UNIVERSIDADE DO ESTADO DE SANTA CATARINA
CENTRO DE CIÊNCIAS TECNOLÓGICAS – CCT
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA – DQMC
QIE0001 – Química Inorgânica Experimental
Prof. Fernando R. Xavier
Prática 02 – Determinação da Massa Molar do Magnésio
1. Introdução
O magnésio é um metal alcalino-terroso de cor branco prateado bastante
resistente, duro e leve (no seu estado puro é o mais leve de todos os metais
conhecidos). Quando pulverizado, pode entrar facilmente em ignição exibindo
uma chama branca intensa bastante característica.
Por ser bastante reativo, não é encontrado em sua forma elementar na
natureza mas sim ligado a outros elementos químicos principalmete sob a
forma de sais e óxidos. O magnésio metálico assim como os demais metais
alcalino-terrosos reagem prontamente com ácidos fortes para gerarem seus
respectivos sais junto com a evolução de hidrogênio nascente (H 2(g)). Esta
última propriedade nos será últil no experimento a ser realizado.
1.1 Gases ideais e mistura de gases
Para discutir as transformações que ocorrem em um sistema, é
necessário definir precisamente suas propriedades antes e depois da
transformação. Isto se faz pela especificação do estado do sistema, ou seja um
conjunto particular de condições de pressão (P), temperatura (T), número de
mols de cada componente (n) e suas formas físicas (gás, líquido ou sólido).
As quantidades pressão (P), temperatura (T) e volume (V) são
chamadas variáveis de estado, pois servem para determinar o estado físico de
qualquer sistema em questão. Há alguns casos em que as inter-relações entre
funções de estado podem ser expressas sob a forma de uma equação. No
caso de um gás ideal, por exemplo, a equação responsável por este fato é a
equação de Clapeyron (1):
Onde: P é a pressão
V é o volume
n é o número de mols
R é a constante dos gases ideais
T é temperatura absoluta
Os valores de R (constante univesal dos gases ideais) podem variar em
função das unidades das outras grandezas dispostas na equação de
Clapeyron. Alguns valores comuns são:
8,314 J mol-1 K-1
0,0821 atm L mol-1 K-1
62,36 mmHg L mol-1 K-1
62,36 Torr L mol-1 K-1
Vale lembrar ainda que o número de mols de uma substância (n) é a
razão entre a massa desta referida quantidade de subtância e sua massa
molar:
Como estaremos trabalhando com a evolução e coleta de um gás em
determinadas condições experimentais esta relação entre variáveis será
bastante últil durante os cálculos.
No caso de uma mistura de gases ideais, cada gás do sistema exercerá
uma pressão parcial, Pi, que corresponde a pressão do gás como se ele
estivesse sozinho no sistema. Segundo a Lei de Dalton para os gases ideais
temos:
onde xi é a fração molar do gás na mistura e P é a pressão total da mistura
gasosa. A fração molar xi pode ser expressa ainda pela razão entre o número
de mols da substância em questão ni e o número de mols total da mistura
gasosa n.
Por fim, o somatório das pressões parciais (Pn) é definido como a presão
total do sistema (P) segundo a equação (5) a seguir:
∑
1.2 Fundamentos de Hidrostática
Admita os pontos B e C no interior de uma massa fluida, supondo-a em
equilíbrio estático e sujeita à ação da gravidade conforme ilustrado na Figura 1
a seguir:
Figura 1. Fluido em equilíbro estático sujeito à ação da gravidade.
PB e PC indicam as pressões nos pontos B e C, respectivamente; g é a
aceleração da gravidade local; ρ é a massa específica do líquido; e h (hB – hC)
é a distância vertical entre os pontos B e C, respectivamente. Desta forma,
demostra-se que a diferença de pressão entre os pontos B e C é dado por:
ou
A equação (6) é descita como Lei de Stevin ou Equação Fundamental da
Hidrostática, indicando que a pressão depende somente da profundidade
abaixo da superfície livre do líquido. A Figura 2 (a seguir) mostra diversos
recipientes com diferentes formas e orientações espaciais interconectados,
porém a um mesmo ponto de altura “h” a pressão observada é sempre a
mesma não importanto em qual terminal ela esteja sendo medida.
