Coleta de Gases, Provas de Química experimental
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Relatório sobre Coleta de Gases - Componente Curricular: Química Experimental
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Universidade Federal de Campina Grande Centro de Ciências e Tecnologia Unidade Acadêmica * gEnsenharia Química Componente Curricular: Química Experimental Nome da Experiência: Coleta de Gases Aluna: Dannyelle Alves dos Santos Data de Realização da prática: 28 de abril de 2009. Data de entrega do Relatório: 05 de maio de 2009. Universidade Federal de Campina Grande Centro de Ciências e Tecnologia Unidade Acadêmica * gEnsenharia Química Recebi o relatório referente à prática número 02 (Coleta de Gases) da aluna Dannyelle Alves dos Santos, em 05 de maio de 2009. Professor (a) Centro de Ciências e Tecnologia Unidade Acadêmica Engenharia de Materiais à é Relatório Nº 2 Coleta de Gases Aluna: Dannyelle Alves dos Santos Matrícula: 20911595 Comp. Curricular: Laboratório de Química Geral Campina Grande, Maio de 2009 1. INTRODUÇÃO A análise de gases constitui um dos procedimentos mais importantes no campo de pesquisa e controle de qualidade de componentes químicos em misturas. Produzem-se gases, em laboratório, por diversos tipos de reações químicas, tais como ação de um ácido sobre metal, ação de um alcali forte sobre metal, etc. Os gases produzidos em laboratório podem ser recolhidos em vasilhames especiais, por deslocamento de líquidos imiscíveis com tais gases (ou que não ocorram reações químicas entre si). Assim, por exemplo, o gás flúor não pode ser recolhido em recipiente de vidro (o flúor forma facilmente o ácido fluorídrico que “ataca” rapidamente o vidro); o cloro é solúvel em água, não sendo aconselhável o deslocamento da mesma para coleta do gás, pois ocorrerão perdas. 2. OBJETIVOS Determinar o volume do gás hidrogênio produzido quando uma amostra de magnésio reage com Ácido Clorídrico. 3. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA A forma como o volume de um gás se relaciona com a sua pressão, foi descrita pela primeira vez por Robert Boyle. A Lei de Boyle, como é conhecida, estabelece que, a uma temperatura constante, o volume ocupado por uma quantidade fixa de gás é inversamente proporcional à pressão aplicada. Matematicamente, podemos expressar a lei de Boyle pode ser expressa como: PxV= Constante Um gás hipotético que obedece a lei de Boyle perfeitamente, sob todas as condições, é chamado de gás ideal. Os gases reais aproximam-se do comportamento de um gás ideal a baixas pressões, sendo que o grau de idealidade é diferente para gases reais diferentes. A partir do estudo da Lei de Boyle, outros estudiosos formaram suas teorias, sobre os gases: Charles estudou o efeito das variações de temperatura sobre o volume de uma dada quantidade de gás mantida a pressão constante. A relação que existe entre o volume de um gás e sua temperatura absoluta é dada pela Lei de Charles: à pressão constante, o volume de uma dada quantidade de um gás é diretamente proporcional a sua temperatura absoluta. Matematicamente, representada por: + = Constante Gay-Lussac, observou que a pressão de uma quantidade fixa de gás é diretamente proporcional à sua temperatura absoluta, se o volume do gás for mantido constante. A forma matemática da Lei de Gay-Lussac, é: -P =Constante T As três equações citadas, podem ser incorporadas em uma única equação, chamada equação geral dos gases ideais: PV Pv: T T Quando se trabalha com gases, é útil definir um conjunto de condições de temperatura e pressão de referência. Por exemplo, as chamadas condições normais de temperatura e pressão (CNTP) são O ºC (273,15 K) e 1 atm. Os gases preparados no laboratório são, muito frequentemente, coletados por deslocamento de água, o que contamina o gás com moléculas de água. Estas moléculas de água também exercem uma pressão parcial, chamada de pressão de vapor deágua. Esta pressão depende somente da temperatura da água líquida e contribui para a pressão total, de tal forma que, se aplicarmos a lei de Dalton (PT= PA+ PB + PC +...) das pressões parciais para este caso em particular, podemos escrever: Pora = Rast Rio ás zé REATIVIDADE DE METAIS COM ÁCIDO CLORÍDRICO O termo massa equivalente é utilizado para