Investigação quantitativa da reação de um Metal com Ácido Clorídrico

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CENTRO DE EDUCAÇÃO SUPERIOR A DISTÂNCIA DO ESTADO DO RIO DE JANEIRO
UNIVERSIDADE ESTADUAL DO NORTE FLUMINENSE
CURSO: LICENCIATURA EM QUÍMICA – POLO: PARACAMBI.
DISCIPLINA: QUÍMICA C - PERÍODO: 2016-2 - Tutor: Cristiano Antônio 
Prática I
Investigação quantitativa da reação de um Metal com Ácido Clorídrico
Prática I
Investigação quantitativa da reação de um Metal com Ácido Clorídrico
Resumo
Através da investigação quantitativa iremos verificar as propriedades dos gases. Os gases representam o estado físico da matéria. Apresentam alto grau de desordem causado pelo deslocamento livre das partículas que os constituem e são objetos de estudos por possuírem grande aplicabilidade no cotidiano, e por ser a camada material na qual mais mantemos contato. Veremos também que o que evidencia uma reação é a transformação que ocorre nas substâncias em relação ao seu estado inicial, essas modificações dependem do tipo de reação que os reagentes irão passar. É importante está por dentro das Leis das Reações Químicas (Leis Ponderais): Lei de Lavoisier (Lei da conservação da massa) e a Lei de Proust (Lei das proporções constantes, definidas ou fixas) para compreender as reações. Para ter um bom aproveitamento nos estudos dos gases é necessário entender as Leis de Dalton, de Raoult e de Henri, e a equação de Clayperon. 
SUMÁRIO
1 INTRODUÇÃO.............................................................................................. 5
2 DESENVOLVIMENTO...................................................................................12 
2.1 OBJETIVOS GERAIS.....................................................................................13 
2.1.1 Objetivos específicos...............................................................................13
2.2 METODOLOGIA.........................................................................................13 
2.3 PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS......................................................14 
2.4 RESULTADOS/Discussões........................................................................15
 3 CONCLUSÕES.............................................................................................16 
4 REFERÊNCIAS...............................................................................................16
1 INTRODUÇÃO
A palavra “gás” foi usada pela primeira vez por meio do cientista Van Helmont (1577-1644), sendo que vem do grego chaos, isto é, “caos”, pois suas moléculas ou átomos se comportam de forma desordenada.
Os gases são compostos moleculares ou na forma de átomos isolados (gases nobres) com características específicas, entre elas, podemos destacar que não apresentam um volume nem forma definidos, tendendo a ocupar o volume e ficar na forma do recipiente que os contém.  
O volume, a pressão e a temperatura são as grandezas fundamentais que devem ser levadas em consideração no estudo dos gases, sendo chamadas de variáveis de estado dos gases.
Esse estudo é realmente muito importante tanto do ponto de vista teórico quanto do prático. Por exemplo, foi por meio do entendimento do comportamento dos gases que as reações químicas foram mais bem compreendidas. Além disso, substâncias no estado gasoso estão por todas as partes, participando de processos importantes na manutenção da vida: o ar que respiramos é uma mistura gasosa composta principalmente dos gases nitrogênio e oxigênio.
As propriedades dos gases  são variáveis, ou seja, por haver determinados e específicos espaços entre seus constituintes (que podem aumentar ou diminuir) o volume, a densidade, a pressão, a viscosidade podem ser alterados. E, é dessa grande inconstância dos gases, que se deriva o estudo dos gases.
As substâncias quando no estado gasoso, suas moléculas se distanciam muito uma das outras, o que dificulta bastante as interações. Assim há um choque constante contra as paredes do recipiente que as contém; este movimento contínuo e desordenado exerce sobre as paredes determinada força por unidade de área, ou seja, certa pressão. Um aumento na temperatura provoca um aumento da energia cinética média das partículas (maior número de choques), conseqüentemente, aumento na pressão.
As leis ponderais
As leis ponderais são aquelas que relacionam matematicamente as massas das substâncias presentes nas reações. Entre elas existem duas mais importantes, que são: Lei de conservação das massas e Lei das proporções constantes. Essas leis foram criadas, respectivamente, por Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794) e por Joseph Louis Proust (1754-1826). Vejamos sucintamente do que se tratam cada uma delas:
Lei de Conservação da Massa ou Lei de Lavoisier: Os estudos experimentais realizados por Lavoisier levaram-no a concluir que numa reação química, que se processa num sistema fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos.
