RELATÓRIO LABORATORIAL DE AULA PRÁTICA DE QUÍMICA

UNIVERSIDADE ESTADUAL PAULISTA - UNESP

RELATÓRIO LABORATORIAL DE AULA PRÁTICA DE QUÍMICA I

PROCEDIMENTO: LEI DE GRAHAM DE DIFUSÃO E EFUSÃO

GABRIEL SOUBIHE DE SICCO;

GABRIELLE DOMINGUES DA SILVA;

JOÃO MARCO GARCIA;

LÍVIA MONTI JULIANI;

PEDRO PASCOALI

DOCENTE: PROF. DR. JULIANO PASSARETTI FILHO

BAURU-SP

2018

I. INTRODUÇÃO

  Thomas Graham (1805-1869), químico escocês nascido em Glasgow, sustentou seus estudos escrevendo e ensinando química no Andersonian College, lecionou depois na Universidade de Londres e tornou-se chefe da casa da moeda britânica. [1] Considerado como “o principal químico de sua geração”, Graham realizou o primeiro estudo sistemático sobre difusão de gases entre os anos de 1828 e 1833, cujos resultados foram publicados na Philosophical Magazine em 1833. [2] O cientista demonstrou que a velocidade de difusão de um gás é inversamente proporcional à raiz quadrada de sua densidade, ou seja, quando um gás se difunde por outro meio gasoso, a sua densidade interfere na velocidade dessa difusão. Tal relação ficou conhecida como Lei de Graham.

  Para realizar cálculos, usa-se, matematicamente, sendo a densidade (d) e a Velocidade de difusão (V) a Equação (1):

                    [pic 1][pic 2][pic 3][pic 4][pic 5][pic 6]

                  V1               =                    d1                             [pic 7]

                  V2                             d2                                               Equação (1)                                                                                                                                                [pic 8]

             

  Pode-se, portanto, deduzir pela equação que, quanto menos denso for o gás, maior será sua velocidade de difusão e efusão, sendo indiscutível que os dois gases estejam submetidos nas mesmas condições de temperatura e pressão.[3]

  Nesse caso, é viável utilizar a relação das densidades absolutas sendo igual a relação de suas massas molares. Desse modo, de acordo com Thomas Graham, a velocidade de difusão (V) de um gás é inversamente proporcional à raiz quadrada de sua massa molar (MM) e a razão entre suas velocidades de difusão pode ser dada pela equação (2): [4]

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                     V1         =            MM2  [pic 15][pic 16]

                     V2                        MM1                                                Equação (2)

  Fica notório, assim, que as massas molares também interferem na velocidade de difusão e efusão dos gases, pois quanto menor for a massa, mais fácil será para o gás realizar tais processos.

  Este procedimento experimental tem como objetivo ilustrar a velocidade de difusão de gases e sua dependência com a massa molar, por meio da observação de que a reação de neutralização de amônia com cloreto de hidrogênio (HCl) em fase gasosa resulta em cloreto de amônio que se forma na parte do tubo mais próxima à extremidade onde o HCl é introduzido, indicando que este se difunde mais lentamente por ter maior massa molar.[4]

II. MATERIAL E PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

   Inicialmente, um tubo de vidro de 97,5 centímetros foi limpo e preparado para a realização do experimento.  Dois algodões das proporções do tubo foram embebedados com Ácido Clorídrico (HCl) e Hidróxido de Amônio (NH4OH) em uma Capela com fluxo laminar para gases ácidos e básicos. As extremidades do tubo foram marcadas com uma caneta para a inserção dos algodões.

  Simultaneamente, os algodões foram postos cada um em uma extremidade do tubo (e esse foi fechado com duas tampas) e o cronômetro foi ativado. Nesse ponto, houve a formação de dois gases, como expresso na Reação (1) e (2) - sendo NH3 Amônia; e H2O, Água.

[pic 17]

                  HCl (aq)                     HCl (g)                                      Reação (1)[pic 18]

[pic 19]

                   NH4OH (aq)                  H2O (l) + NH3 (g)                               Reação (2)[pic 20]

  O tubo foi observado durante determinado tempo, até que os gases se difundissem e formassem um anel branco do Sal Cloreto de Amônio (NH4Cl) pela Reação (3) de encontro de ambos os gases.

  [pic 21]

                  HCl (g) + NH3 (g)                                  NH4Cl (s)                        Reação (3)[pic 22]

 

  No momento da formação desse sal o cronômetro foi parado e o tempo anotado. Com uma régua de 100 centímetros, a distância percorrida por ambos os gases foi obtida.

 

III. RESULTADO E DISCUSSÃO

   Através do procedimento descrito, no tempo determinado pelo experimento a distância percorrida pelos gases Ácido Clorídrico (HCl) e Amônia (NH3)  foi respectivamente de 24 e 73,5 centímetros.

    Considerando a Relação entre a Velocidade (V) do HCl e do NH3, representada pela Equação (3), foi obtido um valor teórico constante. Com as massas molares (MM) respectivas de 36,5 g/mol e 17 g/mol, temos que esse valor constante é de 0,68.