserir o Magnésio ............................................................................................................ 7 
 
 
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1 INTRODUÇÃO 
 
O experimento realizado trata-se de um estudo pratico do comportamento dos gases. Para estudar esse com-
portamento é preciso entender a Lei dos gases é a equação de estado do gás ideal, um gás hipotético formado 
por partículas pontuais, sem atração nem repulsão entre elas e cujos choques são perfeitamente elásticos 
(conservação do momento e da energia cinética). Os gases reais que mais se aproximam ao comportamento 
do gás ideal são os gases monoatómicos em condições de baixa pressão e alta temperatura. (wikipedia, 2015). 
As variáveis temperatura, pressão e densidade, conhecidas como variáveis de estado, são relacionadas nos 
gases pela chamada lei dos gases ideais. Por definição, um gás ideal segue a teoria cinética dos gases exata-
mente, isto é, um gás ideal é formado de um número muito grande de pequenas partículas, as moléculas, que 
tem um movimento rápido e aleatório, sofrendo colisões perfeitamente elásticas, de modo a não perder quan-
tidade de movimento (UFPR, 2015). 
A equação dos gases ideais tem a forma PV = nRT, onde P e a pressão, V o volume, n é o número de moles, T a 
temperatura e R a constante Universal dos gases (8,31 Joules/K mol). Equação geral dos gases ideais Eq. (1) 
para uma mesma massa gasosa (portanto, o número de moles (n) é constante; n=cte), podemos afirmar que 
existe uma constante diretamente proporcional à pressão e volume do gás, e inversamente proporcional à 
sua temperatura. 
 
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2 OBJETIVOS 
 
 Objetivos gerais: 
Determinar o volume do gás hidrogênio produzido quando uma amostra de um metal (magnésio) reage com o 
ácido clorídrico. Esse volume será medido a temperatura e pressão ambiente. 
Objetivos específicos: 
Observar as reações as reações entre o alcalino ferroso, que pode perder até dois elétrons e o 𝐻2; 
Formar e coletar o gás 𝐻2, e verificar o erro cometido no ensaio. 
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3 MATERIAIS E MÉTODOS 
Para o primeiro momento do experimento é utilizado os matérias e instrumentos como: A balança analítica, 
barômetro, termômetro, proveta de 250 ml, fita de magnésio, suporte universal, cuba, bécker de 50ml, tubo 
em U, mangueira, régua de 30 cm, pipeta de 10 ml, solução de HCL 2,0M, plástico, rolha e um ennermyer de 
50 ml. 
 
4 METODOLOGIA 
Na metodologia é descrita as etapas e o passo a passo necessário para realizar o experimento. Deve-se: 
Pesar, uma quantidade de magnésio entra entre 01 e 0,2. Para o experimento tivemos a pesagem de 0,1863g 
Mg. Encha a cuba até 3\4 com água. Para a solução de ácido, foi utilizado instrumentos como o bécker, prove-
ta de 100 ml de ácido titulado 37,65% manipulado na capela foi diluído para formar solução HCL 2 mol. Como 
não podemos misturar água no ácido, foi inserida água destilada em um balão chato seguido de pequenas 
quantidades de ácido e agitados delicadamente. 
A formulação do ácido contou com seguinte equação: 
𝑀𝑐𝑜𝑛𝑐 x 𝑉𝑐𝑜𝑛𝑐. = 𝑚𝑑𝑖𝑙 x𝑉𝑑𝑖𝑙𝑢 (2) 
12,3mol\L x 𝑉𝑐𝑜𝑛𝑐. = 2mol\L x 500ml 
𝑉𝑐𝑜𝑛𝑐. = 0,081\ L → Transformando L em ml teremos: 81ml. 
Após a solução encha a cuba 3\4 com água e a proveta de 250 ml completamente, e coloque um plástico para 
fechar a boca da proveta que está bem cheia de água e então emborque a proveta para dentro da cuba. Fa-
zendo isso rapidamente, o papel não cairá. Retire o papel desde que a boca da proveta esteja completamente 
dentro da água da cuba. A proveta deverá esta presa ao triple imersa na cuba com água (ver figura 01). 
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Figura 1: Montagem do sistema cuba e proveta 
 
Fonte: Arquivo próprio 
 
Pipetar 10 ml de solução de ácido clorídrico 0,2 M e colocar no erlenmeyer. Insira a mangueira até a proveta, 
feche o tubo com a saída lateral com rolha que se encontra no final da mangueira. Coloque a fita de magnésio 
na saída do tubo de forma que a fita não entre em contato imediatamente com a solução de ácido clorídrico. 
 
Figura 2: Abertura para inserir o Magnésio 
 
Fonte: Arquivo próprio 
 
Após fechado a saída do erlenmeyer, faça o magnésio entrar em contato com a solução do ácido, depois que a 
reação cessar, espere um intervalo de tempo para deixar o Mg dissolver no ácido, observáramos que ocorre 
uma reação isotérmica. Após esfriar meça a altura da coluna d’ água. 
 
