UNIVERSIDADE FEDERAL DE MATO GROSSO

INSTITUTO DE CIENCIAS EXATAS E DA TERRA

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA

FISICA-QUÍMICA I

Prof. Dr. Ailton José Terezo

GASES

CUIABÁ-MT

SETEMBRO DE 2010

UNIVERSIDADE FEDERAL DE MATO GROSSO

INSTITUTO DE CIENCIAS EXATAS E DA TERRA

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA

FISICA-QUÍMICA I

DETERMINAÇÃO EXPERIMENTAL DA CONSTANTE DOS GASES (R)

DETERMINAÇÃO DA MASSA MOLAR DE UM METAL (Zn)

CUIABÁ-MT

SETEMBRO DE 2010

SUMÁRIO

INTRODUÇÃO2. OBJETIVOS3. MATERIAIS E MÉTODOS3.1. DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DOS GASES (R)3.1.1 MATERIAIS E REAGENTES3.1.2 MÉTODO3.2 DETERMINAÇÃO DA MASSA MOLAR DE UM METAL (Zn)3.2.1 MATERIAIS E REAGENTES3.2.2 MÉTODO4. RESULTADOS E DISCUSÕES4.1 DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DOS GASES (R)4.2 DETERMINAÇÃO DA MASSA MOLAR DE UM METAL (Zn)CONCLUSÃOBIBLIOGRAFIA

INTRODUÇÃO

Gás é um dos três estados da matéria, definido como uma substância que se expande espontaneamente para preencher completamente seu recipiente de maneira uniforme. Neste estado, as forças de atração intermoleculares são fracas, pois as moléculas estão muito distantes umas das outras, e talvez nem se toquem durante a maior parte do tempo. Essas forças fracas permitem uma movimentação rápida, independente das moléculas, o que praticamente dá a um gás um comportamento físico não dependente de sua composição química.

Os gases por terem a densidade suficiente baixa, se comportam da mesma forma, isto é, volume V que ocupam é inversamente proporcional a pressão p e diretamente proporcional a temperatura T e a quantidade de substância n. Analisando esse comportamento pode-se verificar uma semelhança a um gás ideal, por este motivo obedece a Lei de Boyle, de Charles e o Princípio de Avogadro, que constituem as conhecidas leis dos gases [1].

Para combinar as três leis em uma expressão, é necessário relacionar que, quando a temperatura e a quantidade de gás são constantes, a Lei de Boyle, tem a forma de:

PV = constante1

Quando a pressão e quantidade são constantes, a Lei de Charles, diz que:

V = constante2 x T

E de acordo com o Princípio de Avogadro, sob pressão e temperatura constantes, o volume é proporcional a n, logo, pode-se relacionar:

V = constante3 x n

Concluindo a expressão combinada das leis dos gases em uma, tem-se:

PV = constante x nT

Quando a constante de proporcionalidade das leis é escrita como R, a expressão é conhecida como a lei dos gases ideais:

PV = nRT

A constante R é denominada de constante dos gases e independe da identidade do gás, dizemos então que ela é uma “constante universal”. Para se determinar o valor da constante dos gases medem-se os valores de p, V, n e T e a substituição dos dados na equação dos gases ideais:

R= pVnT

Em unidades SI, a pressão é dada em Pascal, o volume em metros cúbicos, a temperatura em kelvin e quantidades em mols, logo, R é obtido em joules por kelvin por mol: R = 8, 31447 J K-1 mol-1.

A lei dos gases ideais é um exemplo de uma equação de estado que resumem as relações que descrevem a resposta de um gás ideal a mudança de pressão, volume, temperatura e quantidade de moléculas. Se um gás obedece a essa lei sob todas as condições é chamado de gás ideal. Todos os gases reais obedecem à lei dos gases ideais com precisão crescente à medida que a pressão é reduzida até chegar a zero (p→0). A lei dos gases ideais é, portanto uma lei limite, que só é valida dentro de certos limites, neste caso, quando p→0.

Se as condições de temperatura e pressão permitem tratar um gás real como gás ideal, pode-se através das medidas de temperatura, pressão e volume determinar a quantidade de gás numa reação, aplicando a equação do estado do gás ideal. Assim, se numa reação um dos produtos é um gás, conhecendo a estequiometria da reação, pode-se determinar a quantidade das outras substâncias que participam da reação [2].

2. OBJETIVOS

Esta pratica tem como objetivo aplicar os conceitos da lei dos gases pela determinação experimental da constante dos gases (R), comparando-a o resultado experimental com o teórico e a determinação da massa molar do metal zinco (Zn).

