relatorio gases utilizando a lei de graham

relatorio gases utilizando a lei de graham

Gases

Bianca, Caio, Emilio e Francele.

PRESIDENTE PRUDENTE

30 / 03 – 2010

Gases

Relatório apresentado a Professora Ana Maria da disciplina de Química Geral Experimental I da turma do 1º Ano, do curso noturno de Licenciatura em Química.

UNESP – Faculdade de Ciências e Tecnologia

Presidente Prudente – 03/03/2010

SUMÁRIO

INTRODUÇÃO 4

PARTE EXPERIMENTAL 5

RESULTADOS E DISCUSSÃO 6

CONCLUSÕES   9

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 9

INTRODUÇÃO

Os gases difundem-se facilmente, e são capazes de atravessar as paredes porosas de recipientes, através de movimentos de efusão. 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. Tanto a difusão, como a efusão gasosa é descritas quantitativamente pela lei de Graham, que estabelece que numa dada temperatura, as velocidades de efusão dos gases são inversamente proporcionais a raiz quadrada de suas densidades, ou de seus pesos moleculares.

OBJETIVOS

- Demonstrar a lei de Graham

- determinar o volume de oxigênio produzido na reação.

PARTE EXPERIMENTAL

Materiais e Métodos

- Reagentes utilizados: Amônia concentrada e Acido clorídrico concentrado, acetona, clorato de potássio, dióxido de manganês; toxicidade, cuidados com os mesmos na sua manipulação: Evitar o contato com os olhos e orifícios para a respiração.

- Suporte Universal, Garra, Tubo de vidro, algodão, cronômetro, régua, pinça, balança analítica, tubo de ensaio, cuba, proveta, mangueira, termômetro, bico de bunsen.

Procedimento Experimental

  1. Lei de fusão/difusão de Grahan

- Monte um sistema com um tubo de vidro seco e limpo (80 com de comprimento e 2 mm de diâmetro), suporte universal, garra. O furo do tubo deve ser tampado com algodão.

- Umedecendo um dos algodão com a solução de amônia concentrada, e o outro com a solução de acido clorídrico concentrado, e inicie a cronometragem, apartir deste instante até o surgimento de um anel branco no interior do tubo.

- Interrompendo a cronometragem após o surgimento do anel , meça com a régua a distancia percorrida pelo gás HCl, lave o tubo de vidro, passando acetona, repita o experimento por mais duas vezes.

- Anote os resultados dos tempos e das distancias percorridas pelos dois gases, calcule a media e a velocidade da difusão, e Faça um gráfico de log v x log massa molar para comprovar a lei de Graham.

  1. Determinação do volume molar do oxigênio

  1. Pese um tubo de ensaio e anote sua massa (m1)

  2. Pese uma massa de KClO3 entre 0,100 e 0,150g (m2)

  3. Pese uma massa de MnO2 entre 0,100 e 0,200g (m3)

  4. Transfira-se quantativamente para um tubo de ensaio do item a, homogeneizando a mistura. Pese o conjunto tubo + MnO2 e anote sua massa. (m4)

  5. Monte um sistema com uma cuba com água, tubo de ensaio, bico de bunsen, proveta e mangueira.

  6. Aqueça o tubo contendo a mistura de KClO3 e MnO2, recolhendo o O2 desprendido no interior da proveta cheia de água.

  7. Assim que parar o borbulhamento, retirar a mangueira de dentro da água para evitar o refluxo de liquido para o interior do tubo.

  8. Nivele o liquido de dentro da proveta com o liquido externo, fazendo subir ou descer a proveta.

  9. Meça e anote o volume de gás no interior da proveta.

  10. Deixe esfriar o tubo de ensaio, pese-o e anote sua massa (m5)

  11. Determine a massa de O2 desprendida na reação subtraindo (m4-m5)

  12. Anote a temperatura e a pressão do laboratório

  13. Utilizando a equação geral dos gases, determinar o volume ocupado nas cntp pelo O2 produzido na reação.

RESULTADOS E DISCUSSÃO

Foi medido o tubo de vidro com a régua, onde sua media foi de 79,6cm.

O experimento foi feito varias vezes, pois não se formava o anel branco no tubo de vidro, onde reagiu o NH3 com o HCl :

HCl(l) + NH3(l) NH4Cl(s)

Os resultados e as distancias percorridas pelos gases segue na tabela abaixo.

Tabela 1. Resultados dos experimentos.

Experimento 1

Experimento 2

Experimento 3

Distancia percorrida HCl(cm)

43,8

39,9

42

Distancia percorrida NH3(cm)

35,8

39,7

37,6

Tempo Cronometrado(seg.)

327

322

387

Velocidade (cm/s) HCl

0,1339

0,1239

0,1085

Velocidade (cm/s) NH3

0,1094

0,1232

0,0971

Tabela 2. Médias dos resultados.

HCl

NH3

Distancia Média experimental (cm)

41,9

37,7

Velocidade Média experimental (cm/100s)

12,21

10,99

Peso Molecular

36,5

17

Velocidade de Difusão = 0.6825

Velocidade de difusão HCl = 8,33

Velocidade de difusão NH3 = 7,50

Gráfico 1

O Gráfico 1 mostra o log das velocidades de reação de alguns gases versus seu peso molecular.

Percebe-se que as velocidades de difusão tende a cair com o aumento do peso molecular. O que confirma a teoria de Graham que a velocidade de difusão de um gás através de outro é inversamente proporcional à raiz quadrada de sua massa molecular.

No segundo experimentos obtivemos os seguintes resultados:

Massa (g)

Tubo de ensaio

49,2023

KClO3

0,1432

MnO2

0,1755

Tubo de ensaio + KClO3 + MnO2

49,522

Após o aquecimento gradativo do composto no tubo de ensaio, houve o desprendimento de O2 do MnO2. Pesou-se o tubo de ensaio com o resíduo que sobrou da reação e obteve-se: Tubo + Resíduo: 49,4652g. Calculo-se a massa de O2 que se desprendeu, sendo esta relativa a 0,0569 g e o volume que o gás ocupa é de 69,0 ml. Sendo que a pressão ambiente era de 962,6 mmHg e a temperatura ambiente é de 27 ºC.

P1.V1 = P2.V2 => 760.V1 = 936,1.69ml => 2,78.V1 = 3,12.69ml => V1 = 215,28ml =>

T1 T2 273K 300,15K 2,78

    • V1 = 77,44ml.

Percebemos que o MnO2 , serve apenas como catalisador não participando da reação e o O2 é obtido pela seguinte equação onde ocupou o volume de 77,44ml

MnO2

2KClO3 --------- 2KCl + 3O2

CONCLUSÕES  

Com os experimentos realizados pode-se confirmar a teoria de gases em Química. Podendo-se tomar medidas experimentais, efetuar cálculos com elas, e compará-las aos dados achados na teoria. Apesar dos erros como falhas na leitura do cronômetro, atraso no seu acionamento ou parada, falhas na medição de distancia percorridas pelos gases, e impurezas no gás ou no tubo de vidro, é possível efetuar comparações e cálculos com os dados, e pôde-se chegar à mesma conclusão que Thomas Graham chegou no século 19: a velocidade de difusão de um gás através de outro é inversamente proporcional à raiz quadrada de sua massa molecular.

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

Livros

E. Giesbrecht, “Experiências em química: Tecnicas e Conceitos Básicos”, PEQ – Projetos de Ensino de Química, Ed. Moderna Ed. Da USP, São Paulo, SP (1979).

ATKINS, P.; JONES, L., Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2006. Tradução da 3º edição.

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