DETERMINAÇÃO DA MASSA MOLAR DE UM GÁS EFEITO DA PRESSÃO NO PONTO DE EBULIÇÃO

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1 – INTRODUÇÃO 
Por meio da massa molar é possível determinar características como concentração molar, volume, capacidade calorifica, condutividade elétrica, calor de reação e também averiguar a estrutura de uma substância. Pode-se determinar ainda a fórmula empírica de qualquer composto, embora não seja possível explicar a natureza do mesmo, apenas expressa as proporções atômicas que se encontram seus elementos [1]. 
Ao determinar a massa molar de um gás, primeiramente, deve-se entender a lei dos gases. Qualquer objeto macroscópico em equilíbrio termodinâmico tem o seu estado descrito por um conjunto de variáveis macroscópicas, denominadas variáveis de estado do sistema. No caso particular de fluidos homogêneos, o estado do sistema fica caracterizado por qualquer par de variáveis escolhida, como pressão, temperatura e volume, que obedecem à chamada equação do estado de transição [2]. 
Um gás ideal pode ser caracterizado pelas seguintes propriedades: possui um número muito grande de moléculas; as partículas possuem massa m maior que zero e volume individual desprezível, quando comparado ao volume do recipiente que as contêm; as interações intermoleculares, de atração e de repulsão, são desprezíveis, exceto quando ocorrem colisões mútuas e com as paredes do recipiente; a energia interna encontra-se na forma de energia cinética translacional; as moléculas se propagam em linha reta; e as colisões são perfeitamente elásticas e de curto tempo de duração [3]. Dessa forma, as propriedades macroscópicas evidentes de um gás ideal são consequências principalmente do movimento independente da molécula [4].
Quando as medidas de pressão, volume molar e temperatura não admitem a relação prevista pela Equação dos Gases Ideais, o gás desvia-se da idealidade, ou seja, apresenta um comportamento não ideal. Esses desvios são pequenos e são observados em gases puros e em misturas gasosas não reagentes. À temperatura ambiente e baixa pressão praticamente não ocorre desvios da idealidade, porém, à medida que a pressão aumenta o comportamento desses gases divergem [5]. Um gás real existe sob a maioria das condições de temperatura e pressão e é constituído por partículas materiais dotadas de movimento caótico, sujeitas às forças de atração à longa distância e forças de repulsão à curta distância [3]. Portanto, o gás real é formado por partículas que possuem massa m > 0, volume V > 0 e força de interação entre partículas f ≠ 0 [6].
De acordo com a Lei de Boyle, o volume de um gás, a temperatura constante, é inversamente proporcional à pressão. Para observação de tal fato, Boyle encerrou uma quantidade de ar no extremo fechado de um cano em forma de J, utilizando mercúrio como fluído de retenção. Notou que o produto da pressão pelo volume de determinada quantidade fixa de gás era um valor aproximadamente constante. Analisou também, que se duplicar a pressão, o volume de ar reduz a metade do volume anterior e se triplicar a pressão, o volume diminuía a terceira metade do inicial. Ao aumentar a temperatura do gás seu volume aumentou, mas somente se a pressão permanecer constante. A partir destas conclusões, Boyle propôs a seguinte fórmula [7]: 
P.V = R (Eq. 01)
onde: P = pressão; V= volume; R = constante (0,082 L.atm.K-1.mol-1) 
	Segundo a Lei de Charles, o volume de um gás é diretamente proporcional a sua temperatura absoluta, mas somente quando a pressão permanecer constante. Logo, em um recipiente flexível que se mantém a pressão constante, o acréscimo de temperatura implica um acréscimo do volume. Relacionando a Lei de Boyle com a Lei de Charles, temos [8]:
 P.V/T= R (Eq. 02)
onde: T = temperatura.
Joseph Gay-Lussac publicou seus resultados de seus experimentos em 1802, e propôs que, a volume constante, a pressão de uma massa fixa de um determinado gás é diretamente proporcional à temperatura kelvin. Isto porque a temperatura no sistema internacional se mede em graus Kelvin ºK e que para transformar ºC em ºK, deve-se somar 273 ºK a quantidade em ºC [9]. 
A Lei de Dalton estabelece que em uma mistura de gases, cada gás exerce sua pressão como se os restantes gases não estivessem presentes. Neste caso, a pressão total da mistura de um gás calcula-se pela soma das pressões parciais de todos os gases presente, por exemplo a pressão atmosférica que é 760 mm de Hg, resultado da soma da pO2 (160 mm Hg), pN2 (593 mm Hg), pCO2 (0.3 mm Hg) e pH2O (aproximadamente 8 mm de Hg) [10]. 
No entanto, a teoria de Dalton não explicava por completo a lei das proporções múltiplas e não distinguia entre átomos e moléculas. Assim, não podia distinguir entre as possíveis fórmula de OH e H2O e nem podia explicar por que a densidade do vapor de água era menor que a do oxigênio. A partir disto, o físico italiano Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro sugeriu que a uma temperatura e pressão dadas, o número de partículas em volumes iguais de gases era o mesmo, e introduziu também a distinção entre átomos e moléculas. Assim, tem-se [7]: 
Vm = V/n (Eq. 03)
onde: Vm = volume molar; n = número de mols. 
	Agora, substituindo a equação (02) em (03) e considerando as demais afirmações, obtém-se a Equação Geral dos Gases Ideais [7]:
PV = nRT (Eq. 04)
Ao aquecer um líquido, a uma temperatura suficientemente elevada, a agitação de suas moléculas aumenta, tornando-se tão grande que ocorre o ponto de ebulição. Tal efeito consiste na formação de bolhas de vapor no corpo do líquido. A formação destas bolhas só é possível quando a pressão de vapor do líquido torna-se igual à pressão externa exercida sobre o líquido pela atmosfera, ou seja, o ponto de ebulição de um líquido é a temperatura na qual a pressão de vapor do líquido é igual à pressão externa (pressão atmosférica). Logo, o ponto de ebulição depende da pressão externa, aquele geralmente especificado para uma substância é o ponto de ebulição normal, definido como a temperatura na qual a pressão de vapor do líquido é igual à pressão atmosférica (pressão padrão) [11].
2 - OBJETIVOS
Esta prática tem por objetivo explicar experimentalmente as leis que regem o comportamento dos gases ideais utilizando a equação da lei dos gases ideais, bem como medir o volume e a massa de um gás.
3 - METODOLOGIA 
3.1 Materiais utilizados
Tabela 1. Descrição dos materiais utilizados na pratica.
	Materiais
	Reagentes
	Bacia;
	Água.
	Balança analítica;
	