3. MATERIAIS E MÉTODOS

3.1 DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DOS GASES (R)

3.1.1 MATERIAIS E REAGENTES

Bureta sem torneira; Barômetro; Bico de Bunsen; Balança analítica; Espátula; Garras; Mangueiras; Pinça de madeira; Suporte universal; Termômetro; Tubo de ensaio com rolha; Permanganato de Potássio (KMnO4); Água destilada.

3.1.2 MÉTODO

Após a verificação da montagem do sistema (Figura 1), completou-se a bureta com água destilada, após isso, verificou-se que o sistema possuía algumas bolhas de ar, para retirada das mesmas, foi necessário uma leve agitação na mangueira. Para verificação de vazamento abaixou-se a bureta niveladora com a extremidade da mangueira da amostra aberta, colocou-se o tubo de ensaio com a rolha, retornou-se a bureta para a posição inicial, e então se verificou que o menisco não se movimentou comprovando assim a falta do vazamento. Desconectou-se o tubo de ensaio, e ajustou-se o menisco para o valor inicial (30,8 mL). Pesou-se o tubo de ensaio (16,1612g ). Transferiu-se a massa de (0,0504g) permanganato de potássio para o tubo de ensaio, em seguida foram somadas as duas massas(16,2116g). Em seguida conectou-se o tubo de ensaio ao sistema,

prendendo-o com a pinça de madeira, e então inciou-se lentamente o aquecimento diretamente no bico de Bunsen. Ao final da reação quando o menisco estabilizou-se foi ajustado o nível com a bureta niveladora, após o equilíbrio térmico foi feito a leitura do volume deslocado (2,8mL), ou seja, volume final (33,6 mL). Após o resfriamento do tubo o mesmo foi desconectado, em seguida pesou-se o tubo juntamente com o resíduo da queima do permanganato de potássio. Anotou-se a temperatura ambiente (24ºC) e a pressão atmosférica (757 mmHg).

Figura 1 – Sistema de Medida de Volume

3.2 DETERMINAÇÃO DA MASSA MOLAR DE UM METAL (Zn)

3.2.1 MATERIAIS E REAGENTES

Balança analítica; Barômetro; Buretas sem torneiras; Espátula; Garras; Mangueiras; Pinça de madeira; Suporte universal; Tubos de ensaio com rolha; Termômetro; Ácido Clorídrico 1:1 (V/V); Zinco (Zn); Solução de Sulfato de Cobre (Cu) 1 M; Água destilada.

3.2.2 MÉTODO

Após a verificação da montagem do sistema (Figura 2), completou-se a bureta com água, retiraram-se bolhas de ar, através de uma leve agitação na mangueira e para verificar a presença de algum vazamento, abaixou-se a bureta niveladora com a extremidade da mangueira da amostra aberta, colocou-se o tubo de ensaio com a rolha, retornou-se a bureta para a posição inicial, e então se verificou que o menisco não movimentou comprovando assim a falta do vazamento. Ajustou-se o menisco e anotou-se o volume inicial (36.8mL). Pesou-se um pedaço de metal, zinco (0,0702g), enquanto isso colocou-se certa quantidade de HCl no tubo de ensaio, em seguida acrescentou-se duas gotas de solução de Sulfato de Cobre II. Prendeu-se uma fração de Zinco em uma linha, pendurou-se a mesma na boca do tubo de forma que o metal não entrasse em contato com o ácido. Conectou-se o tubo ao sistema abaixo, representado pela figura2 logo após inclinou-se o tubo para que o metal, o Zinco, entrasse em contato com a solução de Sulfato de Cobre mais Ácido clorídrico, nisso iniciou-se a reação liberando H2. Ao final da reação com o menisco estabilizado, foi anotado o volume final (41,8mL).

Figura 2 - Sistema de Medida de Volume

4. RESULTADOS E DISCUSÕES

4.1 DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DOS GASES (R)

Na tabela abaixo estão os dados obtidos para a determinação do R.

