Relatório 02 Difusão de Gases

Prévia do material em texto

CENTRO DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
LICENCIATURA PLENA EM QUÍMICA
RELATÓRIO: DIFUSÃO DE GASES
Componente Curricular: Físico-Química Experimental
Docente: Dauci Pinheiro Rodrigues
Discente: Amanda Caroline Ferreira Araujo
Campina Grande – PB
Agosto, 2018
UNIVERSIDADE ESTADUAL DA PARAÍBA
CENTRO DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
LABORATÓRIO DE: FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL 
PROFESSOR (a): DAUCI PINHEIRO RODRIGUES
ALUNO (a): AMANDA CAROLINE FERREIRA ARAUJO
CURSO: LICENCIATURA EM QUÍMICA MAT: 142058874
TÍTULO E Nº DO EXPERIMENTO: Nº 2. DIFUSÃO DE GASES
DATA DO EXPERIMENTO: 24\08\2018
RECEBIDO EM: ____\____\____ POR: ___________________ 
AVALIAÇÃO 
PREPARAÇÃO:______________ 
RELATÓRIO:_________________ 
PROVA:_____________________ 
NOTA GLOBAL:________ (_____________) 
RUBRICA DO (a) PROFESSOR (a) _____________
Introdução
Uma das mais importantes propriedades físicas de um gás é sua habilidade de preencher uniformemente todo o espaço onde é confinado. Por exemplo, ao borrifarmos um perfume em um ambiente, as partículas emitidas por ele espalham-se por todo o espaço existente. Outro exemplo seria o processo de dialise, este consiste na transferência de componentes de uma solução para outra através de uma membrana, sob a influência de gradientes de potencial químico. 
Difusão é o termo dado à passagem de uma substância através de outra. È o movimento espontâneo entre partículas, resultando numa mistura homogênea. Em sólido a difusão é tão lenta que métodos especiais são necessários para detectar e medir sua velocidade. Nos líquidos, a difusão ocorre mais rapidamente. Quando adicionamos cuidadosamente à água líquida uma gota de tinta solúvel em água, podemos ver a tinta difundindo-se vagarosamente neste líquido. Os gases difundem-se mais rapidamente. Quando sentimos o cheiro de algo, é o resultado da difusão de gás através do ar para os nossos sensores olfativos (nariz).
Em 1829, Tomas Graham, um químico inglês, mediu as velocidades de difusão e gases, um resumos de seus resultados agora é conhecido com a Lei de Difusão de Graham. A lei consiste em: A velocidade de difusão de um gás através de outro é inversamente proporcional à raiz quadrada da densidade do gás. Expressa pela seguinte equação matemática:
 Eq. 1
Onde “V” é a velocidade dos gases e “d” as suas densidades.
A lei de difusão de Graham pode ser rearranjada em termos da massa molecular. A uma dada pressão e temperatura. Que ficou conhecida como Lei da Difusão de Graham (ampliada) que consiste em: A velocidade de difusão de um gás é inversamente proporcional à raiz quadrada de sua densidade e à raiz quadrada de sua massa molecular. Que em 1846 foi renomeada para Lei de Efusão de Graham. Expressa pela seguinte equação matemática:
 Eq. 2
Onde “M” é a massa molar de um dado gás. 
Efusão é um tipo particular de difusão em que há o vazamento dos gases através de pequenos orifícios (ou paredes porosas, que é um conjunto de pequenos orifícios).
De acordo com a Lei de Graham quanto menos denso for o gás, maior será a sua velocidade de difusão e efusão, na mesma temperatura e pressão. Em quanto menor for a massa do gás, mais fácil para realizar a difusão ou efusão.
Objetivos
Comprovar a Lei de Graham através do cálculo da velocidade de difusão dos gases HCl e NH3.
.
Materiais e métodos
Substâncias utilizadas
Água destilada;
HCl (ácido clorídrico concentrado);
