Pré-Relatório DETERMINAÇÃO DA MASSA MOLAR DE UMA SUBST NCIA VOLÁTIL (1)

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Universidade Estadual de Maringá - UEM	
 Centro de Ciências Exatas - CCE
 Departamento de Química - DQI
Pré-Relatório 
 DETERMINAÇÃO DA MASSA MOLAR DE UMA SUBSTÂNCIA VOLÁTIL
Acadêmicas:   
Andressa M. Takahashi                                              RA: 80106 
Bruna C. 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 
1.1. Leis de Boyle, Charles e Gay-Lussac 
Na Lei de Boyle diz-se que: “Em um sistema fechado em que a temperatura é mantida constante, verifica-se que determinada massa de gás ocupa um volume inversamente proporcional à sua pressão”. Para a descoberta desta teoria, iniciou-se com experimentação, esses experimentos consistiam basicamente em variar o volume de uma certa massa de gás de um gás introduzida em um recipiente cilíndrico, pelo aumento da massa de pesos colocados sobre um êmbolo móvel que deslizava internamente ao cilindro. Este sistema era imerso em um banho mantido à temperatura constante. 
A Lei de Boyle é escrita como:
ou ainda: (onde n e T são constantes). [1]
Figura 1: Lei de Boyle. [2]
Charles e Gay-Lussac realizaram vários experimentos para melhorar seu desempenho. Eles descobriram que, mantendo constante a pressão, o volume de um gás aumenta quando a temperatura aumenta, ou seja, volume e temperatura são diretamente proporcionais, essa lei ficou conhecida mais como Lei de Charles:
 [1]
Figura 2: Lei de Charles. [2]
1.2 Princípio de Avogadro e o significado de Massa Molar.
O princípio de Avogadro diz que volumes iguais de gases diferentes, nas mesmas condições de temperatura e pressão, contêm o mesmo número de moléculas, isto é, eles contêm a mesma quantidade de substância. Comparamos volumes iguais, V0, sob as mesmas condições de temperatura e pressão, T0 e P0, para obter as massas características dos diferentes gases. De acordo com o princípio de Avogadro, essas massas características precisam conter o mesmo número de moléculas. Se escolhemos p0, T0 e V0 de maneira que o número seja igual a NA= 6,022 x1023, a quantidade de substância na massa característica é, então, um mol e M é a massa molecular. Além disso: M= NA .m. [2]
O princípio de Avogrado também é comumente expresso em termos de Volume Molar, Vm, o volume ocupado por um mol de moléculas, onde:
Onde o volume molar ocupado por um gás qualquer é de 22,4 mol/L nas Condições Normais de Temperatura e Pressão em 0°C e 1 atm. [3]
1.3 Equação de estado de um gás ideal.
Através das três transformações gasosas (isotérmica, isobárica, isovolumétrica) representadas respectivamente pelas equações: PV = K, V/T = K, P/T = K é que se chegou à Equação geral dos gases:
Essa constante, porém, é proporcional à quantidade de matéria do gás, por isso, tem-se:
 	
Passando a temperatura para o outro membro, tem-se:
P.V= n.R.T
Essa é a equação de estado dos gases ideais proposta por Clapeyron, onde:
 A equação acima relaciona o número de mols de um gás com a temperatura, pressão e volume; ou seja, dados, por exemplo, a pressão, o volume e a temperatura de um gás, é possível calcular quantos mols de gás estão presentes neste volume.
1.4 Condições de um gás real para aplicação da equação do gás ideal.
Na maioria das condições, os gases em que lidamos na realidade, se desviam da lei de gases ideais, e se comportam como gases reais, que também podem ser descritos usando equações de estado.
Se considerarmos um gás ideal, onde o número de mol é igual à 1, podemos reescrever a lei do gás ideal como: 
= 1
Para um gás real, este quociente pode não ser igual à 1, podendo ser maior ou menor que 1. Assim, o quociente acima pode ser definido como fator de compressibilidade Z.
Z = 
Valores específicos do fator de compressibilidade dependem da pressão, da temperatura e do volume do gás real, de forma geral, quanto mais afastado de 1 estiver o valor de Z, menos ele terá comportamento de um gás ideal.
1.5 Fórmula percentual.
A fórmula percentual ou centesimal, como o próprio nome diz, é aquela que indica a porcentagem (%) de cada elemento presente na substância, ou seja, a massa de cada elemento químico em 100 partes de massa da substância. 
Muitas vezes, nos laboratórios, os químicos não sabem qual é a composição de certa substância, por isso é necessário analisá-la por meio de algumas técnicas, como a análise de combustão, para descobrir a massa de cada elemento constituinte. Com esses valores em mão e sabendo a massa total da amostra, é fácil descobrir a fórmula percentual ou centesimal.