1.massa do tubo de ensaio 16,1612g2.massa do KmnO4 0,0504g3.volume inicial 30,8mL4.volume final 33,6mL5.variação de volume 2,8mL6.massa do tubo + resíduo 16,2116g7.temperatura 24ºC8.pressão atmosférica 757mmHg9.pressão de vapor 22,38mmHg

Com base na tabela acima, podemos efetuar os seguintes cálculos:

A pressão de O2 é dada por p O2=pex−pv, portanto,

p O2=757,57 mmHg−22,38 mmHg

p O2=735,19 mmHg

Tendo a massa do tudo de ensaio, e as massas do tubo de ensaio com os resíduos, podemos calcular, a partir da seguinte reação

2 KMnO 4(s )∆→

O2(g)+MnO2 (s)+K2 MnO4 (s)

mresí duo=mtubo+res í duo−mtubo

mresí duo=16,19 g−16,1612 g

mresí duo=0,0288 g

E com os dados das massas temos:

m o2=mtubo inicial−mtubofinal

m o2=16,2116 g−16,19 g

m o2=0,0216 g

Tendo então a massa de O2, e conhecendo sua massa molecular calcula-se o número de mols,

n=mO 2

MM O2

n= 0,0216 g

32 g mol−1

n O2=6,75 x10−4 mol

Com os dados calculados e apresentados, temos:

pV=nRT Onde,

R= pVnT

R= 735,19 mmHg x 2,8 mL

6,75 x10−4 mol x 297,15 Kx ( 1 L

1000 mL )R=10,26459 mmHg L mol−1 K−1

Com isso, a partir dos dados experimentais temos o valor de R, calculado. Pode se calcular o erro percentual relacionando o valor teórico e o valor experimental.

erro %=( valor experimental−valor teórico

valorteórico) x100

erro %=( 10,26459−62,36462,364 ) x100

erro %=−¿83,54%

O erro encontrado foi de -83,54%, isso se deve as condições nas quais foram submetidos os experimentos e até mesmo a imprecisão na leitura do menisco, falha na observação de vazamento, falha na pesagem e outros fatores que podem ter afetado o resultado final. Sendo assim o valor da constante experimental dos gases foi muito menor do que o valor teórico.

4.2 DETERMINAÇÃO DA MASSA MOLAR DE UM METAL (Zn)

Na tabela abaixo estão os dados obtidos para determinação da massa molar do zinco.

1.massa do zinco 0,0702g2.volume inicial 36,8mL3.volume final 41,8 mL4.variação do volume 5mL5.temperatura 27ºC6.pressão atmosférica 1008 hPa7.pressão de vapor 26,6 mmHg

Com base na tabela acima, podemos efetuar os cálculos seguintes:

Faz-se necessário calcular a pressão exercida pelo gás, utilizando à seguinte fórmula de pressões atuantes no sistema, ph2

=pex−pvapor,

ph2=1008 hPa−3546,37 Pa

ph2=97253,63Pa

Com base na formula do gás perfeito calcula-se o número de moles de Zn, pV=nRT ,

Tendo, como equação reacional:

Zn(s )+2 HCl → Zn Cl2 (aq)+ H 2(g )

Podemos, concluir que a proporção entre o gás hidrogênio e o zinco é de 1:1, logo o nH 2=¿nZn¿

nZn=pH2

V H2

RT

nZn=97253,63 Pa x 5 x10−6

8,31447 Pa m3 mol−1 K−1 x 300,15 K

nZn=1,94815 x10−4 mol

Tendo o número de moles do zinco e sabendo a massa utilizada no experimento, podemos calcular sua massa molecular experimental:

M=mZn

nZn

M= 0,0702 g

1,94815 x10−4 mol

M=360,34 gmol−1

Encontrada a massa molecular experimental podemos calcular o erro relativo:

erro %=( valo rexperimental−valor teórico

valorteórico) x100

erro %=( 360,34−65,3965,39 ) x100

erro %=451,06 %

O erro encontrado foi de 451,06%, isso se deve as condições nas quais foram submetidos os experimentos e até mesmo a imprecisão na leitura do menisco, falha na observação de vazamento, falha na pesagem e outros fatores que podem ter afetado o resultado final. Sendo assim o valor experimental da massa molar do zinco foi muito maior do que o valor teórico.

CONCLUSÃO

Foi possível alcançar os objetivos das práticas de determinação da constante dos gases (R) e massa molar do zinco, devido o embasamento à lei dos gases.

No entanto, os resultados experimentais obtidos não foram de acordo com os resultados teóricos, devido à variação de temperatura, pressão e de manuseio dos sistemas de determinação de R e massa molar do Zn, ou seja, nada estava corretamente de acordo com o exigido pelo CNTP.

BIBLIOGRAFIA

[1] ATINKS,P.W.;Jones,Loretta.Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3º- edição,Porto Alegre:Bookman,2006.

[2]CÉSAR,J e de ANDRADE,J.C. Determinação da massa molar de um metal,2006.Disponível em: http:// www.chenkeys.com/artigo/28/310. Acesso em: 25 de Agosto de 2010.