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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 1
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Prof. Guilherme Alves 
Aula 22 - Gases 
vestibulares.estrategia.com 
EXTENSIVO 
2024 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 2
 
SUMÁRIO 
INTRODUÇÃO 4 
VARIÁVEIS DE ESTADO DE UM GÁS 5 
VOLUME 5 
TEMPERATURA 6 
PRESSÃO 6 
TRANSFORMAÇÕES GASOSAS – LEIS DOS GASES 8 
TRANSFORMAÇÃO ISOTÉRMICA - LEI DE BOYLE 8 
TRANSFORMAÇÃO ISOBÁRICA - LEI DE CHARLES 10 
TRANSFORMAÇÃO ISOVOLUMÉTRICA OU ISOCÓRICA - LEI DE GAY-LUSSAC 11 
EQUAÇÃO GERAL DE UM GÁS 13 
TEORIA CINÉTICA DOS GASES 16 
EQUAÇÃO DE ESTADO DE UM GÁS OU EQUAÇÃO DE CLAPEYRON 17 
HIPÓTESE OU LEI DE AVOGADRO 18 
MISTURA GASOSA 21 
LEI DAS PRESSÕES PARCIAIS OU LEI DE DALTON 23 
FRAÇÃO MOLAR (𝜒) 23 
VOLUME PARCIAL 24 
DENSIDADE GASOSA 27 
DENSIDADE ABSOLUTA 27 
DENSIDADE RELATIVA 28 
EFUSÃO E DIFUSÃO GASOSA 30 
QUESTÕES FUNDAMENTAIS 32 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 3
RESOLUÇÃO DAS QUESTÕES FUNDAMENTAIS 34 
QUESTÕES EXTRAS 40 
GASES PERFEITOS / TRANSFORMAÇÕES GASOSAS E LEIS DAS TRANSFORMAÇÕES 40 
GASES PERFEITOS / HIPÓTESE DE AVOGADRO 42 
GASES PERFEITOS / EQUAÇÃO DE CLAPEYRON 43 
GASES PERFEITOS / MISTURAS GASOSAS 47 
GABARITO DAS QUESTÕES EXTRAS 54 
GASES PERFEITOS / TRANSFORMAÇÕES GASOSAS E LEIS DAS TRANSFORMAÇÕES 54 
GASES PERFEITOS / HIPÓTESE DE AVOGADRO 58 
GASES PERFEITOS / EQUAÇÃO DE CLAPEYRON 60 
GASES PERFEITOS / MISTURAS GASOSAS 67 
 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 4
INTRODUÇÃO 
Seja bem-vindo(a) a mais uma aula de Química Geral. Fazia tempo, não é mesmo? 
Nesta aula falaremos sobre Gases e suas propriedades. Muita atenção e organização pois 
encontraremos muita matemática pela frente, ok? Mas claro que isso não é uma preocupação pra você, 
certo? hahaha 
 
Qualquer dúvida não deixe de entrar em contato comigo, ok? 
 
Bons estudos! 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Grande abraço! 
Professor Guilherme Alves 
 
 
 
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AULA 22 – GASES 5
VARIÁVEIS DE ESTADO DE UM GÁS 
O estudo dos gases está diretamente ligado às grandezas pressão, volume e temperatura, 
conhecidas como variáveis de estado. As condições experimentais nas quais um gás se encontra são 
denominadas “estados”. Cada estado é identificado pelas três grandezas citadas acima. Cada conjunto 
de valores de P, V e T caracteriza um estado. 
 
 
Dessa forma: 
 
 
Vamos falar um pouco sobre cada uma dessas variáveis de estado. 
VOLUME 
Um gás sempre ocupa todo o recipiente em que está contido. Logo, o volume de um gás sempre 
é igual ao volume do recipiente que o contém. No SI, a unidade usada para medir volume é o m3. No 
entanto, no estudo dos gases, é bastante comum a utilizar o L como unidade de volume. 
 
 
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AULA 22 – GASES 6
TEMPERATURA 
A temperatura mede o grau de agitação das partículas (energia cinética média das partículas). 
Quanto maior o grau de agitação, maior será a temperatura do corpo. No SI, a escala de temperatura 
utilizada no estudo dos gases é a Kelvin, também conhecida como Escala Absoluta. A conversão de graus 
Celsius para Kelvin obedece à seguinte relação matemática: 
 
 
PRESSÃO 
Tudo que está à nossa volta, incluindo a atmosfera ao redor da superfície da terra, está sob a ação 
da força gravitacional da Terra. Logo, a ação dessa gravidade faz com que toda a atmosfera pressione a 
superfície, originando a pressão atmosférica. Em Física, a pressão é definida pela seguinte relação 
matemática: 
𝑃 =
𝐹 → 𝑒𝑚 𝑁
𝐴 → 𝑒𝑚 𝑚
 
 
No SI, a unidade de pressão é o N·m-2. Portanto, entendemos que a pressão atmosférica 
corresponde à pressão exercida por uma coluna de ar de base transversal de 1 m2 que se eleva até o topo 
da atmosfera. Como a força exercida por essa coluna é de 105 N, temos: 
𝑃 é =
10 𝑁
1 𝑚
= 10
𝑁
𝑚
 𝑜𝑢 10 𝑁 · 𝑚 = 10 𝑃𝑎 
 
 
Pressão exercida pela coluna de ar de secção transversal de 1m21 
 
1 Ciscato, C. A. M. Química 1. 1ª Edição. página 237. Moderna 
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AULA 22 – GASES 7
 
Como a pressão atmosférica depende da altura da coluna de ar sobre a superfície, à medida que a 
altitude aumenta, a pressão atmosférica diminui. Veja o exemplo: 
 
Relação entre pressão atmosférica e altitude2 
 
Existem inúmeras unidades de pressão, porém, os vestibulares exigem que você saiba transformar, 
sem informação preliminar, três unidades: Pa (Pascal), atm (atmosfera) e mmHg (milímetros de 
mercúrio). Veja a relação entre elas: 
 
As outras unidades, quando exigidas pelos vestibulares, informam os critérios de conversão no 
texto da questão. A caráter de curiosidade, seguem algumas unidades encontradas no cotidiano: 
 
 
2 Gilbert, T. R. Chemistry – The Science In Context. 4ª Edição. Página 261. W.W.Norton 
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AULA 22 – GASES 8
 
Existem algumas condições de temperatura e pressão que devem ser memorizadas: 
 
 
TRANSFORMAÇÕES GASOSAS – LEIS DOS GASES 
A invenção do termômetro (Fahrenheit) e do barômetro (Torricelli), juntamente com o 
desenvolvimento de balanças mais sensíveis, permitiu a descoberta de interessantes propriedades dos 
gases (ou do estado gasoso). As relações observadas entre as variações de volume de um gás, quando a 
temperatura e a pressão variam, pareciam ser as mesmas para todos os gases. Com base em observações 
experimentais (o povo gosta muito de falar “observações empíricas”), foram criadas três leis físicas, 
chamadas de Leis dos gases. 
Essas leis que tratam das transformações gasosas compõem uma das primeiras descobertas do 
ramo da Química. Seus principais contribuintes foram: Robert Boyle, Jacques Charles e Joseph Louis Gay-
Lussac. Eles estudaram a influência das variáveis de estado de um gás (pressão, temperatura e volume) 
em sistemas gasosos fechados. 
É importante destacar que essas transformações gasosas são aplicadas para o estudo de sistemas 
gasosos fechados, ou seja, não ocorre alteração na quantidade de partículas gasosas. 
 
TRANSFORMAÇÃO ISOTÉRMICA - LEI DE BOYLE 
A transformação isotérmica relaciona a pressão e volume em um sistema gasoso fechado a uma 
temperatura constante. 
 
CNTP - Condições Normais de Temperatura e Pressão 
nessas condições, o gás exerce pressão de 1 atm (760 mmHg), a 0 oC (273 K) 
CATP - Condições Ambientes de Temperatura e Pressão 
nessas condições, o gás exerce pressão de 1 atm (760 mmHg), a 25 oC (298 K) 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 9
Após várias medições experimentais, Boyle concluiu que, sob temperatura constante, o volume 
ocupado por certa massa de gás é inversamente proporcional à sua pressão. Quando duas grandezas são 
inversamente proporcionais, uma torna-se maior à medida que a outra torna-se menor. Veja o exemplo 
a seguir3: 
 
 
Matematicamente, a transformação isotérmica é expressa da seguinte maneira: 
Lei de Boyle: 
𝑷 ∝
𝟏
𝑽
 
𝑷 =
𝒄𝒐𝒏𝒔𝒕𝒂𝒏𝒕𝒆
𝑽
 
𝑷 · 𝑽 = 𝒄𝒐𝒏𝒔𝒕𝒂𝒏𝒕𝒆 
 
Estado 1: 
𝑃 · 𝑉 = 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 
Estado 2: 
𝑃 · 𝑉 = 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 
Logo, 
𝑷𝟏 · 𝑽𝟏 = 𝑷𝟐 · 𝑽𝟐 
A cada temperatura, os valores de pressão e volume expressos no gráfico originam uma curva 
chamada hipérbole. Assim, diferentes temperaturas originam diferentes hipérboles, denominadas 
isotermas. Veja a seguir4: 
 
3 Gilbert, T. R. Chemistry – The Science In Context. 4ª Edição. Página 261. W.W.Norton 
4 Reis, M. Química Vol2, 1ª edição. Ed. Ática 
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AULA 22 – GASES 10
 
 
TRANSFORMAÇÃO ISOBÁRICA - LEI DE CHARLES 
A transformação isobárica relaciona o volume e temperatura em um sistemagasoso fechado a 
uma pressão constante. 
 
Depois de realizar vários experimentos, Charles concluiu que, sob pressão constante, o volume 
ocupado por certa massa de gás é diretamente proporcional à sua temperatura absoluta. Quando duas 
grandezas são diretamente proporcionais, uma torna-se maior à medida que a outra se torna maior. Por 
exemplo, se a pressão permanecer constante, o volume quadriplica quando a temperatura absoluta 
também quadriplica. 
 
Variação do volume com a temperatura5 
 
 
5 https://www.shutterstock.com/image-vector/volumetemperature-relationship-gases-third-gas-law-1413155501 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 11
Matematicamente, a Lei de Charles pode ser expressa em termos da Escala Kelvin, da seguinte 
forma6: 
Lei de Charles: 
𝑽 ∝ 𝑻 
𝑽 = 𝒄𝒐𝒏𝒔𝒕𝒂𝒏𝒕𝒆 · 𝑻 
𝑽
𝑻
= 𝒄𝒐𝒏𝒔𝒕𝒂𝒏𝒕𝒆 
 
Estado 1: 
𝑉
𝑇
= 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 
Estado 2: 
𝑉
𝑇
= constante 
Logo, 
𝑉
𝑇
=
𝑉
𝑇
 
 
 
 
A relação entre o volume e a temperatura de um gás à pressão constante foi observada, 
primeiramente, por Charles e, posteriormente, comprovada por Gay-Lussac, em 1802. Por isso, 
esta lei é também atribuída a Gay-Lussac e, em algumas livros e questões de vestibulares, também 
é encontrado como Lei de Charles e Gay-Lussac. 
 
TRANSFORMAÇÃO ISOVOLUMÉTRICA OU ISOCÓRICA - LEI DE GAY-LUSSAC 
A transformação isovolumétrica relaciona a pressão e temperatura em um sistema gasoso 
fechado a um volume constante. 
 
6 Gilbert, T. R. Chemistry – The Science In Context. 4ª Edição. Página 261. W.W.Norton 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 12
 
Depois de realizar vários experimentos com gases, Gay-Lussac concluiu que, sob volume 
constante, a pressão de certa massa de um gás é diretamente proporcional à sua temperatura absoluta. 
Por exemplo, se o volume permanecer constante, a pressão duplica quando a temperatura absoluta 
também duplica. 
Matematicamente, a Lei de Gay-Lussac pode ser expressa em termos da Escala Kelvin da seguinte 
forma7: 
Lei de Gay-Lussac: 
𝑷 ∝ 𝑻 
𝑷 = 𝒄𝒐𝒏𝒔𝒕𝒂𝒏𝒕𝒆 · 𝑻 
𝑷
𝑻
= 𝒄𝒐𝒏𝒔𝒕𝒂𝒏𝒕𝒆 
 
Estado 1: 
𝑃
𝑇
= 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 
Estado 2: 
𝑃
𝑇
= constante 
Logo, 
𝑃
𝑇
=
𝑃
𝑇
 
 
 
 
 
 
7 Gilbert, T. R. Chemistry – The Science In Context. 4ª Edição. Página 261. W.W.Norton 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 13
Transformação Pressão Volume Temperatura Fórmula 
Isotérmica Varia Varia Constante 𝑷𝒊𝒏𝒊𝒄𝒊𝒂𝒍 · 𝑽𝒊𝒏𝒊𝒄𝒊𝒂𝒍 = 𝑷𝒇𝒊𝒏𝒂𝒍 · 𝑽𝒇𝒊𝒏𝒂𝒍 
Isobárica Constante Varia Varia 
𝑽𝒊𝒏𝒊𝒄𝒊𝒂𝒍
𝑻𝒊𝒏𝒊𝒄𝒊𝒂𝒍
 = 
𝑽𝒇𝒊𝒏𝒂𝒍
𝑻𝒇𝒊𝒏𝒂𝒍
 
Isovolumétrica Varia Constante Varia 
𝑷𝒊𝒏𝒊𝒄𝒊𝒂𝒍
𝑻𝒊𝒏𝒊𝒄𝒊𝒂𝒍
 = 
𝑷𝒇𝒊𝒏𝒂𝒍
𝑻𝒇𝒊𝒏𝒂𝒍
 
 
EQUAÇÃO GERAL DE UM GÁS 
Até agora, vimos as transformações gasosas em que somente duas variáveis sofriam alterações, 
enquanto a terceira permanecia constante. 
 
Mas me responde aqui: e se uma transformação gasosa ocorrer com variação de volume, pressão 
e temperatura, simultaneamente? 
Pois bem, existe uma equação que mostra o que acontece quando as três variáveis de estado 
variam ao mesmo tempo. Vou explicar isso a seguir, acompanhe comigo. 
 
Imagine a seguinte situação demonstrada abaixo: 
 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 14
Observe que, do Estado Inicial do gás (i) para o Estado Intermediário do gás (x), ocorreu uma 
transformação isotérmica (transformação do gás a temperatura constante): 
• o volume variou de Vi para Vx ; 
• a pressão variou de Pi para Px; sendo que Px = Pf 
• a temperatura permaneceu constante. 
 
Desse modo, podemos escrever: 
𝑷𝒊 ∙ 𝑽𝒊 = 𝑷𝒇 ∙ 𝑽𝒙 
 
Observe também que, do Estado Intermediário do gás (x) para o Estado Final do gás (f), ocorreu 
no sistema uma transformação isobárica (transformação do sistema a pressão constante): 
• o volume variou de Vx para Vf; 
• a temperatura variou de Tx para Tf (sendo Tx = Ti); 
• a pressão permaneceu constante. 
 
Desse modo, podemos escrever: 
𝑽𝒙
𝑻𝒊
=
𝑽𝒇
𝑻𝒇
 
 
Multiplicando as duas equações anteriores membro a membro, obtemos: 
(𝑷𝒊 ∙ 𝑽𝒊) ·
𝑽𝒙
𝑻𝒊
= 𝑷𝒇 ∙ 𝑽𝒙 ·
𝑽𝒇
𝑻𝒇
 
 
 
De onde vem a relação conhecida como Equação Geral dos Gases: 
𝑷𝒊 ∙ 𝑽𝒊
𝑻𝒊
=
𝑷𝒇 · 𝑽𝒇
𝑻𝒇
 
 
Sendo i o Estado Inicial do gás ideal (antes da transformação de estado) e, f, seu Estado Final. 
Também podemos escrever: 
𝑷𝒊 ∙ 𝑽𝒊
𝑻𝒊
=
𝑷𝒏 · 𝑽𝒏
𝑻𝒏
= ⋯ =
𝑷𝒇 · 𝑽𝒇
𝑻𝒇
= 𝒄𝒐𝒏𝒔𝒕𝒂𝒏𝒕𝒆 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 15
A equação geral dos gases mantém a relação de proporcionalidade entre as variáveis de estado 
(pressão, volume e temperatura) já estudadas nas transformações isotérmica, isobárica e isocórica 
(isovolumétrica). 
Além disso, se fizermos um gráfico da transformação de estado que ocorre ao mesmo tempo com 
as três variáveis – pressão, volume e temperatura –, assim como o mostrado acima, obtemos o seguinte: 
 
O ponto i indica o Estado Inicial, o ponto x indica o Estado Intermediário, e o ponto f indica o 
Estado Final da transformação do gás ideal. 
 
