1 Química Geral - 2 semestre-15

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Para um gás nas CNTP, temos: unidade: g/L 
 
Podemos calcular a densidade em qualquer condição de temperatura e pressão: 
 
Observações: 
A equação anterior mostra que para um mesmo gás, mantendo a pressão constante, a densidade 
varia de forma inversa com a temperatura. 
 
A Equação anterior nos permite calcular a densidade de um gás (na unidade de gramas por litro). 
Frequentemente, a densidade de um gás pode ser medida; assim, essa equação pode ser 
rearranjada de modo que permita o cálculo da massa molar de uma substância gasosa: 
 
 
dRT
P
  
 
Em uma experiência típica, enche-se um balão de vidro de volume conhecido com a substância 
gasosa em estudo. Mede-se a temperatura e a pressão da amostra e determina-se a massa do 
balão de vidro cheio de gás (Figura). Em seguida; faz-se 
 
Figura 
Dispositivo para medir a densidade de um gás. Enche-se o balão 
de vidro de volume conhecido com o gás a certa temperatura e 
pressão. Primeiro, pesa-se o balão de vidro cheio e, depois, 
esvazia-se (ligando-o a uma bomba de vácuo) e pesa-se 
novamente. A diferença entre as duas massas é a massa do gás. 
Sabendo o volume do balão de vidro, podemos calcular a 
densidade do gás. 
 
vácuo no interior do balão de vidro e pesa-se novamente. A diferença entre as massas é a massa 
do gás. A densidade do gás é igual à sua massa dividida pelo volume do balão de vidro. Dado que 
 
 
 
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conhecemos a densidade do gás, podemos calcular, então, a massa molar da substância usando a 
Equação estudada. 
 
EXEMPLO 
Um químico sintetizou um composto gasoso de cloro e oxigênio, de cor amarelo- esverdeada, e 
obteve o valor de 7,71 g/L para a sua densidade a 36°C e a 2,88 atm. Calcule a massa molar do 
composto e determine a respectiva fórmula molecular. 
 
Solução: Da Equação
(7,71 / )(0,0821 / )(36 273)
2,88
67,9 /
dRT
P
g L L atm K mol K
atm
g mol
 
  


Podemos determinar a 
fórmula do composto por tentativa e erro, com base apenas no conhecimento das massas molares 
do cloro (35,45 g) e do oxigênio (16,00 g). Sabemos que um composto contendo um átomo de CI e 
um átomo de O teria uma massa molar de 51,45 g, que é muito baixa, enquanto a massa molar de 
um composto constituído por dois átomos de Cl e um átomo de O é 86,90 g, que é um valor 
demasiado elevado. Assim, o composto deve conter um átomo de Cl e dois átomos de O, isto é, 
ClO2, que tem uma massa molar de 67,45 g. 
 
9.2. Densidade relativa de um gás 
Densidade relativa de um gás A em relação a um gás B é o quociente entre as densidades absolutas 
de A e de B ambas sendo medidas nas mesmas condições de pressão e temperatura. 
Densidade de A em relação a B 
 
Outras fórmulas podem ser reduzidas: 
 
MA = Massa Molar do gás A 
MB = Massa Molar do gás B 
Relação entre a densidade de um gás e a densidade do ar. 
MAr = 28,9g/mol é a massa molar média do ar, que é calculada a partir de uma média 
ponderada da composição do ar seco isento de poluentes. 
10. Massa molar aparente de uma mistura gasosa 
A massa molar de um gás é obtida pesando-se 22,4L desse gás na CNTP. 
 
 
 
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De maneira análoga podemos calcular a massa molar aparente de uma mistura gasosa pesando-
se 22,4L dessa mistura gasosa nas CNTP 
 
Observações: 
1) Uma segunda maneira para calcularmos a massa molar aparente de uma mistura gasosa é 
através da média ponderada de suas massas moleculares pelas porcentagens em volume de 
cada gás na mistura. 
Exemplo: no ar atmosférico temos: 
78% N2; 21% O2 e 1% Ar 
(N2 = 28g/mol; O2 = 32g/mol; Ar = 40g/mol) 
 
2) No lugar das porcentagens em volume podemos usar também as porcentagens das pressões 
parciais, ou as porcentagens em mol ou as porcentagens das frações molares dos 
componentes da mistura gasosa. 
3) Conhecendo-se a massa molar de um gás, conhecemos também a massa molecular desse 
gás. 
11. Difusão e efusão de gases (Lei de Graham) 
Difusão gasosa é o movimento espontâneo de um gás através de outro. É através da difusão 
que sentimos o cheiro de um perfume ou de um gás quando ele se esparrama pelo ar. 
Esse fenômeno pode ser constatado pelo experimento a seguir. 
 
