UNIVERSIDADE FEDERAL DA BAHIA

POR QUE NÃO É TÃO SIMPLES TRABALHAR COM GASES?

Salvador,

Maio de 2015

UNIVERSIDADE FEDERAL DA BAHIA

Instituto de Química

Departamento de Química Geral e Inorgânica

Disciplina: A27 Química Fundamental I

Professor: Adriane

Curso: Química

Experimento realizado no dia 28 de Abril de 2015

Equipe: Ana Carolina Calmon

Mayane Araújo

Victor Borges

POR QUE NÃO É TÃO SIMPLES TRABALHAR COM GASES?

Salvador,

Maio de 2015

SUMÁRIO

Objetivos...................................................................................................................

Introdução.................................................................................................................

Parte experimental...................................................................................................

Materiais e Reagentes.......................................................................................

Procedimento Experimental..............................................................................

Resultados e Discussão...........................................................................................

Conclusão..................................................................................................................

Referências................................................................................................................

OBJETIVOS

Efetuar e observar uma reação na qual se forma um gás;

Efetuar e observar uma reação entre dois gases;

Coletar e medir o volume de um gás gerado numa reação;

Comparar dados experimentais com aqueles previstos teoricamente.

INTRODUÇÃO

Em muitos aspectos, os gases são a forma de matéria mais facilmente entendida. Ainda que

diferentes gases possam ter diferentes propriedades químicas, eles se comportam de maneira

bastante similar, particularmente em pressões baixas, no que se refere às propriedades físicas.

Os gases são um exemplo de matéria formada por um número muito grande de moléculas e

suas propriedades são consequência do comportamento dessas partículas.

O hidrogênio, nitrogênio, oxigênio, flúor e o cloro existem como gases sob condições

ordinárias de temperatura e pressão. Os gases nobres; hélio, neônio, argônio, criptônio,

xenônio e radônio; são monoatômicos. Muitos compostos moleculares também são gases. As

substâncias que são líquidas ou sólidas em condições ordinárias também podem geralmente

existir no estado gasoso, nesta ocasião elas são chamadas de vapores.

Os gases diferem significativamente dos sólidos e líquidos em vários aspectos. Por exemplo,

um gás expande-se espontaneamente para encher um recipiente. Dessa forma, o volume de

um gás se iguala ao volume do recipiente que o contém. Os gases também são altamente

compressíveis: quando se aplica pressão a um gás, seu volume diminui rapidamente. Os

sólidos e líquidos, por outro lado não se expandem para encher os recipientes que os contêm,

nem são rapidamente compressíveis.

Pressão

O fato de os gases serem facilmente compressíveis e preencherem o espaço disponível sugere

que suas moléculas estão muito afastadas umas das outras e em movimento caótico

incessante. Esse movimento incessante das moléculas causa colisões destas com a superfície

do recipiente que as compõe. O resultado dessas colisões sobre as paredes do recipiente geram

uma pressão.

Pressão = ForçaÁrea

A unidade no SI é o pascal. 1atm = 760 mm Hg = 760 torr = 1,01325 x 105 Pa = 101,325 kPa

Leis dos gases

Os experimentos com grande número de gases revelam que são necessárias quatro variáveis

para definir a condição física, ou estado, de um gás: temperatura, T; pressão, P; volume, V; e

quantidade de gás, geralmente e expressa em quantidade de matéria, n. As equações que

expressam as relações entre T, P, V e n são conhecidas como leis dos gases.

A lei de Boyle afirma que o volume de certa quantidade fixa de um gás mantido à temperatura

constante é inversamente proporcional à pressão.

V = constante x 1P

ou PV = constante

A lei de Charles pode ser expressa como o volume de certa quantidade fixa de gás mantido a

pressão constante é diretamente proporcional à respectiva temperatura absoluta. (Temperatura

em kelvin)

V = constante x T ouVT

= constante

A lei de Avogadro resulta da hipótese de Avogadro: o volume de um gás mantido a

temperatura e pressão constantes é diretamente proporcional à quantidade de matéria do gás:

V = constante x n

A lei dos gases ideais, PV = nRT, é uma equação de estado que resume as relações que

descrevem a resposta de um gás ideal a mudança de pressão, volume, temperatura e

quantidade de moléculas.

A constante R é chamada de constante dos gases e tem o mesmo valor para todos os gases

A equação do gás ideal também pode ser usada para calcular a densidade do gás,

multiplicando-a pela massa molar:

nV

= PRT

nMV

=PMRT

d= PMRT

Mistura de gases e pressões parciais

Uma mistura de gases que não reagem entre si comporta-se como um gás simples. Enquanto

estudava as propriedades do ar, Dalton observou que a pressão total de uma mistura de gases é

igual à soma das pressões parciais que cada gás exerceria se estivesse sozinho.

Movimento das moléculas

Os processos de difusão e efusão fornecem dados que mostram como as velocidades médias

das moléculas dos gases se relacionam com a massa molar e a temperatura. A difusão é a

dispersão gradual de uma substância em outra substância.

