Relatório

Laboratório de Química

Experimento 3: Determinação experimental da densidade de amostra gasosa

Prof. Cláudio Cabello

Engenharia de produção

Turma 2005K

Bancada 3

Título

Experimento 2: Determinação experimental da densidade de amostra gasosa..

Objetivo

Coletar e medir o volume de um gás gerado por uma reação. Determinar a massa de substâncias sólidas. Efetuar cálculos estequiométricos utilizando como referência a equação química balanceada que descreve a reação química que ocorreu. Utilizar a lei de Dalton das pressões parciais e a lei dos gases ideais. Fazer operações utilizando algarismos significativos e expressando grandezas físicas e suas unidades de medida. Avaliar a densidade do gás carbônico.

Introdução:

Uma reação química é uma transformação da matéria na qual ocorrem mudanças qualitativas na composição química de uma ou mais substâncias reagentes, resultando em um ou mais produtos. Envolve mudanças relacionadas à mudança nas conectividades entre os átomos ou íons, na geometria das moléculas das espécies reagentes ou ainda na interconversão entre dois tipos de isômeros. Resumidamente, pode-se afirmar que uma reacção química é uma transformação da matéria em que pelo menos uma ligação química é criada ou desfeita.

Um aspecto importante sobre uma reação química é a conservação da massa e o número de espécies químicas microscópicas (átomos e íons) presentes antes e depois da ocorrência da reação. Essas leis de conservação se manifestam macroscopicamente sob a forma das leis de Lavoisier, de Proust e de Dalton. De fato, essas leis, no modelo atômico de Dalton, se justificariam pelas leis de conservação acima explicitadas e pelo fato de os átomos apresentarem valências bem definidas. Ao conjunto das características e relações quantitativas dos números de espécies químicas presentes numa reação dá-se o nome de estequiometria.

Deve-se salientar que uma ligação química ocorre devido a interações entre as nuvens eletrônicas dos átomos, e que então reação química apenas envolve mudanças nas eletrosferas. No caso de ocorrer mudanças nos núcleos atômicos teremos uma reação nuclear. Ao passo que nas reações químicas a quantidade e os tipos de átomos sejam os mesmos nos reagentes e produtos, na reação nuclear, as partículas subatômicas são liberada, o que causa redução de sua massa, sendo este um fato relacionado à existência de elementos isóbaros, isótonos e isótopos entre si.

Um exemplo de uma reação química é (ambos os regentes em solução aquosa):

NaCl + AgNO3 → NaNO3 + AgCl

Nesta reação química, ao passo que o NaNO3 permanece em solução, formou-se uma ligação entre a prata (Ag) e o cloro (Cl) o que resultou em um produto sólido de cloreto de prata (AgCl), pode-se então dizer que houve uma reação química.

Estequiometria:

O termo estequiometria refere-se às relações quantitativas entre os elementos constitutivos das substâncias envolvidas em uma reação química. Essas relações quantitativas entre elementos obedecem às grandezas seguintes, já citadas anteriormente:

número de espécies presentes antes e depois da ocorrência da reação

a valência de cada elemento, no estado de oxidação em que se apresenta

No primeiro aspecto, está subentendida a conservação da massa. Como o número de espécies se conserva, e a massa de cada espécie se conserva, então a massa total também se conserva.

O segundo aspecto tem a ver com o estado em que se encontra a espécie (átomo ou íon). Este estado reflete os aspectos microfísicos que só são devidamente explicados pela mecânica quântica, no capítulo da química quântica.

A maioria dos gases reais mostram um comportamento aproximado ao de um gás ideal, especialmente se a pressão não for muito alta e a temperatura não for muito baixa. Para uma amostra de gás constituído de certo número de mols de moléculas, há três grandezas mensuráveis, ou variáveis, que são matematicamente relacionadas entre si. Estas são: volume, pressão e temperatura.

Relação pressão-volume: Lei de Boyle: O aumento da pressão diminui o volume de um gás de tal modo que o produto da pressão e volume permanece constante.

PV = k ou P = k 1/V

onde, P representa a pressão do gás, V é o volume e k é uma constante. Isto significa que se dobrarmos a pressão, o volume será dividido ao meio. Se triplicarmos a pressão, o volume ficará V/3 do seu valor original, etc...