O cientista Thomas Graham descobriu que as velocidades de difusão de gases, nas mesmas 
condições de pressão e temperatura, são inversamente proporcionais às raízes quadradas de 
suas densidades. Modernamente podemos expressar essa relação também através das massas 
molares. 
Para as mesmas condições de pressão e temperatura temos: 
 
 
 
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A lei de Graham também se aplica ao fenômeno da efusão gasosa, que é a passagem de moléculas 
de um gás através de pequenos orifícios, como, por exemplo, os poros de uma membrana. 
Ex.: Os balões de gás feitos de borracha tendem a murchar em alguns dias devido à efusão gasosa 
pelos poros existentes na membrana. 
Para as mesmas condições de pressão e temperatura temos: 
 
Observações: 
Em temperaturas diferentes a velocidade de difusão ou de efusão dos gases é diretamente 
proporcional à raiz quadrada das temperaturas absolutas (Kelvin) do gás. 
 
 
Figura 
Efusão de um gás. As moléculas de um gás se movem de uma 
região de alta pressão (esquerda) para uma de baixa pressão, 
através de um orifício. 
 
12. Coleta de gases sobre a água 
A lei de Dalton das pressões parciais é empregada no cálculo de volumes de gases 
coletados sobre a água. Por exemplo, quando o clorato de potássio é aquecido (KClO3), ele se 
decompõe em KCl e O2: 
 
2KClO3(s) → 2KCl(s) + 3O2(g) 
 
 
 
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O oxigênio liberado pode ser coletado sobre a água, como se mostra na (Figura 14). Inicialmente, 
a garrafa invertida está completamente cheia de água. À medida que se produz oxigênio, as bolhas 
do gás sobem até a parte superior da garrafa invertida e deslocam a água. Esse método de colher 
gases pressupõe que eles não reajam com a água e que, praticamente, não se dissolvam nela. 
Essas hipóteses são válidas para o oxigênio, mas, no caso de gases como o NH3, que se dissolvem 
facilmente em água, esse procedimento não é possível. Contudo, o oxigênio gasoso recolhido dessa 
maneira não é puro porque há também vapor d’água na garrafa. A pressão total dos gases é igual 
à soma das pressões exercidas pelo oxigênio e pelo vapor d’água: 
2 2T O H O
P P P  
 
Figura 14 
Dispositivo para a 
coleta de um gás 
sobre a água. Faz-se 
borbulhar o oxigênio 
produzido pelo 
aquecimento de 
clorato de potássio 
(KCIO3), na presença 
de uma pequena 
quantidade de dióxido 
de manganês (MnO2), 
para tomar a reação 
mais rápida, através 
de água, e colhe-se 
em uma garrafa, como 
se pode observar. A 
água que está 
inicialmente presente 
na garrafa é 
empurrada através do 
gargalo pelo oxigênio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Consequentemente, devemos ter em conta a pressão causada pela 
presença de vapor d’água, quando calculamos a quantidade de O2 
produzida. A (Tabela 2) mostra a pressão 
de vapor da água a várias temperaturas. 
 
 
EXEMPLO 
 
O oxigênio gasoso produzido na decomposição do clorato de 
potássio é colhido como mostrado na (Figura 14). O volume do gás 
coletado a 24°C e à pressão atmosférica de 762 mmHg é 128 mL. 
Calcule a massa (em gramas) do oxigênio obtido. A pressão do 
vapor d’água a 24°C é 22,4 mmHg. 
 
Estratégia: Para calcularmos a massa de O2 produzida, devemos 
começar por calcular a pressão parcial do O2 na mistura. Qual é a 
lei dos gases que necessitamos utilizar? Como convertemos a 
pressão do O2 gasoso para massa de O2 em gramas? 
 
Solução: A lei de Dalton das pressões parciais permite-nossaber 
que 
2 2T O H O
P P P 