NH4OH (hidróxido de amônia concentrado).
Materiais utilizados
	Tubo de vidro +/- com 75 cm de comprimento e 2,0 cm de diâmetro
	Pipetas graduadas
	Bancada de madeira
	Parede porosa de algodão
	Cronômetro
	Termômetro
	Escala ou régua graduada de 75 cm
	Capela
	Máscara
	Luvas de PVC e óculos de segurança
Procedimento experimental
Montou-se o equipamento utilizado para o experimento como mostra o esquema da Figura 1, no qual consiste em um tubo de vidro limpo e seco, onde estão adaptadas duas rolhas, onde cada extremidade terá um dos produtos químicos utilizados.
Figura 1. Esquema do equipamento utilizado no
Experimento.
Fonte: Manual de Química dos Experimentos (2018).
Após a montagem do equipamento, retiraram-se as rolhas das laterais e colocou-se algodão em ambas, formando assim as paredes porosas. Umedeceu-se cada rolha segundo as suas identificações, uma com hidróxido de sódio e a outra com ácido clorídrico. Colocou-se novamente as rolhas ao mesmo tempo nas extremidades do tubo de vidro e iniciou-se a contagem do tempo até o momento da aparição no tubo de um pequeno anel branco. Com o auxílio da régua graduada, mediu-se a distancia percorrida pelos gases NH3 e HCl e anotou-se os resultados. Posteriormente repetiu-se todo o procedimento.
Resultados e discussão
Ao realizar a prática experimental levaram-se em consideração alguns pontos que pudesse interferir nos resultados finais. Tentou-se colocar quantidades iguais dos reagentes em ambas as rolhas (paredes porosas); Observou-se também a validade dos reagentes, onde ambos encontravam-se vencidos. 
Ao iniciar o experimento verificou-se a temperatura ambiente inicial e no final do experimento verificou-se a temperatura ambiente final, onde ambas se mantiveram constantes a 24ºC. Veja o Quadro 1 abaixo com as anotações experimentais dos resultados obtidos:
 Quadro 1. Anotação experimental dos resultados obtidos.
	Tempo para formação do anel
	t1 = 257,4 s
 t2 = 244 s
	tm = 250,7 s
	Distância percorrida pelo gás NH3
	d1 = 41,5 cm
 d2 = 39,7 cm
	dm NH3 = 40,6 cm
	Distância percorrida pelo gás HCl
	d1 = 23,7 cm
 d2 = 27,9 cm
	dm HCl = 25,8 cm
 Fonte: Adaptado do Manual de Química dos Experimentos (2018).
Então pode-se perceber que comparando o tempo 1 que foi resultado do primeiro experimento com o tempo 2 que foi o resulta da repetição do mesmo, observa-se que o tempo de formação do anel mais rápido deu-se pelo resultado da repetição do experimento. Isso pode se considerar as vários fator citados anteriormente, pode ter sido a quantidade de reagentes que se colocou ao realizar pela segunda vez o experimento. 
Agora observando as distâncias apresentadas no Quadro 1, pode-se constatar que o gás que se difunde mais rapidamente é o NH3, o gás amônia, devido a sua massa molar (17g/mol) ser menor do que a massa molar do HCl (36,5 g/mol). Então a distância percorrida pelo NH3 foir maior do que a distância do HCl, pois quanto menor a massa molar do gás, mais rápida será a sua difusão. Comprovando assim a Lei de Graham.
Aplicação dos resultados experimentais
Calcule a velocidade de difusão dos gases NH3 e HCl.
Transformação para a velocidade de difusão do NH3 para cm/100seg
1s ------- 0,1619 cm
 100s ---- x
Transformação para a velocidade de difusão do HCl para cm/100seg
1s ------- 0,1029 cm
 100s ---- x
Conhecendo as velocidades de difusão dos gases do ítem anterior e as velocidades de difusão da Tabela 1, construa os seguintes gráficos:
 Tabela 1. Velocidade difusão e massa molar de alguns gases.
	