Isso pode ser feito de duas formas, e a primeira delas é simplesmente aplicar uma regra de três básica e a outra forma de resolver essa questão seria por usar a seguinte fórmula: 
1.6 Método de Dumas.
O método Dumas é um procedimento para determinar a massa molar de um líquido volátil desconhecido. Foi desenvolvido em 1831 pelo químico francês Jean Baptiste Dumas, foi o primeiro método descrito para análise de nitrogênio e proteína. Naquela época não se encontravam condições de realizá-lo, pois a tecnologia era limitante.
Neste método, aquece-se uma amostra do líquido em um frasco com um pequeno orifício até que toda a amostra se vaporize. Devido ao volume ocupado pelo vapor sob pressão atmosférica ser muito maior que o volume ocupado pelo líquido, parte do vapor irá escapar do frasco. No entanto, o vapor que permanece no frasco irá conter o número de mols de uma substância que preencha o volume do frasco sob pressão constante e temperatura de vapor.
1.7 Técnicas avançadas para a determinação de massa molar.
Na área da Química devem incluir experimentos que demandem um nível elevado de cuidado e atenção na utilização das técnicas experimentais, além do método de Dumas temos também , a determinação da massa molar de um metal, através de medidas do volume de gás liberado pela sua reação com um ácido, é um experimento ideal para que esses propósitos sejam atingidos. Um exemplo é a espectrometria de massas, que é uma técnica analítica em que as moléculas em uma amostra são convertidas em íons, em fase gasosa, que subsequentemente são separadas no espectrômetro de massas, de acordo com uma razão massa (m) e carga (Z), sendo um gráfico que mostra a abundância relativa de cada fragmento, que aparece como picos com m/Z.
2. OBJETIVOS
 Determinar a massa molar de uma substância volátil pelo método de Dumas.
3. PARTE EXPERIMENTAL
3.1. Materiais
· Bulbo
· Balança analítica
· Termômetro
· Barômetro
· Béquer
· Suporte universal
· Bico de Bunsen
· Manta de aquecimento
· Lima
 3.2. Procedimento Experimental
- Determinar a massa do bulbo em balança analítica (somente nesta etapa evite tocar o bulbo com as mãos).
- Efetuar a leitura da temperatura ambiente e a pressão barométrica.
- Introduzir aproximadamente 6 mL do líquido problema no bulbo por intermédio de uma seringa.
- Colocar o bulbo em banho de água de modo que fique totalmente imerso, com exceção da parte final do capilar. Fixe o bulbo ao suporte. Aquecer o banho de maneira homogênea. Evaporar todo o líquido. Após evaporação total, continue o aquecimento de maneira branda (mais 5 a 10o C).
- Ao decidir interromper o aquecimento, leia a temperatura (tfinal deve ser a maior temperatura a que você submeteu o vapor). Imediatamente após a leitura, através de um bom bico de Bunsen (previamente escolhido), sele a ponta do capilar diretamente na chama.
- Retirar o bulbo do banho e deixar esfriando. Limpar o bulbo externamente com acetona. Pesar em balança analítica.
- Cortar a ponta do capilar com uma lima e enchê-lo completamente com água destilada (previamente fervida). Usando balança semi-analítica, pesar o conjunto (bulbo mais a ponta cortada e os eventuais fragmentos de vidro). 
OBS: O volume do bulbo deve ser corrigido para a temperaturatfinal por:
V= Vamb + Vamb x 25 x 10-6 (tfinal – tamb).
onde: 	V = Volume corrigido do bulbo
Vamb = Volume do bulbo na temperatura ambiente tamb
tamb = Temperatura ambiente
tfinal = Temperatura máxima a que o vapor foi submetido
- A partir da massa molar experimental e das porcentagens dos elementos (no rótulo) determine a massa molar correta do composto.
4. PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS
 4.1 Água
Água é uma substância química cujas moléculas são formadas por dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio. É abundante no Universo, inclusive na Terra, onde cobre grande parte de sua superfície e é o maior constituinte dos fluidos dos seres vivos. 
Densidade: 997 kg/m³
Fórmula: H2O
Ponto de ebulição: 100 °C
Massa molar: 18,01528 g/mol
Ponto de fusão: 0 °C
IUPAC: Oxidane, Water
5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
[1] https://www.ufjf.br/quimicaead/files/2013/05/Aula5_FQI.pdf, consultado em 10/02/2021.
[2] Castellan, G. Fundamentos de Físico–Química, 1ªed.
[3] Atkins, P.; Jones, L.; Princípios de Química; 5ª ed. Bookman, 2012.
[4] https://guiadoestudante.abril.com.br/estudo/estudo-dos-gases/, consultado em 10/02/2021.
[5] https://brasilescola.uol.com.br/quimica/equacao-geral-dos-gases.htm, consultado em 10/02/2021.
[6]manualdaquimica.com/quimica-geral/formula-percentual-ou-centesimal.-formulapercentualoucentesimalomoprionomepartesdemassdasubstancia. consultado em 10/02/2021.