Volume Molar dos Gases Ideais

Volume Molar dos Gases Ideais

Volume Molar dos Gases Ideais”

Jéssica Lopes, 64400

Monique Tiemi, 59261

Priscila Leandro, 65745

Paulo Alexandre, 66629

Período: Noturno, Turma: B

FÍSICO-QUÍMICA, Profº. HERNADES

Experimento I de 20 de Agosto de 2010

Entrega de Relatório 03 de Setembro de 2010

VOLUME MOLAR DOS GASES IDEAIS

Objetivo

Determinar experimentalmente o volume molar de um gás ideal nas condições normais de temperatura e pressão.

Introdução

Chama-se de Volume Molar ao volume ocupado por 1 mol de cada substância. Para sólidos e líquidos o volume molar depende, entre outras coisas, da natureza, da substância, mas para gases ele só dependerá das condições de temperatura e pressão, qualquer que seja a natureza do gás.Nas condições normais de pressão e temperatura o volume molar apresenta um valor constante igual a  litros que é, portanto, o volume ocupado por de qualquer gás nas referidas condições.Por definição, um gás ideal (também chamado gás perfeito) é aquele onde a energia de interação entre as moléculas é desprezível. Uma boa aproximação para esta situação é atingida fazendo com que a separação média entre as moléculas seja tão grande que se possa negligenciar a interação entre elas. Na prática, obtém-se este efeito a pressões muito baixas, onde o número de moléculas por unidade de volume é suficientemente pequeno. A equação de estado de um gás pode ser escrita como:

No caso de um gás perfeito, a função f que relacionada às variáveis termodinâmicas p, V, T, n apresenta uma forma muito simples, de modo que a equação de estado do gás ideal é:

onde, 

R, chamada constante dos gases perfeitos, é determinada experimentalmente. A equação 1 é muitas vezes chamada Lei dos gases ideais. Para uma quantidade fixa de gás (indicada por ), vemos rapidamente que uma das três variáveis pode ser colocada em função das outras duas. Ou seja, a equação 1 limita os possíveis valores que a pressão, por exemplo, pode assumir dados dois valores de V e T. É interessante observar que forma tem a superfície que representa esta função, que está ilustrada na Figura 1.

Figura 1: forma da superfície

Historicamente, o estudo de aplicação desta equação foi fundamental para a dedução empírica da equação 1.

Lei de Boyle

O volume de uma quantidade fixa de gás, numa temperatura fixa, é inversamente proporcional à pressão.

Esta afirmativa, a Lei de Boyle, pode ser entendida tanto intuitivamente quanto se utilizarmos a equação 1. com n e T constantes 

Neste caso, o membro direito da equação torna-se uma constante e podemos escrever que:

Equação 2:  ou 

O que significa que, diminuindo o volume, aumentamos a pressão, conforme observado por Boyle no século XVII (ano de 1.662).

Lei de Charles

Esta Lei, também conhecida como Lei de Gay-Lussac, afirma que, para uma quantidade fixa de gás, mantida a uma pressão constante, o volume ocupado é diretamente proporcional à temperatura. Podemos ver isto também a partir da equação 1, com n e p constantes:

Equação 3: 

De forma equivalente, podemos obter uma versão alternativa fazendo n e V constantes:

Equação 4: 

As Leis de Boyle e Charles estão ilustradas na Figura 2.

Figura 2: Leis de Boyle e Charles. Adotada de Encarta Enciclopédia.

Princípio de Avogadro

Este princípio diz que volumes iguais de gases a uma mesma temperatura e pressão contém o mesmo número de partículas. Fazendo a temperatura e pressão constantes na Lei dos Gases Perfeitos, equação 1.

Equação 5:

Lei de Dalton

Pode ser enunciada assim: a pressão exercida por uma mistura de gases perfeitos é a soma das pressões que cada um deles exerceria individualmente se ocupasse o mesmo volume sozinho.

Podemos formalizar esta idéia aplicando a Lei dos Gases ideais a cada gás presente na mistura. Tenham em mente que o volume e a temperatura são sempre os mesmos no que segue. Chamando de A e B os dois gases, se cada gás estivesse sozinho num mesmo volume V e numa mesma temperatura T, as pressões exercidas individualmente seriam:

Equação 6:  e 

Pela Lei de Dalton, se colocarmos os dois gases neste mesmo recipiente de volume V, a pressão total p será a soma das pressões dadas na expressão 6:

.

Procedimento Experimental:

Para se determinar o volume ocupado por 1 mol de H2 nas condições normais de temperatura e pressão em laboratório, utiliza-se do seguinte procedimento:

Figura 3: Aparelhagem para determinação do volume molar de um gás a partir do deslocamento da água por um gás.

Primeiramente foi medida a Pressão ambiente com auxilio de um barômetro, e medida a temperatura ambiente com o auxilio de um termômetro de mercúrio.

Em seguida foi colocado cerca de  de água em um béquer de , nele foi colocado um tubo de saída de látex para o balão de cheio de aguá onde também foi posto um tubo de saída de látex para o Erlenmyer de  como mostra a Figura 3.

Para formar um sifão com a água do béquer, foi assoprado o tubo de saída do balão, eliminando o ar e nivelando o conjunto a fim de igualar as pressões, em seguida foi ligado a mangueira ao tubo de ensaio.

Com os dedos, foi presa a saída lateral da mangueira, jogado a água do béquer na pia, e colocada no béquer vazio, e retirado os dedos da saída da mangueira.

Por último foi introduzido o comprimido efervescente (sonrisal em água), no erlenmeyer e anotado as observações.

Resultados e Discussões:

Primeiramente foi medida a pressão do gás carbônico a , a temperatura ambiente a , e foi nos dado à constante . Com esses dados em mãos foi calculada a pressão do gás carbônico com a seguinte formula:

Substituindo na formula, temos: 

Para converter a temperatura foi usado:



Para determinar massa de  liberada na reação foi pesado o conjunto na balança semi-analítica e anotada como  e o conjunto nivelado como 

.

A quantidade de matéria de liberada na reação foi:

Para determinar o volume de  liberado na reação foi pesado o béquer com a água deslocada :

Para converter a volume de gás carbônico para as condições normais foi utilizada a equação:

O volume parade gás carbônico 

Conclusão:

Verificou-se neste experimento um desvio percentual superior ao tolerável, pois durante a prática foi possível observar que se formaram bolhas de ar no tubo ligado à saída do balão o que possivelmente isto afetou os resultados.

Referência Bibliográfica:

ATKINS, P.W. Physical Chemistry. Oxoford University Press. 8ª Edição, 1995.

Atkins, P. W. - Físico-Química – 6ª edição, vol. 1. Editora LTC. Rio de Janeiro, 2001H.

BRADY, J. E. & HUMISTON, G. E. Química Geral, 2 ed., Rio de Janeiro, LTC S.A., 1986.

CASTELLAN, G. Fundamentos de Físico-Química. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos, 2002.

CASTELLAN, Gilberto. Fundamentos de Físico-Química. 8 ed. Rio de Janeiro: LTC, 1995.

MACEDO. Físico-Química I. Guanabara Dois, 2004.

Skoog, D. A. ;West, D. M.; Holler, F. J.; Crouch, S. R. – Fundamentos de Química Analítica – 8ª edição. Editora Thomson. São Paulo, 2006.

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