Gases
	Velocidade de Difusão (cm/100seg)
	
Log (V)
	Massa molar (g/mol)
	
Log (M)
	Cl2
	5,2
	0,716
	70,90
	1,850
	N2
	8,3
	0,919
	28,01
	1,447
	HCl
	10,29
	1,012
	36,46
	1,561
	NH3
	16,19
	1,209
	17,03
	1,231
	He
	22
	1,342
	4
	0,602
	H2
	31
	1,491
	2,01
	0,303
 Fonte: Adaptado do Manual de Química dos Experimentos (2018).
Velocidade x massa molar
 Gráfico 1. Velocidade de difusão dos gases em relação as suas massas molares.
 Fonte: Autor (2018).
Log(v) x log(massa molar)
 Gráfico 2. Logaritmo da velocidade de difusão em relação ao logaritmo da massa molar. 
 Fonte: Autor (2018)
Escreva areação da experiência. De que é formado o anel branco que se formou e o que significa o seu aparecimento?
O anel branco é formado de um sal resultando da reação de neutralização. O seu aparecimento significa que ali houve o contato entre dois gases, ou seja, eles se difundiram e acabaram se misturando formando o anel branco em volta do tudo de vidro.
Compare os dados obtidos pela lei de Graham com os teóricos.
Através da Lei de Graham temos:
Calculando o valor experimental:
Calculando o valor teórico:
Calculando o erro percentual:
Observando o resultado do valor experimental e teórico vemos que os mesmo foram próximos um do outro. E o erro percentual não é considerado grande, tendo em vista que a porcentagem permitida para erros é de 5%.
Justificar os gráficos.
No Gráfico 1 pode ser justificado de forma que, quanto menor a massa molar dos gases, maior é sua velocidade de difusão. Isso é visto de acordo com a curva do gráfico, onde os valores da massa aumentam e a velocidade diminui.
Da mesma forma no gráfico 2, quanto maior o log da massa molar do gás, menor é o log da velocidade de difusão do mesmo. Mostrando, mais uma vez, a relação inversa de proporcionalidade entre os dois.
O experimento comprova a Lei de Graham? Por quê?
Sim. Tendo em vista que o NH3 foi o gás que se difundiu mais rápido devido a sua massa molar ser menor do que a do gás HCl. E a Lei de Graham diz que, quando menor a massa molar do gás, mais rápida será a sua difusão. Então, o experimento comprava sim a teoria da Lei de Graham.
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.
Sabendo que o ozônio tem formula molecular igual a O3(g) neste caso seu peso molecular será três vezes o peso molecular do oxigênio, 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 a lei de efusão dita 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.
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 odor destes gases em que ordem? Dada as Massas Molares em g/mol: NH3 = 17; H2S = 34 e SO2 = 64.
De acordo com a Lei de Graham, quando menor a massa molar do gás mais rápida será a sua difusão. Então em ordem crescente de massa molar, ou seja, do menor para o maior, a ordem que a pessoa que estava na sala sentirá o odor de cada gás será: em primeiro o NH3 por sua massa molar ser igual a 17g/mol, em segundo o H2S que tem sua massa molar equivalente a 34g/mol e em terceiro o SO2 que possui sua massa molar igual a 64g/mol.
Discuta o experimento de uma forma crítica, ou seja, observe os pontos fracos do experimento e a partir daí dê sugestões para corrigi-los.
O experimento apesar de algumas questões como a questão dos reagentes vencidos foi bastante satisfatório. Poderia ser mais preciso em relação às rolhas que deveriam ser mais fáceis de encaixe. Utilizando reagentes bons, no prazo de validade o tempo de aparecimento do anel poderia ser bem menor.
Conclusão
O experimento foi muito bem aplicado tanto na prática quanto na teoria. Foi possível medir as velocidades dos gases NH3 e HCl. E assim comprovar que Lei de Graham é sim valida quanto à teoria. Pudemos observar que sim, quanto menos a massa molar de um gás mais rápida será a sua difusão.
Referências
- Difusão e efusão dos gases. Disponível em: https://manualdaquimica.uol.com.br/quimica-geral/difusao-efusao-dos-gases.htm. Acessado em 30/08/18
Russel, John Blair. (1994) Química Geral; vol. 1, 2. Edição; Makron Books, São Paulo.
Apostila de físico-química experimental – Manual de Prática - 2018