relatorio de propriedade dos gases

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SUMÁRIO
1 Apresentação . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2
2 Introdução . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3
3 Objetivos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5
4 Parte Experimental . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6
4.1 Materiais. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .6
4.1.1 Vidrarias e Acessórios. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6
4.1.2 Reagentes. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6
4.1.3 Procedimento Experimental. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 7
5 Resultado e Discussão. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 12
6 Conclusão . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 21
7 Referências. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 22
1. Apresentação:
Este relatório descreve as atividades desenvolvidas por Rebeca Mendes aluna do curso de química do Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia da Bahia, no âmbito da parte experimental de disciplina Química II prática, durante o 2º ano da turma 8822 de 2016.
Serão descritos os objetivos, a parte experimental, os resultados, os cálculos, a discussão e as conclusões referentes ao experimento intitula “Reatividade dos metais”.
Salvador, 14 de outubro de 2016.
 Nome do aluno
2. INTRODUÇÃO TEÓRICA:
Os gases representam o estado físico da molécula cujos valores de densidade, volume e pressão estão dispersos sem tamanho definido. O termo gás se refere geralmente às substâncias que se encontram no estado gasoso, á temperatura e pressões ordinárias ocupando todo o espaço que lhe é disponível. Os gases tem grande importância na química e saúde humana, pois eles estão presentes no ar e são responsáveis pela respiração humana. Várias substâncias se apresentam na forma gasosa em condições ambientes tais como: O2 H2 N2 e os gases nobres também.
Para fazer o estudo dos gases é necessário saber a diferença entre gás e vapor na qual tem por definição que vapor é o estado da matéria de um gás e pode ser liquefeito com o aumento de pressão e gás é um fluido impossível de ser liquefeito com um simples aumento de pressão isso faz com que ele seja diferente do vapor.
Para explicar as propriedades dos gases foi elaborado um modelo chamado Teoria Cinética dos Gases. Os postulados gerais são:
As partículas dos gases são muito pequenas e seu volume é desprezível;
As partículas dos gases movimentam-se em linha reta, de modo contínuo e desordenado;
As partículas dos gases chocam-se entre si e com as paredes do recipiente de tal modo que há conservação de energia (perfeitamente elástica);
As colisões entre as partículas estão muito distantes uma da outra não exercem interações entre si, isto é, não há atração nem repulsão entre ela;
A energia cinética média das partículas de um gás é diretamente proporcional á sua temperatura absoluta.
Se houver qualquer alteração de um gás em pelo menos uma das três variáveis de estado
 (V, P, T), o gás irá sofrer uma transformação ou mudança de estado. Existem as transformações gasosas que ocorrem em sistema fechado e aberto.
 
Transformações gasosas em sistemas fechados permite troca de massa com outros gases, o número contido de moléculas será sempre constante, qualquer que seja a variação de pressão, volume e pressão.
As transformações gasosas em sistemas fechados estão classificadas nos seguintes tipos de transformações:
Transformação Isotérmica (T = constante):
A temperatura constante, uma determinada massa de gás ocupa um volume inversamente proporcional a sua pressão.
P
i
 . V
i
 = 
P
f
 
. 
V
f
 
Transformação Isobárica (P = constante):
A pressão constante, o volume ocupado por uma determinada massa de gás é diretamente proporcional a sua temperatura absoluta.
V
i 
/ T
1
 = 
V
f
 / T
f
Transformação Isovolumétrica (V = constante):
O volume constante, a pressão exercida por uma determinada massa de gás é diretamente proporcional a sua temperatura absoluta.
 
Transformações gasosas que ocorre em sistema aberto na qual diz que o número de mols e de moléculas de um gás permanece dentro do sistema aberto é inversamente proporcional à temperatura absoluta. São mantidos constantes o volume e a pressão do sistema ( que é a própria pressão do ambiente) [1]. Assim pode-se relacionar que:
n
i
 . T
i
 = 
n
f
. T
f
 
