RELATORIO GERAL2 GASES (2)

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3.3. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
Um gás é uma substância que se expande espontaneamente para ocupar completamente o espaço, em que é submetido, de maneira uniforme. Sua mistura é considerada um sistema homogêneo, independente da quantidade de gases envolvidos na situação. Isso acontece por possuírem propriedades de expansibilidade e compressibilidade, por conta de suas moléculas se encontrarem numa máxima liberdade de movimento e que muitas das suas propriedades físicas são semelhantes. Segundo [JOHN B RUSSEL. Química Geral Edição 2ª, Vol. 2,. 1994 pág. 141] são três variáveis usadas para descrever o comportamento dos gases: volume, pressão e temperatura, os quais vistos no experimento. 
As partículas de um gás encontram-se afastadas uma das outras, dificultando a interação entre elas. A pressão exercida por um gás contido num frasco fechado é proporcional ao número de choques de suas moléculas contra as paredes do recipiente. 
A equação de Clayperon (PV=nRT) é uma equação de estado que descreve a resposta de um gás ideal a mudanças de pressão, volume, quantidade de moléculas e temperatura. O valor de R varia, pois irá depender das constantes P(Pressão), V(Volume) e T(Temperatura). A temperatura sempre será absoluta. Quando temos a pressão em atmosferas, o volume em litros e a temperatura em Kelvin, R=0,0820578 atm. L/mol. K. Se for a temperatura em Kelvin, a pressão em milímetros de Mercúrio (mmHg), o volume em litros, R= 62,3 mmHg . L/mol. K. 
Segundo a lei de Dalton, a pressão parcial é a pressão exercida por cada um dos componentes de uma mistura a um mesmo volume e a uma mesma temperatura. 
Volume parcial é o volume que um gás ocuparia se sobre ele estivesse sendo exercida a pressão total da mistura gasosa à mesma temperatura, segundo a lei de Amagat. 
Na prática comum de laboratório de coleta de gás pelo deslocamento de água, o gás ainda seco ao entrar em contato com a água líquida, faz com que um pouco de água evapore, ou seja, moléculas de água deixam o líquido e misturam-se com as moléculas do gás. Estas moléculas continuam a deixar o líquido até que a pressão parcial de vapor de água atinja um valor máximo, chamado pressão de vapor de água. De acordo com a lei de Dalton, citada anteriormente, a pressão total da mistura é igual à soma das duas pressões parciais. A pressão parcial do gás coletado, portanto, é igual à pressão total menos a pressão parcial da água: 
P gás coletado = P total - P H2O 
A pressão parcial da água depende apenas da temperatura, sendo independente ao volume do recipiente, pressão parcial e natureza do outro gás. 
 Os gases difundem-se facilmente e são capazes de atravessar paredes porosas de recipientes, através da efusão e de se dispersar gradualmente de uma substância para outra, através da difusão. 
A velocidade de difusão de um gás através de outro é inversamente proporcional à raiz quadrada da densidade do gás (Lei da Difusão de Graham). 
Velocidade de difusão ∞ 1/√d 
A lei de difusão de Graham pode ser rearranjada em termos da massa molecular. A uma dada pressão e temperatura, a densidade e a massa molecular ideal são diretamente proporcionais, ou seja, a velocidade de difusão de um gás é inversamente proporcional ao peso molecular do gás. 
Velocidade de difusão ∞ 1/√M 
A velocidade de efusão de um gás através de um dado orifício é também inversamente proporcional à raiz quadrada da densidade ou da massa molecular do gás (Lei da Efusão de Graham). 
Segundo [Brady,James E.Química Geral.2ed.vol.1 pagina 248], Thomas Graham demonstrou que,quando as velocidades de efusão de vários gases são comparadas,os gases menos densos(gases mais leves) sempre efundem-se mais rapidamente que os mais densos.Quando as velocidades são comparadas sob condições idênticos de temperatura e pressão , a melhor concordância entre as velocidades de efusão e densidade é obtida quando a velocidade é expressa como sendo inversamente proporcional à raiz quadrada da densidade do gás. 
As leis de difusão e efusão de Graham podem ser utilizadas para determinar a massa molecular de um gás desconhecido: 
Velocidade A = √MB
Velocidade B √MA
3.4. OBJETIVOS
• Observar propriedades do estado gasoso através de reação com formação de um gás e reação entre gases. 
• Coletar e medir o volume de um gás gerado numa reação.
• Demonstrar e aplicar a lei de gases ideais e de mistura gasosas (lei de Dalton).
• Demonstrar e aplicar a lei de Graham.