 
(Mackenzie SP/2018) 
Certa massa fixa de um gás ideal, sob temperatura de 30 °C e pressão de 2 atm, foi submetida a uma 
transformação isocórica, em que sua temperatura foi aumentada em 150 unidades. Dessa forma, é 
correto afirmar que, durante a transformação, 
 
a) além do volume, a pressão manteve-se constante. 
b) apenas o volume permaneceu constante, e no final, a pressão exercida por essa massa gasosa, foi 
aumentada para aproximadamente 12 atm. 
c) apenas o volume permaneceu constante, e no final, a pressão exercida por essa massa gasosa, foi 
aumentada para aproximadamente 3 atm. 
d) apenas o volume permaneceu constante, e no final, a pressão exercida por essa massa gasosa, foi 
diminuída para aproximadamente 1 atm. 
e) apenas o volume permaneceu constante, e no final, a pressão exercida por essa massa gasosa, foi 
diminuída para aproximadamente 0,33 atm. 
 
Comentários: 
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AULA 22 – GASES 16
 
A transformação é isocórica, logo, o volume permanece constante e a temperatura aumenta em 150 
unidades na escala Kelvin. 
 
O volume inicial é igual ao volume final, assim: 
 
Gabarito: C 
TEORIA CINÉTICA DOS GASES 
Não é novidade que os conteúdos científicos sofrem simplificações quando aplicados ao ensino 
médio. As leis de Boyle, Charles e Gay-Lussac descrevem como os gases se comportam, mas não explica 
por que eles se comportam de determinada forma. Por isso, foi necessária a elaboração de um modelo 
que representasse a estrutura interna de um gás. Os principais postulados dessa teoria e as explicações 
em nível microscópico das propriedades dos gases são: 
 
 
 
 
 
𝑃𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 · 𝑉𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
𝑇𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
 = 
𝑃𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 · 𝑉𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙
𝑇𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙
 
𝑃𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
𝑇𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
 = 
𝑃𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙
𝑇𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙
 
2 𝑎𝑡𝑚
(30 + 273)𝐾
 = 
𝑃𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙
(30 + 273 + 150)
 
𝑃𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 = 2,99 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 17
 
 
Os gases que não cumprem o comportamento dos gases ideais são chamados de gases reais. Esses 
apresentam pequena, e não desprezível, força de interação entre as partículas gasosas. 
 
EQUAÇÃO DE ESTADO DE UM GÁS OU EQUAÇÃO DE 
CLAPEYRON 
Já foi falado aqui que certa massa fixa de um determinado gás sempre obedece à seguinte relação: 
𝑷 · 𝑽
𝑻
= 𝒄𝒐𝒏𝒔𝒕𝒂𝒏𝒕𝒆 
 
Se chamarmos a constante de proporcionalidade de R, temos: 
𝑷 · 𝑽
𝑻
= 𝑹 
 
O valor de R é constante para 1 mol de qualquer gás, a qualquer temperatura e pressão. Portanto, 
podemos fazer a seguinte generalização: 
■ Para 1 mol de gás, temos: 
𝑷 · 𝑽
𝑻
= 𝑹 
■ Para 2 mol de gás, temos:𝑷 · 𝑽
𝑻
= 𝟐 · 𝑹 
■ Para 3 mol de gás, temos: 
𝑷 · 𝑽
𝑻
= 𝟑 · 𝑹 
■ Para n mol de gás, temos: 
𝑷 · 𝑽
𝑻
= 𝒏 · 𝑹 
Rearranjando todas as variáveis da equação acima, obtemos uma equação que regula o 
comportamento de um gás ideal, conhecida como Equação de Clapeyron. Observe: 
𝑷 · 𝑽 = 𝒏 · 𝑹 · 𝑻 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 18
Lembrando que 
𝑛 =
𝑚 → 𝑒𝑚 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑎𝑠
𝑀𝑀 → 𝑒𝑚 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑎𝑠 𝑝𝑜𝑟 𝑚𝑜𝑙
 
 
Assim, podemos reescrever a equação como: 
𝑷 · 𝑽 =
𝒎
𝑴𝑴
· 𝑹 · 𝑻 
 
A constante de proporcionalidade R é chamada de constante universal dos gases. O valor 
numérico de R é o mesmo para todos os gases. Porém, o valor depende das demais variáveis da equação. 
𝑅 =
𝑃 · 𝑉
𝑛 · 𝑇
=
𝑎𝑡𝑚 · 𝐿
𝑚𝑜𝑙 · 𝐾
= 0,082 𝑎𝑡𝑚 · 𝐿 · 𝑚𝑜𝑙 · 𝐾 
 
𝑅 =
𝑃 · 𝑉
𝑛 · 𝑇
=
𝑚𝑚𝐻𝑔 · 𝐿
𝑚𝑜𝑙 · 𝐾
= 62,3 𝑚𝑚𝐻𝑔 · 𝐿 · 𝑚𝑜𝑙 · 𝐾 
 
𝑅 =
𝑃 · 𝑉
𝑛 · 𝑇
=
𝑃𝑎 · 𝑚
𝑚𝑜𝑙 · 𝐾
= 8,314 𝑃𝑎 · 𝑚 · 𝑚𝑜𝑙 · 𝐾 
 
Muita atenção às unidades, são elas que determinam qual valor de R será usado. 
Mas, calma, eu tenho uma pequena boa notícia: em geral o valor de R é fornecido na questão. Mas 
não custa nada você se acostumar com os valores. 
 
HIPÓTESE OU LEI DE AVOGADRO 
O volume molar dos gases (volume ocupado por 1 mol de qualquer gás), quando medido nas 
mesmas condições de pressão e temperatura, é sempre o mesmo. Esta característica dos gases é 
consequência da hipótese de Avogadro, discutida na aula sobre Teoria Atômico Molecular. Tal hipótese 
afirma que volumes iguais de gases têm o mesmo número de moléculas nas mesmas condições de 
temperatura e pressão. 
Matematicamente falando, tem-se que, de acordo com a Equação de Clapeyron, o volume molar 
de um gás ideal nas CNTP e nas CATP é: 
Condições Normais de Temperatura e Pressão 
𝑉 =
𝑛 · 𝑅 · 𝑇
𝑃
 
 
𝑉 =
(1 𝑚𝑜𝑙) · (0,082 𝑎𝑡𝑚 · 𝐿 · 𝑚𝑜𝑙 · 𝐾 ) · (273 𝐾)
(1 𝑎𝑡𝑚)
= 𝟐𝟐, 𝟒 𝑳 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 19
Condições Ambiente de Temperatura e Pressão 
𝑉 =
𝑛 · 𝑅 · 𝑇
𝑃
 
 
𝑉 =
(1 𝑚𝑜𝑙) · (0,082 𝑎𝑡𝑚 · 𝐿 · 𝑚𝑜𝑙 · 𝐾 ) · (298 𝐾)
(1 𝑎𝑡𝑚)
= 𝟐𝟒, 𝟒 𝑳 
 
Para calcular o volume molar em outras condições de temperatura e pressão, basta utilizar a 
Equação de Clapeyron ou a equação geral dos gases. 
 
 
(UECE/2019) 
Um certo gás, medido a 40 °C e 0,83 atm, ocupa um volume de 691 mL e tem uma massa de 1,43 g. 
Efetuados os cálculos adequados, com as devidas aproximações, pode-se afirmar corretamente que esse 
composto é 
 
a) dióxido de carbono. 
b) dióxido de enxofre. 
c) gás cloro. 
d) trióxido de enxofre. 
 
Comentários: 
 
A partir dos dados aplicados a equação de estado de um gás (equação de Clapeyron) é possível determinar 
a massa molar do gás e, assim, comparar com as massas molares das alternativas. 
 
Sabendo que a massa molar dos átomos são: C=12, O = 16, S= 32 e C = 35,5, determina-se as massas 
molares das alternativas: 
a) dióxido de carbono – CO2 – 44 g/mol. 
b) dióxido de enxofre – SO2 – 64 g/mol. 
𝑃 · 𝑉 = 𝑛 · 𝑅 · 𝑇 
𝑃 · 𝑉 =
𝑚
𝑀
· 𝑅 · 𝑇 
0,83 𝑎𝑡𝑚 · 0,691 𝑚𝐿 =
1,43 𝑔
𝑀
· 0,082 𝑎𝑡𝑚 · 𝐿 · 𝑚𝑜𝑙−1 · 𝐾−1 · 313 𝐾 
𝑀 = 64𝑔/𝑚𝑜𝑙 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 20
c) gás cloro – C2 – 71 g/mol. 
d) trióxido de enxofre – SO3 – 80 g/mol. 
Logo, o composto utilizado é o SO2, porque apresenta massa molar igual a 64 g/mol. 
 
Gabarito: B 
 
(FPS PE/2017) 
O método utilizado por Joseph Priestley, para obter o gás oxigênio, empregava a decomposição 
térmica de óxido de mercúrio, como mostra a equação química: 
 
2 HgO (s) 2 Hg () + O2 (g) 
 
Considerando o oxigênio como gás ideal, calcule o volume desse gás, medido a 27 °C e 760 mmHg, 
produzido pela decomposição completa de 40,0 g de óxido de mercúrio. 
 
Dados: 
Massas molares em g·mol–1: Hg = 200,6; O = 16. 
R = 0,082 atm·L·mol–1 · K–1 
0 °C = 273K 
 
a) 1,4 L 
b) 2,3 L 
c) 4,0 L 
d) 5,1 L 
e) 6,7 L 
 
Comentários: 
 
Primeiramente, é necessário calcular a quantidade de oxigênio, em gramas ou mol, produzido pelo 
consumo de 40,0 g de óxido de mercúrio. 
 
Calcula-se o volume do gás oxigênio, a partir dos dados: 0,092 mol, 27 °C (300K) e 760 mmHg (1 atm). 
 
Gabarito: B 

2 · 216,6 𝑔 𝐻𝑔𝑂 − − − − 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑂2
40,0 𝑔 𝐻𝑔𝑂 − − − − 𝑥 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑂2
 
x = 0,092 mol de O2 
𝑃 · 𝑉 = 𝑛 · 𝑅 · 𝑇 
1 · 𝑉 = 0,092 · 0,082 · 300 
𝑉 = 2,26 𝐿 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 21
 
MISTURA GASOSA 
Todos os cálculos apresentados até agora foram aplicados para um sistema gasoso puro, porém, 
as mesmas fórmulas serão essenciais para calcular as variáveis de estado de uma mistura gasosa. 
A maioria dos gases que encontramos na natureza são misturas, como por exemplo: 
 
 
Uma mistura gasosa formada por gases que não reagem entre si se comporta como se fosse um 
único gás e obedece às mesmas relações que valem para um único gás ideal. 
Ao ser colocado em um frasco fechado certa quantidade de um determinado gás, ele se difunde e 
ocupa todo o volume do frasco. Em determinada temperatura, a pressão exercida contra as paredes do 
frasco depende do número de moléculas desse gás: quanto maior esse número de moléculas do gás, 
maior e mais frequente são o número de choques contra as paredes do frasco e maior a pressão. O 
mesmo acontece com qualquer outro gás que for adicionado a esse sistema, independentemente do 
número de componentes dessa mistura gasosa. Cada um dos gases componentes dessa mistura exercerá 
contra as paredes do frasco uma pressão, a chamada pressão parcial. Assim, a pressão parcial de um gás 
em uma mistura é a pressão que ele exerceria se ocupasse sozinho o volume ocupado pela mistura a 
dada temperatura. Consequentemente, a pressão total da mistura na qual os gases não reagem entre si 
é a soma das pressões parciais dos componentes da mistura. 
 
 
 
 
 
 
Vamos dar um exemplo: para calcular a pressão de uma mistura gasosa com n mols de um gás A 
e n mols de um gás B, a uma dada temperatura e pressão, em um mesmo sistema, utilizamos a Equação 
de Clapeyron, escrita da seguinte forma: 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 22
𝑷 · 𝑉 = 𝒏𝒕𝒐𝒕𝒂𝒍 · 𝑅 · 𝑇 
𝑷 · 𝑉 = (𝒏𝑨 + 𝒏𝑩) · 𝑅 · 𝑇 
 
Portanto, nas misturas de gases que não reagem entre si, a Equação de Clapeyron deve ser escrita 
da seguinte forma: 
𝑷 · 𝑉 = 𝒏 · 𝑅 · 𝑇 
 
Uma outra abordagem que podemos fazer é imaginar um sistema formado por dois recipientes 
fechados. Um dos recipientes contém certa massa de um gás ideal A e, no outro, certa massa de um gás 
ideal B. Considerando o sistema antes e depois da mistura, temos: 
 
 
Para o gás A, antes da mistura, temos: 𝑃 , 𝑉 𝑒 𝑇 
𝑃 · 𝑉 = 𝑛 · 𝑅 · 𝑇 
Sendo 
𝑛 =
𝑃 · 𝑉
𝑅 · 𝑇 
 
 
Para o gás B, antes da mistura, temos: 𝑃 , 𝑉 𝑒 𝑇 
𝑃 · 𝑉 = 𝑛 · 𝑅 · 𝑇 
Sendo 
𝑛 =
𝑃 · 𝑉
𝑅 · 𝑇 
 
 
Após a mistura de A e B: 
𝑃 · 𝑉 = 𝑛 · 𝑅 · 𝑇 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 23
 
Como os gases não reagem, no sistema final teremos: 
𝑛 + 𝑛 =
𝑃 · 𝑉
𝑅 · 𝑇 
+
𝑃 · 𝑉
𝑅 · 𝑇 
 
Logo, 
𝑃 · 𝑉
𝑇
+
𝑃 · 𝑉
𝑇
=
𝑃 · 𝑉
𝑇
 
Observando que esse raciocínio pode ser generalizado para uma mistura de n gases. 
 
LEI DAS PRESSÕES PARCIAIS OU LEI DE DALTON 
Como vimos acima, a pressão parcial corresponde à pressão que o gás exerceria se estivesse 
sozinho no recipiente, nas mesmas condições de temperatura e pressão. A pressão de cada componente 
de uma mistura gasosa pode ser calculada por: 
𝑷𝒕𝒐𝒕𝒂𝒍 = 𝑷𝑨 + 𝑷𝑩 + ⋯ + 𝑷𝒏 
FRAÇÃO MOLAR (𝜒) 
A Lei das Pressões Parciais também pode ser escrita em função da fração molar de cada gás. 
Entende-se por fração molar a razão entre o número de mols deuma determinada substância e o número 
de mols total na mistura gasosa: 
𝐹𝑟𝑎çã𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 (𝜒) =
𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑎 𝑠𝑢𝑏𝑠𝑡â𝑛𝑐𝑖𝑎 
𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑎 𝑚𝑖𝑠𝑡𝑢𝑟𝑎
 
 
Vamos aplicar isso: 
Consideremos a mistura genérica de gases A, B e C: 
𝑃 = 𝑃 + 𝑃 + 𝑃 
 
Partindo da Equação de Clapeyron 
Gás A: 
𝑃 · 𝑉 = 𝑛 · 𝑅 · 𝑇 
 
Gás B: 
𝑃 · 𝑉 = 𝑛 · 𝑅 · 𝑇 
 
Gás C: 
𝑃 · 𝑉 = 𝑛 · 𝑅 · 𝑇 
Mistura de gases A + B + C: 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 24
(𝑃 + 𝑃 + 𝑃 ) · 𝑉 = (𝑛 + 𝑛 + 𝑛 ) · 𝑅 · 𝑇 
 
𝑷𝒕𝒐𝒕𝒂𝒍 · 𝑉 = 𝒏𝒕𝒐𝒕𝒂𝒍 · 𝑅 · 𝑇 
 
Se dividirmos, por exemplo, a equação do gás A pela equação de Clapeyron do Sistema Misturado, 
teremos o seguinte: 
𝑃 · 𝑉
𝑷𝒕𝒐𝒕𝒂𝒍 · 𝑉
=
𝑛 · 𝑅 · 𝑇
𝒏𝒕𝒐𝒕𝒂𝒍 · 𝑅 · 𝑇
 
 
𝑃
𝑷𝒕𝒐𝒕𝒂𝒍
=
𝑛
𝒏𝒕𝒐𝒕𝒂𝒍
= 𝜒 
 
Obviamente, isso pode ser aplicado a qualquer componente gasoso da mistura. 
 
