Relatório de gases

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INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DA BAHIA 
CAMPUS SALVADOR 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA – DAQ 
 
 
 
 
 
Brenda Barros B 
 
 
 
 
MINI-RELATÓRIO DE EXPERIMENTO 
“Propriedade dos Gases” 
 
 
 
 
 
 
 
 
08/2021 
Salvador, Bahia 
 
 
1. OBJETIVOS 
 
• Descrever operacionalmente o funcionamento de um extintor de gás 
carbônico; 
• Verificar, experimentalmente, a aplicação da teoria cinética dos gases; 
• Determinar o volume ocupado e a pressão exercida por gases obtidos 
a partir de reações químicas; 
• Determinar a densidade de gases; 
• Estudar a difusão dos gases; 
 
2. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
 
2.1 TRANSFORMAÇÕES GASOSAS 
 
Transformações gasosas se caracterizam como a alteração em uma das variáveis de 
estado físico existentes no gás, sendo elas: temperatura, volume e pressão, e se dá 
por uma dessas permanecer constante. Essa alterações devem ocorrer sob a 
condição de ser em um sistema fechado, para evitar a alterações na massa e no 
número de partículas do gás. Podemos classificar as transformações gasosas em: 
 
a) Isobárica 
Se trata uma transformação na qual a pressão permanece constante em um 
ambiente fechado. Conforme as lei de Charles e Lussac: a pressão constante, o 
volume de determinada massa de gás é diretamente proporcional a sua temperatura 
absoluta, Isso explica o experimento, já que mantendo a pressão constante (devido o 
êmbolo), ao alterar a temperatura do sistema aumentando-a ou diminuindo-a 
observou-se o deslocamento do êmbolo. 
b) Isotérmica 
Refere-se à transformação gasosa em que a temperatura se mantém 
constante, havendo a variação das outras duas variáveis de estado. A partir disso 
temos a lei de Boyle-Mariotte que diz que em um sistema fechado em que a 
temperatura é mantida constante, se verifica que determinada massa de gás ocupa 
um volume inversamente proporcional a sua pressão. Conforme a teoria, foi 
observado experimentalmente que, mantendo-se a temperatura do sistema 
 
 
constante, a pressão aplicada através do sopro ou do êmbolo ocasionou a diminuição 
do volume do gás. 
c) Isocórica ou Isovolumétrica 
Quando uma massa fixa de determinado gás sofre variação na pressão e na 
temperatura, mantendo-se constância no volume. Isso ocorre devido aumento da 
temperatura aumentando a energia cinética média das partículas, fazendo com que 
elas se movimentem em maior velocidade e expandam-se. A partir disso pode-se 
concluir que em uma massa fixa de gás, mantida à volume constante, a pressão 
exercida pelo gás será diretamente proporcional à sua temperatura absoluta, ou seja, 
quanto maior a temperatura, maior será a pressão exercida pelo gás. 
Experimentalmente, teremos que ao manter o volume constante, observou-se que 
conforme variava-se a temperatura do sistema variou, também, a variação da pressão 
interna 
 
2.2 EXTINTOR DE GÁS CARBÔNICO 
 
Ao realizar o experimento ocorreu a efervescência do sistema, com esse dado pode-
se inferir que ocorreu uma reação de neutralização entre o ácido clorídrico (HCl) e o 
bicarbonato de sódio (NaHCO3). Podendo-se concluir que essa reação ocasionou no 
desprendimento gasoso de gás carbônico (CO2), tal reação está descrita abaixo: 
 
 NaHCO3 (aq) + HCl (aq) → NaCl (aq) + CO2 (g) + H2O(l). (Equação 1) 
 
Com a posterior aproximação do tubo de ensaio ao fogo, observou-se a gradual 
diminuição da chama até a sua extinção. Esse fenômeno ocorre porque o dióxido de 
carbono reduz o contato do gás oxigênio do ar atmosférico (O2) com o fogo, impedindo 
que o O2 atue como comburente. O CO2 apresenta uma maior densidade que o gás 
oxigênio, este contendo O2, isso se evidencia com o cálculo de densidade relativa do 
CO2 quando comparado com o ar. Portanto, teremos que o valor da densidade relativa 
do CO2 é de 1,53g/mol, de maneira que o gás carbônico irá ocupar o espaço do 
oxigênio, abafando as chamas. Os referidos cálculos estão no anexo, parte A. 
 
