RQE-ESTEQUEOMETRIA DOS GASES

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16.1 Introdução
	Em uma reação química, a massa dos produtos resultantes deve ser a mesma dos reagentes. Isto foi demonstrado por Lavoisier em 1774, na clássica experiência de reação do estanho com oxigênio, onde o sistema foi pesado antes e depois da reação. Outras experiências foram feitas com o mesmo intuito, comprovando a Lei da conservação da massa, que diz que em uma reação química, dentro dos limites experimentais, a massa não é criada nem destruída.
	A estequiometria, como já verificado em outras práticas, refere-se a cálculos matemáticos baseados em equações químicas. Estes cálculos, por sua vez, baseiam-se em proporções fixas entre as espécies (átomos, íons, moléculas) envolvidas nestas reações. Proporções estas, indicadas por índices numéricos nas fórmulas, e coeficientes numéricos em equações químicas balanceadas.
16.2 Objetivo
	Esta prática utilizará a seguinte reação:
Mg(s) + 2HCl(aq) (MgCl2(aq) + H2
	Observa-se pela reação, já balanceada, que a proporção entre Mg e H2, é da ordem de 1:1, ou seja, nMg deve ser igual ao nH2. O objetivo da prática é, através dos dados obtidos com o reação, calcular separadamente nMg e nH2, e compará-los.
16.3 Procedimento Experimental
	Inicialmente pegou-se uma fita de magnésio, cuja massa estava previamente determinada. Esta fita foi enrolada a um fio de cobre que estava preso a uma rolha de borracha vazada com um furo longitudinal. Feito isto, foram adicionados 70ml de HCl 1mol/l a uma bureta, que logo após foi completada com água destilada até a borda. Em seguida tampou-se a bureta com a rolha, deixando o fio de cobre com a fita de magnésio completamente imersos na água. O furo na rolha foi tampado com o polegar, e cuidadosamente inverteu-se a bureta, que foi colocada em um béquer com aproximadamente 600ml de água. Com a rolha dentro d’água, destampou-se o furo, que estava tampado com o polegar, fazendo com que o HCl, descendesse entrando em contato com a fita de magnésio, iniciando a reação que foi observada pelo desprendimento de gás.
	Após o término da reação, ou seja, após a fita de magnésio ter sido completamente consumida, o furo na rolha foi novamente tampado e a bureta foi transferida cuidadosamente para um cilindro contendo água, onde destampou-se a rolha dentro d’água. O nível de água da bureta foi igualado ao nível de água do cilindro, igualando-se, assim, a pressão interna à pressão externa. Foi feito a leitura deste nível na bureta, que correspondeu ao volume de H2 formado na reação. Paralelamente, foi feito a leitura da pressão ambiente em um barômetro de mercúrio, bem como da temperatura ambiente em °C. 
16.4 Apresentação dos Resultados 
	16.4.1 – Os resultados aqui apresentados, dizem respeito aos 4 experimentos realizados no laboratório por grupos distintos. As fitas de magnésio utilizadas nos experimentos, possuíam massa diferente e, consequentemente, foram encontrados volumes diferentes de H2, como demonstrado na tabela abaixo: 
 
Exp.
MASSA DE Mg - (g)
VOLUME DE H2 - (ml)
1
0,0785
90
2
0,0550
64
3
0,0777
91
4
0,0683
78
16.4.1.1 – Tabela de massas de Mg reagentes, por volumes de H2 encontrados em cada experimento
		
	16.4.2 – É importante ressaltar, que a pressão ambiente medida, foi igual a 665 mm Hg, e a temperatura encontrada foi de 25 °C. Obviamente, os valores encontrados foram os mesmos para todos os grupos.
16.5 Análise dos Resultados
		
	16.5.1 – De posse dos dados apresentados na tabela 4.1.1, foram calculados os seguintes resultados:
				
