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Componente Curricular:

Nome da Experiência:

Aluna:

Data de Realização da prática: Data de entrega do Relatório:

Recebi o relatório referente à prática número 02 (s) da aluna , em 05 de maio de 2009.

_ Professor (a)

Química Experimental

Coleta de Gases

Dannyelle Alves dos Santos

28 de abril de 2009. 05 de maio de 2009.

Coleta de Gase Dannyelle Alves dos Santos

Centro de Ciências e Tecnologia Unidade Acadêmica

Engenharia Química

Universidade Federal de Campina Grande

Centro de Ciências e Tecnologia Unidade Acadêmica

Engenharia Química

Universidade Federal de Campina Grande

Centro de Ciências e Tecnologia

Unidade Acadêmica Engenharia de Materiais

: Relatório Nº 2

Coleta de Gases

Dannyelle Alves dos SantosAluna:

Matrícula: 20911595 Comp. Curricular: Laboratório de Química Geral

Campina Grande, Maio de 2009

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.

Determinar o volume do gás hidrogênio produzido quando uma amostra de magnésio reage com Ácido Clorídrico.

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:

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.

P x V = Constante

3. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA

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:

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:

As três equações citadas, podem ser incorporadas em uma única equação, chamada equação geral dos gases ideais:

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 0 °C (273,15 K) e 1 atm. Os gases preparados no laboratório são, muito freqüentemente, 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 de água.

= Constante___T
= Constante___T

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:

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 g) de oxigênio gasoso (O2).

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 HCl.

Um exemplo típico da reação que ocorre é:

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.

Ca(s)+ 2 HCl (aq)®CaCl2 (aq) +H (g) 2

P = P + P H OTotal2Gás

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:

Na reação (I) a mudança de carga é +2, na reação (I) é +3 e na reação (I) 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:

Reagentes:

Fe (s) + 2 HCl (aq) ® FeCl2 (aq) + H2 (g)(I)
2 Fe (s) + 3 Cl2 (g) ® 2 FeCl3 (s)(I)
2 FeCl2 (s) + Cl2 (g) ® 2 FeCl3 (s)(I)

MATERIAIS4.

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

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