Relatório de Físico-Química

Relatório de Físico-Química

UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ

DEPARTAMENTO ACADÊMICO DE QUÍMICA E BIOLOGIA

CURSO DE BACHARELADO EM QUÍMICA TECNOLÓGICA/LICENCIATURA EM QUÍMICA

ANA PAULA FIORENTIN

LEANDRO HOSTERT

Determinação da massa molar de um metal

RELATÓRIO

CURITIBA

2009

1) INTRODUÇÃO

Gases são conjuntos de moléculas (ou átomos) que possuem movimento permanente e aleatório, sua velocidade aumenta ao elevar-se à temperatura. Um gás diferencia-se de um líquido por possuir moléculas muito separadas, exceto durante as colisões, movendo-se em trajetórias muito pouco perturbadas por forças intermoleculares.

O estado físico de uma amostra de uma substância se define por suas propriedades físicas, define-se um gás puro pelos valores de volume que ocupa, V, da quantidade de substância, n, da pressão, p, e da temperatura, T. Experimentalmente verificou-se que basta verificar três dessas variáveis para que se encontre a quarta. Ou seja, a experiência evidenciou que cada gás é evidenciado por uma equação de estado.

p= f (T, V, n) (1.1)

A equação 1.1 demonstra que se forem conhecidos os valores de n, T, V para uma certa substância pode-se calcular a sua respectiva pressão.

Uma importante equação de estado é a do “gás perfeito”:

p= nRT/V

Nesta equação R é uma constante.

Leis dos Gases.

Elaborou-se a equação de um gás a baixa pressão a partir da combinação de várias leis empíricas.

Robert Boyle mostrou que, com boa aproximação, a pressão e o volume de uma quantidade fixa de gás, a temperatura constante, relaciona-se por:

pV= constante

Essa relação denomina-se a lei de Boyle. Quando a temperatura constante, a pressão de uma amostra de gás é inversamente proporcional ao seu volume e o volume da amostra é inversamente proporcional à pressão.

Experiências modernas demonstram que a lei de Boyle é válida somente a pressões baixas, e os gases reais só a obedecem se no limite a sua pressão tender a zero (p→0). Devido a isso a lei de Boyle denomina-se lei limite.

A explicação molecular para a lei de Boyle não é difícil. Se comprimirmos uma amostra de gás a metade do seu volume, atingiram as paredes, em um certo intervalo de tempo, duas mais moléculas do que antes da compressão. Dobrando-se a força média sobre as paredes. Assim ao reduzir o volume do gás à metade, a pressão duplica-se, e p x V é uma constante. A lei de Boyle aplica-se a todos os gases em pressões baixas, as moléculas encontram-se muito afastadas umas das outras e, em média, uma não exerce influência sobre a outra, sendo assim as moléculas deslocam-se independentemente.

A lei dos gases perfeitos

Combinando-se a lei de Boyle (pV= constante), quando n e T são constantes, com as duas formas da lei de Charles (p∞ T e p∞ T) quando n e V, ou n e p, são constantes, e também o princípio de Avogadro (“Volumes iguais de gases, nas mesmas condições de temperatura e pressão, contêm o mesmo número de moléculas”), a constante de proporcionalidade, medida experimentalmente com o mesmo valor para todos os gases, simbolizada por R e é chamada de constante dos gases perfeitos, tem-se a equação dos gases perfeitos:

pV= nRT

Utiliza-se essa expressão para qualquer gás e fica cada vez mais exata à medida que a pressão tende a zero. Um gás que segue essa equação denomina-se de gás perfeito.

A equação do gás perfeito tem muita importância na físico-química, utilizando-a para deduzir grande variedade de relações na termodinâmica. Tem também significativa importância prática para cálculo das propriedades de um gás em diversas condições. Por exemplo, o volume molar de um gás perfeito nas condições normais de temperatura e pressão (CNATP) pode ser facilmente calculado.

A prática em questão tem como objetivo a utilização da lei de Dalton das pressões parciais e a equação de estado do gás ideal na determinação da massa molar de metais que reagem com ácido clorídrico.

2) METODOLOGIA

MATERIAIS E REAGENTES:

-Balança analítica.

-Barômetro.

-Termômetro.

- béquer de 50 mL.

-1 béquer de 1 L (polietileno)

-1 proveta de 50 mL.

-1 bureta de 50 mL.

-lixa.

-Fita de magnésio e zinco.

-fio de cobre (de aproximadamente 10 cm)

-1 rolha de borracha (n◦8) que contém um orifício no centro.

-solução de HCl 2 mol/L.

MÉTODO:

Determinação da massa molar do magnésio.

Pegaram-se dois pedaços de fita de magnésio (aproximadamente 1,5 cm cada) lixou-se e pesou-se em uma balança analítica.

Enrolou-se as amostras com um fio de cobre deixando-se uma sobra de aproximadamente cinco cm. Enrolou-se o pedaço de magnésio no foi de cobre de maneira que não escape durante o experimento e que haja contato com o ácido.

