UNIVERSIDADE ESTADUAL DE GOIÁS

UNIDADE DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLÓGICAS

GRADUAÇÃO EM QUÍMICA INDUSTRIAL

AULA Nº. 03

MASSA MOLECULAR DE UM GÁS – PRINCÍPIOS DE AVOGRADO E A LEI DOS GASES PERFEITOS

Aluno: Thiago Oliveira Lopes

Professora: Msc. Lílian

Físico-Química Experimental I

Experimento realizado dia 16/03/2009.

Anápolis,

Março de 2009.

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INTRODUÇÃO :

Para se compreender a contribuição de Avogadro, são necessárias certas considerações das idéias que estavam se desenvolvendo naquela época. A própria Química estava começando a se tornar uma Ciência Exata. A Lei das Proporções Definidas e a Lei das Proporções Múltiplas eram bem aceitas por voltas de 1808, quando John Dalton publicou o seu "Novo Sistema de Filosofia Química". Lá ele propunha que os átomos de cada elemento possuíam um peso atômico característico, e que eram os átomos que seriam as unidades das combinações químicas. Entretanto Dalton não tinha uma forma de determinar os pesos atômicos de uma forma precisa, de modos que ele fez, erroneamente, a proposição que, no composto mais simples entre dois elementos, existiriam apenas um átomo de cada elemento.

Nessa época, Gay-Lussac estudava rações químicas de gases, e achou que as razões entre os volumes dos gases reagentes eram números inteiros pequenos Esse fato teria providenciado um método lógico de medição de pesos atômicos, mas o próprio Gay-Lussac não percebeu a profundidade do seu achado, e não levou adiante os seus estudos nessa direção. Foi Dalton que sentiu que uma relação simples, de números inteiros dos volumes dos gases que reagem, implica uma igualmente simples relação entre as partículas que reagem. Entretanto, como Dalton pensava em partículas como sendo átomos, ele não conseguia entender em como uma partícula de oxigênio poderia produzir duas partículas de água.

Em 1811 Avogadro publicou um artigo num jornal científico na época obscuro, o "Journal de physique", onde ele fazia a distinção clara entre moléculas e átomos. Ele mostrava que Dalton confundia os conceitos de átomos e moléculas. Afirmava que os "átomos" de hidrogênio e oxigênio eram na verdade "moléculas" contendo dois átomos cada. Assim, uma molécula de oxigênio reagiria com duas moléculas de hidrogênio, produzindo duas moléculas de água.

Avogadro sugeriu: "Volumes iguais de todos os gases à mesma temperatura e pressão contêm o mesmo número de moléculas" [1].

Portanto o principio de Avogadro permitia deduzir que o Volume Molar, , de uma substância (qualquer substância, não só um gás) é o volume que ela ocupa por molde moléculas. Portanto:

, onde n é o número de mols e V é o volume da substância [2].

Nesse ponto havia três leis distintas sobre o comportamento de gases ideais, mas foi Paul Emile Clapeyron que uniu essas leis em uma equação, a equação dos gases ideais ou perfeitos [3]:

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, onde é constante de expansão térmica.

É a equação 1.

A Lei de Charles: , equação 2.

Substituindo a equação 1 na 2. temos:

Sendo , a definição da escala termográfica, t em graus Celsius e T em Kelvin.

, A equação 3.

A Lei de Boyle: ou , a equação 4.

Substituindo a equação 4 na 3, temos:

Com , temos:

Na CNTP, , , e .

E sendo e , logo teremos:

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Entretanto os valores de , e são constantes e, portanto, pode

ser chamado de uma constante, nesse caso R, ou constante dos gases perfeitos, cujo valor é de .

Chegando à equação dos gases perfeitos ou ideais, ou ainda equação de Clapeyron:

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OBJETIVO :

O objetivo do experimento e determinar experimentalmente a massa molecular

do gás butano, efetuando cálculos com ajuda da equação dos gases perfeitos (que

relaciona volume, massa, temperatura e a pressão de uma amostra de gás).

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PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL :

Iniciou-se experimento colocando uma quantidade de água em um recipiente

(cuba), em seguida também foi colocado água até a parte superior de uma proveta de

capacidade volumétrica de 250 mL. Com ajuda de uma das mãos a parte superior foi

vedada afim de que a proveta fosse colocada dentro do recipiente com a abertura para

baixo, ou seja, de forma invertida. Como a parte aberta da proveta (que estava de cabeça

para baixo) estava mergulhada na água, esta permaneceu cheia.