ou
 m
i
 . T
i
 = 
m
f
 . T
f
3. OBJETIVOS:
Através desta experiência, deseja-se que o aluno se torne capaz de descrever operacionalmente o funcionamento de um extintor de gás carbônico;
Escrever e descrever a reação química que ocorre no extintor desse tipo;
Fazer medida indireta de temperatura;
Determinar o volume ocupado e a pressão exercida por gases obtidos a partir de reações químicas;
Determinar a densidade dos gases [2]. 
4. PARTE EXPERIMENTAL:
4.1 Materiais:
	Nome
	Quantidade Utilizada
	Capacidade
	Erlenmeyer
	2
	150 mL
	Rolha ou tampa de vidro
	1
	-
	Tubos de ensaio
	1
	-
	Cronômetro
	1
	-
	Proveta
	2
	100 mL
	Béquer
	2
	2000 mL
	Termômetro
	1
	10 °C
	Fio de cobre
	1
	7 cm
	Balança semi-analitica
	1
	-
	Sifão de vidro
	2
	-
	Rolha perfurada
	2
	-
	Suporte universal
	1
	-
	Garra com mufa
	1
	-
4.1.1 Vidrarias e acessórios:
4.1.2 Reagentes:
	Nome 
	Quantidade utilizada
	Ácido sulfúrico sol. a 10% de volume
	5 mL
	Bicarbonato de Sódio sol. 1 mol/L
	5 mL
	Comprimido sorrisal (antiácido)
	0,85g
	Ácido clorídrico P.A.
	1 mL
	Hidróxido de amônio P.A.
	1 mL
	Fita de Magnésio
	0,037g
	Água da torneira
	2.666 mL
	Ácido sulfúrico P.A.
	1 mL
	Água destilada
	170 mL
	Ácido clorídrico sol. 20% de volume
	30 mL
4.1.4 Procedimento Experimental:
Parte 1: Extintor de gás carbônico:
	
Montou-se o material como mostra a figura 1. Foi preciso ter cuidado para que as soluções não entrassem em contato antes que a montagem fosse completada.
	
	Apertou-se bem a rolha. Verificou-se também se o tubo não estava obstruído.
	
	
	Em uma cápsula de porcelana, ou tampa de lata, colocou fogo em um pedaço de papel amassado.
	
	Virou com cuidado o erlenmeyer, dirigindo a ponta do tubo de vidro para o fogo.
Anotou-se
 todas as informações possíveis.
Figura 1: Aparelhagem para simulação de um extintor de gás carbônico [2].
Parte 2: Densidade do gás:
	
Pesou um tubo de ensaio contendo 10 mL de água.
	
	Pesou em torno de um terço de um comprimido sorrisal (antiácido).
	
	Preparou a montagem do aparelho conforme a figura 2, seguindo as instruções do professor.
	
	Colocou água da torneira no béquer de 2000 mL até 2/3 do mesmo. 
	
	Introduziu no béquer o sifão com a saída dentro da proveta e a outra extremidade fora do béquer.
	
	Encheu a proveta de 100 mL com água destilada até a borda. Em seguida emborcou a proveta colocando o pedaço de papel na borda para introduzir o sifão de dentro do béquer na proveta.
	
	Com a extremidade que estava do lado de fora do sifão que continha uma rolha conectada tampou o tubo de ensaio contendo comprimido e água destilada previamente pesada.
Figura 2: Instruções para emborcara proveta [2].
Parte 3: Medida de volume e pressão de um gás:
	Cortou cerca de 3 cm da fita de magnésio e removeu a camada de óxido com auxílio de uma palhinha de aço ou lixa.
	
	Adicionou água em um béquer de 2000 mL até 2/3 do seu volume.
	
	Pesou a fita de magnésio e com fio de cobre prendeu em uma rolha perfurada e em seguida introduziu no béquer com água.
	
	Adicionou em uma proveta de 100 mL.
	
HCl
 (
30 mL 20% de volume)
	
Água destilada (
encher até a borda)
	
	Tampou a borda da proveta com um pedaço de papel e imediatamente emborcou rapidamente no béquer e introduziu rapidamente a rolha com magnésio na boca da proveta.
	
	Ao terminar a reação, deslocou a proveta até o nível que seu interior coincidisse com o béquer para poder medir o volume do gás.
	
	Determinou a temperatura da água no béquer
Parte 4: Difusão gasosa. Este experimento foi demonstrado pelo professor:
	Em um tubo de vidro, longo de diâmetro não muito curto foi necessário prender no suporte universal na posição horizontal.
	
	Em uma das extremidades colocou um chumaço de algodão embebido de HCl concentrado em seguida na outra extremidade colocou um chumaço embebido de NH4OH concentrado.
	
	Acionou o cronômetro
	
	Quando os fumos se encontraram formou um anel esbranquiçado, em seguida marcou o tempo no cronômetro e mediu rapidamente a distância onde formou o anel.
Parte 5: Identificação da transformação isobárica Lei de Gay-Lussac:
	
Prendeu em uma garrafa de plástico (PET) uma bola de soprar e introduziu a garrafa em água quente.
	
