Relatório Gases Ideais

Prévia do material em texto

Gases Ideais
Gabriel Eugênio Cruz, RGM nº:18536018
Gustavo Alves de Melo, RGM nº: 18379109
Flávia Bassi Cardoso, RGM nº: 16422201
Nilson Bispo Barros, RGM nº:17026164
1.0 INTRODUÇÃO
No estudo dos gases, é muito comum tratar os gases reais como ideais. Isso significa dizer que seu comportamento, em certas condições, se aproxima de um gás ideal e assim, obedece a leis dos gases ideais, que é definida como 𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇. 
São três as variáveis de estado que definem o comportamento e as propriedades de um gás: Pressão (P), Temperatura (T) e Volume (V).
A pressão de um gás é resultado do choque das moléculas com a parede do recipiente em que o gás está. A temperatura é proporcional à energia cinética das moléculas. Ou seja, quanto maior a temperatura, maior a velocidade média das moléculas e vice-versa. 
Os gases, assim como os líquidos, tendem a ocupar todo o volume do recipiente em que estão contidos, logo, é possível calcular o volume molar ou a massa molar de um gás em condições normais de temperatura e pressão relacionando as variáveis acima e entendendo como a variação acontece em diferentes condições.
2.0 RESUMO
É possível determinar a massa molar ou o volume molar de um gás conhecido observando seu comportamento durante uma reação química. Através da estequiometria foi possível relacionar os resultados obtidos para os gases recolhidos e identificar as propriedades dos metais envolvidos nas reações. Foram estudadas neste experimento os gases butano e hidrogênio, e suas relações com os metais que participaram da reação. 
Determinando as condições de pressão e temperatura que envolvem o experimento é possível comparar os resultados obtidos com os valores teóricos para um gás ideal. 
Foram usadas como métodos de referência a Lei de Boyle, Lei de Gay-Lussac e Princípio de Avogadro.
3.0 METODOLOGIA
3.1 Materiais e reagentes
Proveta de 100 ml;
Cuba de vidro;
Frasco de kitassato de 125 ml;
Rolha de borracha;
Suporte universal com garras;
Mangueira de borracha;
Termômetro;
Balança analítica;
Isqueiro;
Solução aquosa de ácido clorídrico 1:1 (6 mol L-1);
Solução aquosa de ácido sulfúrico (1 mol L-1);
Sulfato de cobre 1 mol L-1;
Zinco metálico;
Magnésio metálico.
3.2 Procedimento experimental
3.2.1 Determinação da massa molar de um gás
1. Foi pesado em uma balança analítica um isqueiro, e anotou-se a massa do mesmo. 
2. Foi imerso a proveta na cuba e encheu-a com água sem deixar nenhuma bolha de ar dentro. 
3. Em seguida, foi colocada a ponta da mangueira do isqueiro na entrada da proveta.
4. Apertou-se a válvula do isqueiro, a fim de que o butano fosse liberado na forma de gás para dentro da proveta;
5. Foi coletado um volume de gás aproximadamente 80,00 ml, dentro da proveta;
6. Foi removida a ponta da mangueira. 
7. Pesou-se o isqueiro novamente para verificar a massa do butano que foi deslocado para dentro da proveta, 
8. Foram feitos os cálculos necessários para determinar sua massa molar. 
3.2.2 Determinação da massa molar 
1. Encheu-se uma proveta de 100mL completamente com água e inverteu-se em uma cuba contendo água;
2. Fixou-se a proveta invertida dentro da cuba com o auxílio de uma garra presa ao suporte universal;
3. Colocou-se o tubo de saída de gás dentro da proveta;
4. 	Pesou-se aproximadamente 0,05g de zinco (Zn) e 0,02g de magnésio (Mg) (em uma balança analítica) em um papel e dobrou-o;