Um tubo de gás butano juntamente com uma mangueira de conexão foi pesado e

teve sua massa anotada. Logo após a mangueira foi imersa na água e sua extremidade

foi colocada dentro da proveta parcialmente imersa na cuba.

A temperatura foi medida e em seguida anotada seu valor.

Então a válvula do tudo de gás foi sendo apertada vagarosamente e foi

observado que o volume de água dentro da proveta foi diminuindo à medida que o gás

foi sendo liberado, para podermos, assim, ter o controle do volume de gás butano

borbulhado. Quando 200 mL de gás foram liberados, ou seja, 200mL da proveta foram

preenchidos com o gás, a válvula do tubo de gás foi fechada e o tubo foi novamente

pesado.

As figuras a seguir ilustram o procedimento:

Figura 1 [4]: esquema da aparelhagem utilizada para determinar a relação geral entre o volume, a

massa, a temperatura e a pressão de uma amostra de gás, antes da liberação do gás.

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Figura 2 [4]: esquema da aparelhagem utilizada para determinar a relação geral entre o volume, a

massa, a temperatura e a pressão de uma amostra de gás, após a liberação do contido no tubo.

O experimento foi realizado em duplicata.

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RESULTADOS E DISCUSSÕES :

Para a primeira realização do experimento foram encontrados os seguintes

dados:

Massa do tubo de butano antes do experimento, 236,385g; massa do tubo de

butano depois do experimento, 235,916g; portanto a massa do butano foi constatada que

foi de 0,469g ( ). O volume foi de 200mL. A temperatura de 297,15k e pressão

externa de 1 atm.

Para a segunda realização do experimento foram encontrados os seguintes

dados:

Massa do tubo de butano antes do experimento, 235,916g; massa do tubo de

butano depois do experimento, 235,484g; portanto a massa do butano foi constatada que

foi de 0,432g ( ). O volume foi de 200mL. A temperatura de 297,15k e pressão

externa de 1 atm.

Considerando a constante dos gases perfeitos como:

e a equação de Clapeyron, temos:

., segundo tabela fornecida pela professora a pressão de

vapor de água a 297,15K é de 0,0295 atm.

, portanto:

E , temos que a massa molar medida experimentalmente do butano é

para:

1º. Experimento: 2º. Experimento:

Sendo a massa molecular teórica do butano é de 58.12g.mol-1.

O que demonstra que o experimento 1 está mais próximo dos valores teóricos.

O experimento 2 pode ter apresentado diversos erros experimentais, dentre eles o erro

nas medidas das massas do tubo de gás butano, bolhas dentro da proveta submersa e

água dentro da mangueira.

A densidade de gás butano é regida pela equação:

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Usando como base os dados do experimento 1, o que mais se aproximou do

valor teórico, temos:

A relação é considerada constante e tem um valor tabelado como

constante dos gases perfeitos, porque nas condições normais de temperatura e pressão,

os valores de pressão, volume que 1 mol de gás ocupa e a temperatura são fixos,

portanto:

, sendo a pressão de 1 atm, o volume que 1 mol de gás ocupa 22,4L

e a temperatura de 273,15K, temos que:

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CONCLUSÃO :

Apesar do experimento 2 não ficar próximo aos valores teóricos para o gás

butano, o experimento 1 se aproximou dos valores teóricos. Isso indica que esse

experimento serve para detectar certa idealidade em gases, mesmo que o gás butano não

seja ideal (diversas iterações intermoleculares que o distancia da idealidade). E com isso

indetificamos parte das conclusões tiradas por Charles, Boyle, Gay-Lussac e Avogadro.

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REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS :

1. http://inorgan221.iq.unesp.br/quimgeral/avogadro/avogadro.html; acessado no dia 20/03/2009.

2. “Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio

ambiente”; ATKINS, Peter e JONES, Loretta; traduzido de “Chemical

principles: the quest for insight” por CARACELLI, Ignez e

ZUKERMAN-SCHPECTOR, Julio; Porto Alegre, RS, Brasil; Ed.

Bookman; 2001.

3. “Fundamento de Físico-Química”; CASTELLAN. Gilbert; traduzido de

“Physical Chemistry” por DOS SANTOS, Cristina Maria Pereira e

FARIA, Roberto de Barros; Rio de Janeiro, RJ, Brasil; Ed. LTC; 2001.

4. Material cedido pela professora Msc. Lílian de Físico-Química

Experimental.

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