Figura 2. Verificação do “Paradoxo hidrostático” ou Princípio de Stevin.
O excesso de pressão atmosférica, P – Patm, denomina-se pressão
manométrica, Pg, logo:
Desta forma, uma vez que muitos medidores de pressão indicam em
relação ao ambiente (a atmosfera em muitos casos), em geral é mais
conveniente usar a pressão manométrica.
A pressão atmosférica padrão é a pressão média ao nível do mar. A
pressão atmosférica local, em qualquer elevação, pode ser medida por um
barômetro. O modelo mais comum empregado é o barômetro de mercúrio, com
escalas em uma das extremidades, Figura 3.
Uma simples balaço de força entre a superfície externa do fluido (Patm) e
a pressão interna no tubo (Pvap + ρ.g.h) fornece:
onde Pvap é a pressão de vapor do fluido em questão.
Figura 3. Um barômetro do séc XIX (esquerda) e um esquma geral de
funcionamento de um barômetro de mercúrio.
A pressão absoluta simplesmente envolve a soma da pressão
atmosférica com a pressão manométrica:
2. Objetivos
Determinar a massa molar do magnésio através da coleta de gás
hidrogênio desprendido na sua reação com o ácido sulfúrico. Utilizar conceitos
tais como a Lei dos gases ideais, misturas gasosas e princípios de hidrostática
para efetuar os cálculos pertinentes.
3. Pré-laboratório
a) Defina ácido forte e ácido fraco.
b) Escreva as semi-reações de redução das seguintes subtâncias: I2; Cu2+,
Au3+.
c) Escreva a semi-reação de redução do íon H+.
d) Um mol de qualquer gás ocupa um volume de 22,4 L nas CNTP. Nestas
condições qual o valor da temperatura (T) e pressão (P)?
e) Dada a reação genérica de um metal M em meio ácido:
Identifique a substância oxidante (SO) e a substância redutora (SR).
f) No item anterior, considerando n = 3, calcule o volume de H2(g) nas
CNTP produzido pela reação de 1 mol do metal M.
g) Defina pressão parcial de um gás.
h) O que você entende por pressão de vapor da água? Por que ela varia
com a temperatura?
i) Sabendo que um mol de magnésio produz um mol de hidrogênio
gasoso, qual é o volume de um mol de hidrogênio à temperatura de
25 oC a 1 atm?
4. Materiais e Métodos
4.1 Materiais
01 béquer de 600 mL
Funil sem haste
Gaze
01 Proveta 100 mL
Grampeador
01 béquer de 250 mL
Régua de pelo menos 20 cm
4.2 Reagentes
Mg(s) em fita
H2SO4 concentrado
4.3 Procedimento Experimental
Com o auxílio de uma semi-analítica, pese entre 40 e 80 mg de fita de
magnésio. A seguir, coloque a amostra em um pedaço quadrado de gaze e
grampeie as bordas para evitar a saida do metal ao mergulha-lo na água.
Coloque o conjunto (gaze + Mg) no fundo do béquer de 600 mL e cubra-o com
o funil sem haste como indicado na Figura 4. Encha o béquer com água até
atingir ¾ de sua capacidade máxima e emborque a proveta de 100 mL
totalmente cheia de água não deixando bolhas de ar dentro da mesma. Fixe a
proveta verticalmente utilizando uma garra e suporte univesal.
Figura 4. Esquema de montagem do sistema para medida do volume de gás
coletado em uma proveta.
Depois do sistema montado, adicione lentamente dentro do béquer de
600 mL, 10 mL de ácido sulfúrico concentrado com o auxílio de uma pipeta.
Essa adição deve ser feita bem próxima a borda do funil para que o ácido entre
rapidamente em contato com o magnésio. Tome cuidado para não introduzir
bolhas de ar no sistema.