	Repetiu o procedimento utilizando água gelada.
5. RESULTADOS E DISCUSSÃO:
Parte 1: Extintor de gás carbônico:
Após montar o sistema mostrado na figura 1 no procedimento experimental observou que ocorreu uma reação dentro do kitassato tampado pela rolha sendo ela:
2NaHCO3 + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2CO3
H2CO3 → H2O + CO2(g)
Reação global: 2NaHCO3 (s) + H2SO4 (aq) → Na2SO4(s) + 2H2O(l) + 2CO2(g)
Ao colocar fogo na reação percebeu que o gás carbônico ele não é nem combustível e nem comburente, pois a sua simples presença sufoca a chama e impede a continuidade do fogo.
Ao calcular a densidade relativa do gás carbônico em relação com a massa molar do ar utilizando 28,8g/mol temos que a densidade do gás carbônico é 1,52g/mol sendo mais denso que o ar por isso que quando enchemos um balão ele desce por causa da sua densidade relativa. O gás carbônico por ele ser mais denso que o ar ele possui uma vantagem pois ele pode extinguir o fogo através do abafamento por isso que no experimento ele apagou o fogo que estava queimando o papel.
 O gás carbônico possui muita utilidade no cotidiano sendo utilizado através do extintor de incêndio ele não danifica o que atinge, por exemplo: eletrodomésticos e utensílios delicados, no entanto ele não pode ser utilizado em utensílios leves, pois ele sai com alta pressão do ar e pode alastrar a chama. O método de extinção do fogo por abafamento ocorre de uma maneira que retira o comburente, ou seja, o oxigênio. Abaixando os níveis de oxigenação, consequentemente é reduzido o poder da combustão. Quando a porcentagem de oxigênio é reduzida a 8%, o fogo deixa de existir. Esse gás existe na atmosfera cerca de 0,0368% em volume.
Parte 2: Densidade de um gás:
Ao montar a aparelhagem seguindo as instruções do professor mostrada na imagem abaixo foi possível perceber uma efervescência no tudo de ensaio contendo um comprimido bicarbonato de sódio e água destilada sendo identificada a liberação do gás carbônico pela decomposição do bicarbonato de sódio em água.
Figura 3: Aparelhagem do experimento densidade de um gás [3].
Nesse experimento ocorreu a seguinte reação de decomposição do bicarbonato de sódio em presença de água:
2NaHCO3 → Na2CO3 (s) + H2O(g) + CO2 (g)
O gás desprendido nessa reação também é um dos responsáveis pela chuva ácida acredita-se que na química toda chuva ácida possui o gás carbônico. Para comprovar que realmente formou o gás carbônico seria necessário fazer uma reação de precipitação utilizando a água de cal conhecido como hidróxido de cálcio abaixo temos a reação:
Ca(OH)2(l) + CO2(g) → CaCO3(s) + H2O(l)
Quando utilizamos o gás carbônico para encher um balão ele desceria no ar porque esse gás ele é mais denso que o ar conforme foi obtido nos cálculos utilizando os dados do experimento.
Cálculo:
Densidade teórica obtida do gás calculada através da seguinte fórmula:
D
gás
 = 
P .
 
MM/R.
T 
Dgás = 756 . 44/ 62,4.293
Dgás = 1,82g/L
OBS: Utilizo a pressão atmosférica do Barbalho. 
Cálculo da % de erro:
| 
Valor teórico – Valor experimental
 