Tomando como exemplo a fração molar para a mistura gasosa existente no ar, tem-se: 
Fração molar do Nitrogênio Fração molar do Oxigênio Fração molar do Argônio 
𝝌𝑵𝟐
=
𝒏𝑵𝟐 
𝒏𝑻
 𝜒 =
𝑛 
𝑛
 𝜒 =
𝑛 
𝑛
 
 
Aplicando a equação de estado dos gases, como demonstrado acima, pode-se afirmar que: 
Fração molar do Nitrogênio Fração molar do Oxigênio Fração molar do Argônio 
𝝌𝑵𝟐
=
𝒏𝑵𝟐 
𝒏𝑻
=
𝑷𝑵𝟐
𝑷𝑻
 𝜒 =
𝑛 
𝑛
=
𝑃
𝑃
 𝜒 =
𝑛 
𝑛
=
𝑃
𝑃
 
 
VOLUME PARCIAL 
O volume parcial pode ser entendido como o volume que um gás ocuparia se estivesse sozinho 
no recipiente, submetido às mesmas condições de temperatura pressão total do sistema. O volume 
parcial de um gás da mistura é entendido por um volume abstrato, pois, o volume de um gás é sempre 
igual ao volume de um recipiente. Dessa forma, tem-se: 
Fração molar do Nitrogênio Fração molar do Oxigênio Fração molar do Argônio 
𝝌𝑵𝟐
=
𝒏𝑵𝟐 
𝒏𝑻
=
𝑷𝑵𝟐
𝑷𝑻
=
𝑽𝑵𝟐
𝑽𝑻
 𝜒 =
𝑛 
𝑛
=
𝑃
𝑃
=
𝑉
𝑉
 𝜒 =
𝑛 
𝑛
=
𝑃
𝑃
=
𝑉
𝑉
 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 25
 
 
(Mackenzie SP/2019) 
Uma mistura gasosa ideal contendo 24 g de gás hidrogênio e 84 g de gás nitrogênio, ocupa volume de 
16,4 L, sob temperatura de 27 °C. Considerando que não haja reação entre esses gases, são feitas as 
seguintes proposições. 
 
I. O gás nitrogênio apresenta a maior fração em mols nessa mistura. 
II. A pressão total da mistura gasosa é de 22,5 atm. 
III. O volume parcial ocupado pelo gás hidrogênio é de 13,12 L. 
 
Dados: constante universal dos gases ideais (atm  L mol–1 K–1) 0,082 e massas molares (g·mol–1) H = 1 
e N = 14. 
 
Desse modo, podemos afirmar que 
 
a) são corretas todas as proposições. 
b) são corretas apenas as proposições I e II. 
c) são corretas apenas as proposições I e III. 
d) são corretas apenas as proposições II e III. 
e) nenhuma proposição é correta. 
 
Comentários: 
 
Julgando os itens, tem-se: 
I. Errado. Determina-se o número de mols de cada componente e, posteriormente, calcula-se a fração 
molar de cada um dos componentes. 
 
II. Certo. A pressão total da mistura é calculada por: 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 26
 
III. Certo. Calcula-se o volume parcial do gás hidrogênio: 
 
Gabarito: D 
 
(UECE/2017) 
No laboratório de química, onde é comum recolher-se um gás pelo deslocamento de água, foram 
coletados 400 mL de gás oxigênio a 25 °C e 1 atm de pressão. Sabendo-se que a pressão de vapor da água 
na mesma temperatura é 0,03 atm, é correto afirmar que o volume de oxigênio seco obtido nas mesmas 
condições de temperatura e pressão é 
 
a) 328,0 mL. 
b) 388,0 mL. 
c) 368,0 mL. 
d) 354,0 mL. 
 
Comentários: 
 
Sabe-se que a pressão final do experimento é resultado do somatório da pressão do gás e do vapor de 
água, logo: 
Ptotal = Pvapor de água + Pgás oxigênio 
1 atm = 0,03 atm + Pgás oxigênio 
Pgás oxigênio = 0,97 atm 
A partir das pressões parciais, calcula-se o volume parcial de oxigênio: 
 
Gabarito: B 
 
 
𝑃𝑜𝑥𝑖𝑔 ê𝑛𝑖𝑜
𝑃𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙
=
𝑉𝑜𝑥𝑖𝑔 ê𝑛𝑖𝑜
𝑉𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙
 
0,97 𝑎𝑡𝑚
1 𝑎𝑡𝑚
=
𝑉𝑜𝑥𝑖𝑔 ê𝑛𝑖𝑜
400 𝑚𝐿
 
𝑉𝑜𝑥𝑖𝑔 ê𝑛𝑖𝑜 = 388 𝑚𝐿 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 27
DENSIDADE GASOSA 
A densidade é calculada pela razão entre massa e volume, porém, existem outras maneiras de 
calcular a densidade de um gás ou de uma mistura gasosa: 
 
 
DENSIDADE ABSOLUTA 
A densidade de um gás pode ser determinada a partir da equação de Clapeyron (equação de 
estado de um gás: 
𝑃 · 𝑉 = 𝑛 · 𝑅 · 𝑇 
 
Sabendo que n é calculado pela razão de massa e massa molar, tem-se: 
𝑃 · 𝑉 =
𝑚
𝑀
· 𝑅 · 𝑇 → 𝑚
𝑉
=
𝑃 · 𝑀
𝑅 · 𝑇
 
→ 
𝑑 =
𝑃 · 𝑀
𝑅 · 𝑇
 
Para sistemas gasosos que são misturas gasosos, é necessário calcular o valor da massa molar da 
mistura por massa molar aparente de uma mistura. A massa molar aparente de uma mistura gasosa é 
determinada pela média ponderada das massas molares de seus constituintes. Por exemplo, calcula-se a 
massa molar aparente da seguinte mistura: 70% de N2 (massa molar: 28 g/mol), 20% de O2 (massa molar: 
32 g/mol) e 10% de Argônio (massa molar: 28 g/mol): 
𝑀 =
𝑋 · 𝑀 + 𝑋 · 𝑀 + 𝑋 · 𝑀
1
 
 
𝑀 =
0,7 · 28 𝑔/𝑚𝑜𝑙 + 0,2 · 32 𝑔/𝑚𝑜𝑙 + 0,1 · 40 𝑔/𝑚𝑜𝑙
1
= 30 𝑔/𝑚𝑜𝑙 
 
Logo, a massa molar que representa a mistura é 30 g/mol. Lembre-se que, em uma média 
ponderada, a massa da média se aproxima da massa do componente mais abundante. 
 
Densidade Gasosa
Densidade Absoluta Calculada a partir das quantidade das variáveis de estado
Densidade Relativa
Calculada a partir da densidade de 
um gás nas mesmas condições de 
temperatura e pressão
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 28
DENSIDADE RELATIVA 
A densidade relativa de um gás é determinada pela razão entre as densidades de gases ou misturas 
desde que se encontrem nas mesmas condições de temperatura e pressão. Por exemplo, deseja-se 
comparar a densidade entre o gás nitrogênio e o oxigênio nas mesmas condições de temperatura e 
pressão. 
Nitrogênio Oxigênio 
𝑑 =
𝑃 · 𝑀
𝑅 · 𝑇
 𝑑 =
𝑃 · 𝑀
𝑅 · 𝑇
 
𝑑
𝑀
=
𝑃
𝑅 · 𝑇
 
𝑑
𝑀
=
𝑃
𝑅 · 𝑇
 
Sabendo que os dois gases apresentam os mesmos valores de P, R e T, tem-se 
𝑑
𝑀
=
𝑑
𝑀
 
𝒅𝑵𝟐
𝒅𝑶𝟐
=
𝑴𝑵𝟐
𝑴𝑶𝟐
 
 
A densidade relativa é o procedimento mais rápido e prático de determinar a densidade de um 
material gasoso, porém, é necessário saber a densidade de um gás nas condições em que se encontra. 
 
Análise qualitativa das densidades relativas 
Vamos supor que um indivíduo tenha preenchido 
diversos balões com diferentes gases (O2, CO2, He, CH4 e H2) e 
colocados dentro de uma caixa. Após um tempo, esse 
indivíduo abre a caixa. Considerando que a massa molar 
aparente do ar é, aproximadamente, igual a 29 g/mol, quais 
balões sobem e quais permanecem na caixa aberta? 
A fim de determinar quais balões sobem ou descem, é 
necessário comparar as densidades: 
𝑑 á =
𝑃 · 𝑀 á
𝑅 · 𝑇
 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 29
Sabendo que os gases se encontram nas mesmas 
condições de temperatura e pressão, conclui-se que o único 
fator que diferenciará numericamente a densidade do gás 
será sua massa molar. Portanto, aqueles que apresentarem 
massa molar superior a 29 g/mol (massa molar do ar), 
permanecerá na caixa, enquanto os gases que apresentam 
massa molar inferior a 29 g/mol, subirão. 
 
 
Logo, conclui-se que: 
Quanto maior a massa molar de um gás, maior a sua densidade. 
 
 
(FGV SP/2018) 
Uma substância gasosa X, massa molar 32 g/mol, apresenta densidade igual a 2,0 g/L a uma certa 
condição de temperatura e pressão. Nessas mesmas condições de temperatura e pressão, uma outra 
substância gasosa Y tem densidade igual a 3,0 g/L. 
A massa molar da substância Yem g/mol é 
 
a) 72. 
b) 48. 
c) 36. 
d) 24. 
e) 10. 
 
Comentários: 
 
Utilizando a equação de densidade relativa, tem-se: 
 
𝑑𝑋
𝑑𝑌
=
𝑀𝑋
𝑀𝑌
 
2,0 𝑔/𝐿
3,0 𝑔/𝐿
=
32 𝑔/𝑚𝑜𝑙
𝑀𝑌
 
𝑀𝑌 = 48 𝑔/𝑚𝑜𝑙 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 30
 
Gabarito: B 
 
EFUSÃO E DIFUSÃO GASOSA 
Os gases apresentam elevada mobilidade e baixa interação entre suas partículas. Esse movimento 
cinético justifica dois comportamentos cinéticos dos gases: efusão e difusão gasosa. 
 
 
Compara-se a energia cinética dos gases nitrogênio e oxigênio, ambos nas mesmas condições de 
temperatura e pressão: 
𝑇𝑒𝑚𝑝𝑒𝑟𝑎𝑡𝑢𝑟𝑎 = 𝑇𝑒𝑚𝑝𝑒𝑟𝑎𝑡𝑢𝑟𝑎 
 
𝐸𝑛𝑒𝑟𝑔𝑖𝑎 𝑐𝑖𝑛é𝑡𝑖𝑐𝑎 = 𝐸𝑛𝑒𝑟𝑔𝑖𝑎 𝑐𝑖𝑛é𝑡𝑖𝑐𝑎 
 
𝑚 · 𝑣
2
=
𝑚 · 𝑣
2
 
 
Sabendo que massa é igual a massa molar vezes o número de mols, tem-se: 
𝑛 · 𝑀 · 𝑣 = 𝑛 · 𝑀 · 𝑣 
 
Para comparar o movimento de partículas gasosas de diferentes substâncias, adota-se a mesma 
quantidade de partículas de cada um dos gases: 
𝑀 · 𝑣 = 𝑀 · 𝑣 
 
𝑣
𝑣
=
𝑀
𝑀
 
 
𝑣
𝑣
=
𝑀
𝑀
 
Comportamento 
Cinético
Efusão Gasosa Vazamento de um gás por um orifício
Difusão Gasosa Espalhamento de um gás em um recipiente
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 31
Logo, conclui-se que: 
Quanto maior a massa molar de um gás, menor a velocidade de propagação de suas partículas. 
Ao encher dois balões, um com gás carbônico e outro com gás hélio, qual balão esvazia mais 
rapidamente? 
A massa molar do gás carbônico é igual a 44 g/mol, enquanto a massa molar do gás hélio é igual a 
4g/mol. Esses dois gases, quando encontrados nas mesmas condições de temperatura e pressão, 
apresentam velocidades de propagações diferentes. O hélio, por ser mais leve, apresenta suas partículas 
se movimentando com velocidade superior, logo, apresentará maior taxa de efusão. O balão preenchido 
de gás hélio sofrerá mais efusão, ou seja, esvaziará primeiro que o balão de gás carbônico. 
 
 
 
(Unimontes MG/2015) 
Em geral, as moléculas de um gás movimentam-se em grande velocidade no ambiente. Quando um 
frasco de perfume é aberto, percebe-se logo o odor da essência no ar. Essa percepção depende da 
composição e difusão do gás emitido pelo perfume. 
 
Considere que, quando Paula utiliza diferentes perfumes, Maria, que está na outra extremidade da 
sala, perceberá, em tempos diferentes e alguns segundos depois, o odor do perfume. Assim é CORRETO 
afirmar que 
 
a) a percepção ocorre porque o gás com maior densidade difunde-se mais rapidamente. 
b) a percepção dos odores demora porque ocorrem colisões aleatórias entre o ar e o gás emitido. 
c) o perfume contendo gases com menor massa molar terá menor velocidade de difusão. 
d) a ordem em que Maria sentirá os odores é igual à ordem decrescente da massa molar dos gases 
emitidos. 
 
Comentários: 
 
Julgando os itens, tem-se: 
a) Errado. Quanto maior a densidade de um gás, maior a sua massa molar e, assim, menor a velocidade 
de propagação se espelhando mais lentamente. 
b) Certo. Durante o processo de difusão gasosa ocorrem choques aleatório que aumentam o tempo de 
percepção devido ao movimento aleatório. 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 32
c) Errado. Quanto menor a densidade de um gás, menor a sua massa molar e, assim, mais a velocidade de 
propagação se espelhando mais rapidamente. 
d) Errado. A ordem de sensação dos aromas equivale a ordem crescente das massas molares dos gases, 
porque quanto menor a massa maior a velocidade de propagação das partículas. 
 
Gabarito: B 
 
 
QUESTÕES FUNDAMENTAIS8 
Considerações: Utilize os valores das massas molares de uma tabela periódica quando achar necessário. 
Adote o valor da constante universal dos gases igual a 0,082 atm · L · mol-1 · K-1. 
Condições Normais de Temperatura e Pressão: 0 °C e 1 atm. 
Condições Ambientes de Temperatura e Pressão: 25 °C e 1 atm. 
 
Questão Fundamental 01 
Complete o quadro com os valores das variáveis de estado para as devidas transformações. 
Sendo: Pi = pressão inicial, Vi = volume inicial, Ti = temperatura inicial, Pf = pressão inicial, Vf = volume 
inicial e Tf = temperatura inicial. 
Transformação Pi (atm) Vi (L) Ti (° c) Pf (atm) Vf(L) Tf (°C) 
Isotérmica 1 6 25 2 
Isovolumétrica 10 27 3 37 
Isobárica -3 1 5 25 
Isotérmica 3 15 5 3 
Isocórica 1 27 1,5 1 
 
Questão Fundamental 02 
Inicialmente, um recipiente apresenta 50 mL, 1 atm a 25 °C. Calcule a pressão, em atm, quando, esse 
mesmo recipiente de volume fixo, estiver a 50 °C. 
 
Questão Fundamental 03 
Calcule o número de moléculas do gás hidrogênio quando se encontra em um recipiente de 500 mL, 2 
atm e 27 °C. 
 
Questão Fundamental 04 
 
8 Questões criadas pelo Professor Prazeres 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 33
Classifique as transformações gasosas abaixo em: isotérmica, isovolumétrica, isobárica e ‘não é uma 
transformação gasosa’. 
 
a) O milho de pipoca é aquecido até o instante em que um grão de pipoca quase estoura. 
b) Um balão cheio de ar é colocado dentro do freezer e murcha. 
c) Calibração de um pneu de bicicleta. 
d) Uma lata de desodorante com gás dentro é amassada. 
e) Uma panela de pressão é aquecida até o momento anterior de ‘pegar pressão’. 
f) O murchar de um balão com o tempo. 
g) Quando a válvula da panela de pressão sobe e igual a sua pressão com a pressão atmosférica. 
 
Questão Fundamental 05 
Momento inicial de um gás: 1L, 25 °C e 2 atm. Calcule a pressão desse mesmo gás quando atingir o dobro 
do volume e aquecido a 100 °C. 
 
Questão Fundamental 06 
Ao realizar a reação abaixo, o gás obtido foi coletado e colocado em um balão. Calcule a massa, em 
gramas, necessária de bicarbonato de sódio para produzir um balão de 250 mL de CO2, nas condições 
ambientes de temperatura e pressão. 
NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2 (equação não balanceada) 
 
Questão Fundamental 07 
Ao realizar a reação abaixo, o gás obtido foi coletado e colocado em um balão. Calcule o volume, em mL, 
do balão quando 1 grama de azida de sódio (NaN3) é, completamente, decomposto nas condições 
ambientes de temperatura e pressão. 
2 NaN3 (s) → 2 Na (s) + 3 N2 (g) 
 
Questão Fundamental 08 
Calcule a pressão total, em atm, de uma mistura que apresente 0,3 mols de gás carbônico e 0,2 mols de 
gás metano em um recipiente de 500 mL a 0 °C. 
 