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5 DADOS DO EXPERIMENTO 
Com a realização da experiência foi obtido os seguintes dados: Lembrando quê para a realização do experi-
mento foi registrada a pressão atmosférica com o uso do barômetro e a temperatura ambiente uso do ter-
mômetro, e pressão da água 232 (mmHg) as quais tiveram os seguintes registros de informação (ver tabela 1). 
Tabela 1 - Dados obtidos na experiência n°2 
Dados obtidos na experiência 
Pressão atmos-
férica (mmHg) 
Temperatura 
Ambiente °CMassa do Mag-
nésio (g) 
Volume de gás 
hidrogênio (ml) 
Altura da colu-
na d’ água (cm) 
Densidade da 
água 25°C 
705 25°C 0,1863 230 ml 3,2cm 0,9962 g\ml 
 
6 TRATAMENTO DOS RESULTADOS 
a) Determine o número de moles de magnésio usados: 
1 mol de Mg → 24 g 
X mol → 0,1863g Teremos: X = 0,0077625 mol de Mg. 
b) Determine a pressão parcial do gás hidrogênio: 
𝑃𝐻2 = 𝑃𝑎𝑡𝑚 − (𝑃𝑉 𝐻20 + Ph) → Substituindo os valores na equação teremos: 
𝑃𝐻2 = 705 − 23,8 − (1𝑥10𝑥0,032) 
𝑃𝐻2 = 705 − 23,8 − 0,32 
𝑃𝐻2 = 680,88 𝑚𝑚𝐻𝑔 para o hidrogênio. 
c) Determine o volume do gás hidrogênio á condições normais de pressão e temperatura (CNTP). 
Fazendo regra de três para a solução 
1 atm → 760 mmHg 
X atm → 705 mmHg Teremos: X = 0,9276 atm . 
Transformando °C para °K 
Tk = Tc +273 
TK= 27 + 273 
Tk= 300K 
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7 QUESTÕES PARA O RELATÓRIO 
1) Sabendo-se que i mol de Mg produz 1 mol de 𝐻2 qual é o volume de 1mol de hidrogênio á temperatura 
ambiente e pressão de atm? 
Pv = nRT 
0,9276V = 1x 0,082 x 300 
V= 24,6 \ 0,9276 Teremos: V = 26,52 L de 𝐻2. 
2) Se a massa de um mol de hidrogênio é 2,0 g, qual é a massa de um litro de hidrogênio á temperatura ambi-
ente e pressão de 1 atm, ou seja, qual a massa específica do H2 em g\L. naquelas condições de temperatura e 
pressão? 
Pv = nRT 
0,9276 V x 1 = n x 0,082 x 300 
n= 0,9276 V \ 24,6 Teremos: n = 0,037 mol de 𝐻2. 
Para a massa em litros 
1L de 𝐻2 → 0,037 mol de 𝐻2. 
1 mol → X Teremos: X = 0,074 g\L de 𝐻2. 
3) Como explica a dependência de densidade dos gases com temperatura e a pressão? 
A dependência da pressão em relação a duas variáveis interdependentes (densidade e temperatura) complica 
o assunto. Como na atmosfera o volume de ar pode variar, variações na temperatura afetam a densidade do 
ar, isto é, a densidade varia inversamente com a temperatura. Em termos da lei dos gases isto significa que o 
aumento da temperatura não é normalmente acompanhado por um aumento na pressão ou que decréscimo 
de temperatura não está usualmente associado com pressão mais baixa. (UFPR, 2015) 
4) Quais as fontes de erros encontrados neste experimento? 
Para calcular o erro terremos E% = |
𝑉𝑒𝑥𝑝−𝑉𝑡𝑒𝑜𝑟
ý𝑡𝑒𝑜𝑟
| x 100. Algumas fontes de são as medições realizadas na pro-
veta, a falta de lixamento da tira de magnésio, a variação de peso do magnésio, as medições de temperaturas, 
pressão do ambiente faz com que a reação do 2HCL(aq) + Mg(s) → MgCL2 + H2 não renda os 100% deseja-
do. 
 
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8 CONCLUSÃO 
Com o experimento podemos observar as reações que ocorrem com as substancias e se realmente pode-se 
confirmar a Lei de Lavoisier. As substancias sofreram variações químicas de perda que segundo a lei de con-
servação da massa é tida como insignificativa, pois é extremamente pequena. 
Experimento realizado, foi possível compreender parte da dinâmica dos gases e como a pressão desses gases 
pode ser aferida através de métodos simples em laboratório. Foi possível obter bons resultados experimentais 
aplicando com segurança a Teoria dos Gases e suas equações características. O estudo dos gases e sua Termo-
dinâmica são de grande importância na área industrial de produção e, principalmente, no campo de conheci-
mento de um Engenheiro Químico. Logo, a introdução ao estudo dos gases e suas ideias experimentais básicas 
são imprescindíveis para a compreensão de sistemas mais complexos e a influência da pressão e temperatura 
nos mesmos. 
 
9 REFERENCIAS 
Apostila de química geral experimental 1. Experimento 3- Conservação da massa. 
http://www.rumoaoita.com/site/attachments/476_Leis_das_Reacoes_Quimicas.pdf. Acessado em maio de 
2015. 
http://fisica.ufpr.br/grimm/aposmeteo/cap4/cap4-2.html. Acessado em maio de 2015. 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Lei_dos_gases_ideais. Acessado em maio de 2015. 
http://www.sbfisica.org.br/rbef/pdf/v17_104.pdf. Acessado em maio de 2015.