designar as massas daquelas substâncias que reagem completamente entre si sem deixar excesso. Em uma reação de um metal com oxigênio para formar um óxido, a massa equivalente de um metal é definida como a massa do metal que reage com 0,25 mol (8,0 9) de oxigênio gasoso (02). No presente experimento a massa equivalente de um metal será considerada como a massa do metal que reage com 1 mol de íons hidrogênio (H+) para produzir 1 mol de átomos de hidrogênio, ou 0,5 mol de hidrogênio gasoso (H2). Nesta reação, o metal reage com ácido clorídrico para produzir hidrogênio gasoso. O processo pode também ser classificado como uma reação de oxidação redução: o metal é oxidado a um íon carregado positivamente, e o H+ é reduzido a H2. O volume de hidrogênio gasoso produzido na reação será medido quando da adição de uma massa conhecida do metal a um excesso de HCI. Um exemplotípico da reação que ocorre é: Ca(s)+ 2 HCI (aq) > CacCl2 (aq) +H, (9) Pode ser observado que para cada mol de cálcio que reage para formar íons Ca+2, é formado 1 mol de hidrogênio gasoso. A massa equivalente de cálcio nesta reação é, portanto, metade da sua massa molar. A massa equivalente é sempre igual à massa molar (para elementos que formam íons com valências +1) ou uma fração simples da massa atômica, dependendo da valência do íon produzido. Alguns elementos, particularmente os metais de transição, podem formar íons com diferentes cargas iônicas e desta forma podem ter mais de um valor de massa equivalente. Considerando, por exemplo, as seguintes reações possíveis com ferro: Fe(s)+2HCl(aq) > FeCi2 (aq) +H2(9) (1) 2Fe(s)+3CI2(9) > 2FeCI3(s) (11) 2FeCi2(s)+CI2(9) > 2FeCI3(s) (ut) Na reação (l) a mudança de carga é +2, na reação (Il) é +3e na reação (Ill) é +1. Assim, para elementos que têm múltiplas cargas iônicas (ou estados de oxidação) é sempre necessário especificar a reação que ocorre antes de determinar sua massa Materiais: Blança Analítica Barômetro de Mercúrio Béquer Cuba Fita de Magnésio Mangueira Papel Alumínio Proveta de 250mL Pipeta Rolha Suporte Régua de 20cm Tubo de Ensaio Termômetro de Mercúrio Reagentes: Solução de HCI 2,0M. 4. MATERIAIS 5. METODOLOGIA Fez-se a leitura da pressão ambiente, através do barômetro e da temperatura, através do termômetro. Foi pesada uma amostra da fita de magnésio, de massa 0,019, empregando uma balança analítica, a fim de evitar que seja gerado mais hidrogênio que a capacidade do equipamento. Em seguida, preencheu-se com água: uma cuba, até de seu volume total e uma proveta, completamente. Para evitar que a água contida na proveta vazasse durante a colocação desta na cuba, tampou-se, com um pedaço de papel alumínio a 'boca' da proveta, emborcando-a para dentro da cuba rapidamente, evitando que o papel caísse. Com a proveta, já dentro da cuba, foi retirado o papel. Em seguida, parte da mangueira foi colocada dentro da proveta e na extremidade livre, a rolha preparada, que consiste em uma com um furo, por onde passará a mangueira. Utilizando uma pipeta, transferiu-se 10 mL da solução de ácido clorídrico ao tubo de ensaio. Cuidadosamente, foi colocada a amostra de magnésio no tubo de ensaio, sem que esta entrasse em contato com a solução, a fim de evitar perda da reação. O tubo de ensaio foi fechado com a rolha e só então, permitiu-se que a amostra de magnésio entrasse em contato com a solução de ácido clorídrico, para que desta forma ocorresse a reação. Observou-se, durante a reação, a produção de calor e que esta ocorre de maneira rápida nos primeiros segundos de ração, e mais lenta em seu final. Após todo o metal ter reagido e consequentemente, a fita de magnésio desaparecido completamente, esperou que o sistema entrasse em equilíbrio térmico e mediu-se a coluna d'água e o volume de gás hidrogênio. 6. TRATAMENTO DO RESULTADO Areação utilizada é a seguinte: Mgº + 2HCI MgCI2 + H2 6.1. Determinar o número de moles de magnésio usado: imoldeMg - 24,309 24,30 x = 0,01 xmoldeMg - 0,01g x = 0,00041 Portanto, 0,00041 mols de Magnésio foram utilizados. 