APFQ II 2021 1

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CURSO TÉCNICO EM QUIMICA
Disciplina:
ANÁLISES DE PROCESSOS FISICO-QUIMICOS II
Valdir Salgado
2021
SUMÁRIO:
ESTUDO DOS GASES
	O ESTADO GASOSO:										3
	A TEMPERATURA DOS GASES:									3
	DIFERENÇA ENTRE GÁS E VAPOR:								3
	PRESSÃO:											3
	VOLUME:											4
	AS LEIS FÍSICAS DOS GASES:									4
	LEI DE BOYLE-MARIOTTE:									4
	ISOTÉRMICA (T = constante):									4
	LEI DE GAY-LUSSAC:										5
	ISOBÁRICA (P = constante):									5
	LEI DE CHARLES:										6
	ISOCÓRICA OU ISOVOLUMÉTRICA (V = constante):						6
	EQUAÇÃO GERAL DOS GASES:									6
	CONDIÇÕES NORMAIS DE PRESSÃO E TEMPERATURA (CNPT):					7
	TEORIA CINÉTICA DOS GASES:									7
	GÁS PERFEITO E GÁS REAL:									7
	EXERCICIOS:											8
	VOLUME MOLAR:										10
	HIPOTESE OU LEI DE AVOGADRO:								11
	EXERCICIOS:											11
	EQUAÇÃO DE CLAPEYRON:									13
	EXERCICIOS:											14
	MISTURAS DE GASES:										17
	PRESSÃO PARCIAL (LEI DE DALTON):								17
	VOLUME PARCIAL (LEI DE AMAGAT):								17
	FRAÇÃO MOLAR:										18
	EXERCICIOS:											19
	MASSA MOLAR APARENTE DE UMA MISTURA GASOSA:						23
	DENSIDADE ABSOLUTA:										24
	DENSIDADE RELATIVA:										24
	EXERCICIOS:											25
	EFUSÃO DE GASES:										27
	DIFUSÃO DE GASES:										27
	LEI DE GRAHAM:										27
	EXERCICIOS:											28
TERMOQUIMICA 
	REAÇÕES EXOTÉRMICAS:									30
	REAÇÕES ENDOTÉRMICAS:									31
	CALORIMETRIA:										31
	CALORIA:											31
	ENERGIA INTERNA:										31
	ENTALPIA:											33
		∆H EM REAÇÕES EXOTÉRMICAS:							33
		∆H EM REAÇÕES ENDOTÉRMICAS:							34
		FATORES QUE INFLUEM NAS ENTALPIAS (OU CALORES) DAS REAÇÕES:			35
		CASOS PARTICULARES DAS ENTALPIAS (OU CALORES) DAS REAÇÕES:			37
	EXERCICIOS:											38
	ENTALPIA (ou calor) PADRÃO DE FORMAÇÃO DE UMA SUBSTANCIA (∆H0f):			41
	ENTALPIA (ou calor) DE COMBUSTÃO DE UMA SUBSTANCIA:					43
	ENTALPIA DE NEUTRALIZAÇÃO:									44
	EXERCICIOS:											45
	ENERGIA DE LIGAÇÃO:										49
	EXERCICIOS:											51
	LEI DE HESS:											54
	EXERCICIOS:											56
CINETICA QUIMICA
	FATORES QUE INFLUEM NA VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO:					61
	EXERCICIOS:											64
	LEI DA VELOCIDADE:										65
	EXERCICIOS:											67
	ORDEM DE UMA REAÇÃO:									71
	EXERCICIOS:											72
EQUILIBRIO QUIMICO											78
	Conceito de Equilíbrio químico									79
	Analise gráfica do equilíbrio									80
	Constante de equilíbrio em termos de concentração (Kc)					81
	Classificação do equilíbrio químico								84
	Equilíbrio químico no cotidiano									86
	Princípio de Le Chatelier									88
	Constante de equilíbrio em termos de pressões parciais (Kp)					90
	Relação entre Kc e Kp										92
	Exercícios											93
PROPRIEDADES COLIGATIVAS:										96
	Pressão máxima de vapor 									96
		Tonoscopia 										102
		Ebulioscopia 										104
		Crioscopia 										104
		Osmose 										106
BIBLIOGRAFIA:											109
TABELA PERIÓDICA											110
PTD													111
ESTUDO DOS GASES:
INTRODUÇÃO:
O conhecimento dos gases e de suas propriedades é de grande importância na Química, uma vez que os gases estão sempre presentes em nosso dia-a-dia. De fato, o ar que respiramos é indispensável à nossa vida, como também à vida de todos os animais e vegetais (vivemos imersos na atmosfera terrestre). Vários elementos químicos importantes estão presentes em substâncias gasosas, em condições ambientes: H2, N2, O2, F2, Cl2 e os gases nobres. Muitos compostos químicos importantes também são gasosos: CO2, CO, NO, NO2, N2O, NH3, SO2, H2S, HCl, CH4 etc.
O ESTADO GASOSO:
•os gases têm massa;
•os gases sempre tendem a ocupar todo o volume do recipiente que os contém (grande expansibilidade);
•os gases são muito menos densos do que os sólidos e os líquidos (isto é, em igualdade de massa, ocupam um volume muito maior);
•os gases sempre se misturam entre si (grande difusibilidade);
•os volumes dos gases variam muito com a pressão (grande compressibilidade) e com a temperatura (grande dilatabilidade).
	Quando estudamos um gás, devemos considerar as seguintes grandezas fundamentais: amassa, o volume, a pressão e a temperatura. As influências da pressão e da temperatura são tão grandes que realmente só tem sentido mencionarmos o volume de um gás fornecendo também sua pressão e sua temperatura.
A TEMPERATURA DOS GASES:
A temperatura é uma grandeza que mede o grau de agitação das partículas (átomos ou moléculas) que constituem um corpo. Para um gás, a temperatura depende da velocidade (grau de agitação) das moléculas que o constituem.
Portanto, para transformar graus Celsius (θ) em kelvins (T ):
TK = t°C + 273 
DIFERENÇA ENTRE GÁS E VAPOR:
• Vapor: Designação dada à matéria no estado gasoso, quando é capaz de existir em equilíbrio com o líquido ou com o sólido correspondente, podendo sofrer liquefação pelo simples abaixamento de temperatura ou aumento da pressão. Exemplo: vapor d’água.
• Gás: É o estado fluido da matéria, impossível de ser liquefeito só por um aumento de pressão ou só por uma diminuição de temperatura, o que o diferencia do vapor. Exemplo: gás hidrogênio.
PRESSÃO:
Em um frasco fechado, a pressão exercida por um gás resulta dos choques entre as partículas desse gás contra as paredes internas do recipiente que o contém.
Em 1643, Evangelista Torricelli determinou experimentalmente que a pressão exercida pela atmosfera ao nível do mar corresponde à pressão exercida por uma coluna de mercúrio de 760 mm Hg:
1 atm = 760 mm Hg = 760 torr = 101325 Pa (pascal) = 1,0 bar
VOLUME:
O volume (V) ocupado por um gás corresponde ao volume do recipiente que o contém.
As relações entre as unidades de volume mais comuns são:
1 m3 — 1000 L		1 dm3 — 1 L		1 L — 1000 cm3 = 1000 mL
AS LEIS FÍSICAS DOS GASES:
São leis experimentais que mostram como varia o volume de um gás quando a pressão e a temperatura desse gás variam. Considerando que essas variações são transformações físicas, concluímos que essas leis são mais pertinentes à Física do que à Química.
Algumas expressões comumente usadas são:
• estado de um gás—são as condições de volume (V ), pressão (P) e temperatura (T ) em que esse gás se encontra;
• variáveis de estado — são as grandezas V, P e T;
• transformações gasosas — são as variações de V, P e/ou T.
LEI DE BOYLE-MARIOTTE:
Robert Boyle e Edme Mariotte
	Filósofo e naturalista inglês, nasceu em Lismore Castle, em 1627, e faleceu em Londres, em 1691. Boyle estudou os gases com afinco e é considerado um dos fundadores da Química. Seu livro O químico cético mudou a interpretação da Química, no seu tempo. Boyle foi também um dos fundadores da Sociedade Real de Ciências da Inglaterra.
	Em 1676, o físico francês Edme Mariotte (1620-1684) repetiu a experiência de Boyle e a divulgou na França, dizendo honestamente que a descoberta fora devida ao cientista inglês.
ISOTÉRMICA (T = constante)
	Para uma dada massa de gás à temperatura constante, o volume ocupado pelo gás é inversamente proporcional à pressão exercida. Um aumento na pressão irá acarretar uma diminuição do volume ocupado pelo gás, de maneira que o produto entre essas grandezas seja constante PV = k.
LEI DE GAY-LUSSAC
Joseph Louis Gay-Lussac
	Nasceu em Saint Leonard, França, em 1778, e faleceu em Paris, em 1850. Fez importantes estudos sobre a expansão dos gases.
	Realizou também a síntese da água, verificando que sempre 2 volumes de hidrogênio se combinam com 1 volume de oxigênio. A simplicidade dessa relação levou Gay-Lussac à descoberta das leis das reações em volumes gasosos.
ISOBÁRICA (P = constante)
	Para uma dada massa de gás à pressão constante, o volume ocupado pelo gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta. Um aumento da temperatura absoluta acarreta um aumento do volume ocupado pelo gás, de maneira que o quociente seja constante _V _ = k
					 T
Observação:
Se a relação entre o volume e a temperatura fosse feita na escala Celsius, o gráfico teria o seguinte aspecto:
O volume e a temperatura em Celsius não são grandezas diretamente proporcionais. 
	Joseph Gay-Lussac verificou quea pressão de um gás, a 0 °C, varia em 1/273 para cada alteração de 1 °C na sua temperatura, quando o volume é mantido constante. Assim sendo, partindo de um gás a 0 °C e reduzindo sua temperatura em 273 °C, a volume constante, sua pressão tenderá a zero.
LEI DE CHARLES
Jacques Alexandre César Charles 
	Cientista francês, nasceu em Beaugency, em 1746, e faleceu em Paris, em 1823. Pesquisou a expansão dos gases para fabricar termômetros de precisão, chegando assim à lei que hoje leva seu nome.
ISOCÓRICA OU ISOVOLUMÉTRICA (V = constante)
	Para uma dada massa de gás a volume constante, a pressão exercida pelo gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta. Um aumento da temperatura absoluta acarreta um aumento da pressão exercida pelo gás, de maneira que o quociente seja constante _P _ = k
					 T
EQUAÇÃO GERAL DOS GASES
	Em 1802, Joseph Gay-Lussac verificou que se a temperatura fosse medida pela escala Kelvin (K), a pressão (P) e a temperatura (T) apresentariam variação proporcional. Relacionando as três transformações gasosas estudadas até aqui, obtemos uma relação denominada equação geral dos gases:
A equação geral dos gases permite que, por exemplo, conhecendo o volume de um gás em determinadas condições de temperatura e pressão, possamos determinar seu novo volume em outras condições de temperatura e pressão. Esse cálculo também pode ser feito para a determinação de temperaturas e pressões diferentes, a partir de valores iniciais.
CONDIÇÕES NORMAIS DE PRESSÃO E TEMPERATURA (CNPT)
Por definição, chamamos condições normais de pressão e temperatura (CNPT ou CN) a:
TEORIA CINÉTICA DOS GASES
	Essa teoria procura dar uma ideia da estrutura interna dos gases (de como é um gás “por dentro”), criando um modelo que possa explicar os fenômenos e as leis experimentais mencionadas anteriormente. Em linhas gerais, a teoria cinética dos gases diz que:
• Todo gás é formado por partículas minúsculas (átomos, moléculas, íons) em movimento livre, desordenado e com alta velocidade. Esse movimento é denominado agitação térmica. Por exemplo, a velocidade das moléculas do ar, nas condições ambientes, é de cerca de 1.400 km/h. A maior ou menor temperatura de um gás é a medida do maior ou menor grau de agitação térmica de suas partículas.
• As partículas de um gás estão muito afastadas umas das outras, isto é, o espaço que elas ocupam é desprezível em face do espaço “vazio” existente no estado gasoso. Por exemplo, o volume próprio das moléculas de N2 e de O2 existentes no ar, nas condições ambientes, é cerca de 0,1% do volume ocupado pelo ar. Tal fato explica por que os gases têm densidades baixas, podem ser facilmente comprimidos e se misturam com muita facilidade. Além disso, estando muito afastadas, as partículas se atraem muito pouco, o que explica a expansão fácil dos gases e sua grande dilatação como calor.