Espere até que todo o metal tenha reagido e agite cuidadosamente o
sistema para deslocar eventuais bolhas de hidrogênio retidas no funil. Anote o
volume de gás coletado efetuando a leitura na proveta invertida, bem como a
temperatura próximo a boca da proveta. Com o auxílio de uma régua meça a
altura da coluna de água restante. Cheque a pressão atmosférica do dia com o
auxílio de um barômetro.
Depois de efetuadas todas as medidas, lave o material utilizado e deixe
a bancada organizada.
5. Resultados e Questionário
Complete o quadro abaixo com todos os dados coletados durante o
experimento:
Massa de magnésio utilizada (g)
Volume de H2 produzido (L)
Altura da coluna d’água (m)
Temperatura da água (K)
Pressão Barométrica (mmHg)
Densidade da água (kg m-3) (vide Tabela 1)
Pressão parcial do vapor de água (vide tabela 2)
Resultados calculados:
Pressão exercida pela coluna d’água (Pa)
Pressão exercida pela coluna d’água (mmHg)
Pressão parcial do H2(g) (mmHg)
Volume de H2(g) na mistura gasosa (L)
Massa molar do magnésio encontrada (g mol-1)
Erro relativo encontrado (%)
Composição dos Gases em %molar (H2)
Composição dos Gases em %molar (H2O)
Composição dos Gases em massa (H2)
Composição dos Gases em massa (H2O)
Com base nas observações feitas, dados coletados e resultados
calculados respoda as seguintes questões:
(a) Por que ao adicionar o ácido sulfúrico concentrado, este desce através
da água e consegue então entrar em contato com a fita de magnésio
prensa à gaze?
(b) Equacione químicamente a reação observada escrevendo as reações de
oxidação, redução bem como a reação global.
(c) Por quê os íons sulfato não são essenciais no momento em que as
equações químicas redox são escritas neste caso?
(d) Prove através do cálculo de ΔEo que a reação entre o magnésio
metálico e o ácido sulfúrico é um processo espontâneo.
(e) Dado o esquema ao lado onde um gás foi coletado
sobre uma coluna d’água de altura “h”, podemos
dizer que a pressão da coluna d’água, a pressão do
vapor de água e a pressão do gás em questão estão
sendo equilibradas por que tipo de pressão?
Relacione matematicamente estas quantidades.
(f) Por que é comum o uso de mercúrio em barômetros
e não simplesmente uma coluna d’água? Para
responder a pergunta calcule em metros, a altura de
uma coluna d’água equivalente a 760 mmHg à 25 oC.
(g) Por que, a partir do volume de H2 coletado é possível calcular a massa
molar do magnésio? Que relação é esta?
(h) Por que no experimento deve-se determinar a pressão parcial do gás
hidrogênio?
(i) Suponha que 0,157 g de um certo gás coletado sobre água ocupe um
volume igual a 135 mL à 25
o
C e 745 mmHg. Considerando um
comportamento ideal, determine a massa molar do gás.
ANEXOS
Tabela 1. Variação da massa específica (ρ) da água em função da temperatura
(T).
t (oC)
ρ (kg m-3)
t (oC)
ρ (kg m-3)
0
999,8
40
992,2
4
999,8
50
988,0
5
1000,0
60
983,2
10
1000,0
70
977,8
15
999,7
80
971,8
20
999,1
90
965,3
25
998,2
100
958,4
30
997,0
Tabela 2. Variação da pressão de vapor da água (P H2O) em função da
temperatura (T).
t (oC)
PH2O (mmHg)
t (oC)
PH2O (mmHg)
0
4,579
30
31,824
2
5,294
35
42,175
4
6,101
40
55,324
6
7,013
45
71,880
8
8,045
50
92,510
10
9,209
55
118,04
12
10,518
60
149,38
14
11,987
65
187,54
16
13,634
70
233,70
18
15,477
75
289,10
20
17,535
80
355,10
22
19,827
85
433,60
24
22,377
90
525,76
25
23,800
95
633,90
26
25,209
100
760,00
28
28,349