(1º) PRÉ-RELATÓRIO FQ1 - DETERMINAÇÃO DO VOLUME MOLAR DE UM GÁS

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Universidade Estadual de Maringá - UEM	
 Centro de Ciências Exatas - CCE
 Departamento de Físico-Química - DQI
Pré - Relatório 
 Determinação do Volume Molar de um Gás
Acadêmicos:   
Andressa M. Takahashi                                              RA: 80106 
Bruna Bernardi RA: 99154
Geovana Alda                                                          RA: 95204
Docente: Prof. Dr. Wilker Caetano 
Curso: Química - Bacharelado
Disciplina: Físico-Química  Experimental I - Turma 03
   Maringá – 2021
1. INTRODUÇÃO
O estado gasoso é a forma mais simples de uma matéria, diferente dos estados sólido e líquido, onde as moléculas estão unidas por uma força intermolecular, no estado gasoso, essas moléculas estão afastadas e movimentam-se livremente, com velocidade média que aumenta à medida que aumentamos a temperatura. Os elementos que se encontram na fase gasosa não possuem volume próprio, sendo assim eles dependem do volume do recipiente em que está inserido. Esse volume depende diretamente das condições de temperatura e pressão em que o gás se encontra.[1]
O estado físico de uma substância pode ser definido a partir de suas propriedades físicas, no caso de um gás puro, seu estado pode ser definido pelos valores de volume que ele ocupa V, quantidade de matéria n, temperatura T e pressão p. No entanto, verificou-se experimentalmente, que basta especificar três variáveis para que a quarta seja fixada, cada substância é descrita por uma equação de estado, que estabelece uma relação entre as quatro variáveis.[1] 
A forma geral de uma equação de estado é: 
p = f( T, V, n)
A lei de Boyle afirma que o volume de certa quantidade fixa de um gás mantido à temperatura constante é inversamente proporcional à pressão. Segundo a lei de Charles o volume de certa quantidade fixa de um gás mantido à pressão constante é diretamente proporcional à respectiva temperatura, se dobrar a temperatura, o volume consequentemente será dobrado.[2] De acordo com a Lei de Avogadro, volumes iguais de gases diferentes, nas mesmas condições de temperatura e pressão, contêm o mesmo número de moléculas. Numa dada condição de temperatura e pressão, portanto, os volumes ocupados por diferentes amostras de gases são diretamente proporcionais às quantidades de matéria dos gases contidos nas amostras.[3] Assim, para poder comparar quantidades de gases diretamente através de seus volumes, convencionou-se utilizar determinados valores de pressão e temperatura. Essas condições são conhecidas como condições normais de temperatura e pressão (CNTP). [3]
Unindo essas três relações, pode-se chegar à uma lei mais geral: 
PV = nRT
Esta equação é conhecida como equação dos gases reais. Um gás ideal é um gás hipotético cujos comportamentos da pressão, do volume e da temperatura são descritos pela equação do gás ideal. O termo R na equação do gás ideal é chamado constante dos gases. O valor e a unidade de R dependem das unidades de P, V, n e T. A temperatura deve sempre ser expressa como temperatura absoluta. A quantidade de gás, n, é normalmente expressa em mols. As unidades escolhidas para pressão e volume são geralmente atm e litros, respectivamente.[2]
Embora a equação do gás ideal seja muito útil em descrever os gases, todos os gases reais não obedecem à relação até certo grau. Se as medidas de pressão, volume molar e temperatura de um gás não confirmam a relação pV = RT, dentro da precisão das medidas, dizemos que o gás desvia-se da idealidade ou que exibe um comportamento não-ideal. Para observar os desvios de modo mais claro, a relação entre o volume molar observado V e o volume molar ideal Vid (=RT/p) é colocada como função de p a temperatura constante. Essa relação é chamada fator de compressibilidade. Para um gás ideal, Z = 1 e é independente da pressão e da temperatura. Para os gases reais, Z = Z(T, p) é uma função tanto da pressão como da temperatura.[4]
Z = 
Na figura 01. PV/RT é colocado em um gráfico como função de P para 1 mol de gases diferentes. A altas pressões o desvio de comportamento ideal é grande e diferente em cada gás. Sendo assim, os gases reais não se comportam de modo ideal a altas pressões, no entanto em pressões abaixo de 1 atm, o desvio de gás ideal é menor e pode-se usar a equação dos gases ideais.[1]
Figura – 01[1]
2. OBJETIVO:
O objetivo deste experimento será determinar o volume molar de um gás.