• As partículas de um gás se chocam de forma perfeitamente elástica entre si e contra as paredes do recipiente que as contém, isto é, sem perder energia cinética e quantidade de movimento. Isso explica por que o movimento das partículas é perpétuo. Além disso, é fácil compreender que a pressão exercida por um gás dentro de um recipiente resulta dos choques de suas partículas contra as paredes desse recipiente. Por exemplo, dentro do pneu de um automóvel, é o choque das moléculas de ar com as paredes do pneu que mantém o pneu cheio; e também se percebe que a mesma pressão é exercida em todas as direções.
• As moléculas não exercem força umas sobre as outras, exceto quando colidem. Entre as colisões, apresentam movimento retilíneo e uniforme. Isso equivale a desprezar as forças gravitacionais e as forças intermoleculares.
GÁS PERFEITO E GÁS REAL
	Gás perfeito, ou gás ideal, seria o gás que obedeceria, rigorosamente, às leis e fórmulas estudadas neste capítulo, em quaisquer condições de pressão e temperatura e também deveria encaixar-se perfeitamente no modelo descrito pela teoria cinética. Na prática tal gás não existe. Os gases comuns, que chamaremos de gases reais, sempre se afastando comportamento de um gás perfeito, principalmente a pressões muito altas e/ou temperaturas muito baixas. Nesses casos, o volume dos gases se reduz bastante, e as partículas se avizinham, passando umas a interferir no movimento das outras. Como consequência, o comportamento dos gases passa a se afastar daquele previsto pela teoria cinética. Desse modo, podemos concluir que um gás real se assemelha mais ao gás perfeito à medida que a pressão diminui e a temperatura aumenta; em outras palavras, o comportamento de um gás será tanto mais perfeito quanto mais rarefeito ele estiver.
EXERCICIOS
1) (ITA-SP) A pressão total do ar no interior de um pneu era de 2,30 atm quando a temperatura do pneu era de 27°C. Depois de ter rodado certo tempo com esse pneu, mediu-se novamente sua pressão e verificou-se que ela era agora de 2,53 atm. Supondo uma variação do volume do pneu desprezível, qual a nova temperatura (em °C)?
													R= 57° C
2) (UFPE) Uma certa quantidade de gás ideal ocupa 30 L à pressão de 2 atm e à temperatura de 300 K. Que volume, em litros, passará a ocupar se a temperatura e a pressão tiverem seus valores dobrados? 
													R= 30 L
3) (UFSC) Suponha que 57 L de um gás ideal a 27°C e 1,00 atm sejam simultaneamente aquecidos e comprimidos até que a temperatura seja 127°C e a pressão, 2,00 atm. Qual o volume final, em L? 
													R= 38 L
4) (Unicamp-SP) Uma garrafa de 1,5 L, indeformável e seca, foi fechada por uma tampa plástica. A pressão ambiente era de 1,0 atm e a temperatura, de 27°C. Em seguida, essa garrafa foi colocada ao sol e, após certo tempo, a temperatura em seu interior subiu para 57°C e a tampa foi arremessada pelo efeito da pressão interna. Qual era a pressão no interior da garrafa no instante imediatamente anterior à expulsão da tampa plástica?
													R= 1,1atm
5) 100 L de um gás submetido a 27°C são aquecidos a 87°C e a pressão é mantida constante. Qual o volume ocupado pelo gás a 87°C?
													R= 120 L
6) 100 mL de gás metano, a 37°C, são aquecidos a 57°C, à pressão constante. Calcule o novo volume, em L.
													R= 0,11 L
7) (UFMG) Um mergulhador, em um lago, solta uma bolha de ar de volume V a 5,0 m de profundidade. A bolha sobe até a superfície, onde a pressão é a pressão atmosférica. Considere que a temperatura da bolha permanece constante e que a pressão aumenta cerca de 1,0 atm a cada 10 m de profundidade. Nesse caso, o valor do volume da bolha na superfície é, aproximadamente, 
a) 0,67 V	b) 1,5 V		c) 2,0 V		d) 0,50 V
													R= B
8) Uma câmara de descompressão usada por mergulhadores tem volume de 10300 L e funciona sob pressão de 4,50 atm. Qual volume, em L, o ar contido nessa câmara ocuparia quando submetido a uma pressão de 1 atm, na mesma temperatura?
													R= 46350 L
9) Certa massa de gás hidrogênio (H2) ocupa um volume de 0,760 L sob pressão de 125 mm Hg, numa dada temperatura. Qual o volume ocupado pela mesma massa de H2, na mesma temperatura, sob pressão de 0,100 atm?
													R= 1,25 L
10) Um frasco munido de êmbolo móvel contém 2,0 L de ar a 20 °C. A que temperatura deve ser aquecido o frasco, à pressão constante, para que seu volume dobre?
													R= 586 K
11) Um balão meteorológico apresenta volume de 2,0 L a 27 °C. Qual será seu volume em um local em que a temperatura é de –33 °C, na mesma pressão?
													R= 1,6 L
12) Certa massa de gás hélio (He), mantida num recipiente fechado a –33 °C, exerce uma pressão de 1,50 atm. Calcule a qual temperatura a pressão do gás hélio nesse recipiente será igual a 190 mm Hg.
													R= 40 K
13) Considere uma amostra de gás hélio (He) confinada num dado recipiente, sofrendo uma série de transformações. Os resultados obtidos constam da tabela acima.
Determine os valores de a, b, c, d, e, f.
									a= 4; b= 327; c= 1200; d= 927; e= 150; f= 1
14) A atmosfera é composta por uma camada de gases que se situam sobre a superfície da Terra. Imediatamente acima dosolo localiza-se uma região da atmosfera conhecida por troposfera, na qual ocorrem as nuvens, os ventos e a chuva. Ela tem uma altura aproximada de 10 km, a temperatura no seu topo é cerca de –50 °C e sua pressão é de 0,25 atm. Se um balão resistente a altas pressões, cheio com gás hélio até um volume de 10 L, a 1,00 atm e 27 °C for solto, Qual o volume deste balão, quando chegar ao topo da troposfera?
													R= 30 L
15) Certo gás, ocupa um volume de 8 litros a uma pressão de 1520 mmHg e temperatura de 25°C. Qual o volume ocupado pela mesma massa gasosa quando a pressão do gás se reduzir para 1,3 atm e a temperatura absoluta se reduzir a 280 K?
													R= 11,5 L
16) O volume molar de um gás perfeito vale 22,4 litros à temperatura de 0 °C e pressão de 1 atm. Qual será o volume do mesmo gás à temperatura de 27 °C e à pressão de 76 cmHg.
													R= 24,6 L
17) Uma pessoa, antes de viajar, calibra a pressão dos pneus com 24 lb/pol2 (libras por polegada quadrada). No momento da calibração, a temperatura ambiente (e dos pneus) era de 27 °C. Após ter viajado alguns quilômetros, a pessoa para em um posto de gasolina. Devido ao movimento do carro, os pneus esquentaram e atingiram uma temperatura de 57 °C. A pessoa resolve conferir a pressão dos pneus. Considere que o ar dentro dos pneus é um gás ideal e que o medidor do posto na estrada está calibrado com o medidor inicial. Considere, também, que o volume dos pneus permanece o mesmo. Qual o valor da pressão medida.
													R= 26,4 PSI
VOLUME MOLAR
	De modo muito amplo, chama-se volume molar o volume ocupado por 1 mol de uma substância qualquer, em determinadas condições de pressão e de temperatura. É interessante notar, porém, que o volume ocupado por 1mol de um sólido ou de um líquido varia muito de uma substância para outra. No entanto, o volume ocupado por 1mol de qualquer gás é sempre o mesmo, em determinadas pressão e temperatura. É fácil entender esse fato, pois 1mol contém sempre o mesmo número de partículas; nos gases o mesmo número de partículas é encontrado em volumes iguais (a P e T constantes). Consequentemente, 1 mol de qualquer gás ocupa sempre o mesmo volume, que é o chamado volume molar. Assim, vem a definição:
Volume molar (VM) dos gases é o volume ocupado por 1 mol de qualquer gás, em determinada pressão e temperatura.
O volume molar independe da natureza do gás, mas varia com a pressão e a temperatura.
Verifica-se experimentalmente que, nas condições normais de pressão e temperatura (CNPT), 
o volume molar é 22,4 L/mol:
	VM = 22,4 L/mol (CNPT)
Vejamos alguns valores do volume molar de gases em outras condições:
	25 °C e 1 atm = 24,5 L/mol
	0 °C e 1 bar = 10–5 Pa = 22,71 L/mol
O usual, no entanto, é falarmos no volume molar nas condições normais — tanto que alguns autores chamam de volume molar apenas o volume de 22,4 L, que só se aplica a 0 °C e 760 mmHg. Com o conhecimento do volume molar dos gases, podemos perceber como é enorme a diferença de volume de uma mesma quantidade de uma substância, conforme ela esteja no estado sólido, no líquido ou no gasoso. Por exemplo:
	Nas CNPT, 1 mol (isto é, 18 g de água) ocupa praticamente: 18 mL no estado sólido; 18 mL no estado líquido; e 22.400 mL no estado gasoso. Note que este último é um volume cerca de 1.245 vezes maior que os dois primeiros.
É por isso que nunca devemos aquecer sólidos ou líquidos em recipientes fechados; a passagem brusca da substância para o estado gasoso pode significar uma explosão violenta.
HIPOTESE OU LEI DE AVOGADRO
	Amedeo Avogadro
		Nasceu em Turim, Itália, em 1776, e faleceu na mesma cidade, em 1856. Sua hipótese não foi entendida, quando ele a anunciou em 1811. Somente em 1860, outro químico italiano — Stanislao Cannizzaro (1826-
1910) — conseguiu mostrar a importância dessa hipótese, na explicação das moléculas e da teoria atômico-molecular.
		Essa lei diz que:
	Volumes iguais de gases quaisquer, quando medidos à mesma pressão e temperatura, encerram o mesmo número de moléculas.
EXERCICIOS
Exemplo 1: 
	Um balão A contém 8,8 g de CO2 e um balão B contém N2. Sabendo que os dois balões têm igual capacidade e apresentam a mesma pressão e temperatura, calcule a massa de N2 no balão B. 
(Dados: massas atômicas: C = 12; O = 16; N = 14)
SOLUÇÃO
Pela Hipótese de Avogadro, temos:
 n CO2 = n N2		m CO2 = m N2		 8,8 g = m N2 = m N2= 5,6 g 
 M CO2 M N2 44 g/mol 28 g/mol 
Exemplo 2:
	Dois recipientes de mesmo volume estão abertos e possuem, respectivamente, 2,5 mols de O2 e 4 mols de CO2. Se a temperatura do O2 é de 47 °C, qual é a temperatura do CO2?
1) (PUC-SP) Têm-se dois balões, A e B, de mesmo volume. O balão A contém cloro (Cl2) e o balão B, ozone (O3), à mesma temperatura e pressão. Pode-se afirmar que o que há de comum entre os dois balões é:
a) a mesma massa.
b) a mesma densidade.
c) o mesmo número de moléculas.
d) o mesmo número de átomos.
e) a mesma coloração.
													R= C
2) Num frasco, a certa pressão e temperatura, estão contidos 11 gramas de CO2. Qual é a massa de oxigênio (O2), num frasco de mesmo volume, que exercerá a mesma pressão à mesma temperatura?
(Dado: massas atômicas: C = 12; O = 16)
													R= 8 g
3) (EEM-SP) Massas iguais dos gases sulfidreto (H2S) e fosfina, nas mesmas condições de pressão e temperatura, ocupam o mesmo volume. Qual a massa molecular da fosfina, sabendo-se que as massas atômicas do hidrogênio e do enxofre são iguais a 1 e 32, respectivamente?
													R= 34 g/mol
4) (Fuvest-SP) Têm-se três cilindros de volumes iguais e à mesma temperatura, com diferentes gases. Um deles contém 1,3 kg de acetileno (C2H2), o outro, 1,6 kg de óxido de dinitrogênio (N2O) e o terceiro, 1,6 kg de oxigênio (O2). Comparando-se as pressões dos gases nesses três cilindros, verifica-se que:(Massas molares em g/mol: C2H2 = 26; N2O = 44; O2 = 32)
a) são iguais apenas nos cilindros que contêm C2H2 e O2.
b) são iguais apenas nos cilindros que contêm N2O e O2.
c) são iguais nos três cilindros.
d) é maior no cilindro que contém N2O.
e) é menor no cilindro que contém C2H2.
													R= A