Questão Fundamental 09 
Um sistema gasoso é composto por 100 gramas de gás metano e 100 gramas de gás etano a 10 atm. 
Calcule, em atm, a pressão parcial de gás metano. 
 
Questão Fundamental 10 
Em determinadas condições, a densidade gasosa do metano é igual a 2 g/L. Calcule a densidade gasosa 
do butano, nas mesmas condições do gás metano. 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 34
RESOLUÇÃO DAS QUESTÕES FUNDAMENTAIS 
Questão Fundamental 01 
Complete o quadro com os valores das variáveis de estado para as devidas transformações. 
Sendo: Pi = pressão inicial, Vi = volume inicial, Ti = temperatura inicial, Pf = pressão inicial, Vf = volume 
inicial e Tf = temperatura inicial. 
Transformação Pi (atm) Vi (L) Ti (° c) Pf (atm) Vf(L) Tf (°C) 
Isotérmica 1 6 25 2 
Isovolumétrica 10 27 3 37 
Isobárica -3 1 5 25 
Isotérmica 3 15 5 3 
Isocórica 1 27 1,5 1 
 
Resolução 
Aplica-se a equação geral dos gases: 
𝑃 ∙ 𝑉
𝑇
=
𝑃 ∙ 𝑉
𝑇
 
 
Lembre-se que as temperaturas devem estar em Kelvin. 
Isotérmica Temperaturas iguais 
Ti = Tf = 25 °C 
𝑃 ∙ 𝑉 = 𝑃 ∙ 𝑉 
1 𝑎𝑡𝑚 ∙ 6 𝐿 = 2 𝑎𝑡𝑚 ∙ 𝑉 
𝑉 = 3𝐿 
 
Isovolumétrica Volumes iguais 
Vi = Vf = 10 L 
𝑃
𝑇
=
𝑃
𝑇
 
𝑃
300 𝐾
=
3 𝑎𝑡𝑚
310 𝐾
 
𝑃 = 2,9 𝑎𝑡𝑚 
 
Isobárica Pressões iguais 
Pi = Pf = 1 atm 
𝑉
𝑇
=
𝑉
𝑇
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 35
𝑉
270 𝐾
=5 𝐿
298 𝐾
 
𝑉 = 4,5 𝐿 
 
Isotérmica Temperaturas iguais 
Ti = Tf = 5 °C 
𝑃 ∙ 𝑉 = 𝑃 ∙ 𝑉 
3 𝑎𝑡𝑚 ∙ 15 𝐿 = 𝑃 ∙ 3 𝐿 
𝑃 = 15 𝑎𝑡𝑚 
 
Isocórica Volumes iguais 
Vi = Vf = 1 L 
𝑃
𝑇
=
𝑃
𝑇
 
1 𝑎𝑡𝑚
300 𝐾
=
1,5 𝑎𝑡𝑚
𝑇
 
𝑇 = 450 𝐾 
𝑇 = 177 °𝐶 
 
 
Transformação Pi (atm) Vi (L) Ti (° c) Pf (atm) Vf(L) Tf (°C) 
Isotérmica 1 6 25 2 3 25 
Isovolumétrica 2,9 10 27 3 10 37 
Isobárica 1 4,5 -3 1 5 25 
Isotérmica 3 15 5 15 3 5 
Isocórica 1 1 27 1,5 1 177 
 
Questão Fundamental 02 
Inicialmente, um recipiente apresenta 50 mL, 1 atm a 25 °C. Calcule a pressão, em atm, quando, esse 
mesmo recipiente de volume fixo, estiver a 50 °C. 
 
Resolução 
𝑃 ∙ 𝑉
𝑇
=
𝑃 ∙ 𝑉
𝑇
 
Temperatura deve ser anotada na equação em Kelvin, logo, 25 °C = 298 K e 50 °C = 323 K. 
1 𝑎𝑡𝑚 ∙ 50 𝑚𝐿
298 𝐾
=
𝑃 ∙ 50 𝑚𝐿
323 𝐾
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 36
𝑃 = 1,08 𝑎𝑡𝑚 
 
Questão Fundamental 03 
Calcule o número de moléculas do gás hidrogênio quando se encontra em um recipiente de 500 mL, 2 
atm e 27 °C. 
 
Resolução 
𝑃 ∙ 𝑉 = 𝑛 ∙ 𝑅 ∙ 𝑇 
Temperatura deve ser anotada na equação em Kelvin, logo, 27 °C = 300 K. 
2 𝑎𝑡𝑚 ∙ 0,5 𝐿 = 𝑛 ∙ 0,082 ∙ 300 𝐾 
𝑛 = 0,04 𝑚𝑜𝑙 
1 𝑚𝑜𝑙 − − − − 6 ∙ 10 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝐻
0,04 𝑚𝑜𝑙 − − − − 𝑥 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝐻
 
𝑥 = 0,24 ∙ 10 = 2,4 ∙ 10 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝐻 
 
Questão Fundamental 04 
Classifique as transformações gasosas abaixo em: isotérmica, isovolumétrica, isobárica e ‘não é uma 
transformação gasosa’. 
a) O milho de pipoca é aquecido até o instante em que um grão de pipoca quase estoura. 
b) Um balão cheio de ar é colocado dentro do freezer e murcha. 
c) Calibração de um pneu de bicicleta. 
d) Uma lata de desodorante com gás dentro é amassada. 
e) Uma panela de pressão é aquecida até o momento anterior de ‘pegar pressão’. 
f) O murchar de um balão com o tempo. 
g) Quando a válvula da panela de pressão sobe e igual a sua pressão com a pressão atmosférica. 
 
Resolução 
 
a) Isovolumétrica, porque o volume do grão de milho, praticamente, se conserva, enquanto a temperatura 
e a pressão do vapor de água dentro dele aumentam. 
b) Isobárica. A pressão dentro da geladeira é constante e igual à pressão dentro do balão, porque se 
considera a elasticidade do balão como perfeita. Assim, ao diminuir a temperatura, diminui-se o volume 
do balão. 
c) Não é uma transformação gasosa, porque não apresenta conservação na quantidade de partículas 
gasosas. O número de partículas gasosas aumenta, por isso não é classificado por nenhuma transformação 
do tipo ‘isso’. 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 37
d) Isotérmica. Ao amassar a lata, não se observa aumento de temperatura, porém, ao diminuir o volume, 
a pressão gasosa é aumentada. 
e) Isovolumétrica. A panela de pressão apresenta um volume fixo quando a válvula da pressão ainda não 
foi acionada. Assim, quanto maior a temperatura, maior a pressão dentro da panela. 
f) Não é uma transformação gasosa. O balão murcha porque vazam partículas gasosas de seu interior, 
logo, a quantidade de partículas não é constante. 
g) Não é uma transformação gasosa. O sistema é aberto e quantidade de partículas dentro do recipiente 
é diferente. Não ocorre manutenção na quantidade de partículas desse sistema aberto, porque a panela 
está mais quente e com maior pressão que o meio externo. 
 
Questão Fundamental 05 
Momento inicial de um gás: 1L, 25 °C e 2 atm. Calcule a pressão desse mesmo gás quando atingir o 
dobro do volume e aquecido a 100 °C. 
 
Resolução 
𝑃 ∙ 𝑉
𝑇
=
𝑃 ∙ 𝑉
𝑇
 
Temperatura deve ser anotada na equação em Kelvin, logo, 25 °C = 298 K e 100 °C = 373 K. 
2 𝑎𝑡𝑚 ∙ 1 𝐿
298 𝐾
=
𝑃 ∙ 2 𝐿
373 𝐾
 
𝑃 = 1,25 𝑎𝑡𝑚 
 
Questão Fundamental 06 
Ao realizar a reação abaixo, o gás obtido foi coletado e colocado em um balão. Calcule a massa, em 
gramas, necessária de bicarbonato de sódio para produzir um balão de 250 mL de CO2, nas condições 
ambientes de temperatura e pressão. 
NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2 (equação não balanceada) 
 
Resolução 
Primeiramente, balanceia-se a equação fornecida: 
2 NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2 
As condições ambientes de temperatura e pressão são: 25 °C (ou 298 K) e 1 atm. Calcula-se a quantidade 
de matéria, em mol, de CO2 contido no balão: 
𝑃 ∙ 𝑉 = 𝑛 ∙ 𝑅 ∙ 𝑇 
1 𝑎𝑡𝑚 ∙ 0,250 𝐿 = 𝑛 ∙ 0,082 ∙ 298 𝐾 
𝑛 = 0,01 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝑂 
Calcula-se a massa, em gramas, de NaHCO3 (massa molar igual a 84 g/mol) necessária para produzir 0,01 
mol de CO2: 
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AULA 22 – GASES 38
2 ∙ 84 𝑔 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂 − − − − 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝑂
𝑥 𝑔 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂 − − − − 0,01 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝑂
 
𝑥 = 1,68 𝑔 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂 
 
Questão Fundamental 07 
Ao realizar a reação abaixo, o gás obtido foi coletado e colocado em um balão. Calcule o volume, em 
mL, do balão quando 1 grama de azida de sódio (NaN3) é, completamente, decomposto nas condições 
ambientes de temperatura e pressão. 
2 NaN3 (s)→ 2 Na (s) + 3 N2 (g) 
 
Resolução 
 
Sabendo que o balão é preenchido somente pelo gás nitrogênio (N2), calcula-se a quantidade, em mol, de 
N2 formada pelo consumo de 1 g de NaN3 (massa molar igual a 65 g/mol): 
2 ∙ 65 𝑔 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑁 − − − − 3 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁
1 𝑔 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑁 − − − − 𝑥 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁
 
𝑥 = 0,023 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁 
A partir de 0,023 mol de N2, calcula-se o volume ocupado nas condições ambientes (25 °C ou 298 K e 1 
atm): 
𝑃 ∙ 𝑉 = 𝑛 ∙ 𝑅 ∙ 𝑇 
1 𝑎𝑡𝑚 ∙ 𝑉 = 0,023 ∙ 0,082 ∙ 298 𝐾 
𝑉 = 0,562 𝐿 = 562 𝑚𝐿 
 
Questão Fundamental 08 
Calcule a pressão total, em atm, de uma mistura que apresente 0,3 mols de gás carbônico e 0,2 mols de 
gás metano em um recipiente de 500 mL a 0 °C. 
 
Resolução 
 
A pressão de uma mistura gasosa depende, somente, da quantidade total de partículas, independente do 
tipo de partícula. Isso ocorre porque, para o ensino médio, consideramos o comportamento dos gases 
sempre ideal, ou seja, as forças de atração ou repulsão entre as partículas gasosas é nula. 
A partir da quantidade total de partículas que é 0,5 mols (0,3 mol de CO2 e 0,2 mols de CH4) nas condições 
(0 °C ou 273 K e 500 mL ou 0,5 L), calcula-se a pressão total: 
𝑃 ∙ 𝑉 = 𝑛 ∙ 𝑅 ∙ 𝑇 
𝑃 ∙ 0,5 𝐿 = 0,5 𝑚𝑜𝑙 ∙ 0,082 ∙ 273 𝐾 
𝑃 = 22,3 𝑎𝑡𝑚 
 
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AULA 22 – GASES 39
Questão Fundamental 09 
Um sistema gasoso é composto por 100 gramas de gás metano e 100 gramas de gás etano a 10 atm. 
Calcule, em atm, a pressão parcial de gás metano. 
 
Resolução 
 
A pressão total é de 10 atm. A pressão total é proporcional à quantidade de partículas, portanto, 
inicialmente, calcula-se a quantidade, em mol, de cada substância no sistema: 
Gás metano – CH4 – massa molar: 16 g/mol Gás etano – C2H6 – massa molar: 30 g/mol 
𝑛 =
100 𝑔
16 𝑔/𝑚𝑜𝑙
= 6,25 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝐻 𝑛 =
100 𝑔
30 𝑔/𝑚𝑜𝑙
= 3,33 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶 𝐻 
Assim, a pressão parcial de metano é calculada por: 
𝑃
𝑃
=
𝑛
𝑛
 → 
𝑃
10 𝑎𝑡𝑚
=
6,25 𝑚𝑜𝑙
6,25 𝑚𝑜𝑙 + 3,33 𝑚𝑜𝑙
 → 𝑃 = 6,52 𝑎𝑡𝑚 
 
Questão Fundamental 10 
Em determinadas condições, a densidade gasosa do metano é igual a 2 g/L. Calcule a densidade gasosa 
do butano, nas mesmas condições do gás metano. 
 
Resolução 
 
Gás metano – CH4 – massa molar: 16 g/mol Gás butano – C4H10 – massa molar: 58 g/mol 
 
𝑑
𝑑
=
𝑀
𝑀
 → 
2 𝑔/𝐿
𝑑
=
16 𝑔/𝑚𝑜𝑙
58 𝑔/𝑚𝑜𝑙
 → 𝑑 = 7,25 𝑔/𝐿 
 
 
 
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AULA 22 – GASES 40
QUESTÕES EXTRAS 
GASES PERFEITOS / TRANSFORMAÇÕES GASOSAS E LEIS DAS 
TRANSFORMAÇÕES 
1. (Fuvest SP/2018/2ªFase) 
Em navios porta-aviões, é comum o uso de catapultas para lançar os aviões das curtas pistas de 
decolagem. Um dos possíveis mecanismos de funcionamento dessas catapultas utiliza vaporde água 
aquecido a 500 K para pressurizar um pistão cilíndrico de 60 cm de diâmetro e 3 m de comprimento, cujo 
êmbolo é ligado à aeronave. 
Após a pressão do pistão atingir o valor necessário, o êmbolo é solto de sua posição inicial e o gás expande 
rapidamente até sua pressão se igualar à pressão atmosférica (1 atm). Nesse processo, o êmbolo é 
empurrado, e o comprimento do cilindro é expandido para 90 m, impulsionando a aeronave a ele 
acoplada. Esse processo dura menos de 2 segundos, permitindo que a temperatura seja considerada 
constante durante a expansão. 
 
a) Calcule qual é a pressão inicial do vapor de água utilizado nesse lançamento. 
b) Caso o vapor de água fosse substituído por igual massa de nitrogênio, nas mesmas condições, o 
lançamento seria bem-sucedido? Justifique. 
 
Note e adote: 
Constante universal dos gases: R = 8 10–5 atm m3mol–1K–1; 
 = 3; 
Massas molares: 
H2O ..... 18 g/mol 
N2 ..... 28 g/mol 
 
2. (UEL PR/2014) 
Em um balão de paredes rígidas, foram colocados 0,200 g de gás hidrogênio, 6,400 g de gás oxigênio e um 
material sólido que absorve água. O volume do balão é de 4,480 L e é mantido à temperatura de 0 ºC. No 
balão, passa-se uma faísca elétrica de modo que haja reação e a água formada seja retirada pelo material 
absorvente, não exercendo pressão significativa. Com base nesse problema, responda aos itens a seguir. 
 
a) Supondo um comportamento ideal, qual é a pressão no balão (em atmosferas) após inserção de 
oxigênio e hidrogênio? Considere Kmol
Latm
082,0R



; P  V = n  R  T 
b) Após a reação, mantendo-se a temperatura inicial e o volume, qual a pressão no interior do balão? 
 
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AULA 22 – GASES 41
3. (UFG GO/2013/2ªFase) 
Uma lata de refrigerante tem o volume total de 350 mL. Essa lata está aberta e contém somente o ar 
atmosférico, e é colocada dentro de um forno a 100 ºC. Após a lata atingir essa temperatura, ela é fechada. 
A seguir, tem sua temperatura reduzida a 25 ºC. Com o decréscimo da temperatura, ocorre uma redução 
da pressão interna da lata que levará a uma implosão. Ante o exposto, calcule a pressão no interior da 
lata no momento imediatamente anterior à implosão e o volume final após a implosão. 
 
4. (UEG GO/2012/Julho) 
As leis físicas dos gases foram obtidas experimentalmente a partir do comportamento desses gases em 
face de certas condições de volume, pressão e temperatura. Como exemplo, pode-se citar os 
experimentos de Boyle-Mariotte, os quais mostraram como varia o volume e a pressão de determinada 
massa de um gás a uma certa temperatura. A figura e a tabela abaixo transmitem respectivamente a ideia 
do experimento realizado e os valores hipotéticos obtidos. 
 
 
2,075
1,5100
1,0150
0,5300
(atm) Pressão)(dm Volume 3
 
Dados: MM(O2) = 32 g.mol–1; MM(CO2) = 44 g.mol–1; R = 0,082 atm.L.mol–1.K–1 
 
Considerando as figuras e as informações apresentadas acima, 
 
a) construa o gráfico da pressão versus o volume, utilizando os dados do experimento; 
b) mostre, através de cálculos, se o gás presente dentro do recipiente é o gás carbônico (CO2) ou o oxigênio 
(O2). 
 
