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Gases 
Professor: Paulo Renan G. Ferreira 
Atmosfera da Terra 
 Vivemos imersos em uma solução gasosa: Camada de ar que envolve o 
nosso planeta; 
  Condições atmosféricas normais: 25 ◦C e 1 atm. 
• Estados da Matéria 
 Em determinadas condições de pressão e temperatura, a 
maioria das substâncias pode existir em qualquer um dos três 
estados da matéria. Ex: Água. 
• Representação 
Características físicas dos gases 
• Os gases tomam o volume e a forma dos recipientes onde 
estão contidos; 
• O estado gasoso é o mais compressível dos estados da matéria; 
• Dois ou mais gases contidos no mesmo recipiente misturam-se 
completamente e de um modo homogêneo; 
• Gases exercem pressão no seu entorno; 
• Os gases têm densidades muito mais baixas do que os líquidos 
e os sólidos. 
• Pressão de um gás 
Pressão atmosférica 
• O tímpano é sensível à variações de 
pressão. A tuba auditiva auxilia no 
equilíbrio da pressão interna em 
relação à externa. 
 A pressão atmosférica no nível do mar é aproximadamente 100 
kPa ou 1 bar. A pressão atmosférica real em qualquer local 
depende das condições do tempo e da altitude. 
• Pressão atmosférica e o barômetro 
 A unidade SI de pressão é o N/m2. A ela deram o nome de 
pascal (Pa), em homenagem a Blaise Pascal (1623-1662). 
1 Pa = 1 N/m2 
 
Outra unidade de pressão 
comumente usada: bar 
1 bar = 105 Pa 
 No início do século XVII, 
acreditava-se que a atmosfera 
não tinha peso; 
 
 Evangelista Torricelli (1608 -
1647) inventou o barômetro, 
para mostrar que a atmosfera 
tinha peso. 
 
 Um tubo de vidro com 760 
mm de comprimento, fechado 
em uma ponta, completamente 
cheio com mercúrio e 
invertido dentro de um prato 
que contém mais mercúrio; 
 
 No barômetro, a pressão da atmosfera na superfície do 
mercúrio é igual a pressão produzida pela coluna de mercúrio. 
 A pressão atmosférica padrão, que corresponde à pressão típica no nível 
do mar, é suficiente para suportar uma coluna de mercúrio de 760 mm de 
altura. Em unidade SI, essa pressão é igual a 760 mmHg; 
 
 Outras unidades comuns: atm (atmosfera), mmHg, torr, Pa e psi (libra por 
polegada quadrada). Temos que: 
 
1 atm = 760 mmHg = 760 torr = 1,01325 x 105 Pa = 101,325 kPa = 14,69 psi. 
 
 Para medir a pressão de um certo gás num recipiente, 
emprega-se um instrumento mais simples, o manômetro. 
 Podemos fazer uma relação com o tema: Pressão arterial. 
 
 Visite: https://www.youtube.com/watch?v=-zOwiyxkfak 
 
• As leis dos gases 
 São necessárias quatro variáveis para definir a condição física, 
ou estado, de um gás: 
 Temperatura (T); 
 Pressão (P); 
 Volume (V); 
 Quantidade de gás (n); 
 As equações que expressam as relações entre T, P, V e n são 
conhecidas como leis dos gases. 
• Relação pressão-volume: lei de Boyle 
 O químico britânico Robert Boyle 
(1627-1691) investigou inicialmente 
a relação entre a pressão de um gás 
e seu volume; 
 
 Gráficos baseados na lei de Boyle 
 Processo Isotérmico. 
 Embora os valores individuais de pressão e volume possam 
variar muito para uma dada amostra de gás, desde que a 
temperatura permaneça constante e a quantidade de gás não 
varie, P x V é sempre igual a mesma constante; 
 Portanto, para uma dada amostra de gás sujeita a dois 
conjuntos de condições diferentes e à mesma temperatura, 
podemos escrever: 
P1 V1 = constante = P2 V2 
Ou 
P1 V1 = P2 V2 
 
 
 Aplicamos a lei de Boyle toda vez que respiramos; 
 
 Visite: https://www.youtube.com/watch?v=3iB4fR-sgAc para uma breve 
explicação. 
 
