RELATÓRIO Nº 2 DIFUSÃO DE GASES

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DA PARAÍBA
MARIA ELISABETH DE OLIVEIRA FÉLIX
RELATÓRIO REFERENTE AO EXPERIMENTO 2: DIFUSÃO DE GASES
Relatório apresentado ao curso de Licenciatura em Química da Universidade Estadual da Paraíba como requisito parcial para aprovação na componente curricular Físico química experimental.
Campina Grande - PB
Agosto, 2018
UNIVERSIDADE ESTADUAL DA PARAÍBA
CENTRO DE CIÊNCIAS E SUAS TECNOLOGIAS
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
LABORATÓRIO DE FÍSICO QUÍMICA
PROFESSORA: DAUCI PINHEIRO RODRIGUES
ALUNA: MARIA ELISABETH DE OLIVERIA FÉLIX
CURSO: LICENCIATURA EM QUÍMICA		MATRICULA: 142058254
TÍTULO E Nº DO EXPERIMENTO: EXPERIMENTO Nº 2; DIFUSÃO DE GASES
DATA DO EXPERIMENTO: 24/08/2018
RECEBIDO EM: _____/______/________ 	
POR: _________________________________________
AVALIAÇÃO
PREPARAÇÃO: _______________
RELATÓRIO: _________________
PROVA: _____________________
NOTA GLOBAL: _______________
RUBRICA DO PROFESSOR: _______________________________________
1- INTRODUÇÃO
Dos três estados físicos da matéria, o estado gasoso é o que exibe as propriedades mais simples e é o mais fácil de ser entendido. Uma dessas propriedades é conhecida como difusão gasosa, que se refere à passagem de uma substância através de outra. Nos gases essa difusão acontece rapidamente, ocorre quando sentimos o cheiro de algo, é o resultado da difusão de gás através do ar para os nossos sensores olfativos. 
Em l829, Thomas Graham, um químico inglês, mediu as velocidades de difusão e gases, um resumo de seus resultados agora é conhecido com a lei de difusão de Graham que afirma, que: “A velocidade de difusão de um gás através de outro é inversamente proporcional à raiz quadrada da densidade do gás.” 
Representando densidade pela letra d, temos que:
Velocidade de difusão 
A lei de difusão de Graham pode ser rearranjada em termos da massa molar. A uma dada pressão e temperatura, a densidade e a massa molar de um gás ideal são diretamente proporcionais. Sendo assim, a lei de Graham pode ser ampliada para: “A velocidade de difusão de um gás é inversamente proporcional (1) à raiz quadrada de sua densidade e (2) à raiz quadrada de sua massa molecular.” Matematicamente, temos:
Velocidade de difusão (eq.1)
Velocidade de difusão (eq. 2)
E uma outra propriedade dos gases é a efusão gasosa, esta é a capacidade de um gás de passar através de pequenos orifícios, vale salientar que toda efusão é uma difusão, porém a recíproca não é verdadeira. Em 1846, Graham relatou uma segunda generalização conhecida como lei da efusão de Graham. Essa lei é estendida tanto para a massa molar como também para a densidade, vejamos apenas o caso para a massa molar:
2- OBJETIVOS
O experimento de número 2 teve como principais objetivos comprovar a lei de Graham a partir da difusão dos gases: HCl e NH3. Calcular a velocidade de difusão dos gases utilizados, neste o caso cloreto de hidrogênio e gás amônia e identificar qual dos dois gases é mais veloz explicando essa relação com o enunciado de Graham;
3- MATERIAIS E MÉTODOS
3.1 Reagentes utilizados
Ácido clorídrico (HCl 1,0M)
Hidróxido de amônio (NH4OH 1,0M)
3.2 Materiais utilizados
	Tubo de vidro
	Termômetro
	Bancada de madeira
	Capela
	Cronômetro
	Máscara
	Régua graduada
	Luvas
	Pipetas graduadas
	Algodão
Montou-se todo o equipamento de acordo com o que o manual exigia, de forma duplicada. Primeiro colocou-se o algodão nas rolhas, entretanto não houve uma quantidade exata de algodão, acrescentou-se as soluções exigidas no manual nas paredes porosas, porém também não foi colocado uma medida exata. Em seguida, colocou-se as rolhas no tubo de forma simultânea e acionou-se os cronômetros. Assim que o anel branco surgiu desligou-se os cronômetros e foi realizado a medida da distância no tubo, com o auxílio da régua graduada. Por fim, realizou-se uma duplicata com o objetivo de minimizar os erros de cálculo.
