Relatório 7 - Determinação da Massa Molar do Magnésio PDF

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Relatório de Aulas Práticas...

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALFENAS DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS EXATAS Licenciatura em Química

Determinação da Massa Molar do Magnésio

Caroline Miareli

RA: 2009.1.14.007

Rafael dos Santos Geonmonond

RA: 2009.1.14.033

Profª. Dra. Márcia Regina Cordeiro

Alfenas/MG 06/05/2010

Introdução: Pressão, temperatura, volume e número de partículas é tudo que se precisa para especificar completamente um sistema. A relação entre essas variáveis pode ser expressa em termos de uma equação conhecida como equação de estado. Para um gás ideal, a equação de estado é pV = nRT ,onde p é a pressão, V o volume, n o número de moléculas, e T a temperatura do gás. A constante R possui valor 8.314 J/mol.K. Esta equação pode ser usada para resolver problemas com gases ideais quando existe uma quantidade desconhecida. A equação de estado para um gás de van der Waals é um pouco mais complicada, já que esse modelo leva em consideração as interações devidas ao tamanho finito e as interações das moléculas do gás. A equação de van der Waals é [p + a(n/V)2] (V/n - b) = RT , onde a equação foi escrita de forma a se reduzir a equação dos gases ideais quando a e b vão a zero. O termo a(n/V)2 é um efeito da força intermolecular devido aos momentos de dipolo elétricos induzidos, que levam a uma pequena força de atração entre as moléculas. A pressão do gás deve aumentar devido a essas forças. Ela deve crescer com a densidade (n/V) de moléculas. Encontra-se um crescimento na forma quadrática com a densidade quando o efeito é levado em consideração microscópicamente. Como as moléculas possuem um tamanho finito, o volume por molécula (V/n) deve ser diminuido do volume da própria molécula. Esta é a razão para o segundo termo, b, no segundo parênteses. Amadeo Avogadro se baseando na sua hipótese sobre o número de moléculas de uma amostra gasosa, conseguiu explicar por que os gases se combinam em volumes que mantêm proporções simples entre si, e ainda concluiu que os gases nitrogênio, oxigênio e hidrogênio se encontram na natureza na forma diatômica, ou seja, H 2, N2 e O2. Ele, utilizando-se de informações já conhecidas e dos resultados das experiências que ele próprio realizou, formulou uma hipótese relacionada ao número de moléculas existentes em uma amostra de gás, a qual mais tarde ficou conhecida como a Lei de Avogadro, esta diz: volumes iguais, de gases diferentes e à mesma temperatura e pressão,

possuem

o

mesmo

número

de

moléculas.

Apesar de se saber que isso era verdade, não se tinha idéia exata de quanto seria o número de moléculas existentes em uma determinada massa gasosa. Esse número de moléculas passou a ser chamado de número de Avogadro (N0). No início do século XX,

o professor de físico-química da Universidade de Paris, Jean Baptiste Perrin, realizou vários experimentos que o levaram a conclusão de que o valor do número de Avogadro estaria entre 6,5 x 1023 e 7,2 x 1023 moléculas em cada mol de substância.. Tempos mais tarde, após verificações mais precisas descobriu-se que o valor de N o é igual a 6,02 x 1023 moléculas/mol. Hoje em dia dispõe-se de técnicas sofisticadas para determinar a massa dos átomos. Uma unidade de massa atômica, uma, é definida como sendo 1/12 da massa de um átomo de 12C, igual a 1,6606 X 10-24g/uma. No mundo subatômico contam-se as quantidades de substâncias pelo mol. O mol é uma unidade semelhante a uma dúzia. Desta maneira pode-se dizer que um mol de átomos de hidrogênio tem massa molar igual a 1,0078 uma, que é igual a 1,0078g e que corresponde a 6,002 X10 23 átomos de hidrogênio. O numero de Avogrado é tão grande que por isso é difícil concebê-lo.

Objetivo:

Determinar a massa molar do Magnésio a partir de sua reação com o ácido clorídrico.

Procedimento Experimental: Nesse experimento foram utilizados: HCl (2 mol/L)

Magnésio em fita

Béquer de 1000 mL

Fio de Cobre

Proveta de 50 mL

Plástico isolante

Balança analítica

Pinça metálica

Termômetro

Pesou-se uma fita de magnésio de 5,00 cm previamente lixada, limpa e seca. Anotou-se o valor de massa obtido, prendendo-a em seguida em um fio de cobre. Em uma proveta de 50,00 mL colocou-se HCl de forma a enchê-la completamente, tapando-a posteriormente com plástico isolante. Transferiu-se a proveta contendo HCl para um béquer de 1000 mL contendo água da torneira até a metade de seu volume, invertendo a proveta. Com o auxílio de uma pinça metálica retirou-se o plástico isolante de forma que o ácido clorídrico se comunica-se com a água, colocou-se o fio de cobre contendo a fita de magnésio dentro da proveta. Observou-se a reação por cerca de 5 minutos, anotando o volume de gás formado.