5. (UEM PR/2012/Julho) 
Um balão meteorológico que contém gás hélio, que se comporta como um gás ideal, é lançado na 
atmosfera terrestre a partir do nível do mar. A 10 km de altitude, o volume do gás contido no balão alcança 
400 m3, enquanto sua pressão e sua temperatura são as mesmas do ambiente externo, ou seja, 4,15 103 
N/m2 e –23 C. 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 42
Com base nessas informações e nos dados abaixo, assinale o que for correto. 
Dados: R = 8,31 J/mol.k e M hélio = 4,0  10–3 Kg/ mol. 
 
01. O comportamento físico desse gás pode ser analisado empregando-se a equação de Clapeyron e as 
leis de Boyle-Mariotte e de Charles e Gay-Lussac. 
02. O número de mols de átomos de gás contido no balão é de aproximadamente 800. 
04. A velocidade média dos átomos do gás no interior do balão, a 10 km de altitude, é de 
aproximadamente 1.250 m/s. 
08. A energia interna do gás independe da temperatura em que ele se encontra. 
16. A massa de gás hélio contida no balão é de aproximadamente 3,2 kg. 
 
6. (UFG GO/2012/Julho) 
Considere o esquema apresentado a seguir, em que um experimento é executado do seguinte modo: um 
ovo cozido e sem casca, colocado sobre o bocal de uma garrafa à temperatura ambiente, não passa para 
seu interior em virtude de seu diâmetro ser levemente maior que o do bocal, conforme desenho A. Em 
seguida o ovo é retirado e a garrafa é aquecida à 60 ºC, conforme desenho B. Com a garrafa ainda 
aquecida, o ovo é recolocado sobre o bocal da garrafa e, durante o processo de resfriamento da garrafa, 
ele passa para seu interior conforme desenho C. 
 
 
Explique o fenômeno que ocorre no experimento descrito e justifique por que o ovo, após o resfriamento, 
passa pelo bocal da garrafa. 
 
GASES PERFEITOS / HIPÓTESE DE AVOGADRO 
7. (Unifesp SP/2020/2ªFase) 
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AULA 22 – GASES 43
Os gases medicinais são utilizados em hospitais, clínicas de saúde ou outros locais de interesse à saúde, 
bem como em tratamentos domiciliares de pacientes. Considere a composição de quatro gases 
medicinais, acondicionados separadamente em quatro cilindros, I, II, III e IV, nas condições indicadas na 
tabela. 
 
 
a) Identifique, entre os gases medicinais citados, aquele que é constituído por uma substância química 
simples e aquele que gera uma solução aquosa ácida ao ser borbulhado em água destilada. 
b) Baseando-se no princípio de Avogadro, determine as seguintes proporções: 
 número de moléculas no cilindro I : número de moléculas no cilindro II : número de moléculas no cilindro 
III : número de moléculas no cilindro IV. 
 número de átomos de oxigênio no cilindro II : número de átomos de oxigênio no cilindro III. 
 
GASES PERFEITOS / EQUAÇÃO DE CLAPEYRON 
8. (UFCG PB/2010/Janeiro) 
Os pesquisadores procuram desenvolver novos equipamentos esportivos que favoreçam uma maior 
performance do atleta. 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 com um gás bastante leve e inerte à combustão. 
 
Dado: R = 0,082 L.atm/K.mol 
 
a) Escolha dentre os gases: CO2, N2, Ne e O2, o que seria mais adequado para inflar o pneu da bicicleta. 
Justifique sua resposta. 
b) Se, para inflar um pneu com 0,4 L de volume e a pressão de 6,15 atm, a 27oC, a massa foi de 2,8 g, qual 
dos gases acima foi utilizado? Justifique a resposta. 
 
9. (Uniube MG/2020/Janeiro) 
O gás oxigênio pode ser obtido em laboratório como produto da reação de decomposição térmica do 
permanganato de potássio (KMnO4), que tem massa molar 158 g/mol. A reação se processa de acordo 
com a seguinte equação: 
 

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AULA 22 – GASES 44
4KMnO4 (s)  4MnO2 (s) + 2K2O (s) + 3O2 (g) 
 
a) Dê os números de oxidação do manganês nos compostos KMnO4 e MnO2. 
b) Considerando que a constante dos gases seja R = 0,08 atm  L mol–1  K–1, calcule o volume de oxigênio, 
em litros, que se forma na reação de decomposição térmica de 1 264 g de permanganato de potássio, a 
127 ºC e 1,00 atm. 
 
10. (Unesp SP/2010/Ciências da Natureza) 
As populações de comunidades, cujas moradias foram construídas clandestinamente sobre aterros 
sanitários desativados, encontram-se em situação de risco, pois podem ocorrer desmoronamentos ou 
mesmo explosões. Esses locais são propícios ao acúmulo de água durante os períodos de chuva e, 
sobretudo, ao acúmulo de gás no subsolo. A análise de uma amostra de um gás proveniente de 
determinado aterro sanitário indicou que o mesmo é constituído apenas por átomos de carbono (massa 
molar = 12,0gmol–1) e de hidrogênio (massa molar = 1,0 g·mol–1) e que sua densidade, a 300 K e 1 
atmosfera de pressão, é 0,65 gL–1. Calcule a massa molar do gás analisado e faça a representação da 
estrutura de Lewis de sua molécula. 
 
Dado: R = 0,082 LatmK–1mol–1 
 
11. (UFG GO/2011/2ªFase) 
Um cilindro contendo 64 g de O2 e 84 g de N2 encontra-se em um ambiente refrigerado a –23 °C. O 
manômetro conectado a esse cilindro indica uma pressão interna de 4 atm. Além disso, o manômetro 
também indica um alerta de que as paredes do cilindro suportam, no máximo, 4,5 atm de pressão. Devido 
a uma falha elétrica, a refrigeração é desligada e a temperatura do ambiente, em que o cilindro se 
encontra, se eleva a 25 °C. 
 
Dado 
R = 0,082 atm L mol–1 K–1 
 
a) Calcule o volume do cilindro e a pressão parcial de cada gás nas condições iniciais em que o cilindro se 
encontrava. 
b) Demonstre, por meio de cálculos, se as paredes do cilindro vão resistir à nova pressão interna, a 25 °C, 
após a falha elétrica. 
 
12. (Famerp SP/2019) 
Um extintor caseiro foi produzido utilizando-se vinagre e bicarbonato de sódio, conforme a figura: 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 45
 
(https://br.pinterest.com) 
 
Após a inclinação do recipiente, ocorreu o contato entre o bicarbonato de sódio e o ácido acético (CH3 – 
COOH) presente no vinagre. O resultado dessa reação é a produção de dióxido de carbono, água e acetato 
de sódio, gerando uma pressão igual a 14,76 atm. 
 
a) Ciente de que o vinagre é uma solução aquosa de ácido acético, indique o número de elementos 
químicos e o número de substâncias existentes no sistema inicial, desconsiderando o ar que ocupa a 
garrafa. 
b) Considerando que o experimento ocorra a 27 ºC, que a constante universal dos gases seja igual a 0,082 
atm  L mol–1 K–1 e que o volume disponível para o gás seja igual a 100 mL, calcule a massa de gás 
carbônico produzida na reação. 
 
13. (Unicamp SP/2017) 
Um teste caseiro para saber se um fermento químico ainda se apresenta em condições de bom uso 
consiste em introduzir uma amostra sólida desse fermento em um pouco de água e observar o que 
acontece. Se o fermento estiver bom, ocorre uma boa efervescência; caso contrário, ele está ruim. 
Considere uma mistura sólida que contém os íons dihidrogenofosfato, H2PO4–, e hidrogenocarbonato, 
HCO3–. 
 
a) Considerando que o teste descrito anteriormente indica que a mistura sólida pode ser de um fermento 
que está bom, escreva a equação química que justifica esse resultado. 
b) Tendo em vista que a embalagem do produto informa que 18 g desse fermento químico devem liberar, 
no mínimo, 
33 m1045,1  de gases a 298 K e 93.000 Pa, determine a mínima massa de hidrogenocarbonato 
de sódio que o fabricante deve colocar em 18 gramas do produto. 
Dado: R = 8,3 Pa m3 mol–1 K–1. 
 
14. (UFG GO/2014/2ªFase) 
Em um ambiente climatizado a 20 ºC, havia balões de enfeite para uma festa, com volumes de 3, 5 e 10 
litros, preenchidos com nitrogênio. Durante o referido evento, uma falha na climatização permitiu um 
aumento da temperatura, que chegou a 30 ºC. 
Sabendo que a pressão máxima que as paredes dos balões são capazes de suportar é de 4,0 atm, 
determine se algum balão explodiu. 

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AULA 22 – GASES 46
Dados: R = 0,082 atm.L.mol–1.K–1 
n = 0,5 mol 
 
15. (Fuvest SP/2012/2ªFase) 
A um recipiente, contendo solução aquosa de ácido sulfúrico, foi adicionada uma massa m de carbonato 
de sódio. Imediatamente após a adição desse sal, foi adaptado, à boca do recipiente, um cilindro de raio 
r, no interior do qual um êmbolo, de massa desprezível, pode se deslocar sem atrito. Após algum tempo, 
o carbonato de sódio foi totalmente consumido, e o gás liberado moveu o êmbolo para cima. Nessa 
transformação, o ácido sulfúrico era o reagente em excesso. 
 
 
a) Escreva a equação química balanceada que representa a transformação que ocorreu dentro do 
recipiente. 
b) O experimento descrito foi repetido utilizando-se carbonato de potássio em lugar de carbonato de 
sódio. A massa de carbonato de potássio utilizada nesse segundo experimento também foi m. A altura 
atingida pelo êmbolo foi a mesma nos dois experimentos? Explique. (Considere desprezível a variação de 
temperatura no sistema). 
c) Escreva a expressão matemática que relaciona a altura x, atingida pelo êmbolo, com a massa m de 
carbonato de sódio. 
Para isso, considere que 
- a solubilidade do gás, na solução, é desprezível, e não há perda de gás para a atmosfera; 
- nas condições do experimento, o gás formado se comporta como um gás ideal, cujo volume é dado por 
V = nRT/P, em que: 
P = pressão do gás 
n = quantidade de matéria do gás (em mol) 
R = constante universal dos gases 
T = temperatura do gás (em K) 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 47
 
Observação: Use a abreviatura MM para representar a massa molar do carbonato de sódio. 
 
16. (Unesp SP/2012/Ciências da Natureza) 
Armadilhas para o CO2 
 
 Estudo de pesquisadores da Universidade Estadual Paulista, Unesp, em Presidente Prudente, abre a 
perspectiva de desenvolvimento de tecnologias que possibilitam capturar quimicamente o CO2 
atmosférico, o principal gás de efeito estufa. 
 Os pesquisadores brasileiros demonstraram que uma molécula denominada DBN, em determinadas 
condições de temperatura e pressão, associa-se ao dióxido de carbono, formando carbamato (1) e 
bicarbonato de DBN (2). O processo está esquematizado a seguir. 
(Unesp Ciência, dezembro de 2011. Adaptado.) 
 
N
N
DBN
+ CO2
H2O
 
 
H2O
N+
N
O-O
+
N+
H
N
OH
O O-1
2
 
 
 
Determine a fórmula molecular da DBN. Com base nas informações fornecidas pelo esquema da reação, 
e dado R = 0,082 L  atm  K–1  mol–1, calcule o volume de CO2, em litros, que pode ser capturado na reação 
de 1 mol de DBN à temperatura de –23 ºC e pressão de 1 atm. 
 
GASES PERFEITOS / MISTURAS GASOSAS 
17. (Famerp SP/2020) 
A figura ilustra uma montagem experimental composta por três recipientes contendo gases puros à 
mesma temperatura e separados por válvulas. 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 48
 
(https://a13-31450592.cluster13. Adaptado.) 
 
Em determinado instante as válvulas são abertas, permitindo que as moléculas gasosas possam se difundir 
pelos recipientes até que seja atingido o equilíbrio. A temperatura permanece constante durante todo o 
processo. 
 
a) Classifique o sistema quanto ao número de fases após a abertura das válvulas. Considerando que a 
velocidade de difusão é inversamente proporcional à raiz quadrada da densidade dos gases, qual dos 
gases deve se difundir com a maior velocidade? 
b) Calcule a pressão parcial do gás carbônico na mistura após o equilíbrio. Organize os gases em ordem 
crescente de número de moléculas existentes no sistema. 
 
18. (Famerp SP/2018) 
A tabela indica a abundância aproximada de alguns dos gases presentes no ar atmosférico terrestre. 
 
 
a) Quais desses gases são constituídos por átomos isolados? 
b) Considere um local em que a pressão atmosférica seja 1 000 hPa. Calcule a pressão exercida por cada 
um desses quatro gases nesse local e a pressão total exercida pelos demais gases atmosféricos não 
incluídos na tabela. 
 
19. (Fuvest SP/2018/2ªFase) 
Uma pessoa que vive numa cidade ao nível do mar pode ter dificuldade para respirar ao viajar para La 
Paz, na Bolívia (cerca de 3600 m de altitude). 
 
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AULA 22 – GASES 49
a) Ao nível do mar, a pressão barométrica é 760 mmHg e a pressão parcial de oxigênio é 159 mmHg. Qual 
é a pressão parcial de oxigênio em La Paz, onde a pressão barométrica é cerca de 490 mmHg? 
b) Qual é o efeito da pressão parcial de oxigênio, em La Paz, sobre a difusão do oxigênio do pulmão parao sangue, em comparação com o que ocorre ao nível do mar? Como o sistema de transporte de oxigênio 
para os tecidos responde a esse efeito, após uma semana de aclimatação do viajante? 
 
20. (UNITAU SP/2018) 
Sob alta pressão, o nitrogênio presente no ar inspirado é dissolvido no sangue. Isso acontece, por 
exemplo, com mergulhadores que estão sujeitos a altas pressões. Quando o mergulhador retorna 
rapidamente à superfície, o nitrogênio forma bolhas de gás no sangue, o que pode ser fatal, caso ele utilize 
cilindro contendo apenas ar atmosférico. Para evitar esse problema, o cilindro utilizado para manter os 
mergulhadores respirando contém oxigênio misturado com gases inertes. Um cilindro desse tipo tem uma 
mistura de gás neon e de gás oxigênio, contendo 128,0 g de oxigênio e 323,2 g de neon. 
Se a pressão do cilindro de gás é de 24 atm, qual a pressão parcial de oxigênio e de neon no cilindro? 
Apresente os cálculos. 
 
21. (UFSC/2016) 
Em uma aula de laboratório de química, os estudantes juntamente com o professor realizaram 
experimentos com o objetivo de investigar a quantidade de gás carbônico (CO2) presente no refrigerante. 
Cada grupo de estudantes recebeu uma lata de refrigerante de cola do tipo normal e fechada, e iniciou-
se a experimentação, provocando a liberação de todo o gás contido no refrigerante. Como o processo é 
realizado por meio de pesagem por diferença, antes de abrir a lata e após a eliminação do gás, alguns 
cuidados foram tomados, a fim de minimizar os erros experimentais. O quadro a seguir apresenta os 
valores de massa obtidos pelos estudantes durante o procedimento experimental. 
 
(Adaptado de: CAVAGIS, A. D. M.; PEREIRA, E. A.; OLIVEIRA, C. L. 
Um Método Simples para Avaliar o Teor de Sacarose e CO2 em Refrigerantes. 
Química Nova na Escola. v.36. n.3. 2014. p.241-245.) 
 
a) Considerando que a massa molar do , que a equação dos gases ideais é dada pela fórmula 
TRnPV  , que a constante dos gases ideais é igual a Kmol
dmatm
082,0
3


 e que o quadro apresenta os dados 
obtidos experimentalmente pelos estudantes, qual o volume, em litros, que a massa de CO2 contida na 
bebida ocuparia a uma temperatura ambiente de 25 ºC e pressão de 1 atm? 
mol
g
44CO2 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 50
b) Se a quantidade de mol
g
44CO2 
 fosse armazenada em um recipiente fechado e introduzido 1,44 g de 
gás oxigênio através de um orifício, mantendo pressão a 1 atm e temperatura a 298 K, qual seria a pressão 
parcial do CO2 (em atm) nessa mistura? 
 
22. (UFF RJ/2012) 
Num recipiente de 3,0 L de capacidade, as seguintes pressões parciais foram medidas: N2 = 0,500 atm; H2 
= 0,400 atm; NH3 = 2,000 atm. O H2(g) é retirado do recipiente até que a pressão do N2(g) na nova situação 
de equilíbrio seja igual a 0,720 atm. Com base na informação, pede-se: 
 
a) Escrever a equação balanceada, representativa da mistura gasosa em reação; 
b) Calcular as pressões parciais dos componentes da mistura gasosa, na nova situação de equilíbrio. 
 
