PRÁTICA: DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE “R” DOS GASES
1. Introdução
A matéria pode se apresentar nos estados sólido, líquido e gasoso. A temperatura
e a pressão são as variáveis responsáveis pelo seu estado físico.
O estado gasoso é o estado físico em que a matéria “não tem forma e nem
volume próprios”, isto é, neste estado, amostra assuma a forma e o volume do recipiente
na qual se encontra.
Observações e experiências realizadas com gases revelaram uma série de
regularidades em seus comportamentos, as quais passaram a ser chamadas de Lei dos
Gases. A equação matemática que sintetiza as diversas leis é denominada equação de
estado dos gases ou equação de Clapeyron: “o produto pressão x volume de um gás é
diretamente proporcional à quantidade de matéria (n) do gás, na temperatura absoluta”
pV= nRT
(01)
Esta equação é utilizada para os gases ideais, cujo modelo não considera as
interações entre as moléculas dos gases. Assim, tem-se:
Gás Ideal : obedece
pV=n RT
Gás Real : obedece pV=nRT
em qualquer condição de T e p.
em pressões baixas e temperaturas altas.
Existem equações mais elaboradas que levam em conta outros efeitos, como as
interações entre as moléculas do gás, e que representam mais fielmente o
comportamento dos gases reais. A mais simples delas é a equação de van der Waals
(equação 02).
p
RT
_
(V  b)

a
_
( V )2
(02)
_
onde V é o volume molar, a e b são as constantes de van der Waals, determinadas
experimentalmente para cada gás.
No trabalho conduzido no laboratório, as condições de pressão atmosférica
permitem que se utilize a equação (01) para o gás H2 obtido a partir da reação química:
1Mg(s)
+
2HCl(aq)

1MgCl2 (aq)
+
1H2(g)
(03)
Observação: os coeficientes estequiométricos estão sublinhados.
2. Objetivo
Determinar a constante R dos gases, empregando-se as equações de Clapeyron e
de van der Waals.
3. Materiais, equipamentos e reagentes
- Bureta de gás de 100 mL
- Cilindro de 5 L
- Proveta
- Béquer de 1 L
- Rolha perfurada com fio de cobre fixado
- Suporte universal, mufa e garra
- Termômetro
- Balança ( 0,0001 g)
- Barômetro
- Solução 1,0 mol.L-1 de HCl
- Fita de magnésio
4. Procedimento experimental
Pesar uma parte da fita de magnésio limpa e seca (0,0400 a 0,0720 g). Enrolar a fita
de magnésio no fio de cobre que se encontra fixado à rolha de borracha.
Na bureta de gás, colocar um volume entre 50 e 70 mL da solução de HCl e
completar com água destilada. Não agitar a bureta. Introduzir a rolha contendo a fita de
magnésio na bureta e verificar se esta fita está fixa.
Tampar com o dedo indicador a extremidade do tubo de vidro inserido na rolha e
inverter a bureta. Colocá-la em um béquer contendo água pura. Observar a trajetória
descendente da solução de HCl até iniciar a reação com o magnésio, que é notada pelo
desprendimento de bolhas de gás.
Quando todo o magnésio tiver reagido, fechar novamente a extremidade do tubo
(rolha de borracha) com o dedo indicador, e transferir a bureta de gás para um cilindro
contendo água. Igualar os níveis de água (interno - nível de água na bureta e
externo - nível de água no cilindro) para que a pressão interna se torne igual à pressão
atmosférica. Anotar o volume de gás medido nestas condições.
Anotar os valores da pressão atmosférica e da temperatura ambiente.
5. Apresentação e discussão dos resultados
Tabela 1: Valores de quantidade de matéria, pressão e volume obtidos
experimentalmente.
Mg
Hidrogênio
G
Massa /g
n / mol
V/ mL
p/ mm Hg
(p.V)/ mm Hg.L
(n.T) / mol.K
1
2
3
4
5
G = grupo; Massa molar do Mg = 24,305 g/mol ; o número de mols do H2 é igual ao
número de mols do Mg.
Patm = ........................mm de Hg; temperatura = .............................. oC
5.1 Cálculo da pressão do gás hidrogênio: subtraia do valor da pressão atmosférica a
pressão exercida pelo vapor de água na temperatura da experiência (consulte a Tabela 3
no anexo).
5.2 Gráfico de V versus n: utilize os dados da Tabela 1 e faça um gráfico onde conste no
eixo y o volume de H2 e no eixo x a quantidade de matéria (n) correspondente. Trace a
curva que melhor se ajuste aos pontos, calcule o valor do coeficiente angular e
interprete os resultados.
5.3 Gráfico de pV versus nT: Utilize os dados da Tabela 1, correlacionando o produto
p.V em função do produto n.T dados da Tabela 1. Calcule o coeficiente angular e
discuta o seu significado.
5.4 Cálculos da constante R e erro relativo: Para obtenção do valor da constante R a
partir da equação dos gases ideais, interprete os resultados do gráfico pV x nT
comparando à equação 1. Substitua o valor do coeficiente angular do gráfico V x n na
equação 2 para calcular a constante R utilizando a equação dos gases reais. Calcule o
erro relativo (%) cometido nas duas determinações, comparando os valores de R
obtidos experimentalmente com o valor dado na literatura.
Anexo: Dados da literatura
Tabela 3: Pressão de vapor da água a várias temperaturas
t/ oC
10
p/mmHg
p/mm Hg
9,2
t/ oC
19
p/ mm Hg
16,5
t/ oC
25
13
11,2
20
17,5
26
15
25,2
12,8
21
18,6
27
26,7
16
13,6
22
19,8
28
28,3
17
14,5
23
21,0
29
30,0
15,5
24
22,4
30
31,8
18
23,8
Tabela 4: Valores das constantes de van der Waals, de R e fatores de conversão
Constantes de van der
Constante R dos Gases
Waals para o H2 (g)
a = 0,244 atm.L2.mol-2
b = 0,0327 L.mol-1
0,08206 L atm K-1 mol-1
8,314 J K-1 mol-1
1,987 cal K-1 mol-1
62,364 L Torr K-1 mol-1
Fatores de Conversão
1 mm Hg = 1 Torr
1 atm = 760 mm Hg
1 atm = 1,01325 X 105 Pa
1 cal = 4,184 J
Grupo:
Nome
1
2
3
Matrícula