	Béquer de 500 mL;
	
	Bico de Bunsen;
	
	Isqueiro; 
	
	Papel toalha;
	
	Proveta de 100 mL; 
	
	Suporte para bico de Bunsen;
	
	Seringa; 
	
	Termômetro.
	
3.2 Métodos
3.2.1 - Procedimento A: Determinação da massa molecular de um gás.
Primeiramente o isqueiro foi pesado utilizando a balança analítica. Anotou-se o peso obtido. Mergulhou-se a proveta de 100 mL em uma bacia, sendo que a mesma apresentava ½ do seu volume preenchido com água. Inverteu-se a proveta de modo a ficar completamente cheia de água. Verificou-se se ocorria a presença de ar dentro da proveta. Por meio do um auxílio do termômetro mediu-se a temperatura da água e anotou-se a temperatura observada.
Com a proveta levemente inclinada, colocou-se o isqueiro dentro da água e pressionou-se o gatilho de modo a liberar o gás dentro da proveta. O gás foi sendo liberado lentamente de modo que não houvesse vazamentos e nem perdas. Coletou-se gás suficiente para que deslocasse aproximadamente 50 mL de água. Inclinou-se a proveta de modo que os níveis de água fossem iguais nas partes interna e externa da mesma. Possibilitando assim, a leitura exata do volume liberado do gás direto na proveta. Usaram-se papéis toalhas para secar o isqueiro com o intuito de retirar o excesso da água presente no isqueiro. Logo após pesou-se novamente o isqueiro e anotou-se a massa obtida. A partir dos dados obtidos, massa e volume, realizou-se o cálculo da massa do gás pela diferença do peso do isqueiro nas duas pesagens. O procedimento foi realizado duas vezes.
3.2.2 - Procedimento B: O efeito da pressão no ponto de ebulição.
Realizou-seo aquecimento da agua até que a mesma atingisse 80 °C, com o auxílio do bico de Bunsen. Em seguida, utilizando uma seringa plástica de 50 mL, succionou-se aproximadamente 20mL de água quente, prontamente devolveu-a ao béquer de modo a aquecer a seringa, e para isso, repetiu-se a operação por 03 (três) vezes. Logo após, com o bico da seringa voltada para cima e com aproximadamente 20mL de água, removeu-se todo o gás do seu interior. Pressionou-se a extremidade da seringa com os dedos de modo a impedir a entrada de ar e prontamente voltou-se o bico da seringa para baixo. Puxou-se suavemente o êmbolo da seringa. Por fim, anotaram-se as observações feitas sobre as mudanças ocorridas à medida que o êmbolo foi sendo puxado para fora.
.
4 – RESULTADO E DISCUSSÃO 
4.1 - Procedimento A: Determinação da massa molecular de um gás.
Primeiramente, realizou-se a pesagem do isqueiro com o intuito de realizar a diferença entre as massas do mesmo para verificar a massa de gás liberada na proveta. Ao liberar o gás, tomou-se cuidado para não liberar o gás fora da proveta, caso acontecesse tal fato, seria necessário repetir o procedimento, pois, a massa do gás liberada não seria confiável. 
Na Tabela 2, é possível observar os dados obtidos durante o procedimento. Realizou-se a primeira pesagem sem a liberação do gás para que fosse possível calcular a diferença após a liberação. Após o primeiro passo do procedimento, a massa final do isqueiro no experimento A foi considerada como a massa inicial do isqueiro no experimento B. Isto porque, se considerar a massa inicial do experimento A não teríamos como determinar a massa de gás exata liberada em casa passo do procedimento, levando ao resultado inconfiável. A partir das diferenças das massas iniciais e finais dos experimentos obteve-se as variações da massa, que são equivalentes a massa do gás liberado. Devido à falta de equipamentos, não foi possível medir a pressão. Então, considerou-se a pressão equivalente a pressão atmosférica (1 atm). O volume do gás foi determinado por meio da observação do deslocamento da coluna de água no interior da proveta. Utilizando um termômetro, mediu-se a temperatura da água presente na bacia. A escala termométrica do termômetro apresentava valores em °C. No entanto, para utilizar a formula dos gases reais, converteu-se a temperatura em °K, somando 273,15 ao valor encontrado em °C. 
Tabela 2. Dados obtidos durante a prática.
	Experimento (Unidade de medida)
	A
	B
	C
	Massa inicial do isqueiro (g)
	13,3689
	13,2755
	13,1609
	Massa final do isqueiro (g)
	13,2755
	13,1609
	13,0588
	Variação da massa (g)
	0,0934
	0,1146
	0,1021
	Pressão (atm)
	1,0
	1,0
	1,0
	Volume do gás coletado (mL)
	50,0
	50,0
	49,0
	Temperatura da água (°K)
	298,15
	298,15
	298,15
A partir dos dados obtidos realizou-se a determinação da massa molecular do gás. Para tal feito, realizaram-se cálculos com as formulas indicadas na Tabela 3:
Tabela 3. Equações utilizadas para o cálculo da massa de um gás.
	EQUAÇÃO 4
	EQUAÇÃO 5
	P.V = n.R.T
	n = m / MM
	n = (P.V) / (R.T)
	MM = m / n
	