5) Dois recipientes contêm, respectivamente, 0,5 mol de metano e 1,5mol de monóxido de carbono. Sabe-se que esses gases estão submetidos à mesma temperatura e pressão. Se o volume do metano é 9 L, fqual é o volume do monóxido de carbono?	
												R= V= 27 L
EQUAÇÃO DE ESTADO DOS GASES PERFEITOS
EQUAÇÃO DE CLAPEYRON
	Benoit Pierre Émile Clapeyron
		Cientista francês, nasceu em Paris, em 1799, e faleceu na mesma cidade, em 1864. Projetou e dirigiu a construção de várias ferrovias. Contribuiu muito para o desenvolvimento da Termodinâmica, tendo complementado os trabalhos de Carnot sobre os fatores envolvidos na produção da energia mecânica pelo calor.
	Esta equação é conhecida como equação de Clapeyron ou equação geral dos gases ou, ainda, equação de estado dos gases e, evidentemente, só se aplica aos gases perfeitos.
Tendo em vista que:
podemos também escrevê-la assim:
Nestas expressões, temos:
P = pressão do gás;
V = volume do gás;
n = quantidade do gás, em mols;
m = massa do gás, em gramas;
M = massa molar do gás;
R = constante universal dos gases perfeitos;
T = temperatura do gás, medida na escala absoluta ou Kelvin.
	É muito importante, no entanto, observarmos o seguinte: quando calculamos R, encontramos o valor 0,082 usando a pressão em atmosferas e o volume em litros. Se adotarmos outras unidades para P e V, é evidente que R assumirá valores diferentes; 
EXERCICIOS
1) Qual é o volume ocupado por 19 g de flúor (F2) a 27 °C e 1,64 atm?
													R= 7,5 L
2) Nas condições normais de pressão e temperatura (CNPT), o volume ocupado por 10 g de monóxido de carbono
(CO) é de: (Dados: C = 12 u, O = 16 u e volume molar = 22,4 L.)
a)6,0 L		b) 8,0 L		c) 9,0 L		d) 10 L		e) 12 L
													R= B
3) Nas CNPT, um molde dióxido de nitrogênio (NO2) ocupa 22,4 litros (massas molares, em g/mol: N = 14; O = 16). O volume ocupado por 322 g de NO2, nas mesmas condições, é igual a:
a) 156,8 litros. 		b)268,8 litros. 		c) 14,37 litros. 		d)0,069 litros. 		e) 163,9 litros.
													R= A
4) Que volume ocupam 100 mols de oxigênio nas condições ambiente de temperatura e pressão? (Volume molar
de gás nas condições ambiente de temperatura e pressão = 25 L/mol)
a)0,25 L		b)2,5 L		c)2,5 x 102 L		d)2,5 x 103 L		e)2,5 x 104L
													R= D
5) Qual é a temperatura de um gás, sabendo-se que 2,5 mols desse gás ocupam o volume de 50 L à pressão de 1246 mmHg na referida temperatura?
													R= 400 K
6) 8,2 litros de um gás estão submetidos a uma pressão de 5 atm, e do mesmo utilizou-se 0,8 mol.
Considerando R= 0,082 atm L/mol K, calcular sua temperatura:
a)256 °C		b)625 °C		c)352 °C		d) 425 °C		e) 532 °C
													R= C
7) À temperatura de 25 °C, um cilindro de aço com volume disponível de 24,5 L contém 5,0mols de dióxido de carbono. Que pressão interna esse cilindro está suportando? (Dados: volume molar de gás a 1,0 atm e 25 °C igual a 24,5 L/mol.)
a) 1,0 atm		b) 5,0 atm		c) 10 atm		d) 15 atm		e)20 atm
													R= B
8) As pesquisas sobre materiais utilizados em equipamentos esportivos são direcionadas em função dos mais diver-
sos fatores. No ciclismo, por exemplo, é sempre desejável minimizar o peso das bicicletas, para que se alcance o melhor desempenho do ciclista. Dentre muitas, uma das alternativas a ser utilizada seria inflar os pneus das bicicletas com o gás hélio (He), por ser bastante leve e inerte à combustão. Constante universal dos gases: 0,082 atm L/mol K. A massa de hélio, necessária para inflar um pneu de 0,4 L de volume, com a pressão correspondente a 6,11 atm, a 25 °C, seria:
a) 0,4 g		b)0,1 g		c)2,4 g		d)3,2 g		e) 4,0 g
													R= A
9) No comércio se encontra o oxigênio, comprimido à pressão de 130 atm, em cilindros de aço de 40 L. Quantos
quilogramas de oxigênio existem no cilindro? (Peso atômico do oxigênio = 16; temperatura ambiente = 25 °C)
a) 5,2 		b)2,1 		c) 19,7 		d)6,8 		e)3,4
													R= D
10) Uma amostra de uma substância pesando 0,08 g desloca 30 cm3 de ar, medidos a 27 °C e pressão de 720 mmHg.
Determine a massa molecular da substância. Dado: 0,082 atm L/mol K
													R= 69 g/Mol
11) Um estudante coletou 0,16 g de um determinado gás, a 300 K, em um recipiente de 150 mL, e verificou que a pressão do gás era de 0,164 atm. A partir desses dados, pode-se afirmar que a massa molecular desse gás é:
a)2 		b) 8		c) 16 		d)32 		e) 160
													R= E
12) Qual o volume de um balão contendo 44,0 g de gás hélio, utilizado em parques de diversões ou em propaganda, num dia em que a temperatura é 32 °C, e a pressão do balão é 2,50 atm? (Dados: R = 0,082 atm L/ mol K massa molar do He = 4,0 g mol) 
													R= 110 L
13) Determine o volume ocupado por 10 mol de um gás (X) a 273 °C e 2 atm de pressão.
(Dado: R = 0,082 = 22,4 atm L / 273 mol K)
													R= 224 L
14) Um dos poluentes mais comuns é o monóxido de carbono (CO). Uma amostra contendo 4 mol desse gás exerce uma pressão de 2,46 atm a 27 °C. Nessas condições, determine o volume ocupado pelo gás.
(Dado: R = 0,082 atm L/ mol K)
													R= 40 L
15) Os sucos de frutas engarrafados encontrados nas prateleiras dos supermercados contêm conservantes químicos, e um desses é o dióxido de enxofre, substância gasosa nas condições ambientes. Recentemente os jornais, rádios e as TVs anunciaram a retirada de muitos desses sucos do mercado, pelo fato de conterem um teor do conservante maior que o permitido oficialmente. Qual a quantidade (em mol) de SO2(g) contido num recipiente de volume igual a 1,0 L, sob pressão de 22,4 atm, mantido a 273 K? (Dados: massas molares: S = 32; O = 16)
													R= 1 mol
16) Calcule a qual pressão, em atm, 4,40 g de CO2 ocupam um volume de 44,8 L a 273 °C.
(Dados: R = 0,082 atm L /mol K; massas atômicas: C = 12, O = 16)
													R= 0,1 atm
17) Termodinamicamente, o gás ideal é definido como o gás cujas variáveis de estado se relacionam pela equação
 PV = n R·T, em que P é a pressão, V é o volume, T é a temperatura na escala Kelvin, R é a constante universal dos gases e vale e n é o número de mol do gás. Um recipiente de 20,5 L contém hidrogênio a 27 °C e 9 atm de pressão. Supondo que o hidrogênio comporta-se como um gás ideal, quantos gramas de hidrogênio estão contidos
no recipiente? (Dado: massa molar do H2 = 2 g/mol)
													R= 15 g
18) Considere as informações a seguir e responda às questões propostas.
29,0 g de uma substância pura e orgânica, no estado gasoso, ocupam o volume de 8,20 L à temperatura de 127 °C e à pressão de 1520 mm Hg. (Dados: R = 0,082 L atm/K mol; massas atômicas: C = 12, H = 1)
a) Determine a massa molar da substância citada.
													R= 58 g/Mol
19) São introduzidos 207,3 g de XeF4 gasoso em um recipiente, inicialmente sob vácuo, de 3,00 L e a 80 °C. A pressão, em atm, no recipiente será: (massas atômicas: Xe = 131,3, F = 19; R = 0,082 atm L mol/1 K)
a) 9,6. 		b) 1,0.		c) 6,9. 		d) 1,69.		e) 96,0.				
													R= A
20) A massa de oxigênio necessária para encher um cilindro de capacidade igual a 25 litros, sob pressão de 10 atm e a 25 °C é de: (Dados: massa molar do O2 = 32 g/mol; volume molar de gás a 1 atm e 25 °C = 25 L/mol)
a) 960 g. 	b) 320 g.		c) 48 g. 		d) 32 g.		e) 16 g.
													R= B
21) 30 g de uma substância pura, no estado gasoso, ocupam um volume de 12,3 L à temperatura de 327 °C e à pressão de 3 atm. Calcule a massa molecular dessa substância.
													R= 40 g/mol
22) Indique os cálculos necessários para a determinação da massa molecular de um gás, sabendo-se que 0,800 g desse gás ocupa o volume de 1,12 L a 273 °C e 2,00 atm. Qual valor se encontra para a massa molecular desse gás?
(Dado: 0,082 atm L /mol K)
													R= 16 g/Mol
23) (UFRS) Um extintor de incêndio contém 4,4 kg de gás carbônico. Qual o volume máximo (em litros) de gás que é liberado na atmosfera, a 27°C e 1 atm?
													R= 2460 L
24) (Unaerp-SP) O argônio é um gás raro utilizado em solda, por arco voltaico, de peças de aço inoxidável. Qual a massa de argônio contida num cilindro de 9,84 L que, a 27°C, exerce uma pressão de 5 atm?
													R= 80 g
25) Para a realização de um experimento, será necessário encher de gás um balão de 16,4 L que, a 127 °C, suporta a pressão máxima de 2,0 atm. Nestas condições, a quantidade mais adequada para encher o balão é: (H = 1; C = 12; O = 16; S = 32)
a) 10 g de H2		b) 24 g de CH4		c) 45 g de C2H6		d) 64 g de SO2		e)78 g de C2H2
													R= D
26) Uma amostra de 4,4 g de gelo seco, (CO2) sólido, sublima e, uma vez no estado gasoso, é colocada em um recipiente fechado de 1 L e submetida a temperatura de 27ºC.Determine a pressão dessa amostra gasosa, expressa em atmosfera (atm). Dados C=12 u O = 16 u
													R= 2,46 atm
MISTURAS DE GASES
	Muitos sistemas gasosos são misturas de gases, como, por exemplo, o ar que respiramos. Toda mistura de gases é sempre um sistema homogêneo.
PRESSÃO PARCIAL (LEI DE DALTON)
	Se misturarmos volumes iguais dos gases hélio (He) e argônio (Ar), mantidos à mesma temperatura, poderemos ter a seguinte situação:
A pressão total do sistema corresponde à soma das pressões exercidas por cada um dos componentes da mistura, ou seja:
Essa relação é conhecida como Lei de Dalton das pressões parciais e foi estabelecida em 1801. Generalizando, temos:
	Pressão parcial: é a pressão exercida por cada um dos componentes de uma mistura gasosa a um mesmo volume e a uma mesma temperatura.
No exemplo dado, se aplicarmos a equação de estado, teremos:
	Por esse motivo, a pressão total é diretamente proporcional ao número total de mol (nHe + nAr = Σn):
VOLUME PARCIAL (LEI DE AMAGAT)
	Numa mistura gasosa podemos considerar que cada um dos gases seria responsável por uma parte do volume total ou, ainda, por uma certa porcentagemdo volume total.
	Assim, podemos concluir: Volume parcial: é o volume que um gás ocuparia se sobre ele estivesse sendo exercida a pressão total da mistura gasosa à mesma temperatura.
Aplicando-se a lei dos gases ideais para uma mistura gasosa, temos:
A relação entre o número de mol de um gás e o número total de mol da mistura é conhecida por fração molar.
A fração molar pode ser obtida de maneira semelhante, estabelecendo-se relações com as pressões, volumes parciais e porcentagem em volume.
FRAÇÃO MOLAR
Logo: PA = XA × PT e VA = XA × VT
Observação:
A fração molar é uma relação entre um valor parcial e um valor total; por isso, a soma das frações molares será sempre igual à unidade.
EXERCICIOS
Exemplo 1:
	Considere o sistema abaixo:
	Após a abertura da torneira de comunicação dos frascos, mantendo-se a temperatura constante, determine:
a) as pressões parciais de cada gás;
b) a pressão total da mistura.
Exemplo 2:
	Um balão contém 48 g de O2, 24 g de He e 160 g de SO2.
(Massas molares: O2 = 32 g/mol, He = 4 g/mol, SO2 = 64 g/mol)
Calcule:
a) as frações molares de cada gás;
b) as pressões parciais de cada gás quando a pressão total for igual a 1000 mm Hg.
Exemplo 3:
	Dois recipientes A e B contêm, respectivamente, O2 e N2 a 25 °C e são ligados por uma válvula. O recipiente A contém 1,5 L de O2 a 0,5 atm; o recipiente B contém 0,5 L de N2 a 1,0 atm. Abrindo-se a válvula, os dois gases se misturam. Supondo que a temperatura do conjunto não tenha se alterado, pergunta-se, em relação à mistura final:
a) Qual é a pressão total?
b) Quais são as frações molares dos dois gases?
c) Quais são suas pressões parciais?
EXERCICIOS
1) Um recipiente com capacidade de 5 L contém 20,4 g de sulfidreto (H2S) e 13,2 g de propano (C3H8). Calcule os volumes parciais desses gases. 
												R= 3,36 L e 1,65 L
2) Um recipiente fechado contém 64 g de O2(g) e a pressão do gás é igual a 0,8 atm. Introduzindo-se nesse recipiente fechado 5 mol de He(g) e mantendo-se a temperatura, qual será a pressão total?
(Dado: massa molar do O2 = 32 g/mol)
a) 1,6 atm. 		b) 5,6 atm.		c) 2,8 atm.	d) 4,0 atm.		e) 0,8 atm.	
													R= C
3) Uma mistura gasosa contendo 4 g de CH4(g) e 8 g de O2(g) está nas Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP). Qual a pressão parcial do CH4(g) nessa mistura? (Dados: massas molares: CH4(g) = 16 g/mol; O2(g)= 32 g/mol)
a) 0,4 atm.	b) 0,6 atm. 	c) 0,16 atm. 	d) 1,0 atm.	e) 0,5 atm.
													R= E
4) Numa mistura gasosa de N2, CO2 e H2S as pressões parciais são respectivamente 0,60 atm, 0,90 atm e 1,50 atm. Calcule:
a) as frações molares de cada gás;
												R= 0,2; 0,3; 0,5
b) as % em volume de cada gás na mistura.
												R= 20%; 30%; 50%
5) 20,0 g de uma mistura contendo 88% de CO2 e 12% de He em massa exercem pressão de 0,41 atm a –73 °C. Calcule:
a) o volume da mistura;
													R= 40 L
b) os volumes parciais de cada gás.
													R= 16L; 24L
6) Uma amostra de gases intestinais foi coletada e analisada, encontrando-se na sua composição 44% de CO2, 38% de H2, 17% de N2, 1,3% de O2 e 0,003% de CH4 em volume (a soma das porcentagens é maior que 100% devido aos arredondamentos). Sabendo que a pressão no interior do intestino é 820 mm Hg, calcule a pressão parcial de cada gás. (Dados: massas molares: CO2 = 44; H2 = 2; N2 = 28; O2 = 32; CH4 = 16)
						R= 36 mmHg; 312 mmHg; 139 mmHg; 11mmHg ; 0,025mmHg.
7) (Unifor-CE) Considere um recipiente que contém 0,5 mol de H2 e 1,0 mol de Ar, a determinada temperatura. Comparando a pressão parcial de hidrogênio (pH2) com a do argônio (pAr), tem-se:
a) pH2 = pAr.		b) pH2 = 2 pAr.		c) pH2 = 3pAr. 		 pAr = 2 pH2.		e) pAr = 3 pH2.
													R= D
8) Uma mistura de 12 g de etano (C2H6(g)) e 2,4 g de hélio (He(g)) foi recolhida num balão de volume igual a 22,4 L mantido a 273 °C. As pressões parciais em atm do C2H6(g) e do He(g) no interior do balão são, respectivamente:
(Dados: massas atômicas: H = 1; C = 12; He = 4)
a) 0,5 e 0,5.		b) 0,4 e 0,6. 		c) 1,6 e 2,4.		d) 0,8 e 1,2.		e) 3,0 e 4,0.
													R= D
9) (PUC-SP) Um cilindro de 8,2 L de capacidade contém 320 g de gás oxigênio a 27 °C. Um estudante abre a válvula do cilindro deixando escapar o gás até que a pressão seja reduzida para 7,5 atm. Supondo-se que a temperatura permaneça constante, a pressão inicial no cilindro e a massa de gás liberada serão, respectivamente:
a)30 atm e 240 g
b)30 atm e 160 g
c)63 atm e 280 g
d)2,7 atm e 20 g
e)63 atm e 140 g
													R=A
10) Uma mistura gasosa é formada por 14,2g de gás cloro (Cl2) e 13,2g de gás carbônico (CO2). Calcular as pressões
parciais desses componentes, supondo que a pressão da mistura seja de 10 atm.
														R=4 atm; 6 atm
11) Uma mistura gasosa exerce a pressão de 1,8 atm. Sabendo que a mistura é formada por 11g de gás carbônico (CO2) e 39 g de acetileno (C2H2), determine as pressões parciais desses componentes. 
														R= 0,25 atm; 1,55 atm
12) Um recipiente contém 8 g de gás oxigênio e 40 g de trióxido de enxofre (SO3). Determine as frações molares dos gases componentes dessa mistura. 
														R= 0,33; 0,67
13) Um recipiente de capacidade igual a 5,8 L e mantido a 27OC contém 12,8g de O2, 8g de He e 14g de N2. Calcule a pressão total do sistema e a pressão parcial do gás que tem a maior fração molar na mistura. 
											R= 12,3 atm; 1,72 atm; 8,49 atm; 2,09 atm
14) Descubra as frações molares dos componentes da seguinte mistura: 264 g de gás carbônico (CO2) e 256g de dióxido de enxofre (SO2).
														R= 0,6; 0,4
15) Em um recipiente de 50 L a 127 °C, temos 3,3 g de anidrido carbônico (CO2), 4,8 g de anidrido sulfuroso (SO2) e 3,4 g de gás sulfídrico (H2S). (Massas atômicas: H = 1; C = 12; O = 16; S = 32) Pedem-se:
a) a pressão total da mistura gasosa;
														R= 0,16 atm
b) sua composição porcentual em massa;
														R= 28,7; 41,7; 29,6.
c) sua composição porcentual em volume;
														R= 30 %; 30%; 40%
MASSA MOLAR APARENTE DE UMA MISTURA GASOSA
	Sabemos que, pesando 22,4 L de um gás, nas condições normais de pressão e de temperatura, resulta a massa molar — e, consequentemente, a massa molecular desse gás. Analogamente, pesando 22,4 L de uma mistura gasosa, nas condições normais, resulta um valor que se convencionou chamar de massa molar aparente da mistura gasosa. Assim, por exemplo, pesando 22,4 L de ar, nas condições normais, resultam 28,9 gramas, indicando a massa molar aparente do ar como sendo 28,9 u.
	A massa molar aparente pode também ser obtida por vários outros caminhos, como, por exemplo:
• para um gás, 
•analogamente, para a mistura,
	ou, ainda, podemos dizer que a massa molar aparente é a média ponderada das massas molares dos gases componentes da mistura, tomando-se como “pesos” suas porcentagens em volume (ou porcentagens das suas pressões parciais, ou das suas quantidades de mols, ou das suas frações molares).
	No caso do ar, por exemplo, temos, em volume, aproximadamente 78% de N2, 21% de O2 e 1% de Ar. 
Massas atômicas: N = 14; O = 16; Ar = 40. 
Logo:
DENSIDADES DOS GASES
	DENSIDADE ABSOLUTA:
	Densidade absoluta ou massa específica de um gás, em determinada pressão e temperatura, é o quociente entre a massa e o volume do gás, nas condições consideradas de pressão e temperatura.
	podemos calcular a densidade absoluta, em qualquer pressão e temperatura, com o auxílio da equação de Clapeyron. De fato:
	DENSIDADE RELATIVA:
	Densidade relativa do gás 1 em relação ao gás 2 é o quociente entre as densidades absolutas de 1 e de 2, ambas sendo medidas nas mesmas condições de pressão e temperatura.
• podemos particularizar a definição acima, da seguinte maneira:
• e podemos particularizar ainda mais, se considerarmos a massa molar e o volume molar dos gases:
	Essas fórmulas são importantes porque mostram que as densidades dos gases são proporcionais às suas massas molares. Desse modo, quando verificamosque um gás é, por exemplo, cinco vezes mais denso que outro, já podemos concluir que cada molécula do primeiro gás pesa cinco vezes mais do que cada molécula do segundo. Isso facilita a determinação das massas molares no laboratório.
	Duas aplicações muito importantes dessa última fórmula são obtidas considerando-se a densidade de um gás em relação ao hidrogênio e em relação ao ar, como fazemos a seguir:
•considerando o gás de referência 2 como sendo o hidrogênio (H2), temos M2 = 2 g; portanto:
•considerando agora o gás de referência 2 como sendo o ar, temos M2 ≈28,9 teremos então:
EXEMPLOS
Exemplo 1:
Exemplo 2:
EXERCICIOS
1) Um recipiente com capacidade de 8,2 L contém 160g de um gás X a 34 °C e 2,90 atm. Calcule a densidade desse gás em relação ao gás hidrogênio (H2). 
														R= 85
2) Calcule a massa molecular de um gás A, cuja densidade em relação ao ar é 0,8. 
														R= 23 g/mol
3) Calcule a densidade absoluta do O2 nas CNTP e a 27 °C e 3 atm. 
														R= 3,90 g/L
4) Descubra a densidade do neônio (Ne) em relação ao ar. 
														R= 0,69
5) Determine a densidade do etano (C2H6) em relação ao gás hidrogênio.
														R= 15
6) (FASP) Qual é o gás mais leve, depois do hidrogênio, que pode ser, por exemplo, usado em balões por ser não inflamável ou utilizado para substituir o nitrogênio quando o ar precisa ser respirado a alta pressão?
a) argônio 			b) lítio 				c) hélio				d) oxigênio
														R= C
7) Os gases metano (CH4) e butano (C4H10) foram produzidos separadamente num laboratório e recolhidos em dois frascos para serem transportados de uma bancada para outra. A seguir estão indicadas três possíveis maneiras de esses frascos serem transportados. Quais as maneiras adequadas para cada um dos frascos?
(Massas molares: CH4 = 16 g/mol; C4H10= 58 g/mol; N2 = 28 g/mol; O2 = 32 g/mol)
															R= B
8) (MACK-SP) O gás hidrogênio foi utilizado no início do século em balões conhecidos por Zepelins. Atualmente, balões de publicidade e balões para crianças são enchidos com gás hélio. Relativamente ao gás hélio, é incorreto afirmar que: (Dados: massas molares (g/mol): H = 1; He = 4)
a) tem densidade maior que o ar atmosférico.
b) sua massa molar é maior do que a do gás hidrogênio.
c) é um gás não-inflamável.
d) tem fórmula molecular: He.
e) é um gás mais denso do que o gás hidrogênio.
															R= A
9) (Unicamp-SP) Um balão meteorológico de cor escura, no instante de seu lançamento, contém 100 mol de gás hélio (He). Após ascender a uma altitude de 15 km, a pressão do gás se reduziu a 100 mm Hg e a temperatura, devido à irradiação solar, aumentou para 77 °C. (Dados: R = 62 mm Hg L/mol K; massa molar do He = 4 g/mol)
Calcule, nestas condições: 
a) o volume do balão meteorológico;
														R= 21700 L
b) a densidade do He em seu interior.
														R= 0,018 g/L
10) Num canto de uma sala é quebrada uma ampola contendo gás amônia (NH3) e no canto oposto, no mesmo instante, é quebrada uma ampola contendo gás sulfídrico (H2S). Uma pessoa colocada no centro dessa sala sentirá primeiro o cheiro do NH3 ou do H2S? Por quê? (Massas atômicas: N = 14; S = 32; H = 1)
														R= NH3
11) O hidrogênio atravessa um pequeno orifício com velocidade igual a 5,0 L/min, numa dada P e T. Com qual velocidade o oxigênio atravessa o mesmo orifício, na mesma P e T? (Massas atômicas: H = 1, O = 16)
														R= 1,25 L/min
12) (FEI-SP) As águas poluídas do rio Tietê liberam, entre outros poluentes, o gás sulfídrico (H2S). Um dos maiores problemas causados por esse gás é o ataque corrosivo aos fios de cobre das instalações elétricas existentes junto a esse rio.O gás sulfídrico é mais denso do que o ar e, assim, concentra-se mais próximo ao solo. Considerando a massa molar média do ar igual a 28,9, a densidade do H2S em relação ao ar, nas mesmas condições de temperatura e pressão, será aproximadamente:
a)0,9 		b) 1,2		c)2,4		d) 4,8		e) 5,0
														R= B
DIFUSÃO E EFUSÃO DE GASES
	A densidade do gás hélio é menor do que a densidade do ar atmosférico; por isso, uma bexiga cheia de hélio se eleva quando é solta no ar. Como as paredes da bexiga apresentam poros e admitindo que a pressão interna seja igual à externa na mesma temperatura, existe um fluxo contínuo de gases através dos poros da bexiga. O que ocorreu na bexiga é uma saída maior do gás hélio do que a entrada dos gases que constituem o ar, o que fez com que a bexiga murchasse. No caso descrito, ocorreram os dois fenômenos: efusão e difusão de gases.
	EFUSÃO
	Passagem de um gás através de pequenos orifícios. A passagem de um gás através de uma parede porosa é uma efusão, pois a parede porosa é um conjunto de pequenos orifícios.
