Relatório - A constante dos gases

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A constante dos gases 
Carlos Augusto H. Candido, Laís Cristina P. Ferreira, Vitor G. Bigelli, Vitor S. Fiorin. 
Engenharia de Materiais – Universidade Tecnológica Federal do Paraná 
– Londrina – Paraná - Brasil 
e-mail: vitorbigelli@hotmail.com 
 
Resumo. Neste relatório apresenta-se como através de um experimento “simples”, é possível 
determinar a constante dos gases para o gás hidrogênio. Para tal determinação foi necessário 
partir do volume de tal gás obtido em uma reação entre HCl e magnésio, o valor desse volume foi 
adquirido através de cálculos baseados nos dados verificados experimentalmente em laboratório. 
 
Palavras chave: experimento, constante dos gases, gás hidrogênio. 
 
Introdução 
Torricelli foi o primeiro a iniciar o estudo dos 
gases. Tal feito ocorreu quando este mediu a 
pressão de um gás apresentando posteriormente 
explicações relativamente adequadas a tal 
fenômeno. 
Apesar do “ponta pé” de Torricelli, os gases 
perfeitos obedecem em geral as seguintes leis: Lei 
de Boyle, Lei de Gay-Lussac (Lei de Charles) e Lei 
de Clapeyron. 
A lei de Boyle resumidamente diz: “a 
temperatura constante a pressão de um gás é 
inversamente proporcional ao volume”[2]. 
Gay-Lussac elaborou uma lei conhecida como 
lei de Charles e através desta mostrou que todos os 
gases expandem proporcionalmente ao aumento da 
temperatura
[3]
. 
Clapeyron, relacionando tais leis estabeleceu 
uma relação entre as variáveis de estado de um gás 
(pressão, temperatura, volume) através de uma 
equação. Em função desta equação foi possível 
estabelecer uma lei que relaciona estados diferentes 
de uma transformação gasosa. Tal lei passou a ser 
denominada como sendo a “Lei geral dos gases 
perfeitos”[3] e é dada por: 
 
 
 
Onde: 
P = Pressão na qual o sistema se encontra; 
V = Volume do gás; 
n = Número de mols do gás; 
T = Temperatura do sistema; 
R = Constante dos gases ideais. 
 
Analogamente, temos: 
 
 
 ( ) 
 
 
 
 
Outra lei muito importante , quando se refere ao 
comportamento de gases é a lei das pressões 
parciais de Dalton, que diz que “em uma mistura 
gasosa, a pressão de cada componente é independe 
da pressão dos demais”. 
Desta forma, tendo em mãos conhecimentos 
prévios sobre tal experimento, buscou-se fazer uma 
relação entre os conceitos referentes às leis dos 
gases, para que assim fosse possível determinar a 
constante dos gases ideias. Variáveis como: 
temperatura, pressão e volume foram de suma 
importância para que fossem obtidos resultados 
satisfatórios. Os dados obtidos de forma 
experimental foram introduzidos nos resultados 
através da lei dos gases ideiais. Como pode ser 
observado nos resultados e discussão deste 
experimento. 
Procedimento Experimental 
Materiais Utilizados 
1. Suporte Universal, garra e anel; 
2. Funil; 
3. Duas mangueiras de silicone; 
4. Pipeta pipeta graduada de 25mL; 
5. Erlenmeyer de 125mL com rolha; 
6. Proveta de 10mL; 
7. 2 béqueres de 50 mL; 
8. Linha de costura e fita adesiva; 
9. Fita de magnésio; 
10. Solução 6M de HCl; 
11. Solução de corante; 
Procedimento 
Conectou-se cada mangueira de silicone em 
uma das pontas da pipeta graduada e fixou-se a 
mesma no suporte universal com o auxílio de uma 
garra. Em seguida, prendeu-se o anel no suporte e 
encaixou-se o funil. 
A seguir, a mangueira que estava encaixada na 
parte inferior da pipeta graduada teve sua outra 
extremidade encaixada no funil. Despejou-se a 
solução de corante de forma que os níveis 
estivessem alinhados no centro do funil e no “zero” 
da pipeta graduada. 
A mangueira superior foi encaixada no 
erlenmeyer. O sistema montado está ilustrado na 
figura abaixo. 
 
 
Figura 1: Esquema experimental 
 
No erlenmeyer adicionou-se aproximadamente 
75ml de água, 5 ml de solução de HCl 6M e uma 
gota de solução de sulfato de cobre como 
catalisador. 
Lixou-se uma fita de magnésio e pesou-se 
aproximadamente 0,015g da mesma. A fita foi 
amarrada com uma linha de costura e presa na rolha 
com fita adesiva de forma que não entrasse em 
contato com a solução contida do frasco. 
Verificou-se o alinhamento da água com corante 
e, com o erlenmeyer devidamente vedado, inclinou-
se o mesmo de forma a solução entrar em contato 
com a fita e corroê-la. Durante a corrosão da fita 
seguiu-se alinhando o funil ao nível de água da 
pipeta de forma a manter a pressão constante. O 
procedimento foi realizado em duplicata. 
Resultados e Discussão 
Com o volume deslocado de liquido pela 
geração do gás hidrogênio, pode-se determinar o 
volume de gás que foi gerado. Com a massa de fita 
de magnésio gerada é possível determinar o número 
de mols que foi consumido e, portanto, determinar a 
número de mols de H2(g) gerado, utilizando a 
estequiometria da reação a seguir: 
 
 ( ) ( ) 
 
Sabendo que a pressão atmosférica em Londrina 
é de 1,017x10
5
Pa e a temperatura na qual o 
experimento foi realizado era de 26,5ºC, pode-se 
determinar o valor de R (constante dos gases) para 
cada um dos experimentos utilizando a lei dos gases 
ideais (I). 
 