Thomas Graham descobriu que, quando a temperatura é constante, a velocidade de efusão de

um gás é inversamente proporcional à raiz quadrada de sua massa molar. Para diferentes

temperaturas a velocidade será proporcional à raiz quadrada da temperatura.

Velocidade deefusão∝ √T√massamolar

PARTE EXPERIMENTAL

Materiais e reagentes

Tabela 1: Vidrarias utilizadas.

Vidrarias Quantidade Capacidade

Béquer 2 50 mL, 400 mL

Proveta graduada 1 1000 mL

Tubo de vidro graduado 1 50 mL

Tubo de vidro aberto nas

duas extremidades

1 -

Tabela 2: Reagentes utilizados.

Reagentes Quantidade Concentração

Fio de cobre 1 -

Fita de magnésio 1 (~2,0 cm) -

Ácido clorídrico 10 mL 6 mol/L

Ácido clorídrico - Concentrado

Hidróxido de amônio - Concentrado

Água destilada - -

Tabela 3: Materiais utilizados.

Materiais Quantidade Capacidade

Rolha de borracha furada 1 -

Rolha 2 -

Garra 1 -

Mufa 1 -

Suporte universal 1 -

Procedimento experimental

Experimento 1

I) Tomou-se uma fita de magnésio e mediu-se, com uma régua, um pedaço de ~2,0

cm. Colocou a dentro de uma pequena gaiola feita com fio de cobre enrolado em

forma de hélice. Foi deixado sem enrolar ≈ 5 cm do fio, para servir de cabo;

II) Colocou-se 10 mL de ácido clorídrico 6 mol/L dentro do tubo graduado e

completou-se, com água, até a borda, cuidadosamente, de modo a evitar a presença

de ácido no topo do tubo;

III) Introduziu-se, no tubo acima preparado, a gaiola feita de fio de cobre com o

magnésio prendendo-a, pelo cabo, com uma rolha. Como mostra a FIGURA 1 a

seguir.

IV) Cobriu-se o furo da rolha com o dedo, inverteu-se o tubo e, imediatamente, o

mergulhou na água contida num béquer de 400 mL. Fixou-se o tubo com uma

garra ao suporte. Ver FIGURA 1(B). Observou-se, atentamente, tudo que

aconteceu dentro do tubo;

V) Depois que a reação cessou (a fita de magnésio foi totalmente consumida ao reagir

com o ácido), FIGURA 1(C), esperou-se uns cinco minutos para que o gás

recolhido entre em equilíbrio térmico com o ambiente. Soltou-se toda bolha que

estava presa às paredes do tubo (a professora orientou em como preceder para isso)

e, em seguida, cobriu-se o furo da rolha com o dedo e transferiu-se o tubo, na

posição vertical, para uma proveta quase completamente cheia de água, FIGURA

1(D);

VI) Elevou-se e abaixou-se o tubo até que o líquido no seu interior estivesse no mesmo

nível da água da proveta igualando, assim, a pressão interna à pressão atmosférica.

Mediu-se o volume dos gases dentro do tubo;

VII) Anotou-se a temperatura e a pressão atmosférica do laboratório.

Experimento 2

I) Tomou-se dois chumaços de algodão e embebeu-se um deles em hidróxido de

amônio concentrado, o outro, em ácido clorídrico concentrado. Colocou-se eles,

simultanemente, um em cada extremidade de um tudo, como o mostrado na

FIGURA 2, e vedou-se com rolhas;

II) Iniciou-se, imediatamente, a contagem do tempo até o momento em que

aparecesse, dentro do tubo, um “anel branco” de cloreto de amônio;

III) Mediu-se a distância que percorreu cada uma das substâncias gasosas, NH3 e HCl.

RESULTADOS E DISCUSSÃO

Experimento 1

Primeiramente foi medido aproximadamente 2,2 cm da fita de magnésio. Em seguida, nós a

lixamos, para que a parte que sofreu oxidação fosse retirada e assim melhorou a superfície de

contato do metal para reagir com o ácido clorídrico. E prosseguimos com o experimento.

Percebemos que a reação tinha chegado ao fim, quando todo o pedaço da fita de magnésio

havia sido consumida na reação, como pode ser visualizado na FIGURA 3. Ao fim, medimos

então o volume dos gases dentro do tubo que foi de aproximadamente 28 mL, à temperatura

ambiente de 27 °C.

FIGURA 3 – Fita de magnésio que estava enrolada no fio de cobre foi totalmente consumida.

Experimento 2

Primeiro, tomou-se dois chumaços de algodão e embebede-os um em hidróxido de amônio

concentrado e o outro em ácido clorídrico concentrado. Eles foram colocados

simultaneamente um em cada extremidade do tubo, em seguida vedados com as rolhas.

Iniciou-se imediatamente a contagem do tempo até o momento em que deveria aparecer um

anel branco, de cloreto de amônio, dentro do tubo.

Entretanto, passou-se muito tempo e o “anel branco” não se formou. O motivo pode ter sido o

fato do algodão embebido com ácido clorídrico não ter sido totalmente colocado dentro do

tubo e fechado com a rolha. Então, para fazermos os cálculos, utilizamos os dados

experimentais deixados no quadro por outra turma, como mostra a FIGURA 4.