| / Valor teórico% de erro calculado através da fórmula:
| 1,79 – 1,82 | / 1,79 = 0,016 %
Tabela 1: Resultados gerais obtidos no experimento:
	Reagente: Bicarbonato de sódio
	Gás desprendido: Gás carbônico 
	T água: 20 ºC
	T gá : 20 °C
	Massa do tubo com água em (g)
	35,75g
	Massa do comprimido em (g)
	0,85g
	Massa do tubo após reação
	36,15
	Massa do gás desprendido na reação
	0,45g
	Volume do gás recolhido após a reação
	76 mL
	Densidade obtida do gás (g/L)
	1,82 g/L
Parte 3: Medida e volume de pressão de um gás:
Ao montar a aparelhagem para realização do experimento foi necessário lixar o magnésio para retirar a camada de óxido porque se fosse utilizado com a camada de óxido ele iria reagir com o oxigênio do ar oxidando impedindo assim que a reação ocorresse. Abaixo temos uma imagem da aparelhagem que foi montado o sistema:
Figura 4: Aparelhagem para determinação da medida e volume de um gás [4].
Após a reação, o que restou na proveta foi uma solução de cloreto de magnésio e ainda gás hidrogênio, que se acumulou na parte superior. O objetivo é medir o volume de gás hidrogênio na reação e compará-lo com o previsto pela teoria.
Para isso, temos o volume final do gás gerado, que foi de 33 mL, número este obtido da soma das leituras da parte calibrada e da parte não calibrada da proveta.
Para o cálculo do valor teórico, precisa-se da temperatura da reação em Kelvin, da pressão do gás hidrogênio no interior da proveta, além das medidas de massa do hidrogênio e magnésio (obtidas da Tabela Periódica). Vejamos como isso foi feito.
Ao nivelar o líquido da proveta com a superfície de água do béquer, faz-se com que a pressão exercida pela atmosfera sobre a água do béquer seja igual à pressão que a coluna de líquido na proveta exercesse sobre o gás contido nesta. Não havendo esse alinhamento, a coluna de líquido tende a cair devido a seu próprio peso, ou subir, devido à pressão exercida pela água do béquer. Isso provocaria alteração na pressão do gás coletado no interior da proveta. Infelizmente o material utilizado no experimento não permite esse alinhamento dos níveis de líquido, portanto desde já abemos que a pressão medida do hidrogênio contém erro. Ainda assim, trabalharemos com esta medida, que foi de V = 33 mL.
Este gás hidrogênio na proveta não está puro, entretanto. Quando a água líquida entra em contato com um gás seco, um pouco de água evapora. Dessa forma, moléculas de água deixa o líquido e misturam-se com o gás seco. Esse fenômeno acontece até que a pressão parcial de vapor de água atinja um valor máximo. Chama-se esse valor de pressão de vapor de água. Este valor depende unicamente da temperatura, e não do gás usado, do volume do recipiente ou da pressão do gás. Assim sendo, o gás recolhido na proveta é uma mistura de H2 e H2O gasoso, pois o hidrogênio está em contato com a solução abaixo dele. Usando-se a Lei de Dalton, que determina que a pressão total é a soma da pressão parcial de H2 e vapor de água, além do valor experimental da pressão de vapor de água sob a temperatura medida, é possível então calcular a pressão do hidrogênio.
Tomando-se a pressão da proveta como sendo a pressão atmosférica do Barbalho, temos PB=756mmHg.A pressão parcial de vapor de água, a 20 oC, é de aproximadamente 17,5 mmHg (para 25oC, ela seria de 23,7 6mmHg). Então, PB= 756 = PH2 + 17,5. Logo, PH2 é igual a 742,5 mmHg (menor que a pressão atmosférica, portanto).
Usamos agora do cálculo estequiométrico para deduzir a quantidade de matéria de gás hidrogênio produzido, levando em conta a quantidade de magnésio pesado. Assim, para 1 mol de magnésio que tem massa 24,3g, são produzidos 2g de hidrogênio. Para 0,037g determinada na balança, à regra de três fornece 3,08 x 10-3 g de hidrogênios produzidos.
Pode-se agora usar a equação dos gases (PV=nRT) a fim de calcular o volume teórico de hidrogênio que se deveria obter no experimento. Assim,
PV = 
nRT
PV = (m/MM
)RT
742,5 . V = (3,08 . 10-3/2) . 62,3 . 293
V = 0,0378 L => 37,8 mL
Assim podemos calcular a % de erro utilizando como valor teórico nas CNTP 22,4L.
| 
Valor teórico – Valor experimental
 
| / Valor teórico
| 22,4 – 37,8 | / 22,4 = 0,68%
Esse valor teórico de 37,8 mL representa um erro de 0,68% para o valor medido no experimento. Uma precisão bastante razoável em relação a teoria.
A precisão das medidas tomadas pode causar desvios, principalmente as medições de temperatura e volume, feitas observando-se escalas a olho nu. A massa de magnésio usada é relativamente precisa, tendo em vista o instrumental utilizado. O alinhamento incorreto da proveta com a superfície de líquido do béquer causou variação no volume medido de H2, e possivelmente agentes externos, como impurezas nos reagentes, podem influenciar na reação, alterando as quantidades resultantes de produtos [5].
Cálculo densidade do gás:
D
gás
 = 
P .
 