23. (UFG GO/2010/2ªFase) 
Em um laboratório, é realizado o seguinte experimento a 300 K: dois balões de 2 litros cada são 
conectados por uma torneira, conforme ilustra a figura abaixo. 
 
Dado: R=0,082 L atm/ K mol 
 
O balão A contém 1 atm de H2 e o balão B, 0,5 atm de O2 e 0,5 atm de H2. Admitindo-se comportamento 
ideal dos gases e que não ocorra nenhuma reação química, calcule a pressão parcial dos gases em 
equilíbrio, após se abrir a torneira. 
 
24. (UERJ/2010/2ªFase) 
O oxigênio gasoso pode ser obtido em laboratório por meio da decomposição térmica do clorato de 
potássio. 
Em um experimento, o gás foi produzido em um frasco A e recolhido em um frasco B que, inicialmente, 
continha apenas água. 
Observe o esquema: 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 51
 
 
Ao final do experimento, verificaram-se as seguintes medidas no interior do frasco B: 
 
• volume de gás recolhido: 123 mL 
• temperatura interna: 27 oC 
• pressão total no nível da água: 786,7 mmHg 
• pressão de vapor da água: 26,7 mmHg 
 
Determine a massa de oxigênio gasoso, em gramas, recolhida no frasco B, e apresente a equação química 
completa e balanceada correspondente a sua obtenção. 
 
25. (UFG GO/2009/2ªFase) 
Um laboratório recebeu três cilindros de gás com as seguintes especificações medidas a 25 ºC: pressão 
de 9,778 atm e volume de 5 m3. Sabendo que o cilindro A contém nitrogênio, o B contém argônio e o C 
contém 52 kg de um gás desconhecido, pergunta-se: 
 
a) Qual é a massa de gás contida nos cilindros A e B? 
b) Qual é o gás contido no cilindro C, sabendo-se que sua fórmula molecular contém apenas C e H? 
 
26. (UEG GO/2008) 
A 25 ºC, uma mistura de propano e butano ocupa um certo volume, sob uma pressão total de 1,25 atm. 
Quando é realizada a combustão completa dessa mistura e apenas dióxido de carbono é coletado, verifica-
se que a pressão desse gás é de 0,5 atm, quando este ocupa um volume oito vezes superior ao volume 
inicial sob a mesma temperatura. 
Dado: R=0,082 atm L K–1 mol–1 
a) Calcule a fração molar de butano na amostra original. 
b) Explique, do ponto de vista da teoria cinética dos gases, por que o aumento de temperatura a volume 
constante provoca um aumento na pressão. 
 
27. (UEG GO/2007/Julho) 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 52
Em laboratórios de síntese orgânica, um dos métodos convencionais para a transformação de ácidos 
carboxílicos em seus respectivos cloretos de ácido é o seu tratamento com cloreto de tionila (SOCl2), 
conforme o esquema abaixo. 
 
 
Sabendo-se que nessa reação empregou-se 30,5 g de ácido benzoico, obtendo-se o correspondente 
cloreto de ácido em 90% de rendimento, e que o dióxido de enxofre (SO2) foi quantitativamente recolhido 
para o balão B da figura ao lado, responda ao que se pede. 
Dados: MM(Ácido Benzoico) = 122 g mol–1 
a) Calcule, em número de mols, a quantidade do cloreto de ácido obtido ao final da reação. 
b) Considerando que no balão A existe gás nitrogênio a uma pressão de 3 atm, calcule a pressão final do 
sistema após a abertura da torneira. O produto entre a constante dos gases ideais e a temperatura no 
sistema de balões vale RT = 30 atm L mol–1. 
 
28. (UFBA/2006) 
Para suprir a demanda de energia, o Brasil ainda necessita importar gás natural. Através do gasoduto 
Brasil-Bolívia, construído em parceria pelos dois países, a Bolívia fornece gás natural para várias cidades 
do Centro-Sul brasileiro. O gás natural está sendo utilizado cada vez mais como combustível para 
automóveis pelo fato de ser mais econômico e menos poluente do que a gasolina. 
(FELTRE, 2004, p. 38-39). 
 
 
 
Considere um cilindro de gás natural de um automóvel, com 100L de gás natural ideal, carregado a 27ºC 
e 9,0atm, em um posto de combustíveis. 
C
O
OH SOCl2
Et3N
C
O
Cl
+ SO2 + HCl
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 53
Admitindo que a composição, em quantidade de matéria, do gás natural é 80% de metano e 20% de etano, 
determine o valor da massa da mistura gasosa contida nesse cilindro, expressando o resultado com três 
algarismos significativos. 
 
29. (Unicamp SP/2006) 
Algumas misturas gasosas podem ser importantes em ambientes hospitalares, assim como na prática de 
esportes, como mergulho autônomo a grandes profundidades. Uma dessas misturas, denominada Trimix, 
contém 16% de oxigênio, 24% de hélio e 60% de nitrogênio (porcentagem em volume). Suponha um 
cilindro de Trimix mantido à temperatura ambiente e a uma pressão de 9000 kPa. 
a) Escreva as fórmulas dos gases da mistura. 
b) Qual é a pressão parcial do hélio no cilindro? Mostre os cálculos. 
c) Qual é a massa molar média da mistura? Mostre os cálculos. 
Dado: R = 8,3 kPa L mol1 K1 
 
30. (UFU MG/2006/2ªFase) 
Os carboidratos, como por exemploa sacarose, são fontes de energia para o organismo. Sua combustão 
com o oxigênio que respiramos produz somente CO2 e H2O. 
OH
OH
H
OH H
H OH
CH2OH
H
O
CH2OH
O
H OH
OH H
H
CH2OH
 
 
Sacarose
 
 
Sobre este assunto, pede-se: 
a) a fórmula molecular da sacarose. 
b) a equação química balanceada que representa a combustão completa da sacarose. 
c) calcule quantos litros de ar devem ser respirados, a 25 ºC e 1 atmosfera, para queimar 4 g de sacarose 
contidas num pedaço de rapadura. Sabe-se que o oxigênio constitui 21% do volume do ar que respiramos. 
Dados: R = 0,082 atm L K1 mol1 
 
31. (Unesp SP/2006/Biológicas) 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 54
Uma mistura gasosa formada por 14,0 g de gás nitrogênio, N2, e 8,0 g de gás oxigênio, O2, ocupa um balão 
de capacidade igual a 30 L, na temperatura de 27ºC. Dadas as massas molares (g/mol): N2 = 28 e O2 = 32 
e R = 0,082 atm.L.mol−1.K−1, determine: 
a) a pressão de cada gás no balão; 
b) a pressão total no balão. 
 
32. (UFG GO/2005/2ªFase) 
A umidade relativa do ar é definida como o quociente entre a pressão parcial do vapor d’água, no ar, e a 
pressão máxima de vapor d’água, no ar, em uma dada temperatura. Por sua vez, a pressão parcial de um 
gás, em um ambiente, está para a pressão total assim como o volume parcial está para o volume total. 
Considere um ambiente com 2,5m de altura, 3,0m de largura e 2,0m de comprimento em um dia em que 
a temperatura atinge a marca dos 30 ºC. Sabe-se que, nessas condições, a pressão parcial de vapor d’água 
é igual a 25,0 mmHg e que a pressão máxima de vapor d’água é igual a 31,8 mmHg. 
a) Determine a umidade relativa do ar, nesse ambiente. 
b) Determine o volume de água, no estado líquido, existente nesse ambiente, considerando que a pressão 
total é de 760 mmHg. (Dados: R = 62,3 mmHgL/Kmol; dágua = 1 g/cm3). 
 
GABARITO DAS QUESTÕES EXTRAS 
GASES PERFEITOS / TRANSFORMAÇÕES GASOSAS E LEIS DAS 
TRANSFORMAÇÕES 
1. (Fuvest SP/2018/2ªFase) 
Em navios porta-aviões, é comum o uso de catapultas para lançar os aviões das curtas pistas de 
decolagem. Um dos possíveis mecanismos de funcionamento dessas catapultas utiliza vapor de água 
aquecido a 500 K para pressurizar um pistão cilíndrico de 60 cm de diâmetro e 3 m de comprimento, cujo 
êmbolo é ligado à aeronave. 
Após a pressão do pistão atingir o valor necessário, o êmbolo é solto de sua posição inicial e o gás expande 
rapidamente até sua pressão se igualar à pressão atmosférica (1 atm). Nesse processo, o êmbolo é 
empurrado, e o comprimento do cilindro é expandido para 90 m, impulsionando a aeronave a ele 
acoplada. Esse processo dura menos de 2 segundos, permitindo que a temperatura seja considerada 
constante durante a expansão. 
 
a) Calcule qual é a pressão inicial do vapor de água utilizado nesse lançamento. 
b) Caso o vapor de água fosse substituído por igual massa de nitrogênio, nas mesmas condições, o 
lançamento seria bem-sucedido? Justifique. 
 
Note e adote: 
Constante universal dos gases: R = 8 10–5 atm m3mol–1K–1; 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 55
 = 3; 
Massas molares: 
H2O ..... 18 g/mol 
N2 ..... 28 g/mol 
 
Gabarito: 
a) P1 Abase h = P2 Abase h’ 
P1 3 = 1 90 
P1 = 30 atm 
b) Não, pois a substituição da mesma massa de água por nitrogênio provoca uma redução da pressão 
inicial do sistema, não atingido o valor de pressão necessária. 
TRn
TRn
VP
VP
2
2
2
2
N
OH
N
OH





 
2
2
2
2
N
OH
N
OH
n
m
M
m
P
P

 
OH
N
N
OH
2
2
2
2
M
M
P
P

 
56,1
18
28
P
P
2
2
N
OH 
 
22 NOH
P56,1P 
 
OHN 22
PP 
 
 
2. (UEL PR/2014) 
Em um balão de paredes rígidas, foram colocados 0,200 g de gás hidrogênio, 6,400 g de gás oxigênio e um 
material sólido que absorve água. O volume do balão é de 4,480 L e é mantido à temperatura de 0 ºC. No 
balão, passa-se uma faísca elétrica de modo que haja reação e a água formada seja retirada pelo material 
absorvente, não exercendo pressão significativa. Com base nesse problema, responda aos itens a seguir. 
 
a) Supondo um comportamento ideal, qual é a pressão no balão (em atmosferas) após inserção de 
oxigênio e hidrogênio? Considere Kmol
Latm
082,0R



; P  V = n  R  T 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 56
b) Após a reação, mantendo-se a temperatura inicial e o volume, qual a pressão no interior do balão? 
 
Gabarito: 
a) P = 1,50 atm 
b) P = 0,75 atm 
 
3. (UFG GO/2013/2ªFase) 
Uma lata de refrigerante tem o volume total de 350 mL. Essa lata está aberta e contém somente o ar 
atmosférico, e é colocada dentro de um forno a 100 ºC. Após a lata atingir essa temperatura, ela é fechada. 
A seguir, tem sua temperatura reduzida a 25 ºC. Com o decréscimo da temperatura, ocorre uma redução 
da pressão interna da lata que levará a uma implosão. Ante o exposto, calcule a pressão no interior da 
lata no momento imediatamente anterior à implosão e o volume final após a implosão. 
 
Gabarito: 
Pressão no interior da lata antes da implosão: 0,8 atm 
Volume da lata ao final da implosão: 0,28 L 
 
4. (UEG GO/2012/Julho) 
As leis físicas dos gases foram obtidas experimentalmente a partir do comportamento desses gases em 
face de certas condições de volume, pressão e temperatura. Como exemplo, pode-se citar os 
experimentos de Boyle-Mariotte, os quais mostraram como varia o volume e a pressão de determinada 
massa de um gás a uma certa temperatura. A figura e a tabela abaixo transmitem respectivamente a ideia 
do experimento realizado e os valores hipotéticos obtidos. 
 
 
2,075
1,5100
1,0150
0,5300
(atm) Pressão)(dm Volume 3
 
Dados: MM(O2) = 32 g.mol–1; MM(CO2) = 44 g.mol–1; R = 0,082 atm.L.mol–1.K–1 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 57
Considerando as figuras e as informações apresentadas acima, 
 
a) construa o gráfico da pressão versus o volume, utilizando os dados do experimento; 
b) mostre, através de cálculos, se o gás presente dentro do recipiente é o gás carbônico (CO2) ou o oxigênio 
(O2). 
 
Gabarito: 
a) 
b) PV = (m/M) x RT  M = (195 x 0,082 x 300 )/150 
M = (15,99 . 300)/150  M = 31,98 g.mol–1 
Como a massa molar do gás presente no recipiente é igual a 31,98, ele deve tratar-se do gás oxigênio. 
 
5. (UEM PR/2012/Julho) 
Um balão meteorológico que contém gás hélio, que se comporta como um gás ideal, é lançado na 
atmosfera terrestre a partir do nível do mar. A 10 km de altitude, o volume do gás contido no balão alcança 
400 m3, enquanto sua pressão e sua temperatura são as mesmas do ambiente externo, ou seja, 4,15 103 
N/m2 e –23 C. 
Com base nessas informações e nos dados abaixo, assinale o que for correto. 
Dados: R = 8,31 J/mol.k e M hélio = 4,0  10–3 Kg/ mol. 
 
01. O comportamento físico desse gás pode ser analisado empregando-se a equação de Clapeyron e as 
leis de Boyle-Mariotte e de Charles e Gay-Lussac. 
02. O número de mols de átomos de gás contido no balão é de aproximadamente 800. 
04. A velocidade média dos átomos do gás no interior do balão, a 10 km de altitude, é de 
aproximadamente 1.250 m/s. 
08. A energia interna do gás independe da temperatura em que ele se encontra. 
16. A massa de gás hélio contida no balão é de aproximadamente 3,2 kg. 
 
Gabarito: 23 
 
6. (UFG GO/2012/Julho) 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 58
Considere o esquema apresentado a seguir, em que um experimento é executado do seguinte modo: um 
ovo cozido e sem casca, colocado sobre o bocal de uma garrafa à temperatura ambiente, não passa para 
seu interior em virtude de seu diâmetro ser levemente maior que o do bocal, conforme desenho A. Em 
seguida o ovo é retirado e a garrafa é aquecida à 60 ºC, conforme desenho B. Com a garrafa ainda 
aquecida, o ovo érecolocado sobre o bocal da garrafa e, durante o processo de resfriamento da garrafa, 
ele passa para seu interior conforme desenho C. 
 
 
Explique o fenômeno que ocorre no experimento descrito e justifique por que o ovo, após o resfriamento, 
passa pelo bocal da garrafa. 
 
Gabarito: 
Durante o aquecimento, ocorre a expansão e saída de gás atmosférico de dentro da garrafa. Quando o 
ovo é colocado sobre a garrafa, ainda aquecida, ele funciona como uma rolha flexível. À medida que a 
garrafa esfria, a pressão interna diminui (a volume constante), tornando-se menor que a pressão 
atmosférica, a qual empurra o ovo para o interior da garrafa. 
 
GASES PERFEITOS / HIPÓTESE DE AVOGADRO 
7. (Unifesp SP/2020/2ªFase) 
Os gases medicinais são utilizados em hospitais, clínicas de saúde ou outros locais de interesse à saúde, 
bem como em tratamentos domiciliares de pacientes. Considere a composição de quatro gases 
medicinais, acondicionados separadamente em quatro cilindros, I, II, III e IV, nas condições indicadas na 
tabela. 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 59
 
 
a) Identifique, entre os gases medicinais citados, aquele que é constituído por uma substância química 
simples e aquele que gera uma solução aquosa ácida ao ser borbulhado em água destilada. 
b) Baseando-se no princípio de Avogadro, determine as seguintes proporções: 
 número de moléculas no cilindro I : número de moléculas no cilindro II : número de moléculas no cilindro 
III : número de moléculas no cilindro IV. 
 número de átomos de oxigênio no cilindro II : número de átomos de oxigênio no cilindro III. 
 