 
 
 
 Inalação: A caixa torácica se 
expande e o diafragma move-se 
para baixo. As duas ações 
aumentam o volume dos 
pulmões, diminuindo assim a 
pressão do gás dentro dos 
pulmões. A pressão atmosférica, 
dessa forma, força o ar para 
dentro dos pulmões até que a 
pressão dos pulmões se iguale a 
pressão atmosférica. 
 A expiração reverte o processo: a caixa torácica contrai-se e o diafragma 
move-se para cima, ambos diminuindo o volume dos pulmões. O ar é 
forçado para fora dos pulmões pelo aumento na pressão. 
• Relação temperatura-volume: lei de Charles 
 Os balões de ar quente 
sobem porque o ar expande-
se à proporção que é 
aquecido. 
 O ar mais quente é menos 
denso que o ar da vizinhança 
fria à mesma pressão. 
 Essa diferença na densidade 
faz com que o balão suba. 
 A relação entre volume de 
gás e temperatura foi 
descoberta em 1787 pelo 
cientista francês Jacques 
Charles (1746 – 1823); 
 
 Charles descobriu que o volume de certa quantidade fixa de 
gás a pressão constante aumenta linearmente com a 
temperatura. 
 
 Volume de um gás em um sistema 
fechado como função da temperatura 
à pressão constante; 
 
 
 A linha tracejada passa pelo valor chamado zero absoluto (0 K ou 
-273◦C). Se supõe que o gás tenha volume zero a essa 
temperatura. 
 Entretanto, essa condição nunca é possível, porque todos os gases 
se liquefazem ou se solidificam antes de atingir essa temperatura. 
 
 
 Também podemos comparar dois conjuntos de condições volume-
temperatura para uma dada amostra de gás, a pressão constante: 
V1 / T1 = constante = V2 / T2 
 ou 
V1 / T1 = V2 / T2 
Onde V1 e V2 são os volumes do gás às temperaturas T1 e T2 (ambas 
em kelvin). 
 
 
• Relação temperatura-pressão: lei de Gay-Lussac 
 A lei de Gay-Lussac (1778 – 1850) expressa 
que, para uma determinada quantidade de 
gás ocupando um certo volume, a pressão 
do gás é proporcional à temperatura: 
 
P = constante x T ou P/T = constante 
 
 
 
 
 
 
 Comparando dois conjuntos de condições pressão-temperatura para uma 
dada amostra de gás, a volume constante: 
P1 / T1 = P2 / T2 
 
 
 
 
 
• Relação quantidade-volume: lei de Avogadro 
 O volume de um gás é afetado não 
apenas pela pressão e temperatura, mas 
também pela quantidade de gás; 
 
 A relação entre quantidade de gás e o 
respectivo volume resultou do trabalho 
de Gay-Lussac (1778-1823) e Amadeo 
Avogadro (1776-1856). 
 
 Observação de Gay-Lussac (1804): Os volumes dos gases que 
reagem entre si estão na proporção dos menores números 
inteiros. 
 
 Ex: Dois volumes de gás hidrogênio reagem com um volume 
de gás oxigênio para formar dois volumes de vapor de água. 
 
 Três anos depois, Avogadro interpretou a observação de Gay-
Lussac propondo o que atualmente é conhecido como hipótese 
de Avogadro: volumes iguais de gases à mesma temperatura e 
pressão contêm números iguais de moléculas. 
 22,4 L de um gás a 0◦C e 1 atm contém 6,02 x 1023 moléculas 
de gás (isto é, 1 mol). 
 A lei de Avogadro resulta da hipótese de Avogadro: o volume de um gás 
mantido a temperatura e pressão constantes é diretamente proporcional ao 
número de mols do gás. Isto é, 
 
V = constante x n ou V/n = constante 
 
Portanto, dobrando-se a quantidade de matéria do gás, o volume também dobra 
se T e P permanecerem constantes. Para casos onde a quantidade de matéria de 
gás é variada de uma quantidade final, temos que: 
 
V1/n1 = V2/n2 
• A equação do gás ideal 
 Examinamos três leis que descrevem as relações entre as 
quatro variáveis, P, V, T e n, que definem o estado de um gás. 
 
lei de Boyle: V α 1/P (n e T constante) 
lei de Charles: V α T (n eP constante) 
lei de Avogadro: V α n (P e T constante) 
 
 Podemos combinar essas relações para chegar a uma lei de gás 
mais geral: 
• PV = nRT 
 Essa equação é conhecida como equação do gás ideal. Um 
gás ideal é um gás hipotético, cujo o comportamento é descrito 
pela equação do gás ideal. 
• As moléculas do gás ideal não se atraem e nem se repelem, e o 
seu volume é desprezível quando comparado com o volume do 
recipiente; 
 
• Essa aproximação funciona em uma gama razoável de 
temperaturas e pressões para resolver muitos problemas que 
envolvem gases. 
 O termo R na equação é chamado constante dos gases ideais. 
 