Essa lei, inclusive, incorporou-se aos "saberes populares", sendo freqüentemente enunciada como: "Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma."
Ele chegou a essa conclusão depois de pesar uma retorta contendo mercúrio metálico antes de sofrer calcinação. Após a reação química, ele pesou novamente o sistema que continha como produto o óxido de mercúrio II. 
Lavoisier observou que a massa do sistema se conserva, o que significa que os átomos das substâncias se rearranjaram para formar novas substâncias, porém nenhum deles “desapareceu”.
 Essa é uma lei da “natureza”, pois é verificada em todas as reações químicas.
Lei das Proporções Constantes ou Lei de Proust: Assim como Lavoisier, Proust realizou uma série de experiências e chegou à seguinte conclusão: “Uma dada substância composta é formada por substâncias mais simples, unidas sempre na mesma proporção em massa”.
Outros cientistas fizeram novas experiências que visavam testar a hipótese proposta por esta lei, e mesmo ao utilizarem balanças mais modernas, de grande sensibilidade, os testes confirmaram o enunciado proposto por Lavoisier e Proust.
Tipos de Reações
Existem vários critérios para classificar reações químicas, um deles relaciona o número de substâncias que reagem (reagentes) e o número de substâncias produzidas (produtos). 
Reação de síntese ou adição: são aquelas que duas ou mais substâncias originam um único produto. Exemplo dessa reação: quando o magnésio reage com o oxigênio do ar: 2Mg(s) + 1 O2(g) → 2MgO(s)
Essa reação se faz presente em flashes fotográficos descartáveis e foguetes sinalizadores.
Reação de análise ou decomposição: nessa reação uma única substância gera dois ou mais produtos. Algumas reações recebem nomes especiais:
Eletrólise: as substâncias se decompõem pela passagem de corrente elétrica.
Fotólise: decomposição da substância química pela luz.
Pirólise: decomposição pela ação do calor e do fogo.
Exemplo: Os airbags são dispositivos de segurança presentes em vários automóveis. Quando acionamos esse dispositivo, a rápida decomposição do composto de sódio NaN3(s) origina N2(g) que faz inflar os air bags.:
2 NaN3(s) → 3 N2(g) + 2 Na(s)
Reação de simples troca ou deslocamento: ocorre quando uma substância simples reage com uma composta originando novas substâncias: uma simples e outra composta. Exemplo: Quando uma lâmina de zinco é introduzida em uma solução aquosa de ácido clorídrico, vai ocorrer a formação de cloreto de zinco e o gás hidrogênio vai ser liberado: Zn (s) + 2 HCl (aq) → ZnCl2(aq) + H2 (g)
Reação de dupla troca: dois reagentes reagem formando dois produtos, ou seja, se duas substâncias compostas reagirem dando origem a novas substâncias compostas recebem essa denominação.
Exemplo: a reação entre o ácido sulfúrico com hidróxido de bário produz água e sulfato de bário: H2SO4 (aq) + Ba(OH)2(aq) → 2 H2O(l) + BaSO4(s)
Lei de Dalton
John Dalton (1766-1844) foi um grande estudioso da constituição da matéria, sendo mais conhecido por sua teoria atômica. Porém, ele também trouxe muitas outras contribuições para as Ciências. Entre elas está a contribuição para a Química e a Física referente à sua lei estabelecida em 1801 que relacionaas pressões parciais dos gases em misturas gasosas. 
A Lei de Dalton diz o seguinte: “A pressão total de uma mistura gasosa é a soma das pressões parciais de todos os gases que compões a mistura. ”
Genericamente, temos: P total = P1+P2+P3+.... ou P total = ∑P
Por exemplo, vamos imaginar a formação de uma mistura gasosa de gás hélio e gás oxigênio. Inicialmente esses dois gases estão em recipientes separados, possuindo cada gás o seu próprio volume, sua própria pressão e sua própria temperatura. Então, volumes iguais desses gases são misturados em um único recipiente, sendo mantidos na mesma temperatura.
Considerando esses gases como ideais, eles não irão reagir entre si, sendo que a mistura se comportará como se fosse um gás único e a pressão de cada componente será independente da pressão dos demais. Por isso, a pressão dessa mistura será igual à soma das pressões exercidas por cada um de seus componentes na mistura, ou seja: P total= PHe+ P O2
É importante ressaltar que a pressão parcial de cada gás não é a pressão que ele exercia antes de entrar na mistura, quando estava isolado, mas corresponde à pressão que ele exerceria se estivesse sozinho, ocupando o volume total da mistura e na mesma temperatura em que a mistura se encontra, ou seja, é sua pressão dentro da mistura.
