UNIVERSIDADE ESTADUAL DA PARAÍBADepartamento de química industrial / cctComp. curr.: Físico-química experimental

Professora: Dauci Pinheiro Rodrigues Aluna: Larissa Marinho Nunes de Almeida – 111020484

RELATÓRIO Nº 2DIFUSÃO GASOSA

Campina Grande – PBSexta-feira, 05 de Julho de 2013

UNIVERSIDADE ESTADUAL DA PARAÍBACENTRO DE CIÊCIAS E TECNOLOGIA

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA

LABORATÓRIO DE: físico-química experimentalPROFESSOR (a): Dauci Pinheiro RodriguesALUNO (a): Larissa Marinho Nunes de AlmeidaCURSO: Química Industrial MAT: 111020484TÍTULO E Nº DO EXPERIMENTO: Difusão GasosaDATA DO EXPERIMENTO: 0 \ o6 \ 2013 e

RECEBIDO EM:05\07\2013 POR: Prof. Dauci

CORREÇÃO

PREPARAÇÃO:______________RELATÓRIO:_________________PROVA:_____________________NOTA GLOBAL:________(_____________)RUBRICA DO (a) PROFESSOR (a)________________

1. INTRODUÇÃO

Os gases difundem-se facilmente, e são capazes de atravessar as paredes porosas de recipientes, através de movimentos de difusão. Como as energias cinéticas médias das moléculas gasosas só dependem da temperatura, segue-se que as moléculas mais leves movimentam-se mais rapidamente que as pesadas, em igualdade de condições.

Nos sólidos, o processo de difusão é muito lento, tão lento que são necessários métodos especiais para detectar e medir a velocidade de difusão; nos líquidos, a difusão ocorre mais rapidamente. Já para os gases, a difusão é muito rápida, e, além disso, é frequentemente auxiliada pelas correntes de convecção no ar, que faz com que seja ainda mais veloz. A efusão é o processo pelo qual um gás passa através de um orifício, e obedece as mesmas propriedades da efusão, no que diz respeito à velocidade dos gases. A difusão gasosa é responsável pela composição da atmosfera ser bastante uniforme; se um gás é produzido por uma fonte localizada, como o dióxido de carbono da respiração dos animais, o oxigênio da fotossíntese feita pelas plantas verdes e os poluentes dos veículos e das fontes industriais, então as moléculas do gás vão se difundir a partir da fonte, se distribuindo através da atmosfera. Na prática, o processo de mistura é acelerado pelos ventos, esse movimento de matéria é chamado de convecção.

A velocidade de difusão dos gases aumenta com a aumento da temperatura, já que este processo depende do movimento das moléculas e as velocidades moleculares aumentam com a aumento da temperatura. Em relação à massa molar, a velocidade do processo diminui quando a massa molar aumenta, pois esse aumento provoca uma diminuição das velocidades moleculares.

O químico Thomas Graham, em 1829, estudou esse comportamento dos gases. Ele concluiu que a velocidade em que um gás se difundia ou efundia (efusão é a fuga de moléculas por um orifício pequeno numa parede que está confinado as moléculas) em outro está relacionada com a sua densidade. Ele viu que os dados experimentais se repetiam para todos os gases.

Lei de Graham: a velocidade de difusão ou efusão de um gás é inversamente proporcional à raiz quadrada de sua densidade.

Essa lei pode ser expressa pela equação:

V α 1

√d (1)

Ou, relacionando dois gases diferentes, temos:

V 1

V 2

=√ d2

d1

(2)

Assim, gases com menor densidade difundem-se mais rapidamente. Se estiver na mesma condição de temperatura e pressão, pode-se também fazer uma relação disso com a massa molar do gás: quanto maior a densidade do gás, maior será a sua massa molar e menor a sua velocidade de difusão; e vice-versa. Desse modo, temos:

d=mV

= mnRTP

= mPnRT

= mPmMRT

= PRTM

(3)

Substituindo (3) em (2)

V 1

V 2

=√M 2

M 1

(4)

É por esse motivo que conseguimos sentir o cheiro dos perfumes: algumas de suas moléculas se difundem ou se espalham pelo ar, pois a proporção de volume do ar é muito maior.

Experimentalmente, podemos medir a velocidade de difusão de um gás, ao promover uma reação química entre dois gases, como por exemplo, a de um ácido com uma base em um sistema fechado.

2. OBJETIVO

Medir a velocidade de difusão dos gases HCl e NH3 a partir da reação de neutralização do HCl com o NH4OH, tomando como referência o anel de sal formado na reação no interior de um tubo fechado.

3. MATERIAL E MÉTODO

3.1. Materiais

Tubo de vidro ± 70 cm de comprimento por 2,0 cm de diâmetro; Bancada de madeira; Cronômetro; Escala ou régua graduada de 75 cm; Pipetas graduadas. Parede porosa: Algodão

3.2. Reagentes

HCl (ácido clorídrico concentrado); NH4OH (hidróxido de amônio concentrado).