4- RESULTADOS E DISCUSSÕES
Todo o procedimento experimental foi seguido de acordo com o manual. Os reagentes utilizados foram: ácido clorídrico e hidróxido de amônio, porém os mesmos não estavam dentro do prazo de validade, então isso poderia dificultar a observação do experimento, mas não atrapalhou a nossa análise. O material que seria utilizado durante a aula já estava posicionado na bancada então já iniciamos o experimento introduzindo a parede porosa na rolha e, em seguida, um aluno e a professora colocaram os reagentes em cada parede porosa, entretanto a medida não foi a mesma para as duas rolhas, tanto a quantidade de reagentes como a quantidade de algodão utilizado, isso poderia alterar os valores da velocidade, pois o ideal era que as quantidades fossem as mesmas em todos os casos, ambos tentaram ao máximo aproximar a quantidade para que a velocidade dos gases não tivesse tanto erro.
Em seguida, colocaram simultaneamente as rolhas no tubo e o restante da turma ficou responsável por cronometrar o tempo que o anel levaria para aparecer. Durou cerca de 4:15 min para que pudéssemos observar o primeiro anel, este teve uma visualização mais difícil quando comparado ao segundo experimento, entretanto conseguimos observá-lo bem. A professora calculou a distância das extremidades até o anel para que pudéssemos calcular a velocidade de difusão. No gráfico 4.1 é possível observar a distância e o tempo das duas tentativas, bem como a distância média e o tempo médio.
O segundo experimento ocorreu da mesma maneira, porém dessa vez o aluno e a professora tentaram aproximar as quantidades de reagentes ainda mais para que a visualização do anel fosse mais rápida e mais eficaz. Dessa vez o tempo de formação do anel foi menor, e a distância também foi diferente para os dois gases. Podemos então dizer, que: Qualquer alteração, ou seja, aumento de reagentes, aumento ou diminuição da parede porosa, afeta a velocidade de difusão de um gás. Para que pudéssemos minimizar os erros calculamos a velocidade a partir do tempo médio e a distância média dos dois experimentos, assim teríamos um cálculo mais preciso.
Vejamos, agora a tabela com o tempo de cada experimento e de cada gás, em segundos, e a distância percorrida por cada um em cm.
Quadro 1 Anotação experimental.
	Tempo para a formação do anel
	t1 = 257,4s
t2 = 244s
	tmédio = 250,7s
	Distância percorrida pelo NH3
	d1 = 41,5cm
d2 = 39,7cm
	Dmédio(NH3) = 40,6cm
	Distância percorrida pelo HCl
	d1 = 23,7cm
d2 = 27,9cm
	Dmédio(HCl) = 25,8cm
Aplicação dos resultados
4.1 Calcule a velocidade de difusão dos gases NH3 e HCl.
A velocidade dos gases pode ser calculada a partir da razão entre a distância média dos gases e o tempo médio gasto para a formação do anel, vejamos:
 Tabela 1. Velocidade de difusão de alguns gases
	Gases
	Velocidade de Difusão em cm/100seg
	H2
He
N2
Cl2
NH3
HCl
	31
22
8,3
5,2
16,19
10,29
4.2 – Conhecendo-se as velocidades dos gases do item anterior e as velocidades de difusão da questão 1, construa os gráficos
	a) Velocidade x massa molar
	b) log(v) x log(M)
		Gráfico 1. Velocidade x Massa Molar
a)						
																																																																																																												
b) Gráfico 2. Log (V) x log (M)
4.3 – Descreva a reação da experiência. De que é formado o anel branco que se formou e o que significa seu aparecimento.
