Determinação da Massa Molar do Dióxido de Carbono CO2

Determinação da Massa Molar do Dióxido de Carbono CO2

Determinação da Massa Molar do Dióxido de Carbono(CO2)

  1. OBJETIVOS

Apresentar um método de obtenção de um gás (CO2) em laboratório.

  1. INTRODUÇÃO TEÓRICA

A lei dos gases ideais é útil na determinação das massas molares de substâncias voláteis. O valor aproximado da massa molar é usualmente suficiente para determinar a fórmula molecular de uma substância. A massa molecular é um número que indica quantas vezes a molécula de uma dada substância é mais pesada que 1/12 da massa do isótopo do carbono (12C). (CASTELLAN, 1986).

A quantidade de uma substância expressa em gramas, numericamente igual a sua massa molecular denomina-se molécula-grama ou mol.

Uma molécula-grama de qualquer substância em estado gasoso, ou de vapor ocupa em condições normais de pressão e temperatura, um volume igual a 22,4 litros.

Para reduzir o volume do gás às condições normais, utiliza-se a equação de estado dos gases.

Um gás ideal é um conceito hipotético, pois na realidade os gases podem apresentar este comportamento somente sob certas condições, tais como, baixas

pressões e/ou elevadas temperaturas. Ao se examinar o comportamento experimental de "gases reais" através das medidas de pressão, volume, temperatura e número de moles em função da pressão, observa-se um desvio do comportamento que seria esperado para um gás ideal. O valor para um comportamento ideal obedece a equação, p V = n R T seria igual a unidade. A relação de estado dos gases permanece constante para a molécula-grama de qualquer gás.

Este valor constante denomina-se constante universal dos gases e se designa R. Seu valor numérico em dimensões dependem do sistema de unidades escolhidos para o cálculo.

litro

atm

.

litro

mmHg

.

R = 0,082 R = 62,3

k

mol

.

k

mol

.

Em todos os cálculos, o valor e a dimensão da constante R devem concordar com a dimensões adotadas no cálculo dado para a pressão e o volume.

A constante R pode ser expressa matematicamente da seguinte forma

Substituindo este quociente pela constante dos gases na equação de estado temos P.V = R.T (Equação de Clapeyron).

Tomando-se n moles de uma substância, a equação de Clapeyron adquire o seguinte aspecto:

P.V = n.R.T

O número de moles (n) do gás é igual a relação da massa do gás (m), em gramas, e a molécula-grama (M) do gás.

Substituindo-se o valor de n na equação de Clapeyron, esta pode assumir o seguinte aspecto

M

T

R

m

V

P

.

.

.

onde

A última fórmula permite determinar a massa molecular se conhecermos a massa (m) de um certo volume (v) de um gás como sua pressão (P) e temperatura (T).

Para os cálculos da massa molecular do CO2 necessitaremos ainda da massa molecular média do ar. Sabendo-se que a massa molecular do hidrogênio é 2,016 e que o ar é 14,38 vezes mais pesado que o hidrogênio, sua massa molecular média é 28,98.

Na determinação experimental da massa molecular de um gás, é necessário eliminar-se as impurezas tais como HCI gasoso, vapor de água etc. Essas impurezas gasosas são eliminadas fazendo-se passar o gás através de algumas substâncias que reagem quimicamente com a impureza e não reajam com o gás.

3. MATERIAIS E REAGENTES

Aparelho de Kipp

Frascos lavadores ou garrafas de boca larga

Erlenmeyer de 250 ml ou balão de fundo chato de 250 ml

Proveta de 250 ml

Pinça metálica

Balança analítica ou digital

Varetas de vidro para conexões

Mangueira de látex

Rolha de borracha

Solução de ácido clorídrico 1:1 HCI

Ácido sulfúrico concentrado - H2SO4

Pedaços de mármore – CaCO3

Solução de bicarbonato de sódio – NaHCO3

Barômetro

4. PROCEDIMENTOS

Inicialmente foram colocados aproximadamente 3 colheres de CaCO3 (calcário) num kitassato. Um erlenmeyer foi preenchido com NaHCO3(aq), um segundo erlenmeyer foi preenchido com H2SO4(aq), ambos com aproximadamente pela metade de seu volume. Foi também utilizado um balão de separação, contendo 70ml de HCl 1:1.

Após feitas as pesagens e preenchimentos de reagentes, foi montado a aparelhagem como mostrado no esquema abaixo.

O balão de separação foi acoplado ao kitassato e este interligado ao erlenmeyer que continha NaHCO3 e este ligado ao erlenmeyer que continha H2SO4. Finalmente este foi ligado ao balão volumétrico de fundo chato.

O balão volumétrico de fundo chato foi inicialmente vedado com uma rolha de borracha e pesado em balança analítica para obtenção de seu peso inicial (massa do balão + massa da rolha + massa ar atmosférico). Esse balão foi destampado e colocado num sistema previamente montado como observado na figura 1.

Abriu-se a torneira do balão de separação para que o ácido clorídrico gotejasse de forma lenta sob o calcário, iniciando-se o procedimento. A cada 5 minutos o balão de fundo chato era vedado com a rolha e pesada sua massa. Essa metodologia foram repetidas 4 vezes. Então, acabado esse procedimento, foi aferido o volume do balão completando-se o volume com água e transferindo para uma proveta. Os resultados obtidos serão discutidos posteriormente.

Figura 1. Modelo de aparelhagem usada na aula prática.

5. RESULTADOS E DISCUSSÃO

6. CONCLUSÃO

Os resultados obtidos revelam que o método é obteve um rendimento muito bom, além de possuir poucas fontes de erros, sendo uma delas o método de pesagem e coleta do gás, e uma fonte de erro que aparentemente pode ter interferido no resultado final, pode ter sido a vedação das rolhas e tubos de silicone.

A margem de erro calculada está dentro da porcentagem estipulada pelo professor, que foi 5 %, o que torna o resultado final válido.

Pode-se concluir que o método apresentado tem um bom rendimento e é uma boa maneira de se obter o CO2.

7. REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA

CASTELLAN, Gilbert. Fundamentos de Físico-Química, Editora LTC, 1986, Rio de Janeiro.

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