RELATÓRIO LQG III COLETA DE GASES EQ UFCG

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE CAMPINA GRANDE - UFCG
CENTRO DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIA - CCT
UNIDADE ACADÊMICA DE ENGENHARIA QUÍMICA - UAEQ
EXPERIMENTO III: COLETA DE GASES
LUCAS PASSOS TOMAZ
CAMPINA GRANDE – PB
2016
LUCAS PASSOS TOMAZ
EXPERIMENTO III: COLETA DE GASES
Relatório apresentado à disciplina Laboratório de Química Geral I do curso de Engenharia Química da Universidade Federal de Campina Grande ministrada pela Prof.ª Lucia Maria de A. L. Gaudêncio como requisito para a terceira avaliação. 
CAMPINA GRANDE – PB
2016
SUMÁRIO
1 INTRODUÇÃO......................................................................................................................4
2 OBJETIVOS..........................................................................................................................5
3 REVISÃO BIBLIOGRÁFICA..............................................................................................6
4 EXPERIMENTO...................................................................................................................8
4.1 Materiais..............................................................................................................................8
4.2 Metodologia.........................................................................................................................8
4.3 Dados Experimentais..........................................................................................................9
5 RESULTADOS E DISCUSSÃO.........................................................................................10
5.1 Número de Moles do Magnésio Utilizado.......................................................................10
5.2 Pressão Parcial do Gás.....................................................................................................10
5.3 Volume de Gás Hidrôgeneo () à Pressão Ambiente..................................................10
5.4 Fontes de Erro no Experimento.......................................................................................11
6 CONCLUSÃO......................................................................................................................12
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS..................................................................................13
1 INTRODUÇÃO
	Alguns elementos químicos são gases em condições ambientes: o gás hidrogênio (), nitrogênio (), oxigênio (), flúor (), cloro () e os gases nobres. Muitos compostos químicos também são gasosos, como o gás carbônico (), o monóxido de carbono (), a amônia () e muitos outros. O conhecimento deles e de suas propriedades tem grande importância teórica e prática. Do ponto de vista teórico, o entendimento do papel dos gases é muito importante para a compreensão das reações químicas. Na prática, eles são essenciais na vida dos vegetais e dos animais, que vivem imersos na atmosfera terrestre e realizam respiração, assim como são nas indústrias e nos transportes. Neste experimento, a partir do processo de coleta do gás hidrogênio (), formado na reação do magnésio () com o ácido clorido (), determinou-se o volume de produzido e sua pressão parcial, bem como, verificou-se algumas importantes propriedades.
2 OBJETIVOS
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 REVISÃO BIBLIOGRÁFICA
	Inicialmente, é importante destacar as características das substâncias gasosas. Primeiro, observa-se que os gases expandem-se espontâneamente para ocupar todo o recipiente no qual está inserido, bem como, é altamente compressível, ou seja, quando se aplica pressão, seu volume diminui rápido. 
	Além disso, o estudo dos gases utiliza um modelo teórico para que suas equações sejam definidas e que os cálculos das grandezas associadas (temperatura ‘T’, pressão ‘P’, volume ‘V’ e quantidade de matéria ‘n’) sejam quantificados com exatidão mais próxima do valor teórico. Dessa forma, define-se um “gás ideal”, ou seja, o gás que obedeceria, rigorosamente, às leis e fórmulas dos gases em quaisquer condições de pressão e temperatura.
Nas condições normais de temperatura e pressão, pode-se definir as seguintes relações básicas para a compreensão do estudo dos gases:
Relação pressão-volume (Lei de Boyle):
O volume de certa quantidade fixa de um gás mantido à temperatura constante é inversamente proporcional à pressão:
V= constante x 1/P ou PV= constante
O valor da constante depende da temperatura e da quantidade de gás na amostra.
Relação temperatura-volume (Lei de Charles):
O volume de certa quantidade fixa de um gás mantido à pressão constante é diretamente proporcional à respectiva temperatura absoluta:
V= constante x T ou V/T= constante
O valor da constante depende da pressão e da quantidade de gás.
