corrigido PRÁTICA 01 DETERMINAÇÃO VOLUME MOLAR DE UM GÁS

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Determinação do Volume Molar de um Gás
Acadêmicos (a): Kenndroa Volnes de A. Okamura
Gabriela Salete Costa
Gabrieli Andressa de Csmpos
Relatório referente à disciplina de Laboratório de Físico-química- Experimento n°1 – Determinação do Volume Molar de um Gás.
Professora: Dra. Juliana Cheleski
TOLEDO 2019
1- RELATÓRIO – QUÍM. FISICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL – Data: 27/02/2019.
Experimento n.01 – Determinação do volume de um gás 
INTRODUÇÃO
A definição, segundo a termodinâmica, de um gás ideal refere-se àquele gás cujas propriedades estão relacionadas pela equação de estado.
PV = nRT (Equação 1)
Conhecida por Equação de Clayperon - para quaisquer valores de pressão e temperatura. Nesse caso, P é a pressão, T a temperatura, V o volume ocupado pelo gás, n a quantidade de matéria do gás e R a constante universal dos gases (Castellan, 1978). A exatidão da Equação de Clayperon é tanto maior quanto menor for a pressão do gás (Atkins, 2008).
Um gás ideal pode ser caracterizado pelas seguintes propriedades: possui um número muito grande de moléculas, consideradas esferas rígidas de diâmetro d, às quais apresentam movimento aleatório ou desordenado, regido pelas Leis de Newton; 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 - a energia cinética não é conversível à outra forma de energia - e de curto tempo de duração (Kauzmann, 1970). 
Dessa forma, as propriedades macroscópicas evidentes de um gás ideal são consequências principalmente do movimento independente da molécula (Mahan & Myers, 2000).
Quando as medidas de pressão, volume molar e temperatura não admitem a relação prevista pela Equação de Clayperon, dentro da exatidão das medidas, o gás desvia-se da idealidade, ou seja, apresenta um comportamento não ideal. Esses desvios, em valores absolutos, 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 (Castellan, 1978).
Para um Gás ideal, a equação PV= nRT funciona muito bem. Porém, quando se trata de um gás real, essa equação apresenta consideráveis desvios. Foi baseado nisso que Johannes Diderik van der Waals formulou uma equação para os gases reais, que ficou conhecida como a Equação de Van der Waals. (Mahan, 2000)
As duas principais suposições do modelo de gases ideais são os seguintes: 
O volume da partícula/molécula é desprezível;
Não existem interações entre as partículas/moléculas.
Com isso em mente, em 1873 o holandês Johannes Diderik Van der Waals trabalhou para encontrar uma descrição física para a não idealidade dos gases. Embora o atomismo ainda não fosse amplamente aceito na comunidade científica, Van der Waals acreditou que interações entre as partículas constituintes do gás e o volume não desprezível destas; seria responsável pelos desvios de comportamento de alguns gases. 
Primeiramente consideramos que nem todo volume do recipiente está disponível para o gás ocupar, uma vez as partículas nele tem um volume finito. Podemos utilizar um volume efetivo definido como:
PVe = nRT (Equação 2)
Ve = V – B (Equação 3)
Onde V é o volume do recipiente e B é o volume total ocupado pelas partículas. É conveniente expressão o volume total B em função do número de mols de gás no sistema, logo:
B= nb (Equação 4)
Onde b é o volume molar das partículas/moléculas do gás. Temos então:
P(V−nb) = nRT ) (Equação 5)
A segunda consideração diz respeito à atração entre as partículas do gás. Essas forças de atração seriam praticamente nulas no seio da mistura, porém próximo à fronteira as partículas sentiriam uma força em direção ao centro que reduziria a intensidade dos impactos nas paredes do recipiente. Van der Waals considerou que essa atração seria proporcional ao quadrado da concentração do gás. 
A = a C2 = a ( )2 (Equação 6)
P = - A (Equação 7)
P = - a ( )2 (Equação 8)
Colocando as duas correções juntas; obtemos:
P = – a ( )2 (Equação 9)
Ou
( P + ) . ( V – nb ) = nRT (Equação 10)
Que é a equação de estado de van der Waals, onde as constantes a e b são parâmetros experimentais que dependem da natureza do gás.
Apesar de existirem hoje diversas equações de estado, a formulação de van der Waals é particularmente importante porque atribui sentido físico às correções, além disso, ajustando sua equação a dados experimentais é possível obter informações sobre o gás. A constante b, por exemplo, é uma estimativa do volume das moléculas ou átomos que constituem o gás.
As ideias de van der Waals a respeito da interação de moléculas lhe rendeu grande destaque em ciências moleculares, como a química, ele foi o primeiro cientista a estabelecer esses conceitos de forma satisfatória. Hoje chamamos de forças de van der Waals às forças intermoleculares responsáveis por inúmeros fenômenos do dia a dia.