	DIFUSÃO
	propriedade de duas ou mais substâncias misturarem-se espontaneamente, resultando em soluções (misturas homogêneas), quando colocadas em presença umas das outras.
	LEI DE GRAHAM
	Thomas Graham
		Químico escocês, nasceu em Glasgow, em 1805, e faleceu em Londres, em 1869. Descobriu o princípio da diálise, que até hoje é importante no tratamento de pacientes com deficiências renais.
	Estudando o “vazamento” dos gases através de pequenos orifícios (ou de paredes porosas)—fenômeno denominado efusão de gases, que é um caso particular da difusão gasosa —, enunciou:
		Em condições idênticas, as velocidades de efusão de dois gases são inversamente proporcionais às raízes quadradas de suas densidades absolutas.
Ora, lembrando que 
e substituindo d1 e d2 na fórmula anterior, chegaremos a:
Nessas fórmulas, a velocidade de efusão dos gases é medida em unidades de “volume que escapa por unidade de tempo”; em geral, ela é expressa em litros por minuto.
	Esta última fórmula matemática mostra que os gases que se difundem mais rapidamente são os de menor massa molar (ou seja, os de menor densidade). Um exemplo interessante desse fato é o que ocorre com os balões vendidos em parques: eles são inflados com gás hélio, e como esse gás “escapa” facilmente pelos poros da borracha, os balões acabam murchando, após algumas horas.
	Uma aplicação importante do fenômeno da efusão é no enriquecimento do urânio, em que se separam os dois isótopos (235U e 238U) usando seus compostos gasosos ( 235UF6 e 238UF6).
EXERCICIOS
Exemplo 1
1) (Mackenzie-SP) A velocidade de difusão do gás hidrogênio é igual a 27 km/min, em determinadas condições de pressão e temperatura. Nas mesmas condições, a velocidade de difusão do gás oxigênio em km/h é de:
a) 4 km/h	b) 108 km/h	c) 405 km/h	d)240 km/h	e) 960 km/h
													R= C
2) (UFSE) Dentre os gases abaixo, nas mesmas condições, o que se difunde mais rapidamente é:
a) o monóxido de carbono.	b) a amônia.	c) ozônio.	d) o nitrogênio.		e) o hidrogênio.
													R= E
3) (UFBA) Numa sala fechada, foram abertos ao mesmo tempo três frascos que continham, respectivamente, gás
amoníaco (NH3), dióxido de enxofre (SO2) e sulfeto de hidrogênio (H2S). Uma pessoa que estava na sala, a igual
distância dos três frascos, sentiu o efeito desses gases na seguinte ordem:
a) H2S, NH3 e SO2	b) H2S, SO2 e NH3	c) NH3, H2S e SO2	d) NH3, SO2 e H2S	e) SO2, NH3 e H2S
													R= C
4) A velocidade de efusão do hélio (He) através de um orifício é 8 L por minuto. Qual a velocidade de efusão
do metano (CH4) através do mesmo orifício e nas mesmas condições de pressão e temperatura?
													R= 4 L/min
5) Um gás está a 25 °C. A que temperatura a velocidade média de suas moléculas irá duplicar?
													R= 1200 K
6) Um gás está a 30 °C. A que temperatura a velocidade média de suas moléculas irá duplicar?
													R= 1212 K
7) As bexigas A e B podem conter, respectivamente:
a) argônio e dióxido de carbono
b) dióxido de carbono e amônia
c) amônia e metano
d) metano e amônia
e) metano e argônio
							R= E
8) O hidrogênio atravessa um pequeno orifício com velocidade igual a 4,0 L/min, numa dada P e T. Com qual velocidade o oxigênio atravessa o mesmo orifício, na mesma P e T?
													R=1L/minTERMOQUIMICA 
	São as trocas de energia, na forma de calor, envolvidas nas reações químicas e nas mudanças de estado físico das substâncias.
	As transformações físicas e as reações químicas são, quase sempre, acompanhadas por liberação ou absorção de calor, e vários fenômenos conhecidos ilustram bem esse fato. Sabemos, por exemplo, que precisamos fornecer calor (energia) para que a água se aqueça e se vaporize; e que, no sentido inverso — isto é, quando o vapor de água se condensa —, ele libera o calor (energia) que havia recebido anteriormente.
	No esquema abaixo, mostramos a associação da energia (calor) com os fenômenos físicos denominados mudanças do estado de agregação da matéria.
endotérmico
exotérmico
Analogamente, as transformações químicas também são acompanhadas por liberação ou absorção de energia, conforme exemplificamos nesta tabela:
	Para a Termoquímica, as reações químicas se classificam em:
• REAÇÕES EXOTÉRMICAS:
		 — são as que produzem ou liberam calor, como por exemplo:
— a queima do carvão: 	
			C + O2 Þ CO2 + Calor
— a combustão da gasolina: 
			 C8H18 + 25/2 O2 Þ 8 CO2 + 9 H2O + Calor
• REAÇÕES ENDOTÉRMICAS:
			 — são as que absorvem calor, como por exemplo:
— a decomposição do carbonato de cálcio: 
					CaCO3 + Calor Þ CaO + CO2
— a síntese do óxido nítrico: 
			N2 + O2 + Calor Þ 2 NO
	Em geral, basta provocarmos uma reação exotérmica para que ela se inicie e prossiga sozinha, como no exemplo da queima do carvão. Pelo contrário, uma reação endotérmica ocorre somente quando fornecemos continuadamente o calor de que ela necessita, como no caso do cozimento dos alimentos.
	CALORIMETRIA:
	 É o estudo e a medição das quantidades de calor liberadas ou absorvidas durante os fenômenos físicos e/ou químicos.
	CALORIA:
	É a quantidade de calor necessária para elevar de 14,5 °C para 15,5 °C a temperatura de 1 g de água.
1 caloria (cal) = 4,18 Joule (j)
	POR QUE AS REAÇÕES QUÍMICAS LIBERAM OU ABSORVEM CALOR?
ENERGIA INTERNA:
	De modo geral, podemos considerar que existem dois tipos de energia — a energia cinética e a energia potencial.
	A energia cinética, como o próprio nome diz, é a energia que está associada ao movimento, como, por exemplo: a energia de uma pedra rolando montanha abaixo; a energia das águas numa cachoeira; a energia do vento; a energia elétrica (fluxo de elétrons) que percorre um condutor elétrico; as energias radiantes, como a energia solar; e a energia em forma de calor, ao se transferir de um corpo para outro.
	A energia potencial é a que fica armazenada num sistema e que pode ser aproveitada posteriormente para produzir algum trabalho. É o caso da energia que um corpo tem devido à altura em que se encontra; assim, por exemplo, dizemos que a água parada em uma represa tem uma certa quantidade de energia potencial, que é transformada em energia elétrica depois que a água desce pelos dutos e movimenta os geradores de uma hidroelétrica.
	Desse modo, a explicação do calor liberado ou absorvido por uma reação é muito simples. Podemos admitir que toda e qualquer substância possui certa quantidade de energia interna ou potencial (E) armazenada em seu interior, parte na forma de energia química (nas ligações entre os átomos, na coesão entre as moléculas, etc.) e parte na forma de energia térmica (nos movimentos de translação, rotação e vibração de átomos e moléculas). Assim sendo, diante de uma reação química, devemos considerar duas hipóteses:
	1ª hipótese: 
	Quando a energia interna total dos reagentes (energia inicial) for maior do que a energia interna total dos produtos formados (energia final), haverá uma sobra de energia; consequentemente, a reação irá liberar energia — em forma de calor, por exemplo (reação exotérmica);
	2ª hipótese: 
	Quando a energia interna total dos reagentes (energia inicial) for menor do que a dos produtos formados (energia final), a reação somente poderá ser processada se puder absorver, no mínimo, a energia que falta—em forma de calor, por exemplo (reação endotérmica).
	Essas duas hipóteses estão esquematizadas abaixo.
	Como conclusão do que acabamos de expor, resulta a seguinte afirmativa:
A energia total após a reação é igual à energia total antes da reação.
Essa é a chamada lei da conservação da energia (ou primeiro princípio da Termodinâmica); note que há uma perfeita analogia com a lei da conservação da matéria (lei de Lavoisier). Essa lei pode também ser enunciada de duas maneiras:
	- A energia não pode ser criada nem destruída, apenas transformada.
	- Em um sistema isolado, a quantidade total de energia é constante.
	O princípio da conservação da energia nos ensina o seguinte: sempre que um sistema sofre uma transformação física e/ou química, podemos fazer uma contabilidade da energia (ou balanço energético) e constatar que a energia total ganha é sempre igual à energia total perdida.
ENTALPIA
	A energia liberada estava contida nos reagentes e foi liberada quando eles se transformaram nos produtos. Isso permite concluir que cada substância deve apresentar um certo conteúdo de energia, denominado entalpia e representado pela letra H.
	Não se conhece nenhuma maneira de determinar o conteúdo de energia (entalpia = H) de uma substância. Na prática, o que conseguimos medir é a variação da entalpia (∆H) de um processo, utilizando calorímetros. Essa variação corresponde à quantidade de energia liberada ou absorvida durante o processo, realizado a pressão constante.
	O cálculo da variação da entalpia é dado pela expressão genérica:
∆H EM REAÇÕES EXOTÉRMICAS
	Nas reações exotérmicas, como ocorre liberação de calor, a entalpia dos produtos (HP) é menor do que a entalpia dos reagentes (HR).
Genericamente, temos:
Logo, a reação pode ser representada por:
Se considerarmos a síntese da amônia (NH3), teremos:
N2(g) + 3 H2(g) Þ 2 NH3(g) + 92,2 kJ	ou	N2(g) + 3 H2(g) Þ 2 NH3(g) ∆H = – 92,2 kJ
Pelas equações ou pelo gráfico, devemos entender que na síntese de 2 mol de NH3 ocorre a liberação de 92,2 kJ.
∆H EM REAÇÕES ENDOTÉRMICAS
	Nas reações endotérmicas, como ocorre absorção de calor, a entalpia dos produtos (HP) é maior do que a entalpia dos reagentes (HR).
Genericamente, temos:
Logo, a reação pode ser representada por:
Se considerarmos a decomposição da amônia (NH3), teremos:
2 NH3(g) + 92,2 kJ Þ N2(g) + 3 H2(g)	ou 2 NH3(g) Þ N2(g) + 3 H2(g) ∆H = + 92,2 kJ
	Pelas equações ou pelo gráfico, devemos entender que na decomposição de 2 mol de NH3 ocorre a absorção de 92,2 kJ.
FATORES QUE INFLUEM NAS ENTALPIAS (OU CALORES) DAS REAÇÕES
I- Influência das quantidades de reagentes e de produtos:
	A quantidade de calor envolvida numa reação química é proporcional à quantidade de reagentes e produtos que participam da reação.
			1 H2(g) + 1 Cl2(g) Þ 2 HCl(g) ∆H = - 44,2 kcal 
	 2 H2(g) + 2 Cl2(g) Þ 4 HCl(g) ∆H = - 88,4 kcal
II- Influência do estado físico dos reagentes e dos produtos da reação:
	A energia das substâncias aumenta progressivamente à medida que elas passam da fase sólida para a fase líquida e gasosa.
	Energia na fase sólida < Energia na fase líquida < Energia na fase gasosa
	H2(g) + ½ O2(g) Þ H2O(g) ∆H = - 57,8 kcal/mol 
 H2(g) + ½ O2(g) Þ H2O(l) ∆H = - 68,3 kcal/mol 
 H2(g) + ½ O2(g) Þ H2O(s) ∆H = - 70,0 kcal/mol
III- Influência do estado alotrópico:
	Alotropia é o fenômeno em que um mesmo elemento químico forma substâncias simples diferentes. 
	Influem também na entalpia ou calor de uma reação as diferentes formas alotrópicas apresentadas pelos elementos químicos, como por exemplo:
• carbono, como grafite ou diamante;
•enxofre, monoclínico ou rômbico;
•fósforo, branco ou vermelho;
•oxigênio, como gás oxigênio (O2) ou ozônio (O3).
Por exemplo:
	Isso acontece porque o diamante possui, em sua estrutura cristalina,maior quantidade de entalpia “acumulada” do que a grafite; por ocasião da queima, essa quantidade adicional de conteúdo de calor é liberada, o que explica o maior ∆H da segunda reação. Mais uma vez, vemos em funcionamento a contabilidade de energia (ou balanço energético) exigida pelo princípio da conservação da energia.