 
 
 
 
2.3 DENSIDADE DE UM GÁS 
Ao se dissolver um comprimido de sonrisal em água destilada observou-se o 
borbulhamento no sistema, evidenciando-se que ocorreu um reação com evolução 
gasosa na qual o gás gerado será o dióxido de carbono (CO2). Esta reação está 
representada a seguir: 
 
 NaHCO3 (s) + H2O(l) → NaOH (aq) + CO2 (g) + H2O(l). (Equação 2) 
 
Portanto, o gás gerado pela reação foi deslocado até a proveta do sistema através do 
tubo acoplado para que ser volume fosse medido. Através dos dados coletados (vide 
Tabela 1, em anexo b), foi possível calcular a densidade deste gás obtendo-se o valor 
de 1,7 g/L. Ao se verificar os resultado obtidos através dos cálculos (anexo, parte b) 
pode-se notar uma diferença entre a densidade teórica e a obtida experimentalmente. 
Tal diferença pode ser explicada devido a fatores humanos, como erro de manuseio, 
ou ambientais, como impurezas presentes no reagente ou da presença de vapor 
d’água. 
 
2.4 MEDIDA DE VOLUME E PRESSÃO DE UM GÁS 
Ao se adicionar fita de magnésio (Mg) á um tubo de ensaio contendo ácido clorídrico 
(HCl), observou-se o borbulhamento no sistema. Tal observação indica uma reação 
com desprendimento gasoso, como a representada abaixo: 
Mg + 2 HCl → MgCl2 + H2 (Equação 3) 
Logo, teremos a liberação de gás hidrogênio. Por meio do sistema experimental, foi 
possível medir o volume de gás gerado pela reação obtendo-se o valor de 39,5 mL. 
Através desse dado experimental é possível determinar outras variáveis do gás 
hidrogênio, como: massa, densidade e pressão do gás. Os respectivos valores, em 
ordem, serão: 3,358 x 10-3 g, 0,079 g/L e 735mmHg a 23oC. O erro teórico é de 
aproximadamente 0,11%. Os cálculos encontram-se em anexo, na parte c. 
 A diferença obtida entre a densidade experimental e teórica pode ter sido 
causada devido à erros nos procedimentos por parte do operador ou por influência de 
impurezas. 
 
 
 
2.5 DIFUSÃO GASOSA 
 
O sistema com os dois algodões, um em cada ponta, foi observado durante um 
período de tempo para que ocorresse a reação e formasse o anel de cloreto de amônio 
(NH4Cl) no tubo. O tempo foi cronometrado obtido foi 3 minutos e 34 segundos. A 
formação do anel se deu pela seguinte reação: 
 
NH4OH (g) + HCl (g) → NH4Cl (s) + H2O(l) (Equação 4) 
 
Também foi possível observar que a formação do anel de NH4Cl ocorreu mais próximo 
do algodão embebido em ácido clorídrico. Isso ocorre porque a velocidade de difusão 
gasosa do ácido é menor. Isso se dá de acordo com a lei de Graham que diz que a 
velocidade de difusão e de efusão de um gás é inversamente proporcional à raiz 
quadrada de sua densidade, ou seja, a velocidade de difusão de um gás está 
diretamente ligada à sua densidade, de maneira que, quanto mais denso for 
determinado gás, menor será sua velocidade de difusão. Dessa forma, o gás cloro 
apresenta densidade de 2,49 Kg/m3 e o gás amônio de 0,73 Kg/m3, o que explica o 
acontecido. 
 
3. Conclusão 
 
Diante das experiências propostas foi possível descrever, de forma operacional, o 
funcionamento de um extintor de gás carbônico assim como verificar, por meio de 
experimentos, a aplicação da teoria cinética dos gases. Também foi possível 
determinar a densidade dos gases; o volume ocupado e a pressão exercida por 
gases obtidos a partir de reações químicas; E foi possível, com sucesso, estudar a 
difusão dos gases 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4. Anexo 
a) Anexo referente ao experimento 2.2: Extintor de gás carbônico 
 