5. Transferiu-se 5mL de ácido clorídrico (HCl) para um erlenmeyer;
6. Adicionou-se ao erlenmeyer uma gota da solução de sulfato de cobre (CuSO4);
7. Colocou-se o papel dobrado dentro do erlenmeyer e fechou-o;
8. Agitou-se o frasco para que o metal entrasse em contato com a solução;
9. O frasco foi fechado com uma rolha;
10. Ao fim da reação foi cronometrado 1 min para o sistema entrar em equilíbrio;
11. Leu-se o volume de gás recolhido na proveta;
12. Determinou-se, com a ajuda de uma régua, a altura da distância entre o nível de água da proveta e o nível de água da cuba;
13. Mediu-se a temperatura de água na cuba;
3.2.3 Determinação do volume molar gasoso
1. Encheu-se uma proveta de 100mL completamente com água e inverteu-se em uma cuba contendo água;
2. Fixou-se a proveta invertida dentro da cuba com o auxílio de uma garra presa ao suporte universal;
3. Colocou-se o tubo de saída de gás dentro da proveta;
4. Foram medidos 15 mL de solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4, 1mol/L) em uma proveta e transferiu-se para o kitassato de 125 mL;
5.	Pesou-se aproximadamente 0,03g de magnésio (Mg) (em uma balança analítica) em um papel e dobrou-o 
6. Colocou-se o papel dobrado dentro do kitassato;
7. Agitou-se o frasco para que o metal entrasse em contato com a solução;
8. O frasco foi fechado com uma rolha;
9. Ao fim da reação foi cronometrado 1 min para o sistema entrar em equilíbrio;
10. Leu-se o volume de gás recolhido na proveta;
11. Determinou-se, com a ajuda de uma régua, a altura da distância entre o nível de água da proveta e o nível de água da cuba;
12. Mediu-se a temperatura de água na cuba;
13. Anotou-se a pressão local com a ajuda de um barômetro.
3.4 Tratamento dos dados
A pressão do vapor de água (PvaporH2O) foi determinada medindo a temperatura de água da cuba no momento do experimento e comparando com a tabela abaixo: 
Tabela 1: Pressão de vapor de água 
A pressão exercida pela diferença de volume de água na cuba e dentro da proveta é dada pela seguinte expressão:
Para determinar a pressão exercida pelo vapor de gás hidrogênio dentro da proveta utilizou-se a seguinte equação:
Para determinar o número de mols (n) do composto que reagiu com o ácido é possível relacionar com a quantidade de gás que foi liberada na reação, segundo a equação de gases ideais abaixo:
O volume molar de um gás gás corresponde a 22,4L quando se consideram as condições normais de temperatura e pressão (CNTP), que seriam 273ºK e 760mmHg. Entretanto, as condições trabalhadas em bancada foram de 296°K e 715mmHg. Este desvio ocasiona em alterações do volume molar gerado experimentalmente.
4.0 RESULTADOS E DISCUSSÃO
A obtenção do gás hidrogênio (H2) através da reação entre o magnésio (Mg) e ácido sulfúrico (H2SO4) ocorre da seguinte forma:
Mg (s) + H2SO4 (aq) → MgSO4 (aq) + H2 (g)
A obtenção de gás hidrogênio (H2) através da reação entre o zinco (Zn) e ácido clorídrico (HCl), e entre o magnésio (Mg) ácido clorídrico (HCl), e ocorre da seguinte forma:
Zn (s) + 2 HCl (aq) → ZnCl2 (aq) + H2 (g)
Mg (s) + 2 HCl (aq) → MgCl2 (aq) + H2 (g)
	Prática
	Composto analisado
	Massa (g)
	altura coluna
H2O (mm)
	V gás (L)
	T °K
	P. gás (mmHg)
	P. vapor H2O (mmHg)
	P. atm (mmHg)
	P.coluna H2O (mmHg)
	n (mol)
	MM (g/mol)
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	1
	butano
	0,228
	44
	0,080
	296
	690,66
	21,1
	715
	3,24
	0,003
	76,22
	2
	zinco
	0,048
	155
	0,012
	296
	682,51
	21,1
	715
	11,39
	0,0004
	108,25
	
