Relatorio LEI DE DIFUSÃO DE GRAHAM

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO NORTE DO TOCANTINS 
CAMPUS UNIVERSITÁRIO DE ARAGUAÍNA 
CURSO DE LICENCIATURA EM QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
ANDERSON FELIPE S. C. PEREIRA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO DE PROPRIEDADE DOS GASES - LEI DE DIFUSÃO DE GRAHAM 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ARAGUAÍNA- TO 
2021 
 
 
 
ANDERSON FELIPE S. C. PEREIRA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO DE PROPRIEDADE DOS GASES - LEI DE DIFUSÃO DE GRAHAM 
 
 
 
 
Relatório apresentado a disciplina de 
Experimental IV apresentado ao curso de 
Química da Universidade Federal do Norte 
do Tocantins como pré-requisito para 
obtenção de nota parcial 
 
 
Orientadora: Dra. Renata Ferreira Lins da 
Silva 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ARAGUAINA- TO 
2021 
 
 
Sumário 
INTRODUÇÃO ...................................................................................................................................... 5 
Movimentos das moléculas ............................................................................................................. 5 
Difusão e Efusão .............................................................................................................................. 5 
Fundamentação teórica ................................................................................................................... 6 
OBJETIVO GERAL .............................................................................................................................. 6 
Objetivo especifico ........................................................................................................................... 6 
METODOLOGIA ................................................................................................................................... 7 
Materiais e equipamentos ............................................................................................................... 7 
Parte experimental ........................................................................................................................... 7 
RESULTADO E DISCUSSÃO ............................................................................................................ 8 
Dados ................................................................................................................................................. 8 
Discussão .......................................................................................................................................... 9 
CONSIDERAÇÕES FINAIS ................................................................................................................ 9 
REFERÊNCIAS .................................................................................................................................. 10 
ANEXOS .............................................................................................................................................. 11 
Anexo 1: Cálculo da velocidade de difusão dos gases dos grupos 1,2,3 e a sua média ... 11 
Anexo 2: Razão entre as velocidades médias de difusão experimental e teórica ............... 12 
Anexo 3: Cálculo do Erro percentual ........................................................................................... 13 
 
 
 
 
ÍNDICE DE ILUSTRAÇÕES 
Figuras 
Figura 1: Sistema para difusão de gases ................................................................... 7 
 
Tabelas 
Tabela 1: Resultados obtidos do experimento de Lei de Graham .............................. 8 
Tabela 2: Velocidade média e distância média percorrida obtida e o peso molecular 
das substâncias 8 
Equação 
 
Equação 1: Lei de Graham ......................................................................................... 6 
Equação 2: Formula para o erro percentual 8 
 
 
 
https://d.docs.live.net/3258fa5021629c5b/Área%20de%20Trabalho/UNIVERSIDADE%20FEDERAL%20DO%20NORTE%20DO%20TOCANTINS.docx#_Toc73329399
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INTRODUÇÃO 
Dentre os três estados da matéria, apenas o estado gasoso permite, 
comparativamente uma descrição quantitativa simples (CASTELLAN, 2008). 
As forças de atração intermoleculares no estado gasoso, são atrações que uma 
molécula sente por outras ao seu redor, essas forças são caracterizadas como fracas 
que proporciona um movimento rápido e independente das moléculas, assim fazendo 
com que o seu comportamento físico seja praticamente independente da sua 
composição química. Mas detalhe, por serem independente não significa que não a 
um controle entre elas. O controle de um gás aqui dito é dado pelo seu volume, 
pressão, temperatura e o número de moles da substância representados pelas letras 
V, P, T e n respectivamente (BRADY & HUMISTON, 1996). 
Movimentos das moléculas 
 Os resultados empíricos resumidos pelas leis dos gases sugeriram um modelo 
em que um gás ideal é formado por moléculas amplamente espaçadas, que não 
interagem entre si e que estão em movimentos incessante, com velocidades médias 
que aumentam com a temperatura (ATKINS; JONES, 2006) 
Difusão e Efusão 
Dois tipos de processos, chamados aqui de Difusão e Efusão, nos fornecem 
dados que mostram como as velocidades médias das moléculas dos gases se 
relacionam com a massa e a temperatura (ATKINS; JONES, 2006). 
A difusão é a dispersão gradual de uma substancia em outra substância. Um 
exemplo mais conhecido é o criptônio se dispersando em uma atmosfera de neônio. 
A difusão explica a expansão dos perfumes e dos feromônios, estes últimos sendo os 
sinais químicos que os animais trocam entre si pelo ar. Já na efusão é a fuga de um 
gás para o vácuo através de um orifício pequeno (ATKINS; JONES, 2006). 
Uma efusão ocorre sempre que um gás está separado do vácuo por uma 
barreira porosa, uma barreira que contém orifícios microscópicos ou por uma única 
abertura muito pequeno. O gás escapa pela abertura porque ocorrem mais “colisões” 
com o orifício do lado de alta pressão do que do lado de baixa pressão e, com 
consequência, passam mais moléculas da região de alta pressão para a região de 
baixa pressão do que na direção oposta (ATKINS; JONES, 2006) 
 
