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Relatório da 1ª Aula Prática de Físico-Química I
Gases – Determinação da constante dos gases ideais e do volume molar dos gases na CNTP
Discentes: @bolzan.studies
Data de realização da prática: 06/05/2017
Data de entrega do relatório: 16/06/2017
INTRODUÇÃO
	Os estados físicos da matéria são determinados por agregação e organização das partículas, energia, forma e volume. Quando essas partículas, sejam átomos ou moléculas, apresentam um alto grau de liberdade de movimentos, pode-se dizer que estes atingiram o estado da matéria chamado de gás. A característica principal que distingue um gás de líquidos ou sólidos é a grande segregação das partículas. Esta segregação faz, normalmente, com que os gases serem incolores ao observador humano. As interações de partículas de gás na presença de campos elétricos e gravitacionais são consideradas insignificantes, por isso apresentam tais características anteriormente citadas.
Um gás é tido como ideal quando composto por muitas partículas pontuais que se movem de forma aleatória e que não interagentes, isto é, não existe nenhuma interação entre as partículas constituintes do gás, quer sejam átomos ou moléculas, exceto quando eles colidem elasticamente. O conceito de gás ideal é útil porque é regido pela Lei do Gás Ideal, obtida por uma equação simplificada de estado, que é passível de análise de mecânica estatística relacionando seu número de mols, sua pressão e temperatura absolutas a seu volume.
Em condições normais, tais como temperatura e pressão ambiente, a maioria dos gases reais qualitativamente pode comportar-se como gases ideais. Muitos gases, tais como nitrogênio, oxigênio, hidrogênio, gases nobres, e alguns poucos gases pesados, como o dióxido de carbono podem ser tratados como gases ideais dentro de uma tolerância razoável. Em geral, um gás se comporta melhor idealmente, a temperatura mais alta e pressão baixa, de modo que o trabalho exercido contra as forças intermoleculares torna-se menos significativo em comparação a energia cinética das partículas. 
O modelo de gás ideal tende a falhar em temperaturas extremamente baixas ou pressões extremamente elevadas, quando as forças intermoleculares e o tamanho molecular deles tornam-se importantes. Também falha para a maioria dos gases pesados, como muitos dos refrigeradores e gases com intensas forças intermoleculares, designados vapores.
Diante de pressões elevadas, o volume de um gás real é muitas vezes consideravelmente maior do que o volume de um gás ideal em mesmas condições. Em determinado ponto de baixa temperatura e alta pressão, gases reais sofrem uma mudança de fase, tal como para um líquido ou um sólido. Como modelo de um gás ideal, no entanto, não descreve ou permite as transições de fase, gases reais são modelados por equações mais complexas de estado. No procedimento experimental a seguir tem por objetivo a Determinação da Constante dos Gases Ideais e do Volume Molar dos Gases nas CNTP.
(ATKINS, P.; de PAULA, J. Físico-Química. v.1, 9 ed. LTC, 2012.)
MATERIAIS E MÉTODOS
Em uma cuba de vidro foi avolumada com água de torneira até metade do seu volume. Em seguida, uma proveta de 50,00 mL foi completamente preenchida, também por água de torneira, e introduzida de cabeça para baixo na cuba, de modo que não entrasse nenhuma bolha de ar em seu interior.
Após isto montou-se o suporte para segurar o tubo de ensaio com saída lateral, prendeu-se uma garra no suporte universal para que o tubo fosse apoiado. Adicionou-se uma mangueira de látex na saída lateral do tubo de ensaio, de modo que toda a saída fosse vedada e assim nenhum gás fosse escapado, e a mangueira foi inserida no interior da proveta invertida.
Adicionou-se 50,00 mL de ácido clorídrico ao tubo e em seguida foi introduzido um pedaço de fita de magnésio, aproximadamente 0,04 g, que havia sido limpa com o auxílio da palha de aço. Após a pesagem, a fita de magnésio foi introduzida no tubo, que foi tampado com a rolha. Ocorreu a reação entre a fita de magnésio e o ácido clorídrico. Ao término da reação, foi observado o aparecimento de um volume de gás no interior da proveta. O bécher foi avolumado com água de torneira de modo que o nível de água na cuba estivesse igualado ao nível de água no interior da proveta. Foram medidos o volume do gás no interior da proveta, a temperatura e a pressão ambiente. Esse procedimento foi realizado em uma triplicata.
· Solução aquosa de ácido clorídrico 3,00 mol/L
· Magnésio em fita
Figura 1: Esquema para obtenção do gás.
Fonte: http://www.ebah.com.br/content/ABAAABvU8AG/densidades-gases
RESULTADOS, TRATAMENTO DE DADOS E DISCUSSÃO
A partir da análise dos resultados da prática, observou-se a formação de gás no interior da proveta. Este gás é proveniente da reação ocorrida entre a fita de magnésio e a solução de ácido clorídrico, como demonstrado abaixo:
Mg (s) + 2 H+(aq)→ Mg2+ (aq) + H2 (g)
Com o objetivo de determinar a constante dos gases ideais, utilizou-se como modelo matemático a Equação Geral dos Gases Ideais (EGI), equação que relaciona pressão, volume e temperatura para sistemas gasosos, porém com utilização restrita a pressões baixas e temperaturas elevadas. E, além disso, ao utilizar a EGI neste caso, considerou-se o gás hidrogênio gerado como gás ideal. Segue a expressão abaixo:
Nesta expressão, P indica a pressão, em atm; V indica o volume, em litros; n indica o número de mols do gás, em mol; T indica a temperatura, em Kelvin; e R indica a constante dos gases ideais, em .