Fixou-se o restante do fio na rolha de borracha através do orifício central.

Completou-se a proveta de 50 mL com solução de HCl 2 mol/L com o auxílio do béquer de 50 mL.

Adicionou-se a proveta lentamente água destilada até enchê-la, realizou-se o procedimento com a proveta inclinada para que não haja mistura do ácido com a água.

Tampou-se a proveta com a rolha de borracha contendo o fio de cobre e a fita de magnésio, tomou-se cuidado para que não houvesse formação de bolhas.

Tampou-se o orifício da rolha com o dedo e virou-se a proveta ao contrário, com a proveta nessa posição, introduziu-se a mesma em um béquer de 1 L contendo água da torneira. Ao introduzir a proveta abaixo da superfície da água retirou-se o dedo do orifício da rolha cuidadosamente.

Assim que se cessou a reação deram-se algumas batidas leves na lateral da proveta com os dedos, eliminando-se as bolhas retidas no fio de cobre ou nas paredes da proveta.

Ajustou-se o menisco da proveta com o béquer e mediu-se o volume de gás produzido. Marcou-se com uma caneta o nível de água na proveta.Descartou-se a solução contida na proveta e limpou-se a mesma.

Com o auxílio de uma bureta e água da torneira determinou-se com maior precisão o volume de gás produzido e mediu-se a temperatura ambiente e da solução e a pressão ambiente. Com esses dados e os conhecimentos de misturas gasosas e gás ideal, calculou-se a massa molar do metal, e realizou-se o procedimento em duplicata.

Determinação da massa molar do zinco.

Pegou-se um pedaço de fita de zinco, lixou-se e anotou-se sua massa com o auxílio de uma balança analítica.

Repetiu-se o procedimento realizado com a fita de magnésio e com isso determinou-se a massa molar do zinco.

Nesse experimento utilizou-se HCl 6 mol/L.

3) RESULTADOS E DISCUSSÕES

Massa molar do magnésio:

No primeiro experimento em que se pretende determinar a massa molar do magnésio, pesou-se a fita de magnésio lixada com auxílio de uma balança analítica e obteve-se a massa de 0,0272g para a primeira fita e a segunda foi de 0,0276g. Essas massas devem estar entre 20,0 a 30,0 mg para que o volume de hidrogênio liberado não seja maior do que 2/3 do volume da proveta. (para evitar a perda de hidrogênio na forma de bolhas, a partir do lado aberto da bureta).

Os volumes de hidrogênio em cada bureta:

Grandeza

Representação

Resultado

Temperatura ambiente

T (°C)

25°C

Temperatura absoluta

T(K) = T (°C) + 273,15

298,15 K

Pressão atmosférica

Patm = PmmHg x 1 atm / 760 mmHg

0,908 atm

Amostra

Volume lido na bureta invertida /mL

Volume /mL

1 - 0,0272g

31mL

29,2mL

2 – 0,0276g

29mL

27,9mL

Com base nos resultados e nos conhecimentos prévios, pode-se calcular a massa molar do magnésio, temos:

Considerando que a mistura gasosa (hidrogênio e vapor de água) tem comportamento de gás ideal:

A reação envolvida neste experimento está representada pela equação química balanceada a seguir:

Mg(s) + 2H+(aq) → Mg2+(aq) + H2(g)

Sabendo o volume de hidrogênio produzido na reação, é possível calcular estequiometricamente a quantidade de substância do magnésio metálico consumida. Para isso, utiliza-se da Lei dos gases ideais:

P V = n R T

690,0 mmHg x 29,2 x 10-3 L = n x 62,3637 L.mmHg.K-1.mol-1 x 298,15 K

1,8594 x 104 x n = 2,01 x 101

nH2 = 1,08 x 10-3 mol

Como nH2 = nMg , temos:

nMg = m/M

1,08 x 10-3 = 0,0272 g/ MMg

MMg = 25,2 g/mol

E para a duplicata, temos:

P V = n R T

690,0 mmHg x 27,9 x 10-3 L = n x 62,3637 L.mmHg.K-1.mol-1 x 298,15 K

1,8594 x 104 x n = 2,01 x 101

nH2 = 1,04 x 10-3 mol

Como nH2 = nMg , temos:

nMg = m/M

1,04 x 10-3 = 0,0272 g/ MMg

MMg = 26,5 g/mol

E com base nesses dados calculou-se a média dos valores, e obteve-se:

MmédioMg = 25,8 g/mol.

Sendo assim, calcula-se o desvio, de acordo com a expressão:

E(%) = (Valor encontrado – Valor esperado) x 100/ Valor esperado

E(%) = (25,8 g/mol - 24,312 g/mol) x 100/ 24,312 g/mol

E(%) = 1,5 g/mol x 100/ 24,3g/mol

E(%) = 6,2%

Massa molar do zinco:

Para este caso realizou o experimento com a massa do zinco que deve estar entre 5,0 a 10mg, isso se deve ao motivo explicado no caso do magnésio. Para este experimento utilizou o ácido clorídrico 6 mol/L, para que a reação seja mais rápida.