Lei de Raoult
A Lei de Raoult  foi constituída em 1887 pelo químico francês François Marie Raoult, e se define por estudar as pressões de misturas em expressões matemáticas.
Tratando-se de como ocorre à variação da pressão parcial de um vapor (solvente) ao se adicionar uma substancia não volátil (soluto), deduzindo-se juntamente a isso que a pressão parcial do vapor de um solvente é proporcional a sua fração molar.
Soluções ideais são as soluções que obedecem à lei de Raoult. Sendo elas as que possuem numero de entalpia mais próximo do zero. Ressalvando que esta lei se aplica somente a soluções diluídas.
Esta lei pode ser expressa matematicamente da seguinte forma: P= P0 X
· P: é o valor do vapor do solvente
· P0: pressão do vapor do solvente puro
· X: fração molar do solvente.
Quando se atinge o equilíbrio da solução a pressão de evaporação pode ser medida de acordo com a seguinte formula, onde se somam os constituintes da solução (soluto + solvente): P (solução) = (P1)puro X1 + (P2)puro X2
· P=pressão
· X= fração molar
E para se medir a pressão individual de cada constituinte da solução usa-se: 
Pi = (P1) puro + Xi
· Pi= pressão individual
· (P1)puro= pressão inicial do componente.
· Xi= fação molar do componente.
Quando se adiciona um novo elemento à solução sua fração molar diminui e conseqüentemente a contribuição de cada componente para a pressão do gás.
Se uma substancia que não evapora (pressão de evaporação zero) for adicionada a um solvente que evapore a pressão de evaporação do mesmo diminuirá, sendo a pressão final da solução menor que a pressão inicial do solvente puro.
Esta lei é estritamente válida para soluções que fazem parte do grupo das soluções ideais, ou seja, o tipo de ligação entre as moléculas da solução tem que ser qualitativamente igual à ligação das moléculas das substancias individualmente.
Se os valores reais (de evaporação da solução) forem diferentes dos valores teóricos (precedidos pela formula) podem se obter dados sobre as ligações da solução. Se os resultados de evaporação real forem menores que os teóricos, significa que a força de ligação entre as moléculas da solução é mais forte do que quando as substancias estão ligadas individualmente, já se o resultado obtido for maior que o teórico a força de ligação entre as moléculas da solução é mais fraca e mais moléculas escapam e passam para a forma a forma do vapor.
Lei de Henry
Proposta em 1801 pelo químico britânico William Henry, a lei de Henry defende que a solubilidade de um gás em um líquido a determinada temperatura é diretamente proporcional à pressão parcial que o gás exerce sobre o líquido. Essa lei pode ser expressa pela fórmula P = K.X , em que 
· P representa a pressão do gás sob a solução, 
· K é a constante de proporcionalidade, característica da Lei de Henry de um gás específico (cada gás tem sua própria constante de Henry, que varia com a temperatura), 
· X representa a solubilidade do gás.
A solubilidade de um gás em um líquido depende da pressão do gás, ou seja, quanto maior a pressão exercida pelo gás, maior o número de choques e maior o a penetração do gás no líquido. A temperatura do líquido também influencia, assim, quanto maior o grau de agitação das partículas do líquido, menor a capacidade desse líquido dissolver o gás. Outro fator importante em termos de solubilidade de gases em líquidos é a agitação da superfície do líquido, que, quanto mais agitada, maior a possibilidade de trocas gasosas.
A mudança do estado de equilíbrio entre gases dissolvidos e não dissolvidos provoca o aumento da pressão e da solubilidade do gás. Dessa forma, a uma determinada pressão, tem-se um equilíbrio quando números iguais de moléculas de gases entram e saem da solução. Se a pressão aumenta, mais partículas tendem a entrar do que sair da solução, fazendo com que a solubilidade do gás aumente até que o equilíbrio seja atingindo novamente. 
Os exemplos mais corriqueiros de solubilidade de gases em líquidos são as bebidas gaseificadas, como os refrigerantes e água com gás. Ao abrir uma garrafa de refrigerante, por exemplo, a pressão diminui, por isso surgem as bolhas (isso se deve à pressão que o gás exerce sobre o líquido). É perceptível, também, que refrigerantes gelados têm mais gases dissolvidos que os quentes (como já dito, quanto maior a temperatura do líquido, menor sua capacidade de dissolver gases).