• Comparar os dados obtidos experimentalmente com dados teóricos.
3.5 MATERIAIS E REAGENTES 
PARTE I - Lei dos gases e misturas gasosas – Reação do Mg com o HCl:
Pipeta graduada.
Bureta de 50 Ml
Balança
Lixa
Rolha
Fio de cobre
 Béquer de 500 Ml
Água destilada
Fita de Magnésio
15 mL de HCl 6mol/L
Termômetro 
PARTE II - Lei de difusão de Graham:
Tubo de vidro
Suporte
Garra
Chumaços de algodão
Régua
Cronometro 
Rolhas
NH4OH
HCl
3.6. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
- Procedimento (Parte I) Lei dos gases e misturas gasosas – Reação do Mg com o HCl:
1. Foi Pipetado 5mL de água com uma pipeta graduada, acertando o menisco do ze-ro e gotejar lentamente a água da pipeta para dentro de uma bureta de 50 mL até encher apenas sua parte não calibrada (Vb).
2. Quando a parte correspondente à altura Vb esteve cheia, foi interrompido o gotejamento e foi lido na pipeta o volume de água de saiu.
3. Foi pego cerca de 2,5 cm da fita de magnésio e lixado até eliminar a camada de óxido que a recobria.
4. Pesou-se a fita de magnésio e anotou-se a massa.
5. Foi pego uma rolha com um furo e foi introduzido no orifício da rolha um fio de cobre. 
6. Prendeu-se a fita de magnésio ao foi de cobre, de modo que o magnésio ficou no lado de dentro da bureta.
7. Colocou-se água em béquer de 500mL ate ¾ do seu volume.
8. Colocou-se 15mL de HCL 6mol/L na bureta e foi completado com água até a borda.
9. Foi introduzido a rolha na bureta. A bureta estava completamente cheia, de modo que, quando introduziu a rolha o líquido derramou um pouco.
10. Foi coberto o fundo da rolha com o dedo, inverteu-se o tubo, mergulhou na água contida no béquer e fixou com uma garra presa a um suporte.
11. Depois que a reação cessou, levantou a bureta ate que o nível de liquido em seu interior coincidiu com a superfície livre do béquer. Foi medido o volume de gás contido na bureta. bureta (Va + Vb), sendo “Va” o volume de gás medido na parte calibrada da bureta.
12. Foi medida a temperatura da água do béquer. Para obter a pressão de hidrogênio, considerou-se que:
a) Ao nivelar o líquido da bureta com a superfície livre do líquido que estava no béquer, fez-se com que a pressão de dentro da bureta (Pb) se igualasse à pressão atmosférica Pb = Patm = 760mmHg
b) Na bureta, havia uma mistura de hidrogênio e vapor de água. Calculou-se a pressão de hidrogênio no gás coletado usando a Lei de Dalton: Pb = PH2O + PH2. Considerou-se que na temperatura ambiente a pressão de vapor de água é aproximadamente 17,5 mmHg. Então: PH2 = Pb – 17,5.
- Procedimento (Parte II) Lei de difusão de Graham:
1. Montou-se o sistema, o qual consistiu de um tubo de vidro limpo e seco preso a um suporte por meio de uma garra e onde estavam adaptadas duas rolhas nas extremidades. 
2. Pegaram-se dois chumaços de algodão os quais foram embebados um dos pedaços com hidróxido de amônio concentrado e o outro pedaço com ácido clorídrico concentrado. 
3. Os chumaços de algodão foram colocados, simultaneamente, um em cada extremi-dade dos tubos e vedou-se o tubo com as rolhas. 
4. Iniciou a contagem do tempo, desde o início da colocação das rolhas até o momento em que aparecer um pequeno "anel branco", indicando que os dois gases entraram em contato, foi interrompida a contagem de tempo nesse momento. 
5. Foi medida com uma régua, a distância que percorreuos dois gases.
- Materiais utilizados:
Suporte universal
Garra metálica
Rolhas
Fio de cobre
Fita de magnésio
 Termômetro
Pipeta graduada 5mL 
Bureta 50mL
Béquer 500mL
 Béquer 50mL
Ácido clorídrico 6 mol/L
Tubo de vidro
Chumaços de algodão
Luva nitrílica
 Hidróxido de amônio concentrado
Ácido clorídrico concentrado (HCl conc.);
 Cronometro (NH4OH conc.).