Gabarito: 
a) Substância química simples é constituída por moléculas formadas por átomos do mesmo elemento 
químico. Isso corresponde ao cilindro I (gás oxigênio: O2). 
O cilindro II contém uma amostra de gases e os cilindros III e IV correspondem a substâncias químicas 
compostas. 
O gás medicinal que ao ser borbulhado em água produz uma solução ácida é o dióxido de carbono: CO2, 
por tratar-se de um óxido ácido: 
CO2 + H2O H2CO3  H+ + HCO–3 
b) O princípio de Avogadro diz que volumes iguais de gases (ou mistura) na mesma temperatura e pressão 
contém o mesmo número de moléculas. Como todos os 4 cilindros se encontram na mesma temperatura 
(20ºC), na mesma pressão (280 kPa) e ocupam o mesmo volume (100 L), todos apresentam o mesmo 
número de moléculas. 
N.º de moléculasI = N.º de moléculasII = N.º de moléculasIII = N.º de moléculasIV 
Proporção de: 1 : 1 : 1 : 1 
No cilindro II, o número de átomos de oxigênio presente será 2 x 21% do número de moléculas total do 
sistema (cada molécula de O2 é formada por 2 átomos de O). 
No cilindro III, o número de átomos de oxigênio será igual ao número de moléculas (cada molécula de N2O 
é formada por 1 átomo de O). 
Como o número de moléculas nos cilindros II e III são iguais, a proporção entre o número de átomos de 
oxigênio nesses cilindros será de: 
2 x 0,21 : 1 
0,42 : 1 
42 : 100 
1 : 1 : 1 : 1 


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AULA 22 – GASES 60
21 : 50 
 
GASES PERFEITOS / EQUAÇÃO DE CLAPEYRON 
8. (UFCG PB/2010/Janeiro) 
Os pesquisadores procuram desenvolver novos equipamentos esportivos que favoreçam uma maior 
performance do atleta. 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 com um gás bastante leve e inerte à combustão. 
 
Dado: R = 0,082 L.atm/K.mol 
 
a) Escolha dentre os gases: CO2, N2, Ne e O2, o que seria mais adequado para inflar o pneu da bicicleta. 
Justifique sua resposta. 
b) Se, para inflar um pneu com 0,4 L de volume e a pressão de 6,15 atm, a 27oC, a massa foi de 2,8 g, qual 
dos gases acima foi utilizado? Justifique a resposta. 
 
Gabarito: 
a) O gás mais adequado para inflar os pneus da bicicleta de modo que viesse a favorecer o desempenho 
do atleta seria o gás mais leve, ou seja, aquele que tivesse a menor massa molecular. O gás mais adequado 
seria o gás neônio, considerando a justificativa acima e os valores das massas moleculares dadas na tabela 
abaixo. 
32
20
28
44
(g/mol)molecular MassaGás
2
2
2
O
Ne
N
CO
 
b) O único gás que possui esta massa molecular dentre os gases citados é o gás nitrogênio (28g/mol) 
 
9. (Uniube MG/2020/Janeiro) 
O gás oxigênio pode ser obtido em laboratório como produto da reação de decomposição térmica do 
permanganato de potássio (KMnO4), que tem massa molar 158 g/mol. A reação se processa de acordo 
com a seguinte equação: 
 
4KMnO4 (s)  4MnO2 (s) + 2K2O (s) + 3O2 (g) 
 
a) Dê os números de oxidação do manganês nos compostos KMnO4 e MnO2. 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 61
b) Considerando que a constante dos gases seja R = 0,08 atm  L mol–1  K–1, calcule o volume de oxigênio, 
em litros, que se forma na reação de decomposição térmica de 1 264 g de permanganato de potássio, a 
127 ºC e 1,00 atm. 
 
Gabarito: 
a) no KMnO4 o nox do Mn é +7; No MnO2, o nox do Mn é +4. 
b) 
4 2
4
2
4 158 g KMnO 3 mol O
 1264 g KMnO x
 x 6 mol O
´ - - - - - -
- - - - - -
= 
Cálculo do volume segundo Clapeyron 
PV nRT 1 V 6 0,082 400 V 196,8 L= Þ ´ = ´ ´ \ = 
 
10. (Unesp SP/2010/Ciências da Natureza) 
As populações de comunidades, cujas moradias foram construídas clandestinamente sobre aterros 
sanitários desativados, encontram-se em situação de risco, pois podem ocorrer desmoronamentos ou 
mesmo explosões. Esses locais são propícios ao acúmulo de água durante os períodos de chuva e, 
sobretudo, ao acúmulo de gás no subsolo. A análise de uma amostra de um gás proveniente de 
determinado aterro sanitário indicou que o mesmo é constituído apenas por átomos de carbono (massa 
molar = 12,0 gmol–1) e de hidrogênio (massa molar = 1,0 g·mol–1) e que sua densidade, a 300 K e 1 
atmosfera de pressão, é 0,65 gL–1. Calcule a massa molar do gás analisado e faça a representação da 
estrutura de Lewis de sua molécula. 
 
Dado: R = 0,082 LatmK–1mol–1 
 
Gabarito: 
M = 16,0 gmol–1 
Fórmula de Lewis (estrutura) 
H :
..
H
H
..
C: H
 
O átomo de carbono possui 4 elétrons na camada de valência e o átomo de hidrogênio tem somente um 
elétron. 
 
11. (UFG GO/2011/2ªFase) 
Um cilindro contendo 64 g de O2 e 84 g de N2 encontra-se em um ambiente refrigerado a –23 °C. O 
manômetro conectado a esse cilindro indica uma pressão interna de 4 atm. Além disso, o manômetro 
também indica um alerta de que as paredes do cilindro suportam, no máximo, 4,5 atm de pressão. Devido 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 62
a uma falha elétrica, a refrigeração é desligada e a temperatura do ambiente, em que o cilindro se 
encontra, se eleva a 25 °C. 
 
Dado 
R = 0,082 atm L mol–1 K–1 
 
a) Calcule o volume do cilindro e a pressão parcial de cada gás nas condições iniciais em que o cilindro se 
encontrava. 
b) Demonstre, por meio de cálculos, se as paredes do cilindro vão resistir à nova pressão interna, a 25 °C, 
após a falha elétrica. 
 
Gabarito: 
a) Número de mol de N2: 5 mol 
Volume do Cilindro: V = 25,63 L. 
Pressão parcial de N2: 2,4 atm. 
Pressão parcial de O2: 1,6 atm. 
b) O volume total do cilindro pode ser calculado pela expressão: PV = ntotalRT. 
Neste caso, ntotal = 3 + 2 = 5 mol. 
Logo, tem-se que V = 25,62 L. 
 
Após a falha elétrica, a temperatura se elevou de –23 °C para 25 °C. 
Portanto, a nova pressão será igual a: 
P = (5)x(0,082)x(298)/(25,62) = 4,77 atm. 
Dessa maneira, as paredes do cilindro não suportarão a nova pressão. 
 
12. (Famerp SP/2019) 
Um extintor caseiro foi produzido utilizando-se vinagre e bicarbonato de sódio, conforme a figura: 
 
(https://br.pinterest.com) 
 
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AULA 22 – GASES 63
Após a inclinação do recipiente, ocorreu o contato entre o bicarbonato de sódio e o ácido acético (CH3 – 
COOH) presente no vinagre. O resultado dessa reação é a produção de dióxido de carbono, água e acetato 
de sódio, gerando uma pressão igual a 14,76 atm. 
 
a) Ciente de que o vinagre é uma solução aquosa de ácido acético, indique o número de elementos 
químicos e o número de substâncias existentes no sistema inicial, desconsiderando o ar que ocupa a 
garrafa. 
b) Considerando que o experimento ocorra a 27 ºC, que a constante universal dos gases seja igual a 0,082 
atm  L mol–1 K–1 e que o volume disponível para o gás seja igual a 100 mL, calcule a massa de gás 
carbônico produzida na reação. 
 
Gabarito: 
a) Considerando apenas os materiais bicarbonato de sódio (NaHCO3) e vinagre [solução de ácido acético 
(H3CCOOH) e água (H2O)], os elementos presentes são 4: Na – Sódio; H – Hidrogênio; C – Carbono; O – 
Oxigênio. 
As substâncias presentes são 3: 
Bicarbonato de sódio: NaHCO3 
Ácido acético: H3CCOOH 
Água: H2O 
b) Cálculo da massa de CO2 produzida na reação: 
2CO
M = (12 + 2 x 16) g/mol = 44 g/mol 
T = 27ºC  300 K 
RT
M
m
PV 
 
K300KmolatmL082,0
mol/g44
m
L1,0atm76,14 11  
 
m = 2,64g 
 
13. (Unicamp SP/2017) 
Um teste caseiro para saber se um fermento químico ainda se apresenta em condições de bom uso 
consiste em introduzir uma amostra sólida desse fermento em um pouco de água e observar o que 
acontece. Se o fermento estiver bom, ocorre uma boa efervescência; caso contrário, ele está ruim. 
Considere uma mistura sólida que contém os íons dihidrogenofosfato, H2PO4–, e hidrogenocarbonato, 
HCO3–. 
 
a) Considerando que o teste descrito anteriormente indica que a mistura sólida pode ser de um fermento 
que está bom, escreva a equação química que justifica esse resultado. 

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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 64
b) Tendo em vista que a embalagem do produto informa que 18 g desse fermento químico devem liberar, 
no mínimo, 
33 m1045,1  de gases a 298 K e 93.000 Pa, determine a mínima massa de hidrogenocarbonato 
de sódio que o fabricante deve colocar em 18 gramas do produto. 
Dado: R = 8,3 Pa m3 mol–1 K–1. 
 
Gabarito: 
a) A equação química deve ilustrar a eliminação de CO2 a partir dos reagentes indicados: 
H2PO4–(aq) + HCO3–(aq)  HPO42–(aq) + H2O (aq) + CO2(g). 
Pode-se escrever também: 
H2PO4–(aq) + HCO3–(aq)  HPO42–(aq) + H2CO3 e H2CO3(aq)  H2O(aq) + CO2(g) 
H+(aq) + HCO3–(aq)  CO2(g) + H2O(aq). 
b) P = 93000 Pa T = 298 K V = 1,45 10–3 m3 R = 8,3 Pa m3 mol–1 K–1 
PV = n R T n = PV/RT n = 93000 1,45 10–3 / 8,3 298 n = 134,85/2473,4 
n = 0,055 moles de CO2 
A massa molar do NaHCO3 é: 23 + 1 + 12 + 48, ou seja, 84g. 
Assim, a quantidade (em massa) de CO2 = 0,055  84, que corresponde a 4,62 g. 
 
14. (UFG GO/2014/2ªFase) 
Em um ambiente climatizado a 20 ºC, havia balões de enfeite para uma festa, com volumes de 3, 5 e 10 
litros, preenchidos com nitrogênio. Durante o referido evento, uma falha na climatização permitiu um 
aumento da temperatura, que chegou a 30 ºC. 
Sabendo que a pressão máxima que as paredes dos balões são capazes de suportar é de 4,0 atm, 
determine se algum balão explodiu. 
Dados: R = 0,082 atm.L.mol–1.K–1 
n = 0,5 mol 
 
Gabarito: 
PV = nRT, então P = nRT/V. 
Para o balão de 3 litros vem: 
P = 0,5 mol . 0,082 atm.L.mol–1.K–1.303 K/ 3 ; P = 4,14 atm 
Para o balão de 5 litros vem: 
P = 0,5 mol . 0,082 atm.L.mol–1.K–1.303 K/ 5 ; P = 2,48 atm 
Para o balão de 10 litros vem: 
P = 0,5 mol . 0,082 atm.L.mol–1.K–1.303 K/ 10 ; P = 1,24 atm 
Portanto, como a pressão dos balões de 3 litros é superior a 4 atm a 30 ºC, eles irão explodir. 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 65
 
15. (Fuvest SP/2012/2ªFase) 
A um recipiente, contendo solução aquosa de ácido sulfúrico, foi adicionada uma massa m de carbonato 
de sódio. Imediatamente após a adição desse sal, foi adaptado, à boca do recipiente, um cilindro de raio 
r, no interior do qual um êmbolo, de massa desprezível, pode se deslocar sem atrito. Após algum tempo, 
o carbonato de sódio foi totalmente consumido, e o gás liberado moveu o êmbolo para cima. Nessa 
transformação, o ácido sulfúrico era o reagente em excesso. 
 
 
a) Escreva a equação química balanceada que representa a transformação que ocorreu dentro do 
recipiente. 
b) O experimento descrito foi repetido utilizando-se carbonato de potássio em lugar de carbonato de 
sódio. A massa de carbonato de potássio utilizada nesse segundo experimento também foi m. A altura 
atingida pelo êmbolo foi a mesma nos dois experimentos? Explique. (Considere desprezível a variação de 
temperatura no sistema). 
c) Escreva a expressão matemática que relaciona a altura x, atingida pelo êmbolo, com a massa m de 
carbonato de sódio. 
Para isso, considere que 
- a solubilidade do gás, na solução, é desprezível, e não há perda de gás para a atmosfera; 
- nas condições do experimento, o gás formado se comporta como um gás ideal, cujo volume é dado por 
V = nRT/P, em que: 
P = pressão do gás 
n = quantidade de matéria do gás (em mol) 
R = constante universal dos gases 
T = temperatura do gás (em K) 
 
Observação: Use a abreviatura MM para representar a massa molar do carbonato de sódio. 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 66
 
Gabarito: 
a) Na2CO3 + H2SO4  Na2SO4 + H2O + CO2 
b) Como o H2SO4 está em excesso, conclui-se que o sal é o reagente limitante e, portanto, determina o 
volume de CO2 produzido. 
De acordo com a equação do item anterior, a quantidade em mols do CO2 formado é igual àquela do 
Na2CO3 (massa molar MM) consumido. Para uma massa m desse sal, temos: 
nNa2CO3 (consumido) = MM
m
 é igual a nCO2 (formado) 
 
Como no segundo experimento foi usada uma mesma massa m de K2CO3, que possui massa molar 
diferente daquela do Na2CO3, temos que (considerando que o K2SO4 possua massa molar MM’): 
 
nK2CO3 (consumido) = 'MM
m
 é igual a n’CO2 (formado) 
 
Sendo assim, as quantidades de CO2 produzidas nos dois experimentos são diferentes e, portanto, a altura 
do êmbolo é diferente nos dois experimentos. 
 
c) x = PrMM
TRm
2 

 
 
16. (Unesp SP/2012/Ciências da Natureza) 
Armadilhas para o CO2 
 
 Estudo de pesquisadores da Universidade Estadual Paulista, Unesp, em Presidente Prudente, abre a 
perspectiva de desenvolvimento de tecnologias que possibilitam capturar quimicamente o CO2 
atmosférico, o principal gás de efeito estufa. 
 Os pesquisadores brasileiros demonstraram que uma molécula denominada DBN, em determinadas 
condições de temperatura e pressão, associa-se ao dióxido de carbono, formando carbamato (1) e 
bicarbonato de DBN (2). O processo está esquematizado a seguir. 
(Unesp Ciência, dezembro de 2011. Adaptado.) 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 67
N
N
DBN
+ CO2
H2O
 
 
H2O
N+
N
O-O
+
N+
H
N
OH
O O-1
2
 
 
 
Determine a fórmula molecular da DBN. Com base nas informações fornecidas pelo esquema da reação, 
e dado R = 0,082 L  atm  K–1  mol–1, calcule o volume de CO2, em litros, que pode ser capturado na reação 
de 1 mol de DBN à temperatura de –23 ºC e pressão de 1 atm. 
 
Gabarito: 
Fórmula molecular do DBN = C7H12N2 
V = 20,5 L 
 
GASES PERFEITOS / MISTURAS GASOSAS 
17. (Famerp SP/2020) 
A figura ilustra uma montagem experimental composta por três recipientes contendo gases puros à 
mesma temperatura e separados por válvulas. 
 
(https://a13-31450592.cluster13. Adaptado.) 
 
Em determinado instante as válvulas são abertas, permitindo que as moléculas gasosas possam se difundir 
pelos recipientes até que seja atingido o equilíbrio. A temperatura permanece constante durante todo o 
processo. 
 
a) Classifique o sistemaquanto ao número de fases após a abertura das válvulas. Considerando que a 
velocidade de difusão é inversamente proporcional à raiz quadrada da densidade dos gases, qual dos 
gases deve se difundir com a maior velocidade? 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 68
b) Calcule a pressão parcial do gás carbônico na mistura após o equilíbrio. Organize os gases em ordem 
crescente de número de moléculas existentes no sistema. 
 
Gabarito: 
a) Sistema monofásico (mistura de gases) 
1 1
v k k
d M
   
 
Maior velocidade: H2 (menor massa molar: 2 g/mol) 
b) 2 2 2 2CO CO H H Ar Ar M MP V P V P V P V   
3,00 atm 1,50 L + 0,8 atm 1,00 L + 1,25 atm 2,50 L = PM 5,00L 
4,5 atm L + 0,8 atm L + 3,125 atm L = PM 5,00L 
CO2: Pinicial.Vinicial = p VM = 2CO
n R T 
3,00 atm 1,50L = p 5,00L 
p = 0,90 atm 
PV
n
RT

 
2 22 CO CO
3 1,5 4,5
CO : n n
RT RT

  
 
2 22 H H
0,8 1 0,8
H : n n
RT RT

  
 
Ar Ar
1,25 2,50 3,125
Ar : n n
RT RT

  
 
Ordem crescente de número de moléculas: 
H2 < Ar < CO2 
 
18. (Famerp SP/2018) 
A tabela indica a abundância aproximada de alguns dos gases presentes no ar atmosférico terrestre. 
 
 
a) Quais desses gases são constituídos por átomos isolados? 
   