Efeitos da temperatura: Lei de Charles: V T

Esta relação simples indica que o volume de uma quantidade determinada (número de mols) de um gás é diretamente proporcional a sua temperatura na escala de Kelvin se a pressão é mantida constante.

Combinando as duas expressões, a da Lei de Boyle e a da Lei de Charles, temos a lei combinada dos gases;

P2V 2T 2

=P1V 1T 1

Uma outra relação importante é V n, ou seja, o volume (V) de um gás é diretamente proporcional ao número de mols (n) desse gás. Avogadro em 1811 sugeriu que volumes iguais de gases diferentes contêm a mesma quantidade de moléculas quando medidos nas mesmas condições de pressão e temperatura. Isto hoje é conhecido como princípio de Avogadro.

A lei do gás ideal: as leis de Boyle, de Charles e o Princípio de Avogadro podem ser resumidos pela combinação das 3 proporcionalidades;

Vα1PT ;

ou seja; VR

1PT ,

onde R = constante de proporcionalidade (R=0,0821 L.atm.K-1.mol-1). Essa igualdade é comumente escrita na forma; PV=nRT e é conhecida como lei do gás ideal ou lei do gás perfeito.

Mistura de gases: Lei de Dalton ou Lei das pressões parciais, que os gases

exerceriam se cada um estivesse sozinho no recipiente.

Ptotal = Pa + Pb + Pc + ...

O volume ocupado por um mol, ou volume molar de um gás ideal nas CNTP é 22,4 L.

Gases coletados sobre água: é comum no laboratório coletar um gás pelo deslocamento de água. Nesta experiência o gás butano é coletado pelo deslocamento da água (Figura abaixo). Quando o nível da água dentro da proveta que coleta o gás é o mesmo que o nível do lado de fora, Ptotal = Patm.

Figura 1

Medindo-se a temperatura da água, a pressão de vapor d`água, Págua, pode ser obtida (vide tabela 1, no final do roteiro da experiência) e assim Pbutano pode ser calculada por subtração: Pbutano = Patm - Págua.

Materiais e Reagentes

Procedimento experimental

1. Tome uma amostra de material carbonato de sódio que está no dissecador;2. Pese numa balança analítica uma amostra do particulado de aproximadamente

0,350 gramas colocando-o sobre um pequeno pedaço de papel;3. Monte o conjunto de equipamentos conforme disposto na lousa e disponível na

bancada;4. Coloque um volume de 20 ml de solução de ácido clorídrico fornecida, no frasco

de erlenmeyer e pese o conjunto na balança analítica;5. Cuidadosamente introduza o papel com o carbonato de sódio dentro do

erlenmeyer contendo o ácido clorídrico;6. Quando efetuar o contato da amostra com o ácido, tape de imediato com a rolha

para evitar perdas do gás que será gerado;7. Após cessar o desprendimento de gás, agite levemente o erlenmeyer, retire a

rolha e pese novamente o conjunto;8. Verifique o volume de gás capturado efetuando a leitura na escala da proveta

após igualar o nível da água interno/externo;9. Calcule a densidade do gás recolhido, a partir das diferenças de massa ocorrida

antes e depois da reação;10.Calcule a massa de gás recolhido através da equação geral dos gases,

considerando a pressão de vapor de água dentro da proveta, a pressão atmosférica e temperatura no laboratório;

11.Montar tabelas indicando os resultados experimentais (volume, massa e densidade) com as densidades calculadas das duas maneiras e seu valor na literatura. Indicar estas diferenças percentuais observadas.A partir da equação química balanceada, calcule a concentração de carbonatode sódio presente na amostra e a porcentagem de impurezas..