Régua
3.7. RESULTADOS
Parte I – Lei dos gases e misturas gasosas – Reação do Mg com o HCl
	Reação: MG + 2HCl ( MgCl2 + H2↑
	Volume da parte não calibrada da bureta
(Va)
	Peso da fita de magnésio (Mg)
	Tempo da reação
	Temperatura da água no béquer
	Volume de gás hidrogênio ( H2 ) na bureta
(Vb)
	Pressão dentro da bureta
(PB)
	Pressão de hidrogênio
(PH2 )
	Erro Percentual
	4ml
	0,018g
	35s
	300,15K
	14,0ml
	760mmHg
	742,5mmHg
	4,5%
 Parte II – Lei de difusão de Graham
	TABELA DE RESULTADOS – VELOCIDADE DE
 DIFUSÃO
	Reação de decomposição: NH4OH(aq) → NH3(g) + H2O(l)
	Reação produzindo NH4Cl (aq): NH3 (g) +HCl (aq) → NH4Cl (aq)
	Substâncias
	Distância de 
cada extremidade até reação (m)
	Velocidade de difusão (m/s)
	Tempo (s)
	Relação das velocidades baseado na Lei de Granham
	Erro aproximado
	HCl(aq)
	 0,11 m 
	0,0027 m/s - Va
	41 s
	0,587 = 0,683
	16,354%
	NH3(g)
	0,19 m 
	0,0046 m/s - Vb
	41 s
	
	
3.8. DISCUSSÃO
Parte I 
Quando medimos o volume de água na pipeta, na realidade estamos medindo o volume de água que está na parte não graduada da bureta.
Volume medido na pipeta (Vb) = 4,0mL
Reação química envolvida no experimento:
Mg + 2HCL → MgCl2 + H2
O ácido clorídrico por ser mais denso que a água vai para parte inferior da bureta reagindo assim com o magnésio e o orifício da rolha permite a saída de liquido da bureta. Este líquido é substituído pelo gás hidrogênio, que por sua vez está subindo no interior da bureta. (V) = Va + Vb = 18,0 mL
O volume que medimos na bureta após o experimento corresponde ao volume de gás, neste caso de hidrogênio, que está no interior da bureta. Como a bureta tem uma parte não graduada, somamos o valor lido na graduação com o valor medido anteriormente na pipeta.
Volume medido na bureta (Va) = 14,0mL
Volume total da bureta (Vt) =18,0 mL
A quantidade de matéria de gás hidrogênio (H2) é de 0,0015g.
 De acordo com o seguinte cálculo:
 24,3g de Mg ------- 2g de H2
 0,018g de Mg ------- 0,0015g de H2
Usando a lei de Dalton, foi possível calcular a pressão do hidrogênio, uma vez que em uma mistura gasosa, a pressão de cada gás é independente da pressão dos demais e a pressão total é igual a soma das pressões parciais .Como a pressão dentro da bureta é 760mmHg,e é dado que a pressão do vapor de água é de 17,5mmHg. Então:
 PB = PH2O + PH2
 PH2 = PB – 17,5
 PH2= 742,5 mmHg
Sendo,
760mmHg ---------- 1 atm
742,5mmHg ---------- Y
 Y= 0,98 atm
 
Para calcular o Volume de H2(g) que deveria ser obtido no experimento, foi usada a Equação Geral dos Gases (PV = nRT), usando os dados obtidos anteriormente.
PV= nRT
0,98atm.V= 0,0015g/2g . 0,08206.300,15K
V=0,018849 L ou 18,85 ml ( Volume teórico)
Erro percentual:
Volume teórico --- 100 %
Volume experimental --- x %
 18,85 ml ----- 100%
 18,00 ml -------- x %
 X= 95,49% ou 95,50%
Erro = 100% - x
E= 100% - 95,5%
E= 4,5%
O volume do gás hidrogênio no experimento foi 18,0mL e o volume teórico 18,85, portanto, o erro percentual é igual a 4,5%. 
Esse erro pode ser justificado pela ação de agentes externos, como impurezas nos reagentes, que podem influenciar na reação, a precisão das medidas, principalmente as medidas de volume e temperatura, que foram observadas a olho nu, e ainda utilizamos como base para a pressão atmosférica o valor de 760mmHg, contudo essa pressão dentro do laboratório poderia não estar precisa.
E por fim, os cálculos usados no experimento (como a Lei de Dalton, Equação dos Gases) levam em conta gases ideais, enquanto que no nosso experimento se trabalhou com gases reais.
Parte II
A lei de Graham foi aplicada de modo a se comparar as razões entre velocidades de difusão e pesos moleculares de dois gases distintos. Na parte II do experimento houve a reação produzindo NH4Cl (aq): NH3 (g) +HCl (aq) → NH4Cl (aq), onde houve a formação de um anel esbranquiçado, no momento da reação, onde interrompemos a contagem do tempo. O tempo até a formação do “anel esbranquiçado” foi de 41 segundos.