nH2 ( Massa de Mg/Massa molecular
PH2 ( (P ambiente – P vapor d’água)*
nH2 ( PV = nRT** 
Os resultados obtidos são apresentados na tabela a seguir:
* A pressão de vapor d’água é dada por uma tabela de temperaturaXpressão (mm Hg), e o valor correspondente a 25 °C é 23,8mm Hg.
** A temperatura é calculada em K, e a constante dos gases R utilizada é 62,364 L Torr K-1 mol –1. O volume é calculado em litros.
Exp.
Massa de Mg (g)
n Mg
P H2
(mm Hg)
V H2
(ml)
n H2
P H2 x V H2
(mmHg L)
n H2 x T*
(molK)
 ( %
1
0,0785
0,0032
641,2
90
0,0031
57,70
0,91
3,13
2
0,0550
0,0022
641,2
64
0,0022
41,03
0,65
0
3
0,0777
0,0031
641,2
91
0,0031
58,34
0,91
0
4
0,0683
0,0028
641,2
78
0,0026
50,01
0,76
7,14
	16.5.1.1 – Tabela de resultados
	* tomando a temperatura ambiente como a de 25ºC, temos que T = 298K
16.6 Conclusão
Com base nos resultados apresentados verificou-se o esperado, ou seja, nMg = nH2. Os erros ocorridos no experimento 1 e 4 são erros relativamente pequenos, que podem ser erros de leitura do volume de H2. No caso do experimento 1, que foi realizado por nós, houve realmente controvérsias a respeito do valor indicado na bureta para o volume de H2 que pode ter sido o responsável pelo erro. Contudo, o objetivo da prática foi alcançado.
16.7 Questionário de Exercícios
(1) Utilizando os dados da tabela dos resultados, esboce um gráfico de volume de H2 em função da quantidade de matéria correspondente (nH2), e interprete o gráfico.
Pelo gráfico 16.7.1, que está em anexo, nós podemos tirar a conclusão que com o aumento da quantidade de matéria de H2, nós temos uma aumento no volume de H2, que quer dizer que o volume de H2 é diretamente proporcional à quantidade de matéria de H2.
(2) Utilizando os dados da tabela de resultados, esboce um gráfico do produto PH2VH2 em função do produto nH2​T e interprete o gráfico obtido.
Pelo gráfico 16.7.2, que está em anexo, nós podemos chegar a conclusão que a medida que o produto nH2(T aumenta, há um aumento do produto PH2(VH2, com uma inclinação que varia por causa das constantes dos gases R, que faz parte da fórmula de proporção PV=nRT, representada pelo gráfico.
(4) Como seriam afetados os resultados se:
 a) a pressão de vapor d’água não tivesse sido descontada?
	Haveria um diminuição da pressão interna da bureta.
 b) a fita de magnésio tivesse impurezas não atacáveis pelo HCl?
	Teria uma diminuição no volume de H2 produzido, proveniente da dificuldade em que o HCl teria de reagir com o Mg(s), devido as impurezas.
(5) O dióxido de enxofre, SO2, reage com gás oxigênio para formar trióxido de enxofre, SO3:
2SO3​(g) + O2(g) ( 2SO3(g)
	Que massa de SO3 pode ser produzida através desta reação a partir de:
	a) 0,275 mol de SO2?
 2 mol SO2 _______ 2 mol de SO3
0,275 mol SO2 _______ nSO3 
nSO3 = 2(0,275/2 ( nSO3 = 0,275 mol
n = m/MM, MMSO3 = 80 g/mol ( mSO3 = 0,275(80 ( mSO3 = 22g
	b) 1,43 mol de O2?
 1 mol O2 _____ 2 mol SO3
1,43 mol O2 _____ n SO3
nSO3 = 2,86 mol
mSO3 = n(MM ( mSO3 = 2,86(80 ( mSO3 = 228,80g
	c) 10,0 g de O2?
MMO2 = 32g	mO2 = 10,0 g nO2 = 10,0/32 ( nO2 = 0,31 mol
1 mol de O2 _____ 2 mol de SO3
0,31 mol O2 _____ nSO3
nSO3 = 0,625 mol
mSO3 = n(MM ( mSO3 = 0,625(80 ( mSO3 = 50g
	d) 4,63x1023 moléculas de O2?
1 mol ( 6,02x1023 moléculas
1 mol O2 _____ 2 mol SO3
1(6,02x1023 moléc O2_____ 2(6,02x1023 moléc SO3
0,463x1022 moléc O2 _____ X moléc SO3
Xmoléc SO3 = EQ \f(12,04x1023(0,463x1023;6,02x1023) = 0,926x1023 moléc SO3 
2 mol SO3 _____ 12,04x1023 moléc SO3
 nSO3 _____ 0,926x1023 moléc SO3
nSO3 = 0,15 mol ( mSO3 = 0,15(80 ( mSO3 = 12g
(6) Suponha que 0,26 mol de átomos de ferro reajam com 0,40 mol de átomos de oxigênio para formar o produto óxido de ferro III. Que elemento restou em excesso? Qual foi este excesso?
4 Fe + 3O2 ( 2Fe2O3
	Razão estequiométrica nFe/nO2 = 4/3 = 1,33
R = nFe/nO2 ( R = 0,26/0,40 ( R = 0,64