	Graficamente, temos:
	Como regra geral, podemos dizer que a forma alotrópica de entalpia maior é a mais reativa; e a de entalpia menor é a mais estável (e portanto mais abundante quando ocorre na natureza). No último exemplo, a grafite é, sem dúvida, mais estável (e mais abundante na natureza) do que o diamante.
	Lembramos que, atualmente, é possível fabricar diamantes sintéticos. Como o diamante possui entalpia muito elevada, sua produção é muito cara, pois exige altas temperaturas (da ordem de 3000 °C) e altas pressões (acima de 100000 atm). Contudo existe um tipo de diamante sintético ultra cristalino que vem sendo produzido a uma temperatura menor que 800 °C e que está sendo usado para auxiliar no transplante de retinas artificiais em pessoas que ficaram cegas no decorrer de suas vidas.
	Conclusões idênticas são válidas para as formas alotrópicas de outros elementos químicos. Assim, podemos dizer que:
	• o enxofre rômbico é mais estável (menos reativo) que o monoclínico;
	• o fósforo vermelho é mais estável (menos reativo) que o branco;
	• o oxigênio (O2) é mais estável (menos reativo) que o ozônio (O3). 
IV- Influência da dissolução/diluição:
	Quando dissolvemos uma substância em um solvente qualquer, ocorre liberação (exotérmico) ou absorção (endotérmico) de energia na forma de calor. 
	Assim, se fizermos uma reação na ausência de um solvente, o valor de ∆H será diferente daquele obtido quando fazemos a mesma reação na presença de um solvente.
Exemplo: 
 H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl(g) ∆H = - 44,2 kcal 
 H2(g) + Cl2(g) 2 HCl(aq) ∆H = - 80,2 kcal 
A diferença 80,2 - 44,2 = 36,0 kcal é igual à energia liberada na dissolução de 2 mol de HCl em água (cada mol de HCl dissolvido em água libera 18,0 kcal).
V- Influência da temperatura na qual se efetua a reação química:
	O valor de ∆H varia bastante com a temperatura em que foi feita a reação.
Exemplo:
	Fe2O3(s) + 3 H2(g) Þ 2 Fe(s) + 3 H2O(l) ∆H = – 35,1 kJ (a 25 °C) 
 Fe2O3(s) + 3 H2(g) Þ 2 Fe(s) + 3 H2O(l) ∆H = – 29,7 kJ (a 85 °C)
VI- Influência da pressão:
	A pressão praticamente não influi nos calores de reações que envolvem sólidos e líquidos. Mesmo em reações que envolvem gases, a influência da pressão é muito pequena, tornando-se perceptível somente em pressões elevadíssimas (da ordem de 1.000 atm). Sendo assim, não devemos nos preocupar com a influência da pressão em nossos cálculos.
CASOS PARTICULARES DAS ENTALPIAS (OU CALORES) DAS REAÇÕES:
	Estado padrão dos elementos e dos compostos químicos
	Na Termoquímica é interessante escolher um nível de referência para os valores da entalpia e atribuir a ele o valor zero. Isso é feito dizendo-se que:
		Um elemento ou composto químico está no estado padrão quando se apresenta em seu estado (físico, alotrópico ou cristalino) mais comum e estável, a 25 °C e a 1 atm de pressão.
	Por convenção toda substância simples, no estado padrão, tem entalpia igual a zero.
	Assim, por exemplo, temos entalpia nula para Cgraf, Srômb, O2(g), I2(s), H2(g), F2(g), Cl2(g), N2(g), Al(s), Fe(s) P(v), que são os estados físicos e as formas alotrópicas mais estáveis dessas substâncias, a 25°C e 1 atm.
Por exemplo:
Note que somente estarão no “nível zero” as substâncias simples, em sua forma mais comum e estável — para o oxigênio, a substância O2; e assim por diante.
Consequentemente, as substâncias compostas estarão sempre em níveis diferentes de zero, isto é, terão sempre uma entalpia diferente de zero; é a chamada entalpia padrão de formação das substâncias, que veremos a seguir.
EXERCICIOS
1) Numa reação exotérmica, há [1] de calor, a entalpia final (produtos) é [2] que a entalpia inicial (reagentes) e a variação de entalpia é [3] que zero. Completa-se corretamente essa frase substituindo-se [1], [2] e [3], respectivamente, por:
	a) liberação, maior, maior.	b) absorção , maior, menor.	c) liberação, menor, menor.
		d) absorção, menor, maior.	e) liberação, maior, menor.
													R= C
2) Numa reação endotérmica, há [1] de calor, a entalpia final (produtos) é [2] que a entalpia inicial (reagentes) e a variação de entalpia é [3] que zero. Completa-se corretamente essa frase substituindo-se [1], [2] e [3], 
respectivamente, por:
a) liberação, maior, maior.		b) absorção, maior, menor.		c) absorção, maior, maior.
		d) absorção, menor, maior.		e) liberação, maior, menor.
													R= C
3) Considere as seguintes transformações:
I. Dióxido de carbono sólido (gelo seco) → dióxido de carbono gasoso.
II. Ferro fundido → ferro sólido.
III. Água líquida → vapor d’água.
Dessas transformações, no sentido indicado e à temperatura constante, apenas:
	a) I é exotérmica.		b) II é exotérmica.		c) III é exotérmica.
		d) I e II são exotérmicas.		e) II e III são exotérmicas.
													R=B
4) No processo exotérmico, o calor é cedida ao meio ambiente, enquanto no processo endotérmico o calor é absorvido do ambiente. Quando um atleta sofre uma contusão, é necessário resfriar, imediatamente, o local com emprego de éter; quando o gelo é exposto à temperatura ambiente, liquefaz-se. A evaporação do éter e a fusão do gelo são, respectivamente, processos:
a) endotérmico e endotérmico.		b) exotérmico e exotérmico.		c) endotérmico e exotérmico.
		d) exotérmico e endotérmico.		e) isotérmico e endotérmico.
													R= A
5) A “cal extinta” [Ca(OH)2] pode ser obtida pela reação entre óxido de cálcio (CaO) e a água, com consequente liberação de energia. O óxido de cálcio, ou “cal viva”, por sua vez, é obtido por forte aquecimento de carbonato de cálcio (CaCO3). As equações referentes às reações são:
I. CaO + H2O → Ca(OH)2 + calor
II. CaCO3 + calor → CaO + CO2
Identifique a afirmativa incorreta:
a) A reação II é endotérmica.			
b) A reação II é uma reação de decomposição.
c) A reação I é uma reação endotérmica.
d) A reação total entre “a cal extinta” e o ácido sulfúrico (H2SO4) produz CaSO4 e água.
e) A reação entre a “cal viva” e o ácido clorídrico (HCl) produz CaCl2 e água.
													R= C
6) As bolsas térmicas consistem, geralmente, de dois invólucros selados e separados, onde são armazenadas diferentes substâncias químicas. Quando a camada que separa os dois invólucros é rompida, as substâncias neles contidas misturam-se e ocorre o aquecimento ou o resfriamento. A seguir, estão representadas algumas reações químicas que ocorrem após o rompimento da camada que separa os invólucros com seus respectivos ΔH.
I. CaO + SiO2(g) 	→ CaSiO3(s) 		ΔH = – 89,5 kj/mol
II. NH4NO3(s) + H2O(l)	→ NH4+(aq) + NO3–(aq) 	ΔH = + 25,69 kj/mol
III. CaCl2(s) + H2O(l) → Ca2+(aq) + 2 Cl–(aq) 	ΔH = – 82,80 kj/mol 
Analise as reações e os valores correspondentes de ΔH e indique a alternativa que correlaciona, adequadamente, as reações com as bolsas térmicas quentes ou frias.
a) I. fria, II. quente, III. fria.		b) I. quente, II. fria, III. quente.		c) I. fria. II. fria, III. fria.
		d) I. quente, II. quente, III. fria.			e) I. quente, II. quente, III. quente.
													R= B
7) (Uerj) Ao se dissolver uma determinada quantidade de cloreto de amônio em água a 25 °C, obteve-se uma solução cuja temperatura foi de 15 °C. A transformação descrita caracteriza um processo do tipo:
a) atérmico		b) adiabático		c) isotérmico		d) exotérmico		e) endotérmico
													R=E
8) (UFRRJ) Algumas reações químicas se processam espontaneamente, porém outras necessitam absorver energia de uma fonte externa. Caracterize, nos diagramas abaixo, a variação de entalpia das reações, identificando-as como endotérmicas e exotérmicas. 
													R=Exo/Endo
9) (UA-AM) Reação exotérmicaé aquela na qual:
1 — há liberação de calor.
2 — há diminuição de energia.
3 — a entalpia dos reagentes é maior que a dos produtos.
4 — a variação de entalpia é negativa.
	Estão corretos os seguintes complementos:
a) Somente 1. 		b) Somente 2 e 4.	c) Somente 1 e 3.	d) Somente 1 e 4.	e) 1, 2, 3 e 4.
													R= E
10) (UFJF-MG) Considere os processos a seguir:
I — queima do carvão
II — fusão do gelo à temperatura de 25 ºC
III — combustão da madeira
a) Apenas o primeiro é exotérmico.	b) Apenas o segundo é exotérmico.	c) Apenas o terceiro é exotérmico.
		d) Apenas o primeiro é endotérmico.		e) Apenas o segundo é endotérmico.
													R= E
11) (PUC-MG) Sejam dadas as seguintes equações termoquímicas:
	∆H em kcal/mol (25 ºC e 1 atm)
 Nas condições citadas, a equação que representa a reação mais exotérmica é: 
	a) I. b) II. c) III. d) IV. e) V.
													R= C
12) De acordo com o gráfico ao lado, indique a opção que completa, respectivamente, as lacunas da frase a seguir:
“A variação da entalpia, ∆H, é .......................................; a reação é............................................. porque se processa ................................. calor.”
a) positiva, exotérmica, liberando.
b) positiva, endotérmica, absorvendo.
c) negativa, endotérmica, absorvendo.
d) negativa, exotérmica, liberando.
e) negativa, exotérmica, absorvendo.
													R= D
ENTALPIA (ou calor) PADRÃO DE FORMAÇÃO DE UMA SUBSTANCIA (∆H0f)
	É a variação de entalpia verificada na formação de 1 mol da substância, a partir das substâncias simples correspondentes, estando todas no estado padrão.
	Pelo fato de se referir à formação de 1 mol da substância, esse valor é também chamado de calor molar de formação da substância.
	Damos a seguir mais dois exemplos, também a 25 °C e 1 atm:
H2(g) + S(rômbico) + 2 O2(g) Þ 1 H2SO4(l) 	∆H0f = – 813 kJ/mol
2 C(grafite) + 3 H2(g) + ½ O2(g) Þ 1 C2H5OH(l) 	∆H0f = – 278 kJ/mol
OBS: tome cuidado para não cometer erros comuns, como por exemplo.
a) C(diamante) + O2(g) Þ 1 CO2(g) 
(O ∆H associado a essa equação não representa o calor de formação do CO2, pois o diamante não é a forma mais estável do carbono.)
b) N2(g) + 3 H2(g) Þ 2 NH3(g) 
(O ∆H, nessa equação, não representa o calor de formação do NH3, pois aí aparecem 2 mols de NH3, em vez de 1 mol.)
c) CaO(s) + CO2(g) Þ 1 CaCO3(s)
(O ∆H, nessa equação, não representa o calor de formação do CaCO3, pois a reação parte de substâncias compostas e não de substâncias simples.)
	O conhecimento das entalpias padrão de formação das substâncias é muito importante, pois permite calcular as variações de entalpia das reações químicas das quais essas substâncias participam.
	Vamos calcular a variação de entalpia da reação NH3(g) + HBr(g) Þ NH4Br(s), conhecendo as seguintes entalpias padrão de formação, em kJ/mol: NH3(g) = - 45,9; HBr(g) = - 36,3; NH4Br(s) = - 270,8.
Como: ∆H = Hprodutos - Hreagentes
Nesse caso, temos:
∆H = Hf(NH4Br) - (Hf(NH3) + Hf(HBr)) 
∆H = -270,8 - (- 45,9 - 36,3) 
∆H = - 188,6 kJ/mol
	É importante notar que o cálculo das variações de entalpia de todas as reações químicas pode ser efetuado a partir das entalpias padrão de formação das substâncias que participam da reação dada.
Damos a seguir uma tabela com os valores das entalpias padrão de formação de algumas substâncias comuns.
	H
	Tabela - Calores de formação (KJ/mol) a 25°C e 1 atm
	 