Fundamentação teórica 
Em 1832, o químico escocês Thomas Graham descobriu que, a velocidade de 
efusão de um gás é inversamente proporcional à raiz quadrada de sua densidade, 
mas que quando colocado a temperatura constante (ATKINS; JONES, 2006). Esta 
declaração, agora conhecida como lei de Graham, é expressa matematicamente 
como: 
Equação 1: Lei de Graham 
𝑉1
𝑉2
= √
𝑀2
𝑀1
 
 
Onde V1 significa velocidade média de um soluto e o V2 o do solvente. A massa 
molar é representada pela letra M. 
 Também foi descoberto que, da mesma maneira, a difusão de um gás varia 
aproximadamente com o inverso da raiz quadrada, isto é, as moléculas mais pesadas 
difundem-se mais lentamente do que as mais leves. Todavia, como a efusão envolve 
o movimento de um só gás, ela é mais simples de explicar (ATKINS; JONES, 2006). 
 A relação da equação pode ser usada para estimar a massa molar de uma 
substância, mas na maior parte dos casos isso é feito pela técnica de espectrometria 
de massas. 
 Dentro disso tudo, podemos levantar quatro hipóteses para um modelo 
cinético de um gás (CASTELLAN, 2008): 
1. Um gás é uma coleção de moléculas em movimento aleatório contínuo 
2. As moléculas de um gás são pontos infinitesimalmente pequenos. 
3. As partículas se movem em linha reta até colidirem. 
4. As moléculas não influenciam umas às outras, exceto durante as colisões. 
Estamos supondo que na quarta hipótese seja para um modelo que não ocorra 
forças de atração ou repulsão entre as moléculas exceto pela colisão delas, um fator 
associado ao gás ideal. 
OBJETIVO GERAL 
Constatar a lei de Graham experimentalmente 
Objetivo especifico 
• Estudara velocidade de difusão dos gases com base em experimento, 
demonstrando e aplicando a Lei de Graham. 
 
Figura 1: Sistema para difusão de gases 
• Fazer uma comparação dos resultados obtidos experimentalmente com dados 
previstos teoricamente. 
METODOLOGIA 
Materiais e equipamentos 
 
• Tubo de vidro 
• Capela 
• Bancada de madeira 
• Luvas 
• Cronômetro 
• Óculos de segurança 
• Régua graduada 
• Suporte 
• Pinça metálica 
• Régua graduada 
• Rolhas 
• Béqueres 
• Máscara 
• Pipetas de pasteur (vidro) 
• NH3 
• HCl 
• Parede porosa de algodão 
 
Parte experimental 
A princípio foi necessário montar a aparelhagem, onde colocou-se os tubos na 
bancada de madeira, o tubo de vidro foi montado no suporte, de tal modo que ficasse 
na posição horizontal, como apresentado na Figura 1. 
 