3.3. Método Experimental

Foi retirada as rolhas do tubo e identificada com cada solução como (A) e (B). Colocou-se algodão dentro da rolha, após isso cotejou-se com ajuda de uma pipeta as soluções de HCl (A) e NH4OH (B) em cada rolas com algodão. Rapidamente foi colocada no tubo e ligado o cronômetro e esperando a formação de um anel branco. Após a formação do anel foi medida a distância percorrida pelos gases e anotado o valor.

4. RESULTADOS E DISCUSSÕES

4.1 Calcule a velocidade de difusão dos gases NH3 e HCl.

V NH3=Xmtmédio

= 41,5cm3,43min

=41,5cm224 seg

=0,1853cmseg

V NH3=18,53

cm100 seg

V HCl=Xmtmédio

= 28,5 cm3,43min

=28,5cm224 seg

=0,1272cmseg

V HCl=12,72cm

100 seg

4.2 Conhecendo-se as velocidades de difusão dos gases do item anterior e as velocidades de difusão da Tabela abaixo, construa os gráficos:

Gases Velocidade de Difusão cm/100segHCl 12,72NH 3 18,53H2 31He 22N2 8,3Cl2 5,2

a. Velocidade x massa molar

0 10 20 30 40 50 60 70 800

5

10

15

20

25

30

35

Cl2N2

HCl

NH3He

H2f(x) = 44.7930781263915 x -̂0.438135503536682R² = 0.826906438672885

Velocidade x Massa Molar

Series2Power (Series2)

MM (g/mol)

V (c

m/1

00se

g)

GRÁFICO 1

b. Log(velocidade) x log(massa molar)

Gráfico 2

0.2 0.4 0.6 0.8 1 1.2 1.4 1.6 1.8 20

0.20.40.60.8

11.21.41.6

Cl2N2

HClNH3He

H2f(x) = − 0.438135503536681 x + 1.65121090766401R² = 0.826906438672883

log(v) x log(massa molar)

Log (Massa Molar)

Log

(V)

4.3 Escreva a reação da experiência. De que é formado o anel branco que se formou e o que significa o seu aparecimento.

NH3(g) + HCl(g) + H2O → NH4OH(s) + H2O

O precipitado branco em forma de anel é constituído de Hidróxido de Amônio e água. Quanto a formação desse anel branco, indica que houve a difusão dos dois gases.

4.4 Compare os dados obtidos pela lei de Graham com os teóricos.

Usando a equação (4), obtemos a seguinte relação:

V NH 3

V HCl

=√ M HCl

MNH 3

= 18,5312,72

=√ 36,517

= 1,45676 = 1,46528

Segundo a lei de Graham teremos 0,68 como valor teórico. Dai calcularemos o erro.

E% = ¿V exp .−V Teórico∨¿

V Teórico∗100¿= ¿1,45676−1,46528∨ ¿

1,46528∗100=¿¿

0,58 %

4.5 Justifique os gráficos.

A curva no gráfico 1 satisfaz a Lei de Graham, pois confirma que quanto maior a massa molar de um gás, menor sua velocidade No gráfico 2, mostrou que é coerente a relação inversa de proporcionalidade entre os dois gases, pois quanto maior o log da massa molar do gás, menor é o log da velocidade de difusão.

4.5 O experimento comprova a lei de Graham? Por quê?

Comprova, pois a Lei de Graham diz que quando os gases são submetidos às mesmas condições de pressão e temperatura, o gás que tiver menor massa molar terá maior velocidade de difusão. E foi justamente isso que o experimento mostrou e provou.

4.7 Discuta o experimento de uma forma crítica, ou seja, observe ospontos fracos do experimento e a partir daí dê sugestões para corrigi-los.

O resultado do experimento foi excelente, a porcentagem de erro foi mínima, menor que 1%, o que confirma o êxito no experimento. A sincronia, o manuseio e a pratica em laboratório, ajudou para esse resultado, apesar de erros humanos e equipamentos, o experimento atingiu o objetivo visto em teoria.

5. CONCLUSÃO A partir do experimento ministrado no laboratório de físico-quimica,

pode-se obter a velocidade de difusão do gás cloreto de hidrogênio bem como a velocidade difusora do gás amônia, chegando à conclusão de que a Lei de Graham se aplica perfeitamente aos gases, ou seja, quanto maior a massa molecular de um respectivo gás, menor será sua velocidade, quando comparado a outro gás de menor massa molecular. Podemos assim concluir que a velocidade difusora de um gás é inversamente proporcional a sua massa molecular.

O mínimo erro experimental verificado pode ter ocorrido devido a problemas mecânicos no transporte do algodão embebido ou no fechamento com a rolha. O experimento atendeu as expectativas, visto que o erro foi relativamente pequeno.

REFERENCIAS

RANGEL, R.N., Práticas de Físico-Química, 3. ed. Edgard Blucher: São Paulo, 2006.

ATKINS, P. W., PAULA, J., Físico-Química.Vol. 2. LTC: São Paulo, 2004.

CEUNES – UFES – FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL. Difusão de gases. Disponível em: <http://www.ceunes.ufes.br/downloads/2/gilmenebianco-Exp1_Densidade.pdf>.