A Determinação do número de mols de um gás encapsulado

UNIVERSIDADE FEDERAL DO MARANHÃO

CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLOGIA

DEPARTAMENTO DE QUIMICA

CURSO DE ENGENHARIA QUÍMICA

PROF. DR.   ROBERTO BATISTA DE LIMA

        

ALINE MEDEIRO FERREIRA - 2015060564

EVERTON HOLANDA SALES – 2015053480

        FERNANDA HELLEN DE SOUZA SANTOS- 2015062470

NILTON SILVA COSTA MAFRA -2015063038

                             PAULO SERGIO SANTOS JUNIOR – 2015062012

EXPERIMENTO I: Determinação da Massa e do Número de Mols de um Gás Encapsulado

SÃO LUÍS - MA

2016

EVERTON HOLANDA SALES – 2015053480

NILTON SILVA COSTA MAFRA -2015063038

ALINE MEDEIRO FERREIRA - 2015060564

FERNANDA HELLEN DE SOUZA SANTOS- 2015062470

PAULO SERGIO SANTOS JUNIOR – 2015062012

EXPERIMENTO I: Determinação da Massa e do Número de Mols de um Gás Encapsulado

Relatório apresentado como requisito parcial para obtenção de nota na disciplina Físico-Química I, na Universidade Federal do Maranhão – Campus Bacanga.

Prof.: Roberto Batista de lima 

São Luís – MA

2016

INTRODUÇÃO

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

Com exceção dos gases nobres, que são formados por átomos isolados a maioria dos gases são compostos moleculares. Fisicamente, os gases possuem grande capacidade de compreensão e expansão, não possuindo nem forma nem volume definidos, pois ocupam o volume e a forma do recipiente que os contêm.

Uma importante característica dos gases reais, é que em baixas pressões, eles apresentam propriedades físicas semelhantes entre si, que se assemelham aos gases ideais. Então podemos relacionar as variáveis (Volume, Pressão e Temperatura), que em uma única relação matemática, que poderá ser utilizada no estudo de qualquer gás com tal característica.

PV = nRT

P = Pressão Final

V = Volume Final

n = Número de Mols do Gás

R = Constante Universal dos Gases Ideais

T = Temperatura

       A equação de Clayperon relaciona-se o número de Mols de um gás com a Temperatura, Volume e Pressão, ou seja, por exemplo, a pressão, o volume e a temperatura de um gás, é calculado pela quantidade de Mols de gás estão presentes nesse volume. E com isso, calcula-se também sua massa.

OBJETIVO

Observar os conceitos de leis dos gases e estequiometria de reações e calcular experimentalmente o número de mols de um gás gerado durante uma reação.

MATERIAIS E REAGENTES 

Matérias	Reagentes
Proveta de 100 ml	Oxido de Manganês;
Erlenmeyer;	Peróxido de hidrogênio (5%);
Kit de controle de passagem de soro hospitalar;	1 pastilhas de vitamina C (Ácido Ascórbico).
Suporte universal com garra	Água destilada
Funil de decantação
Balão 500 ml

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 

1. Colocou-se em um erlenmeyer limpo e seco, uma pequena quantidade de dióxido de Manganês (MnO2), em seguida fechou-se o recipiente com uma rolha acoplada ao funil de decantação e ao tubo do kit hospitalar.

2. Verificou-se se a torneira do funil estava fechada e a ele adicionou-se cerca de 30mLde H2O2.

3. Colocou-se a outra extremidade do kit hospitalar dentro da proveta que se encontra cheia d’água com a boca para baixo em um vaso menor também com água.

4. Abriu-se a torneira do funil permitindo que o H2O2 interagisse1 com o MnO2 e assim decompondo o peróxido de uma forma mais rápida.

5. Coletou-se o gás obtido na reação na proveta até o tubo do kit hospitalar para de emitir bolhas. Anotou-se o valor em mL do gás coletado na graduação da proveta.

6. Repetiu-se o experimento, só que desta vez no erlenmeyer foi colocado 1 pastilhas de ácido ascórbico e o peróxido de hidrogênio foi substituindo por água destilada. A reação emitiu um gás que também foi coletado na proveta e o seu valor em mL foi anotado.

RESULTADOS E DISCUSSÕES

A partir da prática realizada obteve-se os seguintes resultados, o dióxido de manganês (MnO2) foi utilizado como catalizador, acelerando a reação do peróxido de hidrogênio (H2O2), que reagiu sozinho, naturalmente, no decorrer do tempo. Ao adiciona-se o H2O2 ao MnO2, foi notório a liberação de oxigênio pelas borbulhações que a reação faz e o erlenmeyer ficou quente.