	
	Onde: 
	Onde:
	P= Pressão do gás
	m= Massa do gás
	V= Volume do gás
	MM= Massa molar do gás
	n= Número de mols do gás
	
	R= Constante dos gases ideais 
	
	T= Temperatura do sistema
	
Substituindo-se a Equação 5 na Equação 4, conforme a tabela 3, temos: 
Em seguida, multiplicou-se (P.V) por (MM):
Por fim, isolou-se a massa molar, e obteve-se: 
	
	A partir da Eq. 06 e dos valores anotados ao decorrer do procedimento, sendo estes observados na Tabela 4, calculou-se a massa molar em cada experimento realizado.
Tabela 4. Dados anotados durante o procedimento.
	Experimento (unidade de medida)
	A
	B
	C
	P (atm)
	1
	1
	1
	V (L)
	0,05
	0,05
	0,049
	R (atm.L.mol-1.K-1)
	0,082
	0,082
	0,082
	T (K)
	298,15
	298,15
	298,15
	n (mol)
	0,0020
	0,0020
	0,0020
	m (g)
	0,0934
	0,1146
	0,1021
Experimento A:
Experimento B:
Experimento C:
A partir das massas molares adquiridas a partir na Eq. 03, calculou-se a média das com a seguinte equação:
	
Tabela 5. Massas molares obtidas durante a prática.
	Experimento
	Massa Molar ()
	A
	
	B
	
	C
	
	
	