Dados coletados:

Massas:papel - 0,175 gcarbonato s/ papel - 0,347 gErlenmeyer + ácido (antes da reação) - 88,186 gErlenmeyer + ácido + papel (depois da reação) - 88,649 g

Volumes:HCl - 21 mL - 0,021 L CO2 - 58mL - 0,058 L

Pressões:Ambiental (P. externa) - 705,3 mmHgPressão de Vapor de H2O - 21,583 mmHg

Temperatura:23,4 C ou 296,40 K

Cálculos

Primeiro Método

Primeiramente calculamos a densidade do CO2 , por um método não muito preciso, através do volume de CO2 liberado na reação e da diferença de massas antes e depois da reação. Usando os dados coletados, temos:

Na2CO3+2HCl→2NaCl+CO2+H 2O

Antes da reação:

papel - 0,175 gcarbonato s/ papel - 0,347 gErlenmeyer + ácido (antes da reação) - 88,186 g

Massa total antes da reação: 88,708g

Depois da reação:

Erlenmeyer + ácido + papel (depois da reação) - 88,649 g

Calculando a diferença das massas antes e depois temos a massa de CO2 liberado na reação:

88,708g – 88,649g = 0,059g de CO2

O volume de CO2 lido na proveta é: 0,058 L

Calculamos então a densidade do CO2:

d=mV

=0,059 g0,058 L

=1,017g /L

Segundo Método

No segundo método, calculamos a densidade do CO2 através da equação geral dos gases utilizando outras variáveis, permitindo um cálculo muito mais preciso.

Sabemos que a Pressão externa é a soma da pressão de CO2 mais a pressão de vapor de água. Se igualarmos os níveis de água dentro e fora da proveta, podemos calcular a pressão de CO2 dentro da proveta:

Pext. = Pv. água + PCO2 → Pco2 = 705,3 – 21,583 → Pco2 = 683,717mmHg

Utilizando a equação geral dos gases: P.V = n.R.T, e substituindo com os dados coletados, temos:

Volume CO2= 58mL = 0,058 L

Temperatura: 23,4 C = 296,40 K

Pressão CO2: 683,717 mmHg

R = cte dos gases = 62,362 L.mmHg / K.mol

683,717.0,058=n .62,362.296,4

n= 39,655618.484,097

n=2,145 x10−3

Sabemos que n é o número de mols de CO2 dentro da proveta e que o peso de 1 mol de CO2 é 44g. Calculamos então o peso de 2,145x10-3 mols de CO2.

1 mol CO2 --------------------------- 44g

2,145x10-3 mols CO2 ---------------- X

X= 0,094g de CO2

Calculando então e densidade, temos:

d=mV

=0,094 g0,058 L

=1,621 gL

Cálculo da concentração de Carbonato de Sódio:

Podemos calcular a porcentagem de impurezas presentes no carbonato de sódio, verificando assim, a quantidade que efetivamente reagiu.

Sabendo que o volume molar é 22,4 L / mol, temos:

nco2=0,058 L

22,4 L .mol−1=2,589 x10−3mol

Na reação Na2CO3+2HCl→2NaCl+CO2+H 2O, 1 mol de carbonato de

sódio libera 1 mol de CO2. Portanto 2,589 x10−3mol de CO2 são fornecidos por

2,589 x10−3mol de carbonato de sódio.

A massa molar do Carbonato de sódio é 106 g/mol

Massa de carbonato (puro) = 106 g/mol . 2,589x10-3 mol = 0,274g

350 g (Na2 CO3 + impurezas) --------------0,274 g de Na2 CO3 puro

100 g (Na2 CO3 + impurezas) ------------------------Y

Y = 0,078 g de Na2 CO3 (puro)

0,078 % de pureza

Discussão e Conclusão

Nesse experimento pudemos comprovar a natureza dos metais analisados em virtude da determinação de suas densidades.Nos sólidos irregulares (parafusos e porcas), graças a medida da massa e do volume, a densidade obtida de todos eles foi muito parecida, concluindo que são do mesmo material.Nos sólidos regulares, o calculo da densidade de cada barrinha metálica levou a seguinte determinação do metal em virtude da densidade muito parecida, sólido preto sendo constituído de ferro, sólido prata sendo constituído de alumínio, sólido vermelho sendo constituído de cobre e o sólido dourado sendo constituído de bronze.Nos líquidos, a determinação da massa e volume, e posteriormente a densidade nos levou a concluir que as substâncias analisadas são etanol e glicerina.

Referências Bibliográficas

[1] Carvalho, Geraldo Camargo de, Química Moderna. São Paulo: Scipione, 1997.

[2] Ciências Físico-Químicas 10.º ano; Alda Pereira e Filomena Camões; Texto Editores, 2004.