 
 
 
 
 
Logo em seguida pegou-se as rolhas e introduziu-se pedaços de algodão, logo 
após dirigiu-se para a capela pra colocar os produtos químicos em cada rolha. 
Utilizando óculos de segurança, máscara e luvas, transferiu-se uma pequena 
quantidade dos reagentes para dois beques separados, em seguida com um auxílio 
de uma piça metálica, mergulhou um pedaço de algodão em um dos reagentes e um 
outro pedaço do mesmo no outro reagente e colocou exatamente no mesmo tempo 
em extremidades diferentes do tubo de vidro, em uma o hidróxido de amônio e na 
outra o ácido clorídrico. Foi iniciado a contagem do tempo com o auxílio de um 
 
cronômetro. Após, pode-se observar a formação de um anel de coloração branca, 
paralisando assim o cronômetro. Com ajuda de uma régua graduada mediu-se a 
distância percorrida pelos gases HCl e NH3, fazendo assim as devidas anotações. 
RESULTADO E DISCUSSÃO 
Dados 
A tabela a seguir apresenta as anotações sobre o tempo e a distância 
percorrida feitas do experimento. 
Tabela 1: Resultados obtidos do experimento de Lei de Graham 
 GRUPO 1 GRUPO 2 GRUPO 3 MÉDIA 
 HCl NH3 HCl NH3 HCl NH3 HCl NH3 
Tempo cronometro 
(segundos) 
161 161 136 136 114 114 137 137 
Distância percorridas 
(mm) 
145 202 155 215 156 211 152 209,3 
Velocidade (mm/s) 0,90 1,25 1,14 1,58 1,37 1,85 1,11 1,53 
 
 Com os resultados obtidos, pode-se fazer os cálculos para assim obter a média 
dos valores. A tabela 2 logo abaixo é apresentado essas médias experimentais e junto 
com o seu peso molecular. 
Tabela 2: Velocidade média e distância média percorrida obtida e o peso molecular das substâncias 
 HCl NH3 
Velocidade média experimental 
(mm/s) 
1,11 1,53 
Peso molecular(g/mol) 36,458 17,031 
 
Desta forma, obtivemos uma razão experimental entre as velocidades de 0,72, 
enquanto que a teoria dá a razão entre o inverso das raízes das massas moleculares. 
Um surpreendente erro de 5,88%. 
Equação 2: Formula para o erro percentual 
% =
𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑎𝑝𝑟𝑜𝑥𝑖𝑚𝑎𝑑𝑜 − 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑥𝑎𝑡𝑜
𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑥𝑎𝑡𝑜
𝑥100% 
 
 
 
Todos os cálculos estão na seção de anexos para uma melhor compreensão. 
Discussão 
Para compreender melhor essa reação vejamos melhor como a reação é 
formada 
𝐻𝐶𝑙(𝑔) + 𝑁𝐻3 − −−→ 𝑁𝐻4𝐶𝑙(𝑠) 
A amônia é uma base fraca. Ela faz uma ligação dativa com o H+ do HCl 
formando o cátion amoníaco (NH4+) que se liga ao Cl-. 
A nuvem se formou próximo do ácido clorídrico pelo simples motivo, o 
amoníaco tem a massa molar de aproximadamente 17,031 g/mol, já o ácido clorídrico 
com aproximadamente 36,46 g/mol, sendo assim o amoníaco se movimentaria com 
maior velocidade pela pipeta, porque tem a menor massa, assim o NH3 percorrendo 
uma maior distância no meio. Em relação ao tempo, houve valores diferentes nos 
grupos. 
CONSIDERAÇÕES FINAIS 
Com a técnica realizada para a obtenção dos valores experimentais, pode-se 
comprovar a lei de Graham, tendo assim o objetivo alcançado. Proporcionando um 
melhor entendimento por meio da visualização do modo como ocorre a difusão dos 
gases. 
 
 
REFERÊNCIAS 
ATKINS, P. W., & PAULA, J. d. (s.d.). Físico-Química (9ª ed ed., Vol. 2). LTC. 
ATKINS, P., & JONES, L. (2006). Princípios de química: questionando a vida moderna 
e o meio ambiente (3ª ed.). Porto Alegre:: Bookman,. 
BRADY, J. E., & HUMISTON, G. E. (1996). QUÍMICA GERAL (2ª ed., Vol. 2). Livros 
Tecnicos Cientificos. 
CASTELLAN, G. (2008). Fundamentos de Físico-Química. 
 
 
 
 
ANEXOS 
 
Anexo 1: Cálculo da velocidade de difusão dos gases dos grupos 1,2,3 e a sua 
média 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Anexo 2: Razão entre as velocidades médias de difusão experimental e teórica 
 
Anexo 3: Cálculo do Erro percentual