Dentro do estudo dos gases, o conceito de comportamento do gás é usado para simplificações matemáticas em aplicações nas indústrias, como por exemplo, o gás veicular (GNV) que é uma mistura de hidrocarbonetos leves que, sob temperatura ambiente e pressão atmosférica, permanece no estado gasoso;7 outra popular aplicação é em sprays, em resumo, quando acionado o frasco a pressão interna diminui, fazendo o gás se expandir com violência e escapar com força pela válvula do frasco levando parte do produto.8
OBJETIVO
Determinar o volume molar do gás Hidrogênio (H2) a partir da reação de magnésio sólido (Mg0) e ácido clorídrico (HCl).
MATERIAIS E REAGENTES
Béquer de 1000mL;
Béqueres de 100mL;
Pipeta graduada de 10mL;
Bureta de 50mL;
Pinça metálica;
Gaze;
Suporte universal;
Balança analítica;
Água destilada (H2O);
Ácido clorídrico 8,0mol/L (HCl) CUIDADO ÁCIDO CORROSIVO;
Magnésio (Mg0) em raspas.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Primeiramente fixou-se uma bureta de 50 mL a um suporte com duas garras, completou seu volume com água destilada até a parte superior não graduada, cuidando para não permanecerem bolhas no interior da bureta.
Mediu-se a massa de um béquer de 100 mL e deixou-se escorrer o volume de água destilada da parte não graduada superior da bureta de 50 mL dentro de um béquer de 100 mL e mediu-se a massa da água com a massa do béquer em uma balança analítica.
Abriu-se a torneira da bureta e foi deixado escorrer o volume de água correspondente aos 50 mL da parte graduada da mesma, em seguida realizou-se o mesmo procedimento destacado no parágrafo anterior, porém, para o volume de água destilada da parte não graduada inferior da bureta de 50 mL, utilizando outro béquer de 100 mL.
Utilizando a balança analítica pesou-se aproximadamente 0,0503 g de Mg, cortou-se uma rodela de gaze com aproximadamente 8 cm de diâmetro, em seguida, fez-se uma gaiola com a gaze e colocou-se o magnésio no meio, tomando o devido cuidado para que o magnésio ficasse todo em contato com o ácido HCl (CUIDADOS ÁCIDO É CORROSSIVO) na bureta. Posteriormente, fechou-se bem a bureta e nela pipetou-se 7mL de solução de HCl 8,0 mol/L, tendo muita atenção ao manipular a mesma. Colocou-se água no béquer de 1000 mL até aproximadamente 4/5 do mesmo. Tampou-se a boca da bureta e inverteu-a rapidamente sobre o béquer com água, tendo o cuidado para nãoderramar água da bureta. Fixou-se a bureta ao suporte com duas garras. Observou-se o ácido entrar em contato com o magnésio e reagir com este formando o gás (liberação de bolhas).
Após a reação terminar, foi esperado mais 10 minutos (aproximadamente) para o sistema atingir a temperatura ambiente. Anotou-se a pressão atmosférica e a temperatura ambiente.
RESULTADOS E DISCUSSÕES
Na bureta foram colocados água e ácido clorídrico, e no topo da mesma estava o magnésio (aproximadamente 0,0501g) embrulhado na gaze conforme descrito nos métodos. Como o ácido clorídrico é mais denso que a água, ele situa-se na parte inferior da bureta. Ao virar a bureta, o ácido desce pela mesma, e ao entrar em contato com as raspas de magnésio reage formando o gás hidrogênio (H2). Esta reação é denominada de deslocamento, pois o magnésio desloca o hidrogênio (do ácido) formando um sal e o gás (H2) conforme expressado na Reação 1.
Mgº + 2 HCl → MgCl2+ H2			Reação	(1)
Para determinar o volume da porção não graduada da bureta, a mesma foi preenchida com água, entre a torneira e o ultimo traço, escoou-se a água em um béquer com massa já definida pesando novamente para então encontrar a massa da água. A massa da água foi de 4,1588 g. Usou-se a equação 1 para encontrar o volume da mesma. 
d = (Equação 11)
Sendo d= 1 g/mL e m= 4,1588 g. O volume encontrado foi de 4,15 mL. 
O volume deslocado; aproximadamente da água na bureta foi de 22,5 mL. Para encontrar o volume do gás resultante da reação entre HCl com Mg0, utilizou-se a Equação 12:
V gás = V bureta – V água deslocada + V não graduado (Equação 12)
Sendo V bureta = 50 mL, V água deslocada = 22,5 mL e V não graduado = 4,15 mL. Então o volume ocupado do gás foi de 31,6588 mL. Em seguida, calculou-se a pressão do H2 com a Equação 13:
PH2O + PH2 = Patm (Equação 13)
Como há uma variação da pressão conforme a temperatura, e no momento a temperatura da água era de 20°C, então a PH2O era de 17,5 mmHg. E a Patm era de 715,6 mmHg. Realizando os cálculos, encontrou-se PH2 = 698,1 mmHg. O volume de hidrogênio seco é obtido pela Equação 14:
VH2 = (Equação 14)
Onde PH2 = 698,1 mmHg, V é o volume de gás (hidrogênio e vapor da água), ou seja, 31,6588 mL e P é a pressão total, 715,6 mmHg. Encontrando-se então o volume do hidrogênio seco igual a 30,88 mL. O volume molar do hidrogênio é obtido pela Equação 15:
 (Equação 15)
Onde é a quantidade de matéria do hidrogênio, que é igual à de Mg, devido à reação abaixo na qual a relação entre Mg0 e H2 é de 1:1.