FIGURA 4 – Dados experimentais deixados escritos no quadro por outra turma.

QUESTIONÁRIO

EXPERIMENTO 1

1. O que é compressibilidade? Se necessário, consulte o dicionário.

2. Use a definição de compressibilidade para descrever o que você espera acontecer

quando uma massa gasosa é comprimida a uma dada temperatura.

3. Em qual das três fases – sólida, líquida ou gasosa – a força entre as partículas é menor?

Justifique sua resposta.

4. Com base na força entre as partículas formadoras da matéria, como você explica a alta

capacidade de expansão dos gases? E a alta compressibilidade?

5. Agora, pense e responda: por que no estado gasoso existem muitos e grandes espaços

entre as partículas?

6. Reveja seu conceito de densidade e explique por que uma substância na fase gasosa é

menos densa do que nas fases líquida ou sólida.

7. Considerando as propriedades citadas para os gases e sabendo que o ar atmosférico é

uma mistura gasosa, discuta: "por que não é simples trabalhar com gases"?

8. Para onde vai o gás que sai pela exaustão da capela? Então, o que você acha que é feito

com gases liberados como subprodutos de processos industriais?

9. Analise a FIGURA 1 e diga por que o gás é recolhido num tubo graduado.

10. Com base no conhecimento de densidades relativas entre líquidos e gases, justifique por

que gases podem ser coletados por deslocamento de líquidos.

13. Observe, atentamente, tudo o que acontece dentro do tubo e descreva o que você

observar

14. Quais são as substâncias gasosas que estão dentro do tubo?

Anotar a temperatura e a pressão atmosférica do laboratório.

VIII) Você vai precisar da quantidade de matéria de magnésio no pedaço de fita que você

cortou? Discuta como fazer para obter essa informação.

Agora, você vai usar a equação geral dos gases ideais, PV = nRT, para calcular o volume,

V, de gás hidrogênio que deveria ser obtido no experimento realizado, ou seja, o volume

teórico. Lembre-se que:

i) P = pressão do gás hidrogênio no tubo. Você igualou essa pressão à externa, que é 1

atm. Mas o gás foi coletado sobre água e, portanto, existe vapor d’água dentro do tubo.

Então o valor de P a ser usado na equação deve ser encontrado a partir da Lei de Dalton:

P = P(H2) + P(vapor de água). Como você já sabe, a pressão de vapor de qualquer líquido

depende da temperatura na qual o líquido se encontra. Para encontrar a pressão de

vapor da água, você deve consultar um “handbook” ou qualquer livro de Química Geral e

procurar o valor correspondente ao da temperatura do laboratório.

ii) n = quantidade de matéria de hidrogênio, obtida na reação. Esse valor você encontra a

partir da equação a seguir e da quantidade de matéria de magnésio que você usou.

Mg(s) + 2HCℓ(aq) Mg2+(aq) + 2Cℓ(aq) + H2(g)

15. Use, então, a equação geral dos gases, PV = nRT, para calcular o volume de H2(g) que

você deveria obter. Compare esse valor com o que você obteve no seu experimento e discuta

possíveis causas da diferença entre eles.

16. Use o modelo do estado gasoso e a idéia de partículas para explicar porque é possível

sentir o cheiro do perfume que uma pessoa está usando a certa distância.

17. O que você entende por vapor? Qual é o estado físico de um vapor?

18. Discuta porque as partículas do vapor do perfume movem-se facilmente através do ar

EXPERIMENTO 2

19. Calcule a relação entre as velocidades da amônia e do gás clorídrico, a partir dos dados

obtidos no EXPERIMENTO.

20. Calcule, agora, a relação entre as velocidades da amônia e do gás clorídrico, usando a

Lei de Graham. A seguir compare com o valor obtido experimentalmente e discuta os

resultados

21. Quanto tempo levou para formar o “anel branco”? Observe a largura do anel.

III) Medir a distância que percorreu cada uma das substâncias gasosas, NH3 e HCℓ.

22. Qual foi a distância percorrida por cada um dos gases? Sugira uma explicação para os

diferentes valores.

23. Depois de algum tempo, volte a observar a largura do anel e compare-a com a inicial.

Houve alguma diferença? Dê uma explicação para o fato.

CONCLUSÃO

ANEXO

REFERÊNCIAS

• HARRIS, Daniel C. – Análise Química Quantitativa – Sexta Edição – Rio de Janeiro: LTC, 2005.

• VOGEL, Arthur I. – Análise Química Quantitativa – Sexta Edição – Rio de Janeiro: LTC, 2008.

•<http://www.pucrs.br/quimica/professores/arigony/cromatografia/cg.htm> Acessado no dia 01/03/14 às 22:02.

•<http://w3.ufsm.br/larp/media/introd_gc.pdf> Acessado no dia 01/03/14 às 00:54.

Referência:

Princípios de química – Atkins

Apostila – “Química fundamental I – Aula prática – Porque não é simples trabalhar

com gases?”.

Química: a ciência central – Brown, Leway e Bursten