   
  

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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 69
b) Considere um local em que a pressão atmosférica seja 1 000 hPa. Calcule a pressão exercida por cada 
um desses quatro gases nesse local e a pressão total exercida pelos demais gases atmosféricos não 
incluídos na tabela. 
 
Gabarito: 
a) argônio (Ar) e neônio (Ne), gases nobres, grupo 18. 
b) O2 
100% ––––––––––– 1000 hPa 
21% ––––––––––– x 
x = 210 hPa 
 
Ar 
100% ––––––––– 1000 hPa 
0,94% –––––––– y 
y = 9,4 hPa 
 
CO2 
100% ––––––– 1000 hPa 
0,035% ––––– z 
z = 0,35 hPa 
 
Ne 
100% –––––– 1000 hPa 
0,0015% –––– t 
t = 0,015 hPa 
 
Total: (210 + 9,4 + 0,35 + 0,015) hPa = 219,765 hPa 
Outros gases: 1000 hPa – 219,765 hPa = 780,235 hPa 
 
19. (Fuvest SP/2018/2ªFase) 
Uma pessoa que vive numa cidade ao nível do mar pode ter dificuldade para respirar ao viajar para La 
Paz, na Bolívia (cerca de 3600 m de altitude). 
 
a) Ao nível do mar, a pressão barométrica é 760 mmHg e a pressão parcial de oxigênio é 159 mmHg. Qual 
é a pressão parcial de oxigênio em La Paz, onde a pressão barométrica é cerca de 490 mmHg? 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 70
b) Qual é o efeito da pressão parcial de oxigênio, em La Paz, sobre a difusão do oxigênio do pulmão para 
o sangue, em comparação com o que ocorre ao nível do mar? Como o sistema de transporte de oxigênio 
para os tecidos responde a esse efeito, após uma semana de aclimatação do viajante? 
 
Gabarito: 
a) Fração molar do O2 ao nível do mar: 
21,0
mmHg760
mmHg159
P
P
X
total
O
O
2
2

 
A fração molar do O2 em La Paz é a mesma, então tem-se: 
21,0X
2O
 
mmHg490
P
21,0 2
O
 
)490(21,0P
2O
 
mmHg9,102P
2O
 
b) Sendo a pressão parcial do oxigênio em La Paz menor que a encontrada ao nível do mar, a difusão do 
oxigênio do pulmão para o sangue diminui. Com a menor disponibilidade de oxigênio, durante a 
aclimatação, haverá uma maior produção de hemácias, favorecendo o transporte de oxigênio para os 
tecidos. 
 
20. (UNITAU SP/2018) 
Sob alta pressão, o nitrogênio presente no ar inspirado é dissolvido no sangue. Isso acontece, por 
exemplo, com mergulhadores que estão sujeitos a altas pressões. Quando o mergulhador retorna 
rapidamente à superfície, o nitrogênio forma bolhas de gás no sangue, o que pode ser fatal, caso ele utilize 
cilindro contendo apenas ar atmosférico. Para evitar esse problema, o cilindro utilizado para manter os 
mergulhadores respirando contém oxigênio misturado com gases inertes. Um cilindro desse tipo tem uma 
mistura de gás neon e de gás oxigênio, contendo 128,0 g de oxigênio e 323,2 g de neon. 
Se a pressão do cilindro de gás é de 24 atm, qual a pressão parcial de oxigênio e de neon no cilindro? 
Apresente os cálculos. 
 
Gabarito: 
Massa molecular do O2 = 32; Massa molecular do neon = 20,2 
128 g de oxigênio = 128/32 = 4 mols de O2 
323,2 g de neon = 323,2/20,2 = 16 mols de neon 
Número total de mols do gás 16 + 4 = 20 mols (total dos gases) 
Fração molar do oxigênio no cilindro = 4/20 = 1/5 = 0,2 
Fração molar do neon no cilindro = 16/20 = 4/5 = 0,8 
Pressão parcial de oxigênio = fração de mols de oxigênio x pressão total = 0,2 x 24 = 4,8 atm 
Pressão parcial de neon = 0,8 x 24 = 19,2 atm 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 71
 
21. (UFSC/2016) 
Em uma aula de laboratório de química, os estudantes juntamente com o professor realizaram 
experimentos com o objetivo de investigar a quantidade de gás carbônico (CO2) presente no refrigerante. 
Cada grupo de estudantes recebeu uma lata de refrigerante de cola do tipo normal e fechada, e iniciou-
se a experimentação, provocando a liberação de todo o gás contido no refrigerante. Como o processo é 
realizado por meio de pesagem por diferença, antes de abrir a lata e após a eliminação do gás, alguns 
cuidados foram tomados, a fim de minimizar os erros experimentais. O quadro a seguir apresenta os 
valores de massa obtidos pelos estudantes durante o procedimento experimental. 
 
(Adaptado de: CAVAGIS, A. D. M.; PEREIRA, E. A.; OLIVEIRA, C. L. 
Um Método Simples para Avaliar o Teor de Sacarose e CO2 em Refrigerantes. 
Química Nova na Escola. v.36. n.3. 2014. p.241-245.) 
 
a) Considerando que a massa molar do , que a equação dos gases ideais é dada pela fórmula 
TRnPV  , que a constante dos gases ideais é igual a Kmol
dmatm
082,0
3


 e que o quadro apresenta os dados 
obtidos experimentalmente pelos estudantes, qual o volume, em litros, que a massa de CO2 contida na 
bebida ocuparia a uma temperatura ambiente de 25 ºC e pressão de 1 atm? 
b) Se a quantidade de mol
g
44CO2 
 fosse armazenada em um recipiente fechado e introduzido 1,44 g de 
gás oxigênio através de um orifício, mantendo pressão a 1 atm e temperatura a 298 K, qual seria a pressão 
parcial do CO2 (em atm) nessa mistura? 
 
Gabarito: 
a) n mol de CO2 = (MM)molar massa
(m) massa
 
mol 045,0
44
g2
MM
m
 moln 
mol
g

 
T = 25 + 273 = 298 K 
Empregando-se a equação dos gases ideais, tem-se que: 
PV = n R T 
1 atm V = 0,045 mol 0,082 Kmol
dmatm 3


298 K 
mol
g
44CO2 

 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 72
V = 1,1 dm3 = 1,1 L 
b) Tem-se 0,045 mol de CO2 e 
045,0
32
g44,1
n
mol
g

 mols de O2. 
Assim, a fração em mol do 
50,0
045,0045,0
045,0
CO2 

. 
Como a pressão parcial do CO2 é igual ao produto da fração em mol pela pressão total, então a pressão 
parcial de CO2 = 0,50 1 atm = 0,50 atm. 
 
22. (UFF RJ/2012) 
Num recipiente de 3,0 L de capacidade, as seguintes pressões parciais foram medidas: N2 = 0,500 atm; H2 
= 0,400 atm; NH3 = 2,000 atm. O H2(g) é retirado do recipiente até que a pressão do N2(g) na nova situação 
de equilíbrio seja igual a 0,720 atm. Com base na informação, pede-se: 
 
a) Escrever a equação balanceada, representativa da mistura gasosa em reação; 
b) Calcular as pressões parciais dos componentes da mistura gasosa, na nova situação de equilíbrio. 
 
Gabarito: 
a) N2(g) + 3H2(g) 

 2NH3(g) 
b) x = 0.300 atm3 
 
23. (UFG GO/2010/2ªFase) 
Em um laboratório, é realizado o seguinte experimento a 300 K: dois balões de 2 litros cada são 
conectados por uma torneira, conforme ilustra a figura abaixo. 
 
Dado: R=0,082 L atm/ K mol 
 
O balão A contém 1 atm de H2 e o balão B, 0,5 atm de O2 e 0,5 atm de H2. Admitindo-se comportamento 
ideal dos gases e que não ocorra nenhuma reação química, calcule a pressão parcial dos gases em 
equilíbrio, após se abrir a torneira. 
 
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ESTRATÉGIAVESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 73
Gabarito: 
0,75atmp
2H
 ; 0,25atmp 2O  
 
24. (UERJ/2010/2ªFase) 
O oxigênio gasoso pode ser obtido em laboratório por meio da decomposição térmica do clorato de 
potássio. 
Em um experimento, o gás foi produzido em um frasco A e recolhido em um frasco B que, inicialmente, 
continha apenas água. 
Observe o esquema: 
 
 
Ao final do experimento, verificaram-se as seguintes medidas no interior do frasco B: 
 
• volume de gás recolhido: 123 mL 
• temperatura interna: 27 oC 
• pressão total no nível da água: 786,7 mmHg 
• pressão de vapor da água: 26,7 mmHg 
 
Determine a massa de oxigênio gasoso, em gramas, recolhida no frasco B, e apresente a equação química 
completa e balanceada correspondente a sua obtenção. 
 
Gabarito: 
m = 0,16 g ; 2 KCℓO3(s) 
 2 KCℓ(s) + 3 O2(g) 
 
25. (UFG GO/2009/2ªFase) 
Um laboratório recebeu três cilindros de gás com as seguintes especificações medidas a 25 ºC: pressão 
de 9,778 atm e volume de 5 m3. Sabendo que o cilindro A contém nitrogênio, o B contém argônio e o C 
contém 52 kg de um gás desconhecido, pergunta-se: 
 
a) Qual é a massa de gás contida nos cilindros A e B? 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 74
b) Qual é o gás contido no cilindro C, sabendo-se que sua fórmula molecular contém apenas C e H? 
 
Gabarito: 
a) cilindro A: 56 kg; cilindro B: 79,8 kg 
b) gás acetileno 
 
26. (UEG GO/2008) 
A 25 ºC, uma mistura de propano e butano ocupa um certo volume, sob uma pressão total de 1,25 atm. 
Quando é realizada a combustão completa dessa mistura e apenas dióxido de carbono é coletado, verifica-
se que a pressão desse gás é de 0,5 atm, quando este ocupa um volume oito vezes superior ao volume 
inicial sob a mesma temperatura. 
Dado: R=0,082 atm L K–1 mol–1 
a) Calcule a fração molar de butano na amostra original. 
b) Explique, do ponto de vista da teoria cinética dos gases, por que o aumento de temperatura a volume 
constante provoca um aumento na pressão. 
 
Gabarito: 
a) XB = 0,2 ou 20% 
b) Ao aumentar a temperatura, aumenta-se a energia cinética média das moléculas. Como o volume é 
constante, a frequência de colisões com a parede do recipiente aumenta, tendo como consequência um 
aumento no valor da pressão. 
 
27. (UEG GO/2007/Julho) 
Em laboratórios de síntese orgânica, um dos métodos convencionais para a transformação de ácidos 
carboxílicos em seus respectivos cloretos de ácido é o seu tratamento com cloreto de tionila (SOCl2), 
conforme o esquema abaixo. 
 
 
C
O
OH SOCl2
Et3N
C
O
Cl
+ SO2 + HCl
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 75
Sabendo-se que nessa reação empregou-se 30,5 g de ácido benzoico, obtendo-se o correspondente 
cloreto de ácido em 90% de rendimento, e que o dióxido de enxofre (SO2) foi quantitativamente recolhido 
para o balão B da figura ao lado, responda ao que se pede. 
Dados: MM(Ácido Benzoico) = 122 g mol–1 
a) Calcule, em número de mols, a quantidade do cloreto de ácido obtido ao final da reação. 
b) Considerando que no balão A existe gás nitrogênio a uma pressão de 3 atm, calcule a pressão final do 
sistema após a abertura da torneira. O produto entre a constante dos gases ideais e a temperatura no 
sistema de balões vale RT = 30 atm L mol–1. 
 
Gabarito: 
a) 0,225 mol 
b) Pfinal = 1,45 atm 
 
28. (UFBA/2006) 
Para suprir a demanda de energia, o Brasil ainda necessita importar gás natural. Através do gasoduto 
Brasil-Bolívia, construído em parceria pelos dois países, a Bolívia fornece gás natural para várias cidades 
do Centro-Sul brasileiro. O gás natural está sendo utilizado cada vez mais como combustível para 
automóveis pelo fato de ser mais econômico e menos poluente do que a gasolina. 
(FELTRE, 2004, p. 38-39). 
 
 
 
Considere um cilindro de gás natural de um automóvel, com 100L de gás natural ideal, carregado a 27ºC 
e 9,0atm, em um posto de combustíveis. 
Admitindo que a composição, em quantidade de matéria, do gás natural é 80% de metano e 20% de etano, 
determine o valor da massa da mistura gasosa contida nesse cilindro, expressando o resultado com três 
algarismos significativos. 
 
Gabarito: 689g 
 
29. (Unicamp SP/2006) 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 76
Algumas misturas gasosas podem ser importantes em ambientes hospitalares, assim como na prática de 
esportes, como mergulho autônomo a grandes profundidades. Uma dessas misturas, denominada Trimix, 
contém 16% de oxigênio, 24% de hélio e 60% de nitrogênio (porcentagem em volume). Suponha um 
cilindro de Trimix mantido à temperatura ambiente e a uma pressão de 9000 kPa. 
a) Escreva as fórmulas dos gases da mistura. 
b) Qual é a pressão parcial do hélio no cilindro? Mostre os cálculos. 
c) Qual é a massa molar média da mistura? Mostre os cálculos. 
Dado: R = 8,3 kPa L mol1 K1 
 
Gabarito: 
a) O2 (oxigênio), He (hélio) e N2 (nitrogênio) 
b) 
kPa2160
100
24
9000XpP HeHe 
 
c) 
mol/g9,22
100
60
28
100
24
4
100
16
32Mmédia 
 
 
30. (UFU MG/2006/2ªFase) 
Os carboidratos, como por exemplo a sacarose, são fontes de energia para o organismo. Sua combustão 
com o oxigênio que respiramos produz somente CO2 e H2O. 
OH
OH
H
OH H
H OH
CH2OH
H
O
CH2OH
O
H OH
OH H
H
CH2OH
 
 
Sacarose
 
 
Sobre este assunto, pede-se: 
a) a fórmula molecular da sacarose. 
b) a equação química balanceada que representa a combustão completa da sacarose. 
c) calcule quantos litros de ar devem ser respirados, a 25 ºC e 1 atmosfera, para queimar 4 g de sacarose 
contidas num pedaço de rapadura. Sabe-se que o oxigênio constitui 21% do volume do ar que respiramos. 
Dados: R = 0,082 atm L K1 mol1 
 
Gabarito: 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GASES 
 
AULA 22 – GASES 77
a) 112212 OHC 
b) OH11CO12O12OHC1 222112212  
c) 16,33L de ar 
 
31. (Unesp SP/2006/Biológicas) 
Uma mistura gasosa formada por 14,0 g de gás nitrogênio, N2, e 8,0 g de gás oxigênio, O2, ocupa um balão 
de capacidade igual a 30 L, na temperatura de 27ºC. Dadas as massas molares (g/mol): N2 = 28 e O2 = 32 
e R = 0,082 atm.L.mol−1.K−1, determine: 
a) a pressão de cada gás no balão; 
b) a pressão total no balão. 
 
Gabarito: 
a) atm41,0P 2N  
 atm205,0P 2O  
b) atm615,0PT  
 
32. (UFG GO/2005/2ªFase) 
A umidade relativa do ar é definida como o quociente entre a pressão parcial do vapor d’água, no ar, e a 
pressão máxima de vapor d’água, no ar, em uma dada temperatura. Por sua vez, a pressão parcial de um 
gás, em um ambiente, está para a pressão total assim como o volume parcial está para o volume total. 
Considere um ambiente com 2,5m de altura, 3,0m de largura e 2,0m de comprimento em um dia em que 
a temperatura atinge a marca dos 30 ºC. Sabe-se que, nessas condições, a pressão parcial de vapor d’água 
é igual a 25,0 mmHg e que a pressão máxima de vapor d’água é igual a 31,8 mmHg. 
a) Determine a umidade relativa do ar, nesse ambiente. 
b) Determine o volume de água, no estado líquido, existente nesse ambiente, considerando que a pressão 
total é de 760 mmHg. (Dados: R = 62,3 mmHgL/Kmol; dágua = 1 g/cm3). 
 
Gabarito: 
a) 0,78 ou 78%; 
b) 11,75 mL 
 
 
 
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