3. PROCEDIMENTO
- Inicialmente, determine o volume correspondente a porção não graduada de uma bureta entre o último traço da graduação e a torneira.
- Em uma balança analítica, pese aproximadamente 0,04 g de Mg em fita ou em raspas, se necessário, antes de pesar, limpe a superfície oxidada com palha de aço.
- Corte uma rodela de gaze com aproximadamente 4 cm de diâmetro.
- Feche bem a bureta e introduza 7-8 mL de solução de HCl 6,0 mol/L. 
- A seguir, sem agitar a camada de ácido, acabe de preencher a bureta com água destilada (escorra-a lentamente pelas paredes). Elimine bolhas de ar aderidas a bureta.
- Faça uma gaiola de gaze colocando o Mg no meio e fechando-a com o fio de cobre; a gaiola não dever ser compactada. Introduza a gaiola, previamente molhada, na bureta cheia de água e dobre a ponta do fio de cobre para servir de cabo. Caso necessário, adicione água para que a bureta continue totalmente cheia. 
- Elimine totalmente as bolhas presentes (geralmente na gaze).
- Num béquer de 600 mL, coloque água até mais de 2/3 de sua capacidade.
- Tampe a extremidade superior da bureta com a mão e inverta-a rapidamente sobre o béquer com água. Fixe a bureta a um suporte. O ácido irá se deslocar lentamente para baixo e, ao entrar em contato com o Mg, reagirá liberando o gás hidrogênio.
- Deixe a reação se completar e mais 15 minutos aproximadamente para que o sistema atinja a temperatura ambiente. Elimine as bolhas de hidrogênio na gaze. 
- Retire a gaze e tampando a extremidade da bureta, transfira-a para uma proveta (2L) quase cheia de água destilada (a temperatura ambiente). Faça o nível da água, dentro e fora da bureta, coincidir. 
- Determine o volume de gás. (patm = pH2 + pv,H2O).
- Registre a pressão atmosférica e a temperatura ambiente.
4. PROPRIEDADE DOS COMPOSTOS
4.1. Magnésio
O magnésio (Mg) é um metal leve e resistente, 30% menos denso que o alumínio. Possui coloração prateada, quando exposto ao ar pode perder seu brilho, por formar óxido de magnésio. Na forma finamente dividida, reage com água e ácidos para produzir gás hidrogênio, inflamável. 
· Propriedades físico-químicas
- Massa molecular: 24,3
- Ponto de fusão: 651ºC
- Ponto de ebulição: 1.100ºC
- Densidade relativa do líquido (ou sólido): 1,74 à 20ºC (SÓLIDO)
- Pressão de vapor: (1 mm Hg) à 621ºC
- Insolúvel em água
· Toxicidade
Irritante para os olhos e prejudicial se ingerido.
4.2. HCl
O ácido clorídrico ou ácido muriático é formado pelo gás de hidrogêncio (HCl) dissolvido em água. É um ácido inorgânico considerado forte.
· Propriedades físico-químicas: 
- líquido incolor levemente amarelado se estiver contaminado.
- odor irritante 
- Massa molecular: 36,46
- Densidade: 1,194g/mL à 26ºC
- Ponto de ebulição: - 84,8ºC
- Pressão de vapor (mm Hg): 3040 à 17,8ºC
- Densidade de vapor (Ar = 1): 1,257
- Solubilidade: 
· água: 823 g/L à 0ºC
 561 g/L à 60ºC
· etanol à 95%: solúvel
· éter: solúvel
· benzeno: solúvel
· Toxicidade
- VAPOR: pode causar irritação na região dos olhos, nariz e garganta. Se inalado causará tosse ou dificuldade respiratória.
- LÍQUIDO: se em contato, pode causar queimadura na pele e nos olhos.
5. REFERÊNCIAS
5.1. Atikins, P. W.; Físico - Química, v.1 8. ed. Rio de Janeiro : LTC Editora, (pág. 3 a 19) 
5.2.  BROWN, LEMAY & BURSTEN. Quimica – A Ciência Central. 9ª Ed. Pearson Prentice Hall ed. 2005. (pág 335 a 374)
5.3. Ribeiro da Silva, Roberto. Temperatura, pressão e volume molar. QUÍMICA NOVA NA ESCOLA. NOVEMBRO 1995. Disponível em <Temperatura,pressão e volume molar (sbq.org.br)> 
5.4. CASTELLAN,  Gilberto. Fundamentos  de  Físico- Química. 8  ed. (pág 8 a 50)