Experimento 1: 
 
Para o experimento 1, a massa de fita de magnésio 
utilizada foi de 0,0174g e o volume deslocado foi 
de 24,1mL. Desta forma temos: 
 
24,3 g de Mg ----------------------- 1 mol 
0,0174g de Mg ---------------------- x mol 
 
x = 7,16x10
-4 
mol de Magnésio 
 
Portanto, temos que foi gerado 7,16x10
-4 
mol de gás 
Hidrogênio. 
Dessa forma temos, pela equação (I) temos: 
 
 
( [ ]) ( [ ])
( [ ]) ( [ ])
 
 [
 
 
] 
 
Experimento 2: 
 
Para o experimento 2, a massa de fita de magnésio 
utilizada foi de 0,0154g e o volume deslocado foi 
de 18,9 mL. Desta forma temos: 
 
24,3 g de Mg ----------------------- 1 mol 
0,0154g de Mg ---------------------- x mol 
 
x = 6,34x10
-4 
mol de Magnésio 
 
Sendo assim, temos que foi gerado 6,34x10
-4 
mol de 
gás Hidrogênio. 
Desse modo temos, pela equação (I) temos: 
 
 
( [ ]) ( [ ])
( [ ]) ( [ ])
 
 
 [
 
 
] 
 
Porém, para a obtenção de um valor mais 
próximo do esperado que coincidirá com o valor 
real de R para o experimento, não pode-se 
considerar que a pressão atmosférica é igual à 
pressão do gás envolvido no experimento, no caso, 
o gás hidrogênio. Para isso é necessário utilizar a 
Lei das pressões parciais, ou Lei de Dalton. 
Segundo ele, “a pressão total de uma mistura 
gasosa é dada pela soma das pressões de cada gás 
que a compõe”[4]. Equacionando temos: 
 
 
 
No experimento realizado Ptotal seria a pressão 
atmosférica, e as pressões parciais somadas seriam 
PH2 (Pressão do gás hidrogênio) e PH20 (Pressão de 
vapor de água) que para a temperatura de 26,5º C 
equivale a aproximadamente 3488,75Pa. Sendo 
assim, para o caso do experimento temos duas 
pressões que seriam igualadas à pressão atmosférica 
do local. Portanto, poderíamos obter a verdadeira 
pressão do gás hidrogênio pela equação: 
 
 
 
 
 
Aplicando a nova pressão nas equações, os 
novos valores de R para cada um dos experimentos 
é: 
- Experimento 1: 
 
 
 
 
- Experimento 2: 
 
 
 
 
Sabendo que, o valor para a constante dos gases 
na bibliografia é de 8,314 J.mol
-1.
K
-1
, há algumas 
explicações para o valor obtido ser diferente do 
esperado:- O valor de R encontrado na bibliografia é dado 
para um gás ideal (perfeito), e não para um gás real; 
- Durante o experimento 1, houve a necessidade 
de se estimar a quantidade de gás gerado pois este 
excedeu a graduação dada na pipeta; 
- Há a possibilidade de ter ocorrido uma 
variação na temperatura do sistema, já que este não 
estava isolado termicamente; 
- Durante o experimento pode ter ocorrido 
algum vazamento de gás que não foi detectado; 
- A pressão atmosférica no local pode ser 
diferente da estimada para o mesmo. 
 
Conclusão 
Com o experimento pode-se concluir que o 
método utilizado não apresenta boa precisão para 
determinação da constante dos gases, tendo em 
vista a diferença entre o valor obtido e o esperado. 
Isso porque, a literatura afirma que gases reais 
como hidrogênio e hélio apresentam 
comportamento muito semelhante ao de um gás 
ideal. 
Pôde-se determinar a importância de se manter 
o nível da solução de corante sempre alinhado, de 
forma a manter a pressão externa e interna sempre 
igual, para que a pressão atmosférica pudesse ser 
utilizada nos cálculos. 
Concluiu-se, portanto, que o experimento 
contribuiu para a determinação da importância de 
certas variáveis como temperatura e pressão na 
determinação da constante dos gases. 
 
Referencias 
[1] Gay-Lussac, Joseph Louis (1778-1850). 
Disponível em: 
<http://www.fem.unicamp.br/~em313/paginas/pers
on/g-lussac.htm>. Acesso em: 12 set. 2014. 
 
[2] Lei de Boyle-Mariotte, Disponível em: 
<http://www.stefanelli.eng.br/webpage/p_boyle.ht
ml>. Acesso em: 12 set. 2014. 
 
[3] CASTELLAN, Gilbert William. 
Fundamentos de físico-química. Rio de Janeiro, RJ: 
LTC, 1986 
 
[4] Lei das Pressões Parciais – Química – 
InfoEscola, Disponível em: 
<http://www.infoescola.com/quimica/lei-das-
pressoes-parciais/>. Acesso em: 19 set. 2014.