Estudos de gases e suas leis

FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA

A partir do estudo sobre gases e suas leis pudemos observar que as variações de pressão, volume e temperatura influenciam em seu comportamento. Os gases são compressíveis, pois não possuem forma nem volume definidos, suas moléculas estão afastadas umas das outras e em constante movimento. Segundo Russel, gás é a substância que se expande espontaneamente para preencher completamente seu recipiente de maneira uniforme. E a pressão exercida pelo gás, contido num frasco fechado, é proporcional ao número de choques de suas moléculas contra as paredes do recipiente.

A equação de Clayperon (PV=nRT) é uma equação de estado que descreve o comportamento de um gás ideal, onde há uma variação de pressão (P) (que está relacionada a constante dos gases (R)), volume (V), quantidade de moléculas (n) e temperatura (T).

Segundo a lei de Dalton, a pressão parcial é a pressão exercida por cada um dos componentes de uma mistura a um mesmo volume e a uma mesma temperatura.

Volume parcial é o volume que um gás ocuparia se sobre ele estivesse sendo exercida a pressão total da mistura gasosa à mesma temperatura, segundo a lei de Amagat.

Na prática comum de laboratório de coleta de gás pelo deslocamento de água, o gás ainda seco ao entrar em contato com a água líquida, faz com que um pouco de água evapore, ou seja, moléculas de água deixam o líquido e misturam-se com as moléculas do gás. Estas moléculas continuam a deixar o líquido até que a pressão parcial de vapor de água atinja um valor máximo, chamado pressão de vapor de água. De acordo com a lei de Dalton, citada anteriormente, a pressão total da mistura é igual à soma das pressões parciais. A pressão parcial do gás coletado, portanto, é igual à pressão total menos a pressão parcial da água:

Pgás coletado = Ptotal - PH2O

A pressão de vapor da água depende apenas da temperatura, sendo independente ao volume do recipiente, pressão parcial e natureza do outro gás.

A dispersão de um gás pode se dá por dois meios, difusão e efusão destes. A primeira é o termo dado à dispersão gradual de uma substância através de outra (os gases se difundem mais rapidamente que outras substâncias). Ocorre efusão, quando o gás é disperso lentamente por uma barreira porosa (contém orifícios microscópicos).

“O gás escapa pela abertura porque ocorrem mais ‘colisões’ no orifício do lado de alta pressão do que do lado de baixa pressão” (ATKINS, 2006).

Thomas Graham, em 1829, mediu as velocidades de difusão e posteriormente a velocidade de efusão de um gás. Os seus resultados ficaram conhecidos como as Leis de difusão e efusão de Graham, onde “a velocidade de difusão de um gás através de outro é inversamente proporcional à raiz quadrada da densidade do gás. E a velocidade de efusão de um gás através de um dado orifício é inversamente proporcional à raiz quadrada de sua densidade ou de sua massa molecular.” (RUSSEL, 2006).

VA = √MMB

VB √MMA

OBJETIVOS

Observar propriedades do estado gasoso através de reação com formação de um gás e reação entre gases.

Coletar e medir o volume de um gás gerado numa reação.

Demonstrar e aplicar a lei de gases ideais e de mistura gasosas (lei de Dalton).

Demonstrar e aplicar a lei de Graham.

Comparar os dados obtidos experimentalmente com dados teóricos.

MATERIAIS E REAGENTES

Materiais:

1. Pipeta Graduada 10 mL

2. Bureta

3. Lixa

4. Béquer

5. Termômetro

6. Fio de Cobre (10 cm)

7. Tubo de vidro

8. Suporte de uma garra

9. Rolhas

10. Chumaços de algodão

11. Cronômetro

12. Régua

Reagentes:

1. Fita de magnésio (1,0 cm)

2. Água destilada

3. Ácido Clorídrico (15 mL) 6 mol/L

4. Hidróxido de Amônio

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

PARTE I – LEI DOS GASES E MISTURAS GASOSAS – REAÇÃO DO Mg COM O HCl

Foi Pipetado 5mL de água com uma pipeta graduada, acertando o menisco do zero e gotejou-se lentamente a água da pipeta para dentro de uma bureta de 50 mL até encher apenas sua parte não calibrada (Vb). Quando a parte correspondente à altura Vb esteve cheia, foi interrompido o gotejamento e foi lido na pipeta o volume de água.

Pegou-se cerca de 2,5 cm da fita de magnésio, lixou-a até eliminar a camada de óxido que a recobria e pesou-se a fita, anotando-se o valor da massa. Prendeu-se a fita de magnésio ao fio de cobre, de modo que o magnésio ficou dentro da bureta. Colocou-se água no béquer de 500mL até ¾ do seu volume. Colocou-se 15mL de HCL 6mol/L na bureta e foi completado com água até a borda. Cobriu-se o fundo da bureta com o dedo, inverteu-se o tubo mergulhando na água contida no béquer e fixou com uma garra presa a um suporte.

Depois que a reação cessou, levantou-se a bureta até que o nível do líquido em seu interior coincidiu com a superfície livre do béquer. Mediu-se o volume do gás contido na bureta (Vt = Va + Vb), sendo “Va” o volume de gás medido na parte calibrada da bureta e Vb a parte não calibrada da bureta.

Observou-se a reação até todo o consumo do Mg medindo, sequencialmente, o volume do hidrogênio no interior da bureta e a temperatura da água no béquer (que é

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