 Ao registrar as medidas de distancia e tempo, conforme mostrado na tabela de resultados, identificamos que houve fatores externos que interferiram no comportamento dos gases reais induzindo ao erro no cálculo do valor final do experimento prático, como colocar os chumaços de algodão (um com HCl e outro com NH4OH) simultaneamente no tubo de vidro, o tempo exato que se leva pra formar o “anel branco” (por causa da reação entre NH4OH + HCl, onde é formado NH4Cl + H2O) e a distancia da extremidade de cada substância ao anel formado, onde a distância do anel até o HCl é menor devido ao fato de que essa substância é mais densa que o NH3, e por consequência difunde-se mais lentamente.
Ao fazer o comparativo dos valores observados experimentalmente e os obtidos através da Lei de Graham de modo a se comparar as razões entre velocidades de difusão e massas moleculares de dois gases distintos, a razão entre as velocidades de difusão dos dois gases é igual à raiz do inverso da razão entre as massas moleculares dos dois gases. Foi possível calcular o percentual de erro:
= 
 Sabendo que MMHCl = 36,5g ; MMNH4OH = 17g, temos:
V NH3/ VHCl = √ MM HCl/ √ MM NH3
0,587 = √ 0,466
0,587 = 0,683
Aplicando a razão:
0,683 - X
0,587 – 100%
X = 116,354 (116,354 – 100 = 16,354%) Para mais.
O erro percentual foi de aproximadamente 16,354% para mais. A razão entre as velocidades VHCl e VNH3 , resultou em um valor acima do valor teórico e isso ocorre devido às interferências do meio. Porém, isto não invalida a Lei de Graham, pois ele trabalhava com gases ideais, enquanto na prática utilizamos de gases reais.
Os gases reais se aproximam dos gases ideais à medida em que a temperatura aumenta e a pressão diminui. Quanto mais próximo o meio se aproximar dessa realidade menor será o erro.
3.9. CONCLUSÕES
Após esta prática envolvendo o estudo dos gases pudemos perceber a influência das três grandezas mensuráveis (pressão, temperatura e volume) sobre os gases, e como determinamos a quantidade de um gás gerado tendo o seu volume, diretamente relacionados à sua pressão e temperatura. 
Nos experimentos realizados pudemos visualizar o comportamento dos gases, comparando os resultados obtidos no experimento (prático) e no resultado (teórico). Observando que ficaram muito próximos, apesar de alguns fatores influenciarem o resultado, assim provando que a formula P.V = n.R.T, e das razões entre velocidades e massas se apresentam de maneira bem eficiente ao resultado obtido. 
Na primeira parte da prática foi possível verificar lei de Dalton das pressões parciais dos gases determinando a pressão total do sistema.
O erro percentual foi igual a 4,5% para mais. 
Erro justificado pela ação de agentes externos, como impurezas nos reagentes, que podem influenciar na reação, a precisão das medidas, principalmente as medidas de volume e temperatura.
Já na segunda etapa do experimento comprovamos a lei de efusão e difusão de Graham, onde observamos que substâncias com peso moleculares menores têm maior velocidade de efusão, devido a sua densidade ser relativamente menor, favorecendo o deslocamento.
O erro percentual foi de aproximadamente 16,354% para mais.
. A razão entre as velocidades VHCl e VNH3 , resultou em um valor acima do valor teórico e isso ocorre devido às interferências do meio. Porém, isto não invalida a Lei de Graham,pois ele trabalhava com gases ideais, enquanto na prática utilizamos de gases reais.
Portanto, essa prática teve o intuito de elevar o nosso conhecimento a respeito da teoria dos gases e em consolidar de maneira mais eficaz conhecimentos previamente adquiridos.
3.10. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 - <http://www.ebah.com.br/content/ABAAAAqMMAB/difusao-gases> 
 Acesso: 15.03.2013
 - <http://www2.fc.unesp.br/lvq/exp04.htm> 
Acesso: 15.03.2013
 - Russell, J. B. – Química Geral, 2ª ed, v. 1. Makron books, São Paulo, 1994.
 - BRADY, James E.; HUMISTON, Gerard E. Química Geral. 2º edição, Rio de Janeiro: Abdr, 1986.
3.11. ANEXOS
Anexo 01: embebendo um chumaço de algodão com NH3(g) e outro com HCl (aq).
Anexo 02: Colocando os chumaços simultaneamente nas extremidades do tubo.
Anexo 03: Reação produzindo o NH4Cl (aq). Na visualização do anel esbranquiçado.