Outro exemplo claro do que afirma a Lei de Henry é a solubilidade do gás nitrogênio (N2) no sangue de um mergulhador. À medida que o mergulhador desce, a solubilidade de N2 na corrente sanguínea aumenta e, como esse gás não é metabolizado pelo organismo, fica em excesso até que a pressão diminua, e daí, seja eliminado. O retorno do mergulhador à superfície deve ser cautelosa, pois, caso contrário, o gás nitrogênio pode formar bolhas e atingir diversos tecidos vitais, como músculos, pulmões, coração cérebro, causando a doença descompressiva.
Equação de Clapeyron
Relacionando as Leis de Boyle, Charles Gay-Lussac e de Charles é possível estabelecer uma equação que relacione as variáveis de estado: pressão (p), volume (V) e temperatura absoluta (T) de um gás.
Esta equação é chamada Equação de Clapeyron, em homenagem ao físico francês Paul Emile Clapeyron que foi quem a estabeleceu.
A equação desenvolvida por Émile Clapeyron relaciona as três variáveis de estado (pressão, volume e temperatura) com a quantidade de partículas (número de mols) que compõe um gás.
A relação que ficou conhecida como A Equação de Clapeyron ou Equação de um gás ideal se dá da seguinte forma:
pV=nRT
onde:
· R: constante universal dos gases perfeitos. Seu valor depende das unidades utilizadas para medir as variáveis de estado, podendo ser: 
· p: pressão
· V: volume
· T: temperatura
· n: número de mols
O número de mols (n) do gás é dado pela razão entre a massa do gás (m) e sua massa molar (M):
2 DESENVOLVIMENTO
Na investigação Quantitativa da Reação de um metal com Ácido Clorídrico podemos ver como o metal Magnésio reage facilmente doando elétrons. 
Observe que o hidrogênio não é um metal, mas ele foi incluído na fila de reatividade porque aparece em determinadas substâncias (como os ácidos) e é capaz de formar o cátion hidrônio (H3O+) ou simplesmente o cátion hidrogênio (H+), que, por sua vez, pode receber elétrons, formando gás hidrogênio e água.
Com o hidrogênio incluído na fila de reatividade é possível determinar a reatividade dos metais em soluções em que há íons hidrogênio.
Os metais chamados de não nobres, isto é, aqueles que aparecem na fila de reatividade dos metais à esquerda do H, reagem com substâncias de caráter ácido. Isso ocorre porque são mais reativos que o hidrogênio e, assim, deslocam o hidrogênio dos ácidos,formando o cátion H+ ou H3O+.
Por exemplo, se colocarmos uma fita de Zinco metálico em uma solução de ácido clorídrico, veremos a formação de bolhas o que indica a formação do gás hidrogênio.
2.1 OBJETIVO GERAL
O objetivo desse experimento é mostrar a reação de magnésio com ácido clorídrico e os procedimentos para recolher e medir o volume de gás hidrogênio que se forma, converter esse volume em mols e confirmar as Leis que envolvem reações químicas e os gases ideais.
2.1.1 Objetivos Específicos
2.1.1.1. Utilizar termômetros simples para medir a temperatura.
2.1.1.2. Definir gás ideal e equação de estado
2.1.1.3. Descrever e utilizar as leis empíricas que levaram ao desenvolvimento da lei dos gases ideais; 
2.1.1.4. Explicar e prever o comportamento de um gás ideal através de sua equação de estado, a lei dos gases ideais.
2.2 METODOLOGIA
A pesquisa quantitativa pelo uso da quantificação, tanto na coleta quanto no tratamento das informações, utilizando-se técnicas estatísticas, objetivando resultados que evitem possíveis distorções de análise e interpretação, possibilitando uma maior margem de segurança para investigação quantitativa da reação do ácido clorídrico com uma fita de magnésio e através desta pesquisa relacionar os resultados com as leis descritas acima.
2.3 PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS
2.3.1 MATERIAIS E REAGENTES UTILIZADOS 
	2.3.2 Materiais
	2.3.3 Reagentes
	Bureta 50 mL; 
Suporte Universal
Garras de metal
Bécher de 400 mL
Balança semi-analítica
Vidro de relógio
Conjunto rolha/gaiola com espiral de cobre 
Termômetro 
Pissete
	HCl 6 mol/L; 
Fita de magnésio
Água destilada
2.3.4 Parte experimental
Colocou-se 10 mL de ácido clorídrico 6mol/L dentro da bureta, que estava presa ao suporte na posição vertical, depois foi adicionado 40 mL de água destilada na bureta, completando um volume de solução de 50 mL.
