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1 OBJETIVOS DO EXPERIMENTO
Determinar a massa molecular de uma substância facilmente vaporizável pelo método idealizado por Victor Meyer.
2 INTRODUÇÃO
Em praticamente todas as áreas da química se faz necessário conhecer o valor da massa de substâncias que estejam sendo utilizadas. Daí a necessidade de se determinar a massa molecular de uma substância química.
É nesse contexto que em 1878, Victor Meyer, um químico alemão, desenvolve um método, que levou o seu nome, para se determinar a massa molecular de substâncias voláteis. Para isso, mede-se a massa específica do vapor e, em condições conhecidas de temperatura e pressão, chega-se a massa molecular da substância.
Como se tratam de medidas relacionadas a propriedades gasosas, três tipos de equações devem ser levados em consideração. Sabe-se que as propriedades dos gases são bem descritas, principalmente, pela Lei dos Gas Ideal, pelo Fator de Compressibilidade e pela equação de Van der Waals.
A Equação do Gás Ideal descreve um gás irreal. Nela, despreza-se as forças intermoleculares (atração e repulsão) e o volume das moléculas. Essa equação se aproxima bastante do comportamento real para valores baixos de pressão (1 atm ou menos) ou quando o volume em que o gás está contido é muito grande.
Utilizando o Fator de Compressibilidade, modifica-se a Equação do Gás Ideal, de modo que faz-se uma relação entre o volume ocupado pelo gás e o volume previsto pela Equação do Gás Ideal. Desse modo, os valores encontrados se aproximam mais da realidade.
Por último, a Equação de Van der Waals também aproxima o comportamento do gás estudado ao comportamento real. Para isso, utiliza-se duas constantes. Uma delas corrige a Equação do gás Ideal no que diz respeito às forças intermoleculares. A outra, ao volume das moléculas.
Neste experimento, será utilizado o método de Victor Meyer para se determinar a massa molecular de uma substância desconhecida. Os valores obtidos experimentalmente serão tratados através das três equações descritas acima, de modo a se verificar a confiabilidade delas.
3 PARTE EXPERIMENTAL
3.1 Material utilizado
1 Balão de destilação
1 Rolha
Placa de aquecimento
2 Béqueres grandes (600 mL)
Termômetro
1 Bureta de 50 mL
Tubos de plástico
3.2 Procedimento
Todo o procedimento realizado foi de acordo com a imagem abaixo:
O experimento foi realizado duas vezes, obtendo-se dois conjuntos diferentes de dados. Inicialmente, o balão de vaporização foi preso no suporte e imerso num banho de água em ebulição, controlada pela placa de aquecimento. O sistema foi mantido conforme descrito para evaporar todo vapor que porventura estivesse presente no balão de destilação. Após tampar a parte superior do balão com uma rolha, encheu-se a bureta (cristalizador) com água, mergulhando-a no béquer monitorado com o termômetro, calibrou-a até a primeira marcação visualizada e encaixou-se o tubo de saído em seu interior.
Um termômetro dentro do segundo béquer mediu a temperatura da água durante todo o tempo. A leitura dessa temperatura é importante, pois ela é a mesma do ar que fica retido na bureta. Durante um intervalo de tempo menor possível são realizados os seguintes processos: abertura da rolha do balão, quebra do capilar de uma ampola de vidro contendo o líquido (objeto de estudo), inserção da ampola contendo a amostra no balão de vaporização e vedação deste, novamente com a rolha, podendo ser auxiliada por uma fita de vedação.
Verificou-se a quantidade de vapor formada na bureta e para, usando o método de Victor Meyer em seguida, calcular o volume e descobrir pela massa molar qual é o elemento estudado.
Considerou-se a pressão atmosférica como 760mmHg, por Salvador localizar-se ao nível do mar. A pressão de vapor da água em diversas temperaturas é tabelada, sendo assim, encontrou-se o seu valor relacionado à temperatura na qual estava a água presente no cristalizador.
A substância utilizada no experimento foi o etanol o qual possui 46,06g/mol de massa molecular e a seguinte fórmula molecular:
Figura 2: Fórmula molecular do etanol
3.3 Fluxograma
4 RESULTADOS E DISCUSSÕES
No primeiro experimento, foram encontrados os seguintes valores:
No segundo experimento, foram encontrados os seguintes valores:
Entretanto, a pressão do ar dentro da bureta é resultado da pressão atmosférica e da pressão do vapor d' água na temperatura na qual ocorreu o experimento. P é calculada pela expressão:
A pressão do vapor d' água a temperatura de 302,5K é tabelada e seu valor é dado por 30,923mmHg. Utilizando a expressão acima, obtém-se que a pressão do ar no primeiro experimento é 729,077mmHg. Para o segundo experimento, conduzido à temperatura de 303,5K tem-se o valor de 32,747mmHg para o a pressão do vapor d' água e, utilizando-se a expressão, temos que a pressão do ar é 727,253mmHg.
4.1 Lei do gás ideal
(I)
Sendo:
P a pressão;
V o volume;
n o número de mols presente;
R a constante universal dos gases, o seu valor depende das constantes utilizadas;
T a temperatura.
Temos a relação de massa específica com volume e massa definida por:
(II)
O número de mols é definido por:
(III)
Sendo MM a massa molecular da substância e m a massa total da substância presente.