Cálculo de densidade especifica do gás 
Massa especifica de CO2: 44 g/mol (m1) 
Massa especifica do ar: 28,96 g/mol (m2) 
44: 28,96 = 1,52𝑔𝑚𝑜𝑙 
b) Anexo referente ao experimento 2.3: Densidade de um gás 
Cálculo de densidade experimental: 
Massa do gás obtido (m): 0,1015 g 
Volume do gás obtido (v): 0,051 L 
d = m/v 
0,1015: 0,051 = 1,9𝑔𝐿 
 
Cálculo da pressão do gás: 
Pressão atmosféricalocal: 756 mmHg 
Pressão de vapor da água: 22,4 mmHg (à 24°C) 
P gás = P atmosférico – P vapor d’água 
756 𝑚𝑚𝐻𝑔 − 22,4 𝑚𝑚𝐻𝑔 = 733,6 𝑚𝑚 𝐻𝑔 
 
Cálculo de densidade teórica: 
Pressão do gás (P) = 733,6 mmHg 
Massa molar do gás (MM): 44 g/mol 
Constante universal dos gases (R): 62,364 L.torr.mol-1K-1 
Temperatura (T): 297 K 
d gás = P x MM / R x T 
 
𝑑𝑔á𝑠 = 733,6 𝑥 44 ∶ 62,364 𝑥 297 = 1,74269581 
 
 
 
 
Cálculo de % de erro experimental: 
Densidade experimental: 1,9 g/L 
Densidade teórica: 1,7g/L 
1,9 ∶ 1,7 = 89 – 100 = 10 % 
Tabela 1. Experimento 2.2 
 
 
c) Anexo referente ao experimento 2.4: 
Cálculo de massa do gás: 
Massa atômica: Mg=23,4µ / H=1µ) 
24,3𝑔 𝑑𝑒 𝑀𝑔 = 2𝑔 𝑑𝑒𝐻 
0,0408𝑔 𝑑𝑒 𝑀𝑔 = 𝑋𝑔 𝑑𝑒 𝐻 
𝑋 = 3,358 𝑥 10ˆ − 3 𝑑𝑒 𝐻 
Cálculo de pressão do gás: 
Pressão atmosférica local: 756 mmHg 
Pressão de vapor da água: 21 mmHg (à 23°C) 
REAGENTE: sonrisal (NaHCO3) GÁS DESPRENDIDO: Gás carbônico (CO2) 
T ambiente: 25 oC / T gás: 24 oC = T água: 24 oC / P ambiente: 7 56 mmHg 
1 Massa do tubo c/ água(g) 9,3440 g 
2 Massa do comprimido (g) 0,5603 g 
3 Massa do tubo com o líquido após a reação(g) 9,8028 g 
4 Massa de gás desprendido na reação (g) 0,1015 g 
5 Volume do gás recolhido após a reação(ml) 51,0 ml 
6 Densidade do gás (g/L) 1,9 g/L 
7 Densidade teórica 1, 7 g/L 
 
 
 
 
 
 
 
Cálculo de densidade experimental do gás: 
Pressão do gás (P) = 735 mmHg 
Massa molar do gás (MM): 2 g/mol 
Constante universal dos gases (R): 62,364 L.torr.mol-1K-1 
Temperatura (T): 296 K 
 
Cálculo de % de erro experimental: 
Densidade experimental: 0,079 g/L 
Densidade teórica: 0,089 g/L 
 
 
 
Tabela 2. Experimento 2.4 Volume e pressão num gás 
 
Gás desprendido: H2 Massa Mg:0,0408 g T água: 23oC 
Volume do gás (mL) 39,5 mL 
Temperatura do gás (oC) 23 oC 
Pressão atmosférica (mmHg) 756 mmHg 
Pressão de vapor da água (mmHg) 21 mmHg 
Pressão do gás (mmHg) 735 mmHg 
Densidade do gás (g/L) 0,086115 g/L 
Massa do Gás (g) 3,358 x 10-3 g 
P gás= P atmosfera – P vapor da água 
P gás= 756 mmHg – 21 mmHg 
P gás= 735 mmHg 
d gás= 
P x MM
R x T
 
d gás= 
735 x 2
62,3 x 297
= 0,079 g/L 
%Erro= 
valor teórico−valor experimental
valor teórico 
 
%Erro= 
0,089−0,079
0,089
 = 0,1123595%