Relatório Coleta de Gases - Química Experimental

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- Questões

6.1 Determine o número de mols de magnésio usados;

1molMg/X = 24g / 0,18g=> 24x = 0,18=> x= 0,18/24=> x= 0,0075 mol de Mg

6.2 Determine a pressão parcial de gás hidrogênio;

Pp= Pt + PpH

Pp= 725 + 0,01/120 . 10 . 10,5 =

Pp= (87000 + 1,05 . )/120 = 725,00875 mmHg

6.3 Determine o volume de gás hidrogênio à pressão ambiente;

PV = n R T Tk= Tc + 273

725 . V= 0,01/ 1 . 0,082 . 298 Tk= 298

V= 0,000337 ml

6.4 Reduza o volume do gás hidrogênio às condições normais de pressão e temperatura (CNTP).

Vt= V1 + V2 = 100 + 120 = 220

V1/Vt= 100/220 = 0,45 . 100 = 45%

7.1 Sabendo-se que 1 mol de Mg produz 1 mol de H2 qual é o volume de 1 mol de hidrogênio à temperatura ambiente e pressão de atm.?

P.V = n × R × T

V = n × R × T / P

V = 1 × 0,082 × 298 / 1

V = 24,44 / 1

V = 24,44 L

7.2 Se a massa de um mol de hidrogênio é 2,0g, qual é a massa de um litro de hidrogênio à temperatura ambiente e pressão de 1 atm., ou seja, qual a massa específica do hidrogênio em g/L, naquelas condições de temperatura e pressão?

2,0 g de H2 --------- 24,44 L de H2

m --------- 1 L de H2

m = 2,0 g de H2 x 1 L de H2 / 24,44 L de H2

m = 2,0 g de H2 / 24,44

m = 0,0818 g de H2

massa específica = 8.18.10-2 g/L

7.3 Como explica a dependência da densidade dos gases com a temperatura e a pressão?

Sabemos que: [pic 7][pic 8], por tanto a densidade é inversamente proporcional ao volume. Concluímos que quanto maior o volume, menor a densidade e vice-versa. Como o volume é afetado de forma direta pela temperatura, tendo em vista que se aumentarmos a temperatura o volume dilata-se, bem como se diminuirmos a temperatura o volume contrai-se, concluímos que a densidade depende da temperatura. E por [pic 9][pic 10] constatamos que a pressão depende tanto do volume quanto da temperatura, concluímos, assim, que a densidade também depende da pressão.

7.4 Quais as fontes de erros encontrados neste experimento? Provavelmente no momento da medição do peso da fita de magnésio o valor fornecido não foi exato uma vez que a balança apenas fornecia dois números após a vírgula e também podemos considerar que o tubo não foi fechado corretamente.

- Conclusão

Os experimentos realizados puderam confirmar vários itens teóricos no estudo dos gases na química. Podem-se tornar medidas experimentais, efetuar cálculos com elas e comparar a dados achados na teoria. Os dados obtidos nos experimentos ficaram muito próximos dos teóricos, o que dá extrema validade aos experimentos realizados e serve de base irrefutável aos conceitos aprendidos.

- Referências

Apostila de Química Experimental. Universidade Federal de Campina Grande – Centro de Ciências e Tecnologia – Unidade Acadêmica de Engenharia Química, Vários Autores. Parte II – Experiência nº 2;

Brasil Escola. Estudo dos Gases, disponível no sitehttp://www.brasilescola.com/fisica/estudo-dos-gases.htm. Acessado em 20 de julho de 2016;

BROWN, T.L., LEMAY, H. E., BURSTEN, B. E. - Química, A Ciência Central, 9ª Edição; São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005;