Substituindo (II) e (III) em (I) temos:
Simplificando, obtemos:
(IV)
Substituindo os valores encontrados na equação (IV) pelos dados coletados no primeiro experimento obtém-se:
Calculando-se o erro relativo para o primeiro experimento, encontra-se:
Substituindo na equação (IV) os dados encontrados para o segundo experimento obtém-se:
Calculando-se o erro relativo para o segundo experimento, encontra-se:
4.2 Lei do gás real (fator de compressibilidade)
P a pressão;
V o volume;
n o número de mols presente;
R a constante universal dos gases, o seu valor depende das constantes utilizadas;
T a temperatura;
Z o fator de compressibilidade.
Temos a relação envolvendo a pressão reduzida e o fator de compressibilidade:
Para identificar o fator de compressibilidade na pressão desejada, primeiro encontra-se os coeficientes da reta acima. Para isso localiza-se dois pontos do gráfico do fator de compressibilidade.
Pr
Z
0,05
0,95
0
1
0,95 = a.0,05 + b … b=1
0,95 = a.0,05 +1
Z = -Pr +1
Agora, substitui-se o valor de pelo valor da pressão reduzida do sistema:
Z=-0,015 +1
Z = 0,985
Cálculo da massa molecular para o primeiro procedimento:
MM = ZmRT/VP
Calculando o erro relativo para o primeiro experimento, encontra-se:
Cálculo da massa molecular para o segundo procedimento:
Calculando o erro relativo para o segundo experimento, encontra-se:
4.3 Equação de Van der Waals
[P + a(n)2/(V)2](V – nb) = nRT
Sendo:
P a pressão;
V o volume;
n o número de mols presente;
R a constante universal dos gases, o seu valor depende das constantes utilizadas;
T a temperatura;
a é um fator de correção relacionado com as forças intermoleculares;
b é um fator de correção relatcionadao com o volume molecular.
De acordo com a literatura, temos os seguintes valores para as constantes da equação de Van der Waals:
a= 12,02(L2atmbar/mol2)
b = 0,08407 (L/mol)
Cálculo da massa molecular para o primeiro experimento
[0,9593 + 12,02 (0,0954)2/(27,91x10-3)2(MM)2](27,91x10-3 – 0,0954x0,008407/MM) = 0,0954x0,082x302,5/MM
O valor encontrado para MM através da equação de Van der Waals foi 86,728g/mol.
Calculando-se o erro relativo , temos:
Cálculo da massa molecular da substância para o Segundo experimento:
[0,9569 + 12,02 (0,0925)2/(14,05x10-3)2(MM)2](14,05x10-3 – 0,0925x0,008407/MM) = 0,0925x0,082x303,5/MM
O valor encontrado para MM através da equação de Van der Waals foi 167,3g/mol.
Calculando-se o erro relativo, temos:
4.4 Tabelas
Equação
Discrepância experimento 1
Discrepância experimento 2
Gás ideal
92,2 %
272,0 %
Gás real
89,1 %
266,6 %
Van der Waals
88,3 %
263,2 %
Tabela 1 Comparação dos resultados para cada equação
Experimentos envolvem erros e incertezas associados. No experimento realizado, existem inúmeros fatores geradores de erros. Em primeiro lugar, a ampola contendo a substância a ser analisada, não foi vedada corretamente e por isso apresentava um vazamento. Cabalmente, a massa de etanol pesada pela balança não corresponde a massa utilizada no experimento (acredita-se que essa seja a maior fonte de erro; erros aleatórios relativos à leitura da bureta, pois uma leitura sendo realizada por duas pessoas não será concordante, já que cada um tem o seu critério para realizar interpolações entre as marcas da escala, e até uma pessoa lendo o mesmo instrumento diversas vezes pode obter leituras diferentes. Além disso, assim que o experimento se inicia é necessário retirar a rolha que fecha o recipiente, atirar-lhe a recém partida ampola contendo o etanol e selar o recipiente logo em seguida. Nessa manobra sempre haverá perdas e a velocidade com que o procedimento é realizado determina o quanto de etanol que escapa do recipiente nessas frações de segundos, constituindo mais uma fonte de erro.
Por último, no decorrer do experimento houve queda de energia. Essa queda aconteceu basicamente no início da segunda medição da massa molar do etanol. Além de a segunda ampola apresentar vazamento mais significativo que a primeira (o que pode ser percebido pelo odor característico do álcool no ambiente), o aparelho que promovia a ebulição da água (e, portanto, fornecia a energia necessária para a volatilização do etanol) funcionava à base de eletricidade de modo que o volume de água deslocado pelo etanol foi muito menor. Portanto, a repetição do experimento deve ser desconsiderada, uma vez que o erro agregado a ela é muito grande.
5 CONCLUSÃO
Diante das fontes de erros supracitadas e da grande diferença que foi encontrada entre o valor experimental e valor de referência da massa molar do etanol, gás em questão, conclui-se que o experimento não foi satisfatório no que diz respeito a cumprir os objetivos determinados inicialmente neste relatório, uma vez que não foi possível identificar o gás da amostra baseado no método de Victor Meyer.
Contudo, foi possível observar que, entre as equações utilizadas, a de Van der Waals foi a que obteve menor erro relativo em relação ao valor verdadeiro. Dessa forma, essa é a equação que melhor representa o comportamento do vapor.
É recomendável proceder de forma mais criteriosa ao escolher a ampola a ser trabalhada, pois este é o passo fundamental que determinará o sucesso ou fracasso do experimento.
6 REFERÊNCIAS
PERRY, R. H.; CHILTON, C. H. Manual de Engenharia Química. 5.ed. Rio de Janeiro: Guanabara Dois, 1980.
WIKIPÉDIA. Estrutura Plana do Etanol. Disponível em: . Acesso em 10 mai. 2010, 01:59:15.
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