Colocou-se 400 mL de água destilada no bécher.
Enrolou-se a fita de magnésio, pesando 0,051g, na espiral de cobre, a qual estava presa na extremidade inferior da rolha; após, a rolha foi introduzida na abertura superior da bureta, de forma que ficou bem vedada. Em seguida, a bureta foi invertida e sua parte superior foi colocada dentro do bécher com água destilada, com uma pessoa segurando a bureta e fazendo leve pressão entre a rolha presa na bureta e o fundo do bécher. Após a inversão da bureta, observou-se a reação entre o magnésio e o ácido clorídrico, com o propósito de anotar em qual marcação graduada da bureta a solução não era mais “consumida” pela reação.
2.4 RESULTADOS/DISCUSSÕES
O ácido clorídrico é o resultado da dissolução de cloreto de hidrogênio em água a percentuais acima de 40% de HCl. O ácido clorídrico reage com a maioria dos metais, liberando gás hidrogênio e vapor de água, pesou-se 0,051 g de magnésio. Quando mergulhamos a bureta na água contida no béquer, percebemos a reação que ocorreu entre 0,002125 mols de magnésio com 0,06mol/L de ácido clorídrico, observou-se a liberação de gás hidrogênio, representado pela equação: 
2 HCl(aq) + Mg(s)  → MgCl2(aq) + H2(g)
magnésio        ácido                   cloreto de              gás
metálico       clorídrico              magnésio            hidrogênio
Nesse caso, houve a oxidação do magnésio e a redução do íon H+:
Oxidação: Mg(s) → Mg2+(aq) + 2e- (agente redutor)
Redução: 2 H+(aq) + 2e- → H2(g) (agente oxidante)
O gás Hidrogênio é um gás real que se aproxima dos gases ideais ou perfeitos, pois através das variáveis medidas no laboratório, como por exemplo, medimos a temperatura 22ºC, medimos o volume do gás na bureta 47,5 cm3, temos a quantidade de mols, temos a constante de R, nos resta descobrir a pressão. 
Esta é a pressão parcial do Hidrogênio:
Phidrogênio = Pambiente - Págua Phidrogênio = 760 mmHg – 19,8 mmHg
Phidrogênio = 740,2 mmHg
Volume do gás hidrogênio obtido à pressão de 1 atm:
Phidrogênio (na bureta). Vhidrogênio (na bureta) = Phidrogênio (em 1 atm) . Vhidrogênio (em 1 atm) 
740,2 mmHg . 53,0 mL = 760,0 mmHg . Vhidrogênio (em 1 atm)
Vhidrogênio (em 1 atm) = 51,62 mL.
3 CONCLUSÕES
Através de cada detalhe deste experimento foi possível comprovar cada lei descrita na introdução.
As leis ponderais foram comprovadas no balanceamento da equação, o tipo de reação foi a reação de simples troca, onde uma substância simples reage com uma composta originando novas substâncias: uma simples e outra composta. Através da temperatura verificada no ambiente e na água, e a quantidade de gás desprendido na bureta podemos contabilizar através de cálculos as variáveis de estado do gás hidrogênio.
A Lei dos gases ideais nos permite determinar o valor de uma das variáveis de estado de um gás se conhecermos as outras três. Assim, quando o número de mols de um gás permanece constante, a Lei dos Gases Ideais é expressa pela seguinte equação: P.V=n.R.T. Um gás é dito ideal quando obedece à Lei dos Gases Ideais. Esta lei é a combinação das Leis de Boyle, de Charles e da Lei de Gay-Lussac e Avogadro.
4 REFERÊNCIAS
· ATKINS, Peter e DE PAULA, Julio. Físico-Química, vol. 1. 7ª Edição. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos Editora, 2003. 356 pg. 
· BROWN, Theodore L., LE MAY JR., H. Eugene e BURSTEN, Bruce E. Química, a Ciência Central. 9ª Edição. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. 972 pg.
· Roteiro de práticas experimentais Química C
· Apostila química C (Material impresso - CEDERJ -)
· http://www.ufrgs.br/napead/repositorio/objetos/leis-da termodinamica/LEITURAS-COMPLEMENTARES.pdf
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Relatório técnico apresentado como requisito parcial para obtenção de aprovação na disciplina Química C, no Curso de Licenciatura em Química, na Universidade Estadual do Norte Fluminense. 
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