	magnésio
	0,02
	137
	0,022
	296
	683,83
	21,1
	715
	10,07
	0,0008
	25,13
	3
	magnésio
	0,03
	128
	0,035
	296
	684,49
	21,1
	715
	9,41
	0,0013
	23,13
Através das equações explicadas no item 3.4 foram obtidos os seguintes resultados:
	Tabela 2: Resultados obtidos durante ensaios no laboratório.
Os resultados obtidos foram comparados com os valores teóricos e foi calculado o erro relativo.
	Prática
	Composto analisado
	Resultado teórico
	Resultado real
	Erro %
	
	
	Massa Molar (g/mol)
	Volume Molar (L/mol)
	
	
	1
	butano
	58,12
	 
	109,7 g/mol
	89,11%
	2
	zinco
	65,38
	
	108,25 g/mol 
	65,57
	
	magnésio
	24,30
	
	25,13 g/mol
	3,42
	3
	magnésio
	 
	22,4
	27,13 L/mol
	21,11
Tabela 3: Cálculo do erro relativo entre o resultado esperado e o resultado real.
5.0 CONCLUSÃO
No primeiro experimento o objetivo foi encontrar a massa molar do butano através da liberação do seu gás. O erro relativo foi de 89,11%, pois a massa molar dada pelos cálculos foi superiora massa molar teórica. Os desvios que podem ter ocasionado este erro podem ter sido: a má pesagem do isqueiro, que resultou em uma massa de gás butano muito alta quando comparada com resultados de outros grupos; arredondamento da temperatura de 22,5°C para 23°C para encontrar a pressão exercida pela água; vazamento do isqueiro; entre outros. 
No segundo experimento o objetivo era encontrar a massa molar do zinco e do magnésio através de suas respectivas reações com o ácido clorídrico e a liberação do gás hidrogênio. O primeiro composto a ser reagido foi o zinco, que resultou num erro relativo de 65,57%. Este erro deu-se por encontrarmos uma massa molar para o zinco que correspondia ao dobro da massa molar teórica. Os desvios que podem ter ocasionado neste resultado podem ter sido: dificuldade em fazer o zinco entrar em contato com o ácido, pois o papel estava muito bem dobrado e acabava absorvendo o ácido sem desembrulhar-se e liberar o conteúdo. Já ao reagir o magnésio o erro relativo foi de 3,42%, que é bem mais passível, pois se tomou o cuidado de não dificultar o contato do ácido com o sal. Ainda assim, má pesagem ou vazamento pode ter ocorrido durante o experimento.
No terceiro experimento o objetivo era descobrir o volume molar do hidrogênio através da reação entre o magnésio e o ácido clorídrico. O erro relativo resultou em 21,11% pois em condições normais de temperatura e pressão (CNTP) o volume molar deveria ser de 22,4 L/mol, mas as condições do laboratório no dia do experimento eram diferentes e o valor deu acima da faixa. Se considerarmos o volume nas condições ambientes de temperatura e pressão o volume molar passa a ser 25,8 L/mol e o erro relativo 5,08%.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
ATKINS, P.; PAULA, J., “Atkins Físico-Química”, 7ª. Edição. Vol.1, Livros Técnicos e Científicos S.A., Rio de JANEIRO, 1999, p.3.
SOUZA, M.; AZEVEDO, G.; MAGALHÃES, A.; PALMA,D. “Gases Ideais”. – São Paulo, 2017. Disponível em: https://webcache.googleusercontent.com/search?q=cache:Ui1LQjPopjMJ:https://www.passeidireto.com/arquivo/43830641/relatorio-gases-ideais+&cd=3&hl=pt-BR&ct=clnk&gl=br. Acessado em 14/08/18.
São Paulo, 09 de agosto de 2018