Volume obtido de H2:

Amostra

Volume lido na bureta invertida /mL

Volume /mL

1 - 0,0592g

24,1 mL

25,0 mL

Com base nos resultados e nos conhecimentos prévios, pode-se calcular a massa molar do zinco, temos:

A reação envolvida neste experimento está representada pela equação química balanceada a seguir:

Zn(s) + 2H+(aq) → Zn2+(aq) + H2(g)

Utilizando a Lei dos gases ideais, temos:

P V = n R T

690,0 mmHg x 24,1 x 10-3 L = n x 62,3637 L.mmHg.K-1.mol-1 x 298,15 K

1,8594 x 104 x n = 16,63

nH2 = 8,944 x 10-4 mol

Como nH2 = nZn , temos:

nZn = m/M

1,08 x 10-3 = 0,0592 g/ MZn

MZn = 66,2 g/mol

Sendo assim, calcula-se o desvio, de acordo com a expressão:

E(%) = (Valor encontrado – Valor esperado) x 100/ Valor esperado

E(%) = (66,2 g/mol – 65,4 g/mol) x 100/ 65,4 g/mol

E(%) = g/mol x 100/ 65,4g/mol

E(%) = 1,2%

Considerações:

Em ambos os experimentos o metal cobre foi utilizado para suspender a fita, pois segundo Arthut Israel, Química Analítica Qualitativa, o cobre possui potencial de elétrodo padrão positivo, e por ser insolúvel em ácido clorídrico. Há a possibilidade de utilizar outro metal como a prata.

E segundo o J.D.Lee, Química Inorgânica Não Tão Concisa, o ácido clorídrico não reage com todos os metais, e caso houvesse a mudança do ácido em questão para ácido nítrico ou sulfúrico o cobre reagiria com ambos os ácidos.

É importante lixar o a fita de magnésio para que haja risco de que o gás produzido seja uma mistura, pois o metal puro reage com o ácido e produz de gás somente o H2(g).

Segundo a mesma literatura do J.D. Lee, o cobre exposto ao ar úmido reagiria e formaria um revestimento verde de azinhavre, porém no caso estudado o cobre estava coberto por um material protetor que evita essa reação.

E utilizou-se a equação dos gases ideais, pois alterou duas variáveis simultaneamente, e isto segundo a literatura de Jones, L. Atkins, P. Princípios de Química é o que nos permite utilizar tal fórmula.

Como este procedimento consiste em medir o volume de hidrogênio liberado, sob condições conhecidas, quando uma amostra previamente pesada de magnésio sólido reage com ácido clorídrico (HCl). Outro metal como o zincotambém pode ser utilizado para este tipo de experimento. O metal a ser utilizado deve satisfazer aos seguintes itens:

-O metal deve ser facilmente obtido em um estado relativamente puro;

-A taxa de produção de hidrogênio é rápida o suficiente para permitir a coleta de hidrogênio em um tempo relativamente curto5;

-O metal pode ser obtido na forma de fita, o que facilita a distribuição das amostras com uma determinada massa, garantindo a liberação de um volume adequado de hidrogênio.

Segundo Jones, L. Atkins, P. Princípios de Química, três propriedades físicas do hidrogênio são as: PF = 14K, massa molar de 1,008g/mol e PE = 20K. O H2(g) pode ser identificado retendo o gás dentro da proveta e ateando fogo no gás, pois como o hidrogênio é inflamável, porém deve se tomar um cuidado, pois há o risco de explosão.

E a proveta deve ser invertida para que o gás produzido não seja perdido, pois no caso da inversão todo o gás fica retido dentro da proveta.

4) CONCLUSÃO

O método aplicado nós permite calcular a massa molar de um metal de uma maneira muito simples, bastante simples, pois consiste em medir o volume de hidrogênio liberado, sob condições conhecidas. Porém, as possíveis fontes de erros são: a pesagem do metal, fita do metal oxidada, escape e/ou fuga do gás hidrogênio da bureta, incertezas de leitura da bureta e/ou proveta aliadas à menor divisão da escala e variação de temperatura da solução de ácido clorídrico durante a reação. E segundo os erros calculados, os desvios não foram relativamente grandes.

5) REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

Arthut Israel, Química Analítica Qualitativa, Editora Mestre Jou, 1905;

Atkins, P.; Físico Química Volume 1, Ed. Livros Técnicos e científicos, sétima edição, 2003 p. 3-12;

J.D.Lee, Química Inorgânica Não Tão Concisa, Editora Blucher, 1931 5º Ed;

Jones, L. Atkins, P. Princípios de Química, Editora Bookman 3 ª Ed;

http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc12/v12a11.pdf , acessado no dia 08/09/2009 às 16 horas;

Janaína, C., Andrade, J. C. de, A Determinação da Massa Molar de um Metal.

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