A reação entre o gás cloreto de hidrogênio (HCl) e o gás amônia (NH3), resulta no sal cloreto de amônio (NH4Cl) de cor branca e altamente denso, esse sal é o anel que é visualizado durante o experimento. Vejamos abaixo a reação química balanceada.
NH3(g) + HCL(g) = NH4CL(s)
4.4 – Compare os dados obtidos pela lei de Graham com os teóricos.
		1,57 = 1,46
Calculando o erro relativo:
E = * 100
E = 7,53%
4.5 – Justificar os gráficos.
De acordo com o gráfico 1: (V x M):
Podemos perceber que a velocidade tende a diminuir com o aumento do peso molecular, vejamos o caso do H2 que tem velocidade de 31 cm/100sem comparação com o Cl2 e sua velocidade é de 5,2 cm/100s. Daí podemos concluir que a lei de Graham é válida quando afirma que a velocidade é inversamente proporcional a massa molar, ou seja, quanto maior for o peso da molécula mais devagar ela tende a se locomover. 
4.6 – O experimento comprova a lei de Graham? Por quê?
Sim, pois durante o experimento pudemos constatar visualmente essa relação inversa entre o peso do gás e sua velocidade. O HCl é mais pesado quando comparado ao NH3, por isso que o gás amônia percorreu uma distância maior que o cloreto de hidrogênio, sendo assim, o anel de cloreto de amônio formou-se mais próximo do HCl.
4.7 – Um balão, de material permeável às variedades alotrópicas do oxigênio, é cheio com ozônio e colocado em um ambiente de oxigênio à mesma pressão e igual temperatura do balão. Responda, justificando sumariamente: o balão se expandirá ou se contrairá? Dado: (MM) O = 16g/mol.
Sabemos que o ozônio tem fórmula molecular igual a O3(g) neste caso seu peso molecular é 3*16g/mol, ou seja, 48g/mol já o gás oxigênio tem fórmula molecular igual a O2, sendo assim seu peso molecular é igual a 32g/mol. De acordo com o principio de efusão enunciado por Graham, a velocidade de difusão/efusão é inversamente proporcional a sua massa molar, logo o gás oxigênio vai passar pela parede porosa do balão e dessa forma o balão se expandirá.
4.8- Numa sala fechada, foram abertos ao mesmo tempo três frascos que continham respectivamente, NH3(g), SO2(g) E H2S(g). Uma pessoa que estava na sala, a igual distância dos três frascos, sentirá o dor destes gases em que ordem? Dadas as massas molares em g/mol: NH3 = 17, SO2 = 64 e H2S = 34
Pela relação inversa entre velocidade e massa molar a ordem pela qual a pessoa sentirá os odores dos gases, será: NH3 que tem a menor massa molar, seguido do H2S e por fim o SO2.
CONCLUSÃO
Os experimentos realizados puderam confirmar vários itens teóricos no estudo de gases em Química. Pode-se tomar medidas experimentais, efetuar cálculos com elas, e comparar dados achados na teoria. Apesar dos dados experimentais não terem sidos tão próximos dos teóricos pode-se entender bastante sobre o conteúdo. Algumas das causas, inclusive para os dados diferenciarem mais que 5% foram os reagentes fora das datas de validade e as quantidades desiguais de reagentes e da parede porosa. Mas, ainda assim podemos dizer que foi um erro relativamente pequeno, levando em conta as condições do experimento, tanto físicas quanto químicas 
Assim, tabelando e efetuando comparações e cálculos com os dados, pôde-se chegar à mesma conclusão que Thomas Graham chegou no século 19: a velocidade de difusão de um gás através de outro é inversamente proporcional à raiz quadrada de sua massa molecular.
REFERÊNCIAS
Russel, John Blair. (1994) Química Geral; vol. I, 2. Edição; Makron Books, São Paulo; 
Brady, James E. - Humiston, Gerard E. (1996). Química Geral; vol. I, 2. Edição; Ed. Moderna Ltda., São Paulo; p.225 a 254.