	Média ()
	50,89
A massa molecular do gás metano é 58 . No entanto, o valor encontrado foi inferior, 50,89 Os dados obtidos experimentalmente não foram iguais aos teóricos, provavelmente devido a erros de operação, tais como, perda de massa de gás butano durante o manuseio do isqueiro, presença de água no isqueiro, não visualização correta do menisco da proveta. Outro fator importante, que pode interferir no resultado final, é a presença do gás propano. De acordo com os dados observados no rótulo da embalagem, no interior do isqueiro contém a mistura do gás propano e butano sob pressão. Logo, não é possível identificar as massas dos gases separadamente. Nota-se que o resultado da Eq. 07, conforme observado na Tabela 5, é mais próxima da massa molar do butano. 
4.2 - Procedimento B: O efeito da pressão no ponto de ebulição.
Inicialmente, ao deslocar o êmbolo, observou-se a formação de pequenas bolhas no interior da seringa. À medida que o êmbolo é puxado para fora, ocorre maior formação de bolhas. Isso ocorre porque há pressão no interior da seringa no momento em que puxamos o êmbolo. Ao expandir a área de ocupação da água ocorrerá à diminuição da pressão e, consequentemente, o ponto de ebulição diminuirá. Nesse momento, o ponto de ebulição no experimento estava em torno de 80 °C, sendo esta a temperatura da água que estava em processo de aquecimento. As bolhas de vapor no interior da seringa indicam que a água está passando do estado líquido ao estado gasoso. 
Conforme a força exercida sobre o êmbolo da seringa fechada, ocorre a diminuição da pressão em seu interior. Assim, torna-se o ponto de ebulição da água mais facilmente acessível. Ao aquecer a água a uma temperatura inferior à sua temperatura de ebulição, as bolhas de vapor não conseguem se formar, pois estas são comprimidas pela pressão atmosférica. Quando atingir a temperatura de ebulição, as bolhas de vapor d’água se tornam estáveis, pois sua pressão interna (pressão de vapor) se torna igual à pressão externa (pressão atmosférica) e as bolhas conseguem se deslocar de qualquer parte do líquido. Logo, a água entra em ebulição a uma temperatura menor que 100 °C. Conforme mencionado, pode-se afirmar que, quanto menor a pressão atmosférica, mais facilmente a água entrará em ebulição.
Na Figura 1, é possível observar o ponto de ebulição normal do éter dietílico, etanol e água a partir da relação da pressão de vapor de equilíbrio com a temperatura dos mesmos. Nota-se que conforme a pressão diminui, o mesmo ocorre com a temperatura necessária para atingir o ponto de ebulição normal dos compostos indicados. Este fato explica o fenômeno observado no procedimento B. 
Figura 1: Relação de pressão de vapor de equilíbrio com temperatura do éter dietílico, etanol e água. 
5 – CONCLUSÃO 
	Com base nos resultados obtidos pode-se concluir que, no procedimento A é possível determinar a massa molar de um gás a partir da equação dos gases ideais (P.V = n.R.T). No procedimento B é possível observar que o ponto de ebulição está diretamente relacionado com a pressão. Conforme a pressão do sistema diminui, consequentemente, a temperatura necessária para atingir o ponto de ebulição normal dos compostos também diminui. Assim, foi possível que a água entrasse em ponto de ebulição a 80 ºC, sendo que a temperatura considerada normal (pressão igual a 1,0 atm) para que a água atinja o ponto de ebulição é de 100 ºC. 
6 – REFERENCIA 
[1]	CARVALHO A. E.; Apostila de Físico - Química Experimental; UFGD, Dourados - MS, pg 37, 2015.
[2] 	FERNANDES F. A. N.; PIZZO S. M.; MORAES D. Termodinâmica Química. Universidade Federal do Ceará, 2006. Acesso em: http://www.eq.ufc.br/ MD_Termodinamica.pdf, 03 de fevereirode 2016.
[3]	KAUZMANN, W., Teoria Cinética de los Gases, Editorial Reverté, S. A., Barcelona, 1970.
[4]	MAHAN, B.M.; MYERS, R. J. Química, um curso universitário. Tradução da 4ª edição americana. Editora Edgard Blücher Ltda. São Paulo, 2000.
[5]	CASTELLAN, G. W. Físico-Química; tradução de Luiz Carlos Guimarães, Livros Técnicos e Científicos, v1. Rio de Janeiro, 1978.
[6]	COSTA, D. M. A. Análise do desvio de comportamento entre gás real e gás ideal. Holos, vol. 22, pág. 4-10, 2006. 
 [7]	O ESTADO GASOSO. As leis empíricas e a equação de estado dos gases ideais. Acesso em: http://www.qmc.ufsc.br/quimica/pages/aulas/ gas_page2.html, 02 de fevereiro de 2016. 
[8]	PAULA, V. I. Físico Química I - Gases Ideais - Lei de Boyle-Charles. Centro Universitário Padre Anchieta, Engenharia química, 2014. 
[9]	BIOGRAFIAS DE CURIOSIDADES. Biografia de Louis Joseph Gay-Lussac. Acesso em: http://biografiaecuriosidade.blogspot.com.br/2015/05/biografia-de-louis-joseph-gay-lussac.html, 03 de fevereiro de 2016. 
[10] 	FOÁ, A. Considerações sobre a lei de Dalton referente às misturas gasosas. Bragantia, vol. 3, pág. 165-178, 1943.
[11]	MOREIRA, A. R.; GOMEZ, A. R.; ARAÚJO, A. L. F.; REIS, K. P. S. A.; PORTNOI, M.; et al. Líquidos - Mudanças de Estado e Propriedades Coligativas. Engenharia Elétrica – UNIFACS, 1999.