	AgBr(s)
	-99,5
	 
	C2H2(g)
	+226,7
	 
	H2O(l)
	-285,8
	 
	NH4Br(s)
	-270,8
	AgCl(s)
	-127,0
	 
	C2H4(g)
	+52,3
	 
	H2S(l)
	-187,6
	 
	NH4Cl(s)
	-315,4
	AgI(s)
	-62,4
	 
	C2H6(g)
	-84,7
	 
	H2S(g)
	-20,1
	 
	NH4NO3(s)
	-365,1
	Ag2O(s)
	-30,6
	 
	C3H8(g)
	-103,8
	 
	H2SO4(l)
	-811,3
	 
	NO(g)
	+90,4
	Ag2S(s)
	-31,8
	 
	CH3OH(l)
	-238,0
	 
	HgO(s)
	-90,7
	 
	NO2(g)
	+33,9
	Al2O3(s)
	-1669,8
	 
	C2H5OH(l)
	-278,1
	 
	HgS(s)
	-58,2
	 
	NiO(s)
	-244,3
	BaCl2(s)
	-860,1
	 
	C2H5OH(l)
	-277,6
	 
	KBr(s)
	-392,2
	 
	O3 (g)
	143
	BaCO3(s)
	-1218,8
	 
	CoO(s)
	-239,3
	 
	KCl(s)
	-435,9
	 
	PbBr2(s)
	-277,0
	BaO(s)
	-558,1
	 
	Cr2O3(s)
	-1128,4
	 
	KClO3(s)
	-391,4
	 
	PbCl(s)
	-359,2
	BaSO4(s)
	-1465,2
	 
	CuO(s)
	-155,2
	 
	KF(s)
	-562,6
	 
	PbO(s)
	-217,9
	CaCl2(s)
	-795,0
	 
	Cu2O(s)
	-166,7
	 
	MgCl2(s)
	-641,8
	 
	PbO2(s)
	-276,6
	CaCO3(s)
	-1207,0
	 
	CuS(s)
	-48,5
	 
	MgCO3(s)
	-1113
	 
	Pb3O4(s)
	-734,7
	CaO(s)
	-635,5
	 
	CuSO4(s)
	-769,9
	 
	MgO(s)
	-601,8
	 
	PCl3(g)
	-306,4
	Ca(OH)2(s)
	-986,6
	 
	Fe2O3(s)
	-822,2
	 
	Mg(OH)2(s)
	-924,7
	 
	PCl5(g)
	-398,9
	CaSO4(s)
	-1432,7
	 
	Fe3O4(s)
	-1120,9
	 
	MgSO4(s)
	-1278,2
	 
	SiO2(s)
	-859,4
	CCl4(l)
	-139,5
	 
	HBr(g)
	-36,2
	 
	MnO(s)
	-384,9
	 
	SnCl2(s)
	-349,8
	CH4(g)
	-74,8
	 
	HCl(g)
	-92,3
	 
	MnO2(s)
	-519,7
	 
	SnCl4(l)
	-545,2
	CHCl3(l)
	-131,8
	 
	HF(g)
	-268,6
	 
	NaCl(s)
	-411,0
	 
	SnO(s)
	-286,2
	CH3OH(l)
	-238,6
	 
	HI(g)
	+25,9
	 
	NaF(s)
	-569,0
	 
	SnO2(s)
	-580,7
	CO(g)
	-110,5
	 
	HNO3(l)
	-173,2
	 
	NaOH(s)
	-426,7
	 
	SO2(g)
	-296,1
	CO2(g)
	-393,5
	 
	H2O(g)
	-241,8
	 
	NH3(g)
	-46,2
	 
	SO3(g)
	-395,2
	
	
	
	H2O2 (l)
	-187,6
	
	NaBr(s)
	- 360
	
	ZnO(s)
	-348,0
	
	
	
	
	