MM/R.
T
Dgás = 756.2/62,3. 293
Dgás = 0,082 g/L
Tabela 2: Resultados gerais obtidos no experimento:
	Reagente: Ácido clorídrico 
	Gás desprendido: Gás hidrogênio
	Volume do gás (mL)
	33mL
	Temperatura do gás °C
	20 °C
	Pressão atmosférica do Barbalho mmHg
	756 mmHg
	Pressão de vapor d'água em mmHg
	17,535 mmHg
	Densidade obtida do gás (g/L)
	0,082 g/L
	Volume do gás recolhido após a reação
	37,8 mL
	Massa do gás (g)
	3,08x10-3
	Massa do magnésio (g)
	0,037g
	T água °C
	20 °C
Parte 4: Difusão gasosa:
Abaixo temos a aparelhagem que foi montada para realização do experimento com a ajuda do professor. 
Figura 4: Aparelhagem para realizar o experimento difusão gasosa [6].
O químico Thomas Graham ele observou que quando um gás se difunde no outro meio gasoso, a sua densidade interfere na velocidade dessa difusão com isso ele enunciou a seguinte lei:
A velocidade de difusão e de efusão de um gás é inversamente proporcional à raiz quadrada de sua densidade. Isso quer dizer que quanto menos denso for o gás maior será sua velocidade de difusão e efusão, como foi identificado no experimento através que o gás cloro tende a se encontrar mais rápido por ele ser menos denso do que o gás amônia.
Cálculos da velocidade:
V = S/
Δt
VHCl = 13/335 = 0,03 cm/s
VNH4OH = 32/335 = 0,09 cm/s
Tempo cronometrado: 5 minutos e 35segundos. Passou 5 minutos para segundos que fica igual a 300 e depois somou com os 35 segundos restantes.
Abaixo temos a imagem do experimento na qual formou um anel esbranquiçado que significa que duas substancias estão se volatilizando juntas.
Figura 5: Formação do anel esbranquiçado [6].
Parte 5: Experimento para identificar a Lei de Gay-lussac:
Segundo Gay-lussac o recipiente contendo um determinado gás e uma temperatura elevada o sistema irá receber calor. Com isso a energia cinética das partículas aumentará isso significa que quanto maior for à temperatura maior será a velocidade do gás e vice-versa. Se a pressão se mantiver constante, mas com aumento da velocidade o volume ocupado pelo gás tende a aumentar.
Esse principio da Lei de Gay-lussac foi enunciada da seguinte maneira: Para um massa fixa de gás, mantida á pressão constante, o volume ocupado pelo gás é inversamente proporcional a temperatura absoluta como já foi dito na introdução. 
Isso foi observado no experimento quando colocamos um balão em água quente o volume aumentou e a temperatura também, já quando colocamos em um recipiente contendo gelo o balão murchou, ou seja, com a diminuição da temperatura o volume do gás também diminui.
Abaixo temos a imagem do experimento realizado com a garrafa pet:
Figura 6: Um balão inserido em uma garrafa PET submersa em água quente e a outra em gelo [7].
6. CONCLUSÕES:
Através desse relatório foi possível compreender melhor o estudo dos gases sendo necessário compreender alguns assuntos tais como: leis dos gases, propriedades, equação geral dos gases e densidade. 
No experimento ocorreram alguns erros que não teve muito significativo visto que na se aproximou um pouco com os valores da teoria. Foi possível perceber que a teoria é muito importante para realização do experimento, pois ela consegue comprovar os resultados obtidos e ainda ajuda o aluno a ter um maior conhecimento do que irá acontecer durante o procedimento do experimento.
Conclui-se que a teoria e a prática sempre esta relacionada uma com a outra ajudando o aluno a compreender melhor o assunto e dando-lhe um embasamento teórico para efetuar um devido relatório ou atividade pedida pelo professor.
7. REFERÊNCIAS:	
[1] FONSECA, Martha Reis. Química Geral. Transformação de estado de um gás. São Paulo: FDT, 1982 p (332,333,334,338). Acesso em 11 de out.
[2] Roteiro de Prática de Química Inorgânica – “Experimento 7: Propriedades dos gases –” cedida pela professora Denise Santos de Sá durante o ano letivo de 2016 em 04/10/2016 no Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia da Bahia. Acesso em 11 de out.
[3] VITOR, Pedro. Foto tirada durante a realização do experimento: Extintor de gás carbônico. Acesso em: 11 de out.
[4] MENDES, Rebeca. Foto tirada durante a realização do experimento: Medida de volume e pressão de um gás. Acesso em: 11 de out.
[5] Russel, John Blair. (1994) Química Geral; vol. I, 2. Edição; Makron Books, São Paulo; (p. 140 a 1770).
[6] DAIELLO, Julia. Foto tirada durante a realização do experimento: Difusão gasosa. Acesso em: 11 de out.
[7] ROCHA, Jennifer. Foto tirada durante a realização do experimento transformação isobárica Lei de Gay-lussac. Disponível em: <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/transformacao-isobarica-ou-lei-gay-lussac.htm >