Mgo + 2HCl Mg2+ + 2Cl- + H2
Utilizando a Equação 16, pela regra das proporções, calcula-se :
1 mol de Mg0 4,30 g/mol (Equação 16)
X 0,0503 g
X= 0,00206 mol de H2
Retomando a Equação 15, o volume molar encontrado foi de 1499,43 mol/ml.
Por meio do método interativo para a equação polinomial de várias raízes (Newton- Raphsan) (Equação 17) obteve-se o volume molar do hidrogênio, sendo este de 15,2104 Lmol-1.
 (Equação 17)
Cálculo do resultado em anexo: 1,0085L
Onde:
- 
- a= 0,244 atm. 
- b= 0,0266L.
Tabela 1 - Dados experimentais
	Volume da porção não graduada
	4,1588 Ml
	Volume do ácido
	7 Ml
	Massa de magnésio
	0,0503 g
	Pressão atmosférica
	715,6 mmHg
	Temperatura da água
	20 ºC = 293,15 K
	Pressão do vapor da água à 20 ºC
	17,5 mmHg
	Volume do gás
	31,6588 Ml
Para determinar o volume molar teórico, foi utilizada a Equação 18, sendo os valores na CNTD para P1, V1 e T1.
 = (Equação 18)
Utilizando os valor de P1=760mmHg, V1=22,4L, T1=273,15K, P2=698,1mmHg e T2 = 293,15K , encontrou- se o valor de V2, ou seja, o volume molar teórico, que foi de 26,17L. Para encontrar o rendimento da reação, fez uma regra de proporções: 
26,17L – 100% Volume teórico
15,21L – X% Volume experimental
X= 58,11%
O valor de x encontrado foi de 58,11% de rendimento da reação.
Como o volume molar experimental encontrado não ficou próximo ao teórico, considerou-se que o resultado não foi tão favorável quanto o esperado, devido a erros cometidos no desenvolvimento do experimento, como a formação de bolhas no momento de preparo da bureta, o que ocasionou, quando invertida uma bolha na parte inferior da gaze.
A equação de (Newton- Raphsan ) (Equação 17) mostrou-se mais eficaz, pois o resultado se assemelha-se com o obtido experimentalmente, deste modo pode ser utilizada para calcular o volume molar de um gás real.
Portanto, os fatores que depende para definir o comportamento de um gás ideal e real são a temperatura, a pressão, o volume e a interação entre as moléculas de gás. 
Considerando comportamento ideal dos gases e sistema isolado no procedimento, as interações intermoleculares entre as moléculas H2 e H2 correspondem as interações de forças de London, pois não há existência de polos livres entre as moléculas. Já as interações intermoleculares que atuam entre as moléculas de H2 e H2O predominam as pontes de hidrogênio, uma interação forte.
CONCLUSÃO
Os gases reais apresentam comportamento semelhante aos gases ideais quando se encontram submetidos a baixas pressões e altas temperaturas. Sob a condição de mesma temperatura e quantidade de matéria, o gás real apresenta menor pressão que o gás ideal. 
A partir da prática realizada conseguiu-se determinar o volume molar de hidrogênio (H2) a partir da decomposição do magnésio com ácido clorídrico. Com base nos resultados obtidos foram realizados os cálculos que ao serem analisados mostraram que o resultado não foi tão favorável, pois o volume molar experimental foi discrepante em relação ao teórico.
REFERÊNCIAS 
[1] ATKINS, P.W. & DE PAULA, J. Físico-Química, v. 1 e 2. 8. ed. Rio de Jane iro : LTC Editora, 2008 
[2] CASTEL LAN, Gilberto. Fundamentos de Físico- Química. 8 ed. Rio de Janeiro: LTC, 1978. 
[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. Ed. Edgard Blücher Ltda. São Paulo, 2000.
[4] Temperatura, pressão e volume molar. R da SILV A Química Nova na Escola 2, 12, 1995.
[6] https://www.infoescola.com/fisica/equacao-de-van-der-waals/ visitado em 05/03/2019 as 18:30h.
[7] http://www.br.com.br/pc/produtos-e-servicos/para-seu-veiculo/gas-natural-veicular visitado em 09/03/2019 às 19:30h.
[8] http://fisicaemperguntas.blogspot.com/2012/11/como-funciona-um-spray. Visitado em 11/03/2019 às 16:30h.