	
	Na2O(s)
	-415,9
	
	ZnS(s)
	-202,9
ENTALPIA (ou calor) DE COMBUSTÃO DE UMA SUBSTANCIA.
	É a variação de entalpia (quantidade de calor liberada) verificada na combustão total de 1 mol de uma determinada substância, supondo-se no estado padrão todas as substâncias envolvidas nessa combustão.
	Pelo fato de se referir à combustão total de 1 mol de uma substância, esse valor também é chamado de calor molar de combustão.
	Por exemplo, a 25 °C e 1 atm, temos:
	• entalpia (ou calor) de combustão do metano (CH4):
	1 CH4(g) + 2 O2(g) Þ CO2(g) + 2 H2O(l) 	∆H = - 889,5 kJ/mol
	• entalpia (ou calor) de combustão do álcool metílico (CH3OH):
	1 CH3OH(l) + 3/2 O2(g) Þ CO2(g) + 2 H2O(l)	 ∆H = - 725,6 kJ/mol
Note que ∆H, nesses exemplos, é sempre negativo, pois as reações de combustão são sempre exotérmicas.
	É muito comum medir a entalpia de combustão de uma substância orgânica como nos dois exemplos anteriores. Nesse caso, considera-se sempre combustão total aquela que leva à formação de CO2 e H2O.
A tabela seguinte apresenta os valores das entalpias de combustão de algumas substâncias orgânicas comuns:
Esses valores são facilmente medidos coma bomba calorimétrica. Por esse motivo, as entalpias de combustão são muito empregadas no cálculo das variações de entalpia de outras reações químicas.
ENTALPIA DE NEUTRALIZAÇÃO:
	É a variação de entalpia (quantidade de calor liberada) verificada na neutralização de 1 mol de H+ do ácido por 1 mol de OH- da base, supondo-se todas as substâncias em diluição total ou infinita, a 25 °C e 1 atm.
	A reação de neutralização — ácido + base → sal + água — é sempre exotérmica; consequentemente, ∆H é sempre negativo. Por exemplo:
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) ∆H= - 57,9 kJ/mol
HBr(aq) + NaOH(aq) → NaBr(aq) + H2O(l) ∆H= - 57,6 kJ/mol
É importante observar que, quando o ácido e a base são ambos fortes, a entalpia de neutralização é constante e vale aproximadamente - 57,9 kJ/mol. Basta lembrar que ácidos e bases fortes estão completamente dissociados e seguir a sequência abaixo:
			 HCl + NaOH → NaCl + H2O
	Se a equação final é sempre a mesma, é justo que o calor liberado seja
sempre o mesmo:	∆H= - 57,9 kJ/mol
	Entretanto, se o ácido e/ou a base forem fracos, não haverá ionização total e o calor liberado será menor, pois uma parte da energia, que seria liberada pela reação, é gasta no trabalho de ionização do ácido e/ou da base. Foi o que aconteceu no terceiro e no quarto exemplos anteriores.
CH3COOH(aq) + NH4OH(aq) → CH3COONH4(aq) + H2O(l) ∆H= - 50,2 kJ/mol
½ H2S(aq) + NaOH(aq) → ½ Na2S(aq) + H2O(l) ∆H = - 15,9 kJ/mol
EXERCICIOS
1) (PUC-Campinas-SP) Nos Estados Unidos, em 1947, a explosão de um navio cargueiro carregado do fertilizante nitrato de amônio causou a morte de cerca de 500 pessoas. A reação ocorrida podeser representada pela equação:
		2 NH4NO3(s)	→	2 N2(g) + O2(g) + 4 H2O(l)		 ∆H= – 411,2 kJ
Nesse processo, quando há decomposição de 1,0 mol do sal, ocorre:
a) liberação de 411,2 kJ 		b) absorção de 411,2 kJ				c) liberação de 305,6 kJ 
			d) absorção de 205,6 kJ				e) liberação de 205,6 kJ
													R= E
2) Calcular a entalpia de decomposição do CaCO3(s), na reação abaixo e representar graficamente.
	CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) ∆H = + 177,5 kJ/mol
Dados: 	H CaO(s) = - 635,5 kJ/mol 
 H CO2(g) = - 394 kJ/mol 
	H CaCO3(s) = ?
												R= -1207 kj/mol
3) Calcular a variação de entalpia para a reação: 
 Ca(OH)2(s) + CO2(g) → CaCO3(s) + H2O (g) 		∆H = ? 
 Dados: H Ca(OH)2(s) = - 986,1 kJ/mol 
	H CO2(g) = - 393,5 kJ/mol 
	H CaCO3(s) = -1207 kJ/mol 
	H H2O(g) = - 241,8 kJ/mol
													R= - 69 kj/mol
4) Um dos sistemas propelentes usados em foguetes é uma mistura de hidrazina (N2H4), como combustível e peróxido de hidrogênio (H2O2) como oxidante. Esses reagentes são chamados hipergólicos, isto é, eles iniciam a reação pelo simples contato. A reação que ocorre é:
N2H4(l) + 2 H2O2(l) → N2 (g) + 4 H2O(g) 
Calcule o ∆H da reação a partir das entalpias de formação das substâncias no estado padrão: 
 ∆H N2H4(l) = +12 kcal/mol ∆H H2O2(l) = - 46 kcal/mol ∆H H2O(g) = - 57,8 kcal/mol
												R= -152 kcal/mol
5) (PUC-MG) Sendo o ∆H de formação do óxido de cobre II igual a -37,6 kcal/mol e o ∆H de formação do óxido de cobre I igual a -40,4 kcal/mol, qual será o ∆H da reação:
Cu2O(s) + 1/2 O2(g) → 2 CuO(s)
												R= -35 kcal/mol
6) (UNI-RIO) Os romanos utilizavam CaO como argamassa nas construções rochosas. O CaO era misturado com água, produzindo Ca(OH)2, que reagia lentamente com o CO2 atmosférico, dando calcário:
Ca(OH)2(s) + CO2(g) → CaCO3(s) + H2O(g)
A partir dos dados da tabela, qual será a variação de entalpia da reação, em kJ/mol,
												R= -69 kj/mol
7) Considere os dados da tabela abaixo, a 25°C e 1atm:
NH3(g) = -46 kJ/mol NH4Cl(s)= - 314 kj/mol HCl(g)= - 92 kj/mol, 
calcule a variação da entalpia para a reação:		NH3(g) + HCl(g) → NH4Cl(s)
												R= -176 kj/mol
8) Dadas as entalpias de formação CO(g) e CO2(g), calcule a entalpia da reação:
CO2(g) + C(s) → 2 CO(g)
CO= -26 kcal/mol; CO2 = -94,6 kcal/mol
												R= + 43 kcal/mol
9) O alumínio é utilizado como redutor de óxidos, no processo denominado aluminotermia, conforme mostra a equação química:
8 Al(s) + 3 Mn3O4(s) → 4 Al2O3(s) + 9 Mn(s)
Dado:
Al2O3(s)= -1667,8 kj/mol; Mn3O4(s)= -1385,3 kj/mol
Para a obtenção do Mn, qual a variação da entalpia.
												R= - 2515 kcal/mol
10) Considere as seguintes entalpias de formação a 25 °C, expressas em kJ.
 Esses dados permitem concluir que a entalpia correspondente à combustão completa de um mol de metanol a 25°C, expressa em kJ, é igual a
a) -1406.		b) -240.		c) -46.		d) +46.		e) +240.
												R= 
11) No Brasil, a produção de etanol vem aumentando, impulsionada pelo aumento da frota de carros bicombustíveis. O uso do álcool como combustível, por ser renovável, reduz o impacto da emissão de gás carbônico causado na queima da gasolina. A entalpia-padrão de combustão completa do etanol, em kJ/mol, é igual a:
Dados:
C2H6O(l) ΔH0 (kJ/mol) = - 278
CO2(g) ΔH0 (kJ/mol) = - 394
H2O(l) ΔH0 (kJ/mol) = - 286
a) + 1368.	b) + 958.	c) + 402.	d) - 402.	e) - 1368.
												R= 
12) A equação termoquímica abaixo corresponde a uma das etapas da produção industrial de ácido sulfúrico e ocorre também na chuva ácida.
2 SO2(g) + O2(g) → 2 SO3(g) ΔH = - 198 kJ
Sabendo que a entalpia do SO2(g) é – 297 kJ/mol, determine a entalpia de 1 mol de SO3(g).
												R= 
13) A combustão completa de 1 mol de gás acetileno, C2H2, produz 2 mols de CO2(g) e 1 mol de H2O(l). 
A tabela abaixo fornece as entalpias dessas substâncias.
Substância Entalpia (kJ/mol)
C2H2(g) + 227
CO2(g) - 394
H2O(l) - 286
Nestas condições, a entalpia de combustão do C2H2 valerá?
													R= 
14) Dadas as entalpias de formação, (ΔHCO=- 26kcal/mol; ΔHCO2 = -94 kcal/mol.), calcule a entalpia da reação:
CO2(g) + C(s) → 2 CO(g) A temperatura de 25 °C e pressão normal. 
													R= 
15) Considere os seguintes dados a 25ºC e 1 atm.
SUBSTÂNCIA ENTALPIA DE FORMAÇÃO (kJ/mol)
Amônia (gás) 	 – 46
Cloreto de hidrogênio (gás) – 92
Cloreto de amônio (sólido) – 314
a) Calcule a variação de entalpia (em kJ/mol) quando a base reage para formar o correspondente sal.
													R= 
b) Essa reação de salificação é exotérmica ou endotérmica? Por quê ?
													R= 
16) Segundo a reação de obtenção do oxido de cobre Cu(s)+ 1/2 O2(g) → CuO(s) ∆H = –37,6 Kj Pede-se:
a) a reação é endotérmica ou exotérmica
												R= 
b) qual é a quantidade de calor envolvida na neutralização de 95 gramas de Cu, segundo a equação acima? 
												R= 
17) Dada a reação de síntese do oxido de flúor 		F2(g) + 1/2 O2(g) → F2O(g) ∆H = +5 Kj Pergunta-se:
a) a reação é endotérmica ou exotérmica;
													R- 
b) Qual é a quantidade de calor liberado ou absorvido na reação de 4 mol de F2?
													R= 
c) Se ocorresse a formação de 3 mol de F2O na reação, qual seria a quantidade de calor liberado ou absorvido?
													R= 
c) Calcule a quantidade de calor liberado ou absorvido na reação de 245 g de O2
													R= 
18) Ozonizador e um aparelho vendido no comercio para utilização no tratamento da água. Nesse aparelho é produzido ozônio O3 a partir oxigênio do ar O2, que mata os microrganismos presentes na água. A reação de obtenção do ozônio a partir do oxigênio pode ser representada pela equação:
3 O2 → 2 O3 ∆H = +284 Kj, com base nessa equação, e considerando a transformação de 1000 gramas de O2 em O3, qual é a quantidade de calor envolvida na reação
19) Sabendo-se que : HCl + NaOH → NaCl + H2O ∆H = -13,8 Kj pergunta-se:
a) a reação é endotérmica ou exotérmica
b) qual é a quantidade de calor envolvida na neutralização de 146 gramas de HCl, segundo a equação acima? 
20) Dada a reação 2 Al(s) + 3/2 O2(g) → Al2O3(s) ∆H = –400 Kj Pede-se:
a) Qual é a quantidade de calor liberado ou absorvido na queima de 4 mol de Al?
b) Se ocorresse a formação de 1 mol de O2 na reação, qual seria a quantidade de calor liberado ou absorvido?
c) Calcule a quantidade de calor liberado ou absorvido na queima de 560 g de Al
21) Combustão completa do álcool comum (etanol):
1 C2H5OH(l) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(g) ∆H = –1373 kJ
• Massa molar — C2H5OH = 46 g /mol
a) Qual é a quantidade de calor liberado ou absorvido na queima de 5 mol de C2H5OH?
b) Se ocorresse a formação de 1 mol de CO2 na reação, qual seria a quantidade de calor liberado ou absorvido?
c) Calcule a quantidade de calor liberado ou absorvido na queima de 460 g de C2H5OH
22) Nos estados Unidos em 1947 a explosão de um navio cargueiro carregado de fertilizante nitrato de amônio causou a morte de cerca de 500 pessoas. A reação ocorrida pode ser representado pela equação:
2 NH4NO3 → 2 N2 + O2 + 4H2O ∆H = -411,2 Kj, o que ocorre quando há decomposição de 1 mol do sal?
ENERGIA DE LIGAÇÃO:
	É a variação de entalpia (quantidade de calor absorvida) verificada na quebra de 1 mol de uma determinada ligação química, supondo-se todas as substâncias no estado gasoso, a 25 °C e 1 atm.
	A quebra de ligações é sempre um processo que consome energia (endodérmico); portanto ∆H é sempre positivo.