Resultados e Discussão: Massa de Magnésio em fita: 0,0295 g Temperatura: 27°C = 300,15 K Volume de gás formado: 34 mL = 0,034 L Pressão atmosférica: 1 atm

Tabela 1 – Pressão do vapor d’água em várias temperaturas

Temperatura (°C) 15 16 17 18 19 20 21 22

Pressão (mmHg) 12,8 13,6 14,5 15,5 16,5 17,5 18,6 19,8

Temperatura (°C) 23 24 25 26 27 28 29 30

Pressão (mmHg) 21,0 22,4 23,8 25,2 26,7 28,3 30,0 31,8

A pressão do vapor d’água a temperatura de 27°C é de 26,7 mmHg, sendo convertida para 0,035 atm para utilização na equação de estado dos gases ideais. Cálculo da Pressão Real:

Preal = Patm - Pvapor Preal = 1,000 – 0,035 Preal = 0,965 atm O conjunto das pressões do gás hidrogênio + vapor d’água é equivalente a pressão do ambiente, denomina-se pressão real a pressão exercida somente pelo volume de hidrogênio formado pela reação, partindo do pressuposto de que a água não participa da reação deve-se subtrair a pressão exercida pelo volume de vapor d’água, caso contrário os cálculos seriam feitos de forma incorreta.

Cálculo da Massa Molar do Magnésio: p.V=nRT

onde n = m/MM

preal . V = n R T preal . V = m/MM R T 0,965 . 0,034 = . 0,0295/MM . 0,082 . 300,15 0,033 = 0,726/MM MM = 22,00 g/mol

A partir da equação de estado dos gases ideais, tem-se que o número de mols de um gás é igual a sua massa dividida por sua massa molar (n = m/MM), nota-se a conversão da temperatura de graus Celsius para Kelvin (27°C = 300,15 K), ao passo que a constante universal dos gases ideais também sobre modificações devido à utilização das unidades de medida (atm) para a pressão e (L) para volume.

Equação química da reação com estequiometria correta:

Mg(s) + 2HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g)↑ Nota-se a formação de cloreto de magnésio que é solúvel em água e liberação de gás hidrogênio que fora preso pela proveta, analisando a reação tem-se que um mol de magnésio produz um mol de gás hidrogênio, ou seja, a quantidade de mols de hidrogênio formada será equivalente a quantidade de mols de magnésio gasta na reação, possibilitando assim os cálculos.

Tabela 2 – Massa Molar de Magnésio obtida por outros grupos experimentalmente. Grupo M/A M/P A/G/A A/C/L M/A/S L/V/L D/G

Massa Molar (g/mol) 23,529 22,675 22,24 21,03 22,413 22,28 22,43

Nesta tabela estão descritas os valores da Massa Molar do Magnésio obtidos empiricamente pelos demais grupos participantes do experimento, tendo a tabela caráter comparativo.

Cálculo do erro percentual: E% = (MMreal – MMprática) x 100% (MMreal) E% = (24,312 – 22,00) x 100% 24,312 E% = 9,51 % Conclusão:

A partir do experimento realizado tem-se que através das proporções fixas entre reagentes e produtos e da relação destas com a equação de estado dos gases ideais foi possível a realização do cálculo da massa molar do magnésio utilizado a partir do volume de gás hidrogênio produzido. Este método de obtenção de massa molar de um metal pode ser considerado como clássico, de fácil execução, contudo ao analisarem-se os resultados obtidos por outros grupos tem-se que o valor médio da massa molar de magnésio obtida foi de 22,37 g/mol, um valor próximo ao valor de massa molar encontrada (22,00 g/mol), porém os dois valores se desviam do valor descrito na literatura (24,312 g/mol), fato este que pode ser explicitado com o erro percentual que foi de 9,5%, este erro se deve principalmente a erros humanos como perca de gás hidrogênio durante a realização do experimento e/ou erros de leitura de medidas, podendo ser evitados garantindo assim um erro percentual menor e melhor aproveitamento do experimento. Além dos possíveis erros humanos, outras fontes de erros devem ser levadas em consideração como a variação de pressão e temperatura dentro do laboratório.

Custos do experimento: Mg: 25 g – € 47,40 HCl: 1L – € 21,70

Referências Bibliográficas: Russel, J.B.Química Geral. São Paulo, Makron Books, 1982....