Rearranjando a equação para o objetivo em questão, e considerando o gás hidrogênio gerado na prática, tem-se que:
Para calcular a PH2, partiu-se do pressuposto que a pressão do sistema equivale a soma das pressões parciais dos componentes da mistura, logo a pressão do hidrogênio seria a diferença entre a pressão do sistema (pressão atmosférica) e a pressão de vapor da água. Logo:
PH2 = PSistema – PH2O*
PH2 = 1 atm – 0,032 atm
PH2 = 0,968 atm
*pressão de vapor da água a 25°C
	O volume medido na primeira proveta foi de 0,033 L, segunda proveta foi de 0,039 L, terceira proveta foi de 0,042 L e admitiu-se a temperatura ambiente como 25°C, 298K. O número de mols do gás hidrogênio gerado pode ser calculado a partir da proporção apresentada na reação química com o magnésio no início da discussão. Para cada 1 mol de magnésio, são necessários 2 mols de H+. Logo:
1 mol Mg --- 24g
X mol Mg --- 0,04g
X = 0,0017 mol Mg
	Seguindo a proporção estequiométrica de 1:2 de Mg para H+. Tem-se:
n H+ = 2 . 0,0017 mol
n H+ = 0,0034 mol H+
	
Assim, substituindo os dados na EGI tem-se que:
1º Experimento
2º Experimento
3º Experimento
Comparando o valor de R obtido experimentalmente e o valor de R descrito na literatura, tem-se um erro relativo de 61,24% para o primeiro experimento, 54,83% para o segundo experimento e 51,36%. Estes valores advêm de diversos fatores, como: todos os cálculos utilizados foram àqueles previstos para gás ideal, e é fato que o gás gerado se comporta como gás real, sendo necessário fazer uso de algum artifício matemático na fórmula para compensar esta diferença; o magnésio utilizado não estava puro, pois o mesmo não foi raspado para eliminar a camada de óxido que se forma na superfície da tira do metal, além disso, pode estar contaminado com gordura e outras impurezas; a temperatura e a pressão não foram medidas com aparelhos, e sim estimadas de acordo com as condições do ambiente; a graduação da proveta utilizada não confere grande exatidão na aferição do volume de gás coletado; e, ainda, parte do gás hidrogênio gerado pela reação pode ter ficado “preso” tanto no tubo como na mangueira. 
	Para calcular a massa molar do gás hidrogênio gerada, será considerado, como nas explicações anteriores, o modelo para gás ideal e a mesma EGI. Neste caso, o valor de R utilizado será o descrito na literatura 0,082 .
Como se sabe, . Então, ao rearranjar a EGI para o objetivo em questão, tem-se que:
O cálculo da massa de gás hidrogênio é feito em função da massa de Mg utilizada. Como demonstrado nos cálculosanteriores, 0,04g de Mg demandam 0,0034 mol de hidrogênio. Logo:
 1 mol H --- 2g
0,0034 mol H --- x g X = 0,0068g
Assim, substituindo os dados na EGI tem-se que:
Teoricamente, o valor esperado era de aproximadamente 2,00 . Para isso, o volume de gás a ser coletado deveria ser de aproximadamente 0,085 L. Como considerado nas explicações anteriores, diversos fatores contribuíram para a diferença expressiva entre o valor teórico e o valor prático e, certamente grande parte do gás hidrogênio não foi contabilizado.
A partir dos dados experimentais coletados, também é possível calcular o valor do volume molar do hidrogênio nas Condições naturais de Temperatura e Pressão (CNTP) de acordo com a seguinte expressão:
Rearranjando a fórmula para o objetivo em questão, tem-se que:
Teoricamente, o valor esperado era 22,4. Entretanto, como dito anteriormente, para este valor fosse alcançado, o volume de gás a ser coletado deveria ser aproximadamente 0,085 L, o que confirma que grande parte do gás hidrogênio não foi contabilizado.
CONCLUSÃO
De acordo com os resultados obtidos e tratamento dos dados, conclui-se que a lei dos gases é eficiente para a determinação de propriedades simples de gases, tais como sua massa molar e seu volume. Evidenciou-se que a Equação dos Gases Ideais (EGI) pode ser utilizada para gases reais, com a ressalva de que os resultados obtidos nunca serão autênticos aos resultados verdadeiros, pois esta equação considera gases com características tais como: movimento desordenado e não interativo entre as moléculas; as colisões das moléculas dos gases são elásticas; e a ausência de forças de atração ou repulsão, sendo necessário, para o caso de gases reais, a aplicação de artifícios matemáticos na EGI, já que estes têm comportamento químico bem diferente dos gases ideais e são muito propícios a interações químicas. 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
· ATKINS, P.W.; DE PAULA, J. Físico-Química, 7ª ed., Livros Técnicos e Científicos. Editora Ltda., vol. único, 2004.
· ATKINS, P., JONES, L. Princípios de Química, 3ª ed., Editora Bookman, 2006.
· BAGNATO, L. V.; MUNIZ, S. R.; BAGNATO, V. S. Verificação experimental da lei dos gases usando um balão de borracha submerso. Rev. Bras. Ens. Fıs, v. 17, n. 1, p. 104-106, 1995.
· Gay-Lussac, Joseph Louis (1778 -1850). Disponível em: <http://www.fem.unicamp.br/~em313/paginas/person/g-lussac.htm>. Acesso em junho de 2017.
· Lavoisier, Antoine Laurent (1743-1794)- UFSM. Disponível em: <http://www.fem.unicamp.br/~em313/paginas/person/lavoisier.htm>. Aceso em junho de 2017.