6.2. Determinar a pressão parcial de gás hidrogênio: Pamb= PH, +PvH,O 714=x+25,2 X=714-25,2=688,8 6.3. Determine o volume de gás hidrogênio à pressão ambiente. Cálculo da Quantidade de Mols de H, 1 molde Mg - AmoldeH2 x = 0,00041 mols de H2 0,00041 mols de Mg - xmols de H2 Conversão da pressão, de mmHg para atm. 1atm - 760 mmHg 760x = 714 xatm - 714mmHg x= 0,9395 atm Conversão de Temperatura: 26ºC=299K Pode-se agora usar a equação dos gases (PV=nRT) a fim de calcular o volume teórico de hidrogênio que se deveria obter no experimento. PV=nRT 0,9395 x V = 0,00041 x 0,082x 299 — 0,9395xV=0,01005238 V=0,0107L deH, à pressão ambiente. 6.4. Reduza o volumem do gás hidrogênio às condições normais de pressão e temperatura (CNTP). Segundo a CNTP, temos que a pressão é de 1 atm e a temperatura é 0ºC = 273K, portanto: Pv=nRT 1xV=0,00041x0,082x273 V=0,009183L 0,009183L de H, às condições de CNTP. 7. RESOLUÇÃO DAS QUESTÕES PROPOSTAS 7.1. 'Sabendo-se que 1 mol de Mg produz 1 mol de H2 qual é o volume de 1 mol de hidrogênio à temperatura ambiente e pressão de atm? Conversão da pressão, de mmHg para atm. 1atm - 760 mmHg 760x = 714 xatm - 714mmHg x= 0,9395 atm Conversão de Temperatura: 26ºC = 299 K Pode-se agora usar a equação dos gases (PV=nRT) a fim de calcular o volume teórico de hidrogênio que se deveria obter no experimento. Assim: PV=nRT 0,9395xV=1x0,082x299 0,9395xV=24,518 V=26,096L 26,096L de H, à pressão ambiente. 7.2. Sea massa de um mol de hidrogênio é 2,09, qual é a massa de um litro de hidrogênio à temperatura ambiente e pressão de 1 atm, ou seja, qual a massa específica do hidrogênio em g/L, naquelas condições de temperatura e pressão? PV=nRT 1x1=nx0,082x300 n=0,406 mols 1 mol de Mg - 24,309 0,0406 moldeMg - xg X=24,30x0,0406 x=0,0812g de Hidrogênio 7.3. Como explica a dependência da densidade dos gases com a temperatura e a pressão? Atemperatura e a pressão são fatores que influem no valor da densidade. Normalmente, a um aumento de temperatura corresponde um decréscimo no valor da densidade, e a um aumento de pressão corresponde um aumento de densidade. Para os corpos em estado sólido ou líquido, o efeito causado pela pressão é naturalmente pequeno, mas o que resulta da variação de temperatura é importante. 74. Quaisas fontes de erros encontrados neste experimento? - A fita de magnésio não foi previamente lixada, eliminando assim vestígios de impurezas e óxido em sua superfície. Bem como, foi pesada diretamente na balança e manuseada sem intermédio de pinças, havendo então a contaminação do material com a umidade e gordura das mãos. - Ao nivelar o líquido da proveta com a superfície de água do béquer, faz-se com que a pressão exercida pela atmosfera sobre a água do béquer seja igual à pressão que a coluna de líquido na proveta exerce sobre o gás contido nesta. Não havendo esse alinhamento, a coluna de líquido tende a cair devido a seu próprio peso, ou subir, devido à pressão exercida pela água do béquer. Isso provocaria alteração na pressão do gás coletado no interior da proveta. Infelizmente o material utilizado no experimento não permite esse alinhamento dos níveis de líquido, portanto a pressão medida do hidrogênio contém erro. - A precisão das medidas tomadas pode causar desvios, principalmente as medições de temperatura e volume, feitas observando-se escalas a olho nu. - A pressão atmosférica no laboratório pode não ser precisamente 714mmhHg, mas este foi o valor usado. - Os cálculos usados no experimento (como a Lei de Dalton) levam em conta gases ideais, enquanto que se trabalhou com gases reais. 8. CONCLUSÃO Os experimentos realizados puderam confirmar vários itens teóricos no estudo de gases em Química. Podem-se tomar medidas experimentais, efetuar cálculos com elas, e comparar a dados achados na teoria. Os dados obtidos nos experimentos ficaram muito próximos dos teóricos, o que dá extrema validade aos experimentos realizados e serve de base irrefutável aos conceitos aprendidos. 9. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS Brady, James E. - Humiston, Gerard E. (1996). Química Geral; val. |, 2. Edição; Ed. Modema Ltda., São Paulo; p.225 a 254. Blanco, L. H.e Romero, C. M., "A systematic experimental test of the ideal gas equation for the general chemistry laboratory", J. Chem. Educ., 1995, 72:933-936. Apostila da Química Experimental. Universidade Federal de Campina Grande - Centro de Ciências e Tecnologia - Unidade Acadêmica de Engenharia Química, Vários Autores.
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