Relação quantidade-volume (Lei de Avogadro):
O volume de um gás mantido à temperatura e pressão constantes é diretamente proporcional à quantidade de matéria do gás:
V= constante x n 
O valor da constante depende da pressão e da temperatura do gás e a quantidade de matéria ‘n’ está relacionada ao número de partículas que compõe o sistema e a sua massa da seguinte forma:
n = m/M
sendo m a massa em gramas e M a massa molar em gramas por mols.
Reunindo as três fórmulas, definiu-se a chamada equação geral dos gases:
PV = nRT
sendo: P= pressão parcial do gás; V = volume do gás; n = quantidade de matérias; T = temperatura do gás e R = a constante de proporcionalidade.
Por fim, cabe definir a pressão parcial de um gás obtido experimentalmente. O procedimento de coletas de gases em laboratório é geralmente feito com recipientes contendo algum líquido, no qual o gás entra no vasilhame e desloca a coluna do líquido, sendo o líquido imiscível com o gás ou que o líquido não reaja com o gás. Dessa forma, o gás acaba por se contaminar com moléculas de água. Essas moléculas de água exercem também uma pressão, denominada pressão de vapor da água, a qual possui valores definidos segundo a temperatura da água em Celsius. Assim, podemos expressar como:
		Como, após cessada a produção de gás hidrogênio, a pressão atmosférica é igual a soma das pressões do gás, do vapor de água e da coluna de água, temos que:
4 EXPERIMENTO
4.1 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.
4.2 Metodologia
	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 () 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:
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, ondeestava 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)
4.3 Dados Experimentais
Tabela 1 – Dados do Experimento
	Massa da fita de magnésio (g)
	Temperatura ambiente (°C)
	Pressão ambiente (mmHg)
	Volume do gás hidrogênio ()
	Altura da coluna d’água (cm)
	0,12 
	24
	722
	148
	7,6
Fonte: dados obtidos em laboratório pelo próprio autor
5 RESULTADOS E DISCUSSÃO
5.1 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:
	Sabendo que a massa molar do magnésio é de 24,305 gramas/mol e que utilizou-se 0,12 gramas no experimento, tem-se:
5.2 Pressão Parcial do Gás
O somatório de todas as pressões no recipiente deve ser igual á pressão atmosférica, logo:
	Como está sendo procurado a pressão do , utiliza-se a seguinte fórmula:
A pressão da coluna com água () pode ser definida como:
A densidade da água à 24°C é 0,99732; a gravidade g é aproximadamente 9,8 m/s²; a altura da coluna é de 7,6 cm e a pressão do vapor de água a 24°C é 22,4 mmHg
Logo, 
= 74,2
Portanto, 
5.3 Volume de Gás Hidrôgeneo () à Pressão Ambiente
	Para determinar o volume de gás hidrogênio à pressão ambiente, utiliza-se a equação geral dos gases ideais:
P V = n R T
Logo:
A temperatura que será utilizada é a temperatura ambiente, que tem o valor de 24ºC que em Kelvin 297,15 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 
0,0049 mols de Mg --- n mol de 
n = 0,0049 mols de formados. 
Pode-se agora encontrar o volume de gás hidrogênio à pressão ambiente:
5.4 Fontes 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;
Aferição da temperatura e na pressão ambientes com valores aproximados;
Prováveis vazamentos do gás hidrogênio ao longo do experimento.
6 CONCLUSÃO
Nesse experimento, foi possível compreender, a partir da coleta do gás pelo deslocamento de água, parte da dinâmica dos gases. Utilizando métodos simples em laboratório, conseguiu-se obter a pressão e o volume do gás oriundo de uma reação química, levando em consideração as variações com a pressão e a temperatura. 
Ao analisar os resultados obtidos com o experimento, pode-se notar que eles confirmam alguns itens teóricos, como as Leis dos Gases Ideais, pois os resultados experimentais estão bem próximos dos resultados teóricos, o que mostra a importância desses modelos no estudo dos gases mesmo diante de suas limitações, pois na prática trabalha-se com gases reais. 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
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: 17 de agosto de 2016. 
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: 17 de agosto de 2016.
Dalton’s Law of Partial Pressure. Disponível em: <https://pt.khanacademy.org/science/chemistry/gases-and-kinetic-molecular-theory/ideal-gas-laws/a/daltons-law-of-partial-pressure>. Acesso em: 22 de agosto de 2016.