Na reação balanceada a razão é de 4/3, nesta reação é de 0,26/0,4, portanto o O2 está em excesso, pois 0,4 > 0,26.
 4 mol Fe _____ 2 mol Fe2O3
0,26 mol Fe _____ n Fe2O3
n Fe2O3 = 0,13 mol
 2 mol Fe2O3 _____ 3 mol O2
0,12 mol Fe2O3 _____ n O2
n O2 = 0,195
n O2 em excesso = 0,40 – 0,195
n O2 em excesso = 0,205 mol
(7) Gás hidrogênio reage comóxido de ferro III a uma temperatura elevada para formar vapor d’água e ferro sólido. Afim de produzir 825g de ferro por esta reação, que massa de :
a) óxido de ferro seria necessário?
3H2(g) + Fe2O3(s) ( 2Fe(s) + 3H2O(g)
MMFe2O3 = 159,68g	mFe = 825g	MMFe = 55,84g
nFe = 82,4/55,84 = 14,77 mol
1 mol Fe​2O3 _____ 2 mol Fe
 n Fe2O3 _____ 14,77 mol Fe
n Fe2O3 = 7,39g
m Fe2O3 = 7,39(159,68 ( m Fe2O3 = 1179,6g
	b) hidrogênio seria necessário?
MM H2 = 2g
3 mol H2 ______ 2 mol Fe
 n H2 ______ 14,77 mol Fe
n H2 = 22,15 mol
m H2 = 22,15(2 ( m H2 = 44,30g
(8) Suponha que 1,64 L de gás H2, medidos a 38ºC e 2,4 atm., são queimados em excesso de oxigênio para formar água. Quantos litros de oxigênio, medidos a 38ºC e 1,32 atm. são consumidos?
38ºC ( 331K
R = 0,082
n = P(V/R(T ( n = 2,4(1,64/0,082(331 ( n = 0,15 mol
 1 mol H2 _____ ½ mol O2
0,15 mol H2 _____ n O2
n O2 = 0,08 mol
V = n(R(T/P ( V = 0,08(0,082(331(/1,2 ( V = 1,68 L
(9) Uma amostra de alumínio, pesando 81g, reagiu com uma solução aquosa de HCl formando cloreto de alumínio e um gás. Pede-se:
a) a equação química balanceada relativa ao processo;
Al(s) + 2HCl(aq) ( AlCl2(aq) + H2(g)
​
	b) o volume de gás teoricamente esperado considerando os seguintes parâmetros experimentais e o valor de R:
	Pambiente = 660 mmHg
	Pvapor(H2O) = 17,5 mmHg
	T = 20ºC
	R = 62,3 mmHg.L/K.mol,
20ºC ( 293K
Pamb. = 660 mmHg = 0,86 atm.
PVapor = 17,5 mmHg = 0,023 atm.
R = 62,3 mmHg(L/K(mol = 0,082 L(atm./K(mol
PH2 = Pamb. – Pvapor ( PH2 = 0,86 – 0,023 ( PH2 = 0,837 atm.
nAl = 81/27 nAl = 3 mol
1 mol Al ​​_____ 1 mol H2
3 mol Al _____ nH2
nH2 = 3 mol
VH2 = nH2(R(T/PH2 ( VH2 = 3(0,082(293/0,837 ( VH2 = 86,1 L
c) o erro cometido no cálculo do volume anterior ao se omitir a pressão de vapor da água.
PH2 = 0,86 atm.
VH2 = 3(0,082(293/0,86 ( VH2 = 83,8 L
86,1 L _____ 100%
83,8 L _____ X%
X = 97%
100% - 97% = 3%
O erro foi de 3%
(10) Uma amostra de magnésio, pesando 48 gramas, reagiu com uma solução aquosa formando gás hidrogênio. Este foi recolhido e seu volume determinado experimentalmente. Considerando a técnica que você utilizou no laboratório para esta determinação e os seguintes dados:
	Pambiente = 668 mmHg
	Pvapor(H2O) = 21,0 mmHg
	T = 23ºC
	R = 62,3 mmHg.L/K.mol,
	Pede-se:
	a) o volume teoricamente esperado de gás H2 nas condições do laboratório;
Pamb. = 668 mmHg = 0,87 atm.
Pvapor = 21,0 mmHg = 0,027 atm.
23ºC = 296K
R = 62,3 mmHg(L/K(mol = 0,082 atm.(L/K(mol
PH2 = Patm. – P​vapor ( PH2 = 0,843 atm.
nMg = 48/24,3 ( nMg = 1,97 mol
 1 mol Mg _____ 1 mol H2
1,97 mol Mg _____ nH2
nH2 = 1,97 mol
VH2 = nH2(R(T/PH2 ( vH2 = 1,97(0,082(296/0,843 ( VH2 = 56,7 L
	b) a massa de H2(g) obtido na experiência, determinada a partir dos dados acima, se foi cometido um erro de 12% na leitura do volume de gás recolhido na bureta (Obs.: o volume lido foi menor que o teórico).
12% = 100% - X% ( X% = 88%
56,7 L _____100%
 Y _____ 88%
Y = 49,9 L
n = P(V/R(T ( n = 0,843(49,9/0,082(296 ( nH2 = 0,17 mol
mH2 = nH2(MMH2 ( mH2 = 0,17(2 ( mH2 = 0,34g
16.8 Bibliografia Consultada
SLABAUGH, W. H.; PARSONS, T. D. - Química Geral - Livros Técnicos e científicos, Rio de Janeiro, 1981, pgs. 101, 102
SLABAUGH, W. H.; PARSONS, T. D. - Química Geral – 2ª Ed., Livros Técnicos e científicos, Rio de Janeiro, 1981, pgs. 109 a 115
O’CONNOR, R. - Introdução à Química - Ed. Harper & Row do Brasil, São Paulo, 1977, pgs. 68 a 76
GUEDES, C. D. et all - Apostila de Química geral - Ed. UFOP, Ouro Preto, 1997, pgs. 74 a 78