 O valor e a unidade de R dependem das unidades de P, V, n e 
T; 
 
 T: deve sempre ser expressa como temperatura absoluta (K); 
n: expresso em mols; 
P e V: atm e L, respectivamente. 
 Valor de R utilizado com mais frequência: 
R = 0,0821 L.atm/mol.K 
Condições normais de temperatura e pressão (CNTP) 
 1,000 mol de um gás ideal a 0 ◦C (273,15 K) e 1 atm. De 
acordo com a equação do gás ideal, o volume do gás é: 
 
V = 22,4 L 
 
 A equação do gás ideal explica adequadamente as 
propriedades da maioria dos gases, sob várias circunstâncias. 
Entretanto, ela não é exatamente correta para um gás real. 
 Ex. 1) O carbonato de cálcio, CaCO3(S) decompõe-se com 
aquecimento para produzir CaO(S) e CO2(g) . Uma amostra de 
CaCO3 é decomposta e o dióxido de carbono é coletado em 
um frasco de 250 mL. Depois de a decomposição se completar, 
o gás tem pressão de 1,3 atm à temperatura de 31 ◦C. Qual a 
quantidade de matéria de gás CO2 produzida? 
 Resposta: n = 0,013 mol de CO2 
 Ex. 2) As bolas de tênis são normalmente cheias com ar ou gás 
N2, com pressão acima da pressão atmosférica para aumentar 
os seus quiques. Se uma bola de tênis em particular tem 
volume de 144 cm3 e contém 0,33 g de gás N2, qual é a 
pressão dentro da bola a 24 ◦C? 
 Resposta: P = 2,0 atm de N2 
 Ex. 3) O hexafluoreto de enxofre (SF6) é um gás incolor e 
inodoro. Devido a sua reatividade muito fraca, ele é utilizado 
como isolante em equipamentos eletrônicos. Calcule a pressão 
(em atm) exercida por 1,82 mol do gás em um recipiente de 
aço de volume igual a 5,43 L a 69,5 ◦C? 
 Resposta: P = 9,42 atm 
 Ex. 4) Calcule o volume (em litros) ocupado por 7,40 g de 
NH3 nas CNTP. 
 Resposta: V = 9,74 L 
 Ex. 5) Uma amostra de monóxido de carbono contém 2,50 
mols e tem uma pressão de 0,890 atm a 298 K. Qual é o seu 
volume? 
 Resposta: V = 68,7 L 
• Relacionando a equação do gás ideal e as leis dos gases 
 As leis dos gases simples, como a lei de Boyle, são casos 
especiais da equação ideal dos gases; 
 
 Exemplo: n e T constantes 
PV = nRT = constante ou PV = constante 
 
 Se n e T são constantes, os valores individuais de P e V podem 
variar, mas o produto PV permanece constante (lei de Boyle). 
 Ex. 6) Se um cilindro de metal comporta 50,0 L de gás O2 a 
18,5 atm e 21 ◦C, qual o volume que o gás ocupará se a 
temperatura for mantida constante, enquanto a pressão é 
reduzida para 1,0 atm? 
 Uma vez que o produto PV é uma constante quando um gás é 
mantido com n e T constantes, pode-se afirmar que: 
P1 V1 = P2 V2 
 Resposta: V2 = 925 L 
 Ex. 7) A pressão do gás em uma lata de aerossol é 1,5 atm a 25◦C. Supondo 
que o gás dentro da lata obedece a equação do gás ideal, qual seria a 
pressão se a lata fosse aquecida a 450◦C? 
 Resposta: P2 = 3,6 atm. 
 Ex. 8) Uma amostra de gás metano que tem um volume de 3,8 L a 5 ◦C é 
aquecida até 86 ◦C a pressão constante. Calcule o seu novo volume. 
 Resposta: V2 = 4,90 L. 
 Ex. 9) Considere duas amostras de gás N2. A amostra 1 contém 1,5 mol de 
N2 e tem volume de 36,7 L a 25 
◦C e 1 atm. A amostra 2 tem volume de 
16,5 L a 25 ◦C e 1 atm. Calcule a quantidade de matéria de N2 na amostra 2. 
 Resposta: n2 = 0,67 mols. 
 Ex. 10) Um balão cheio tem volume de 6,0 L no nível do mar (1,0 atm) e é 
incitado a subir até que a pressão seja 0,45 atm. Durante a subida, a 
temperatura do gás cai de 22◦C para -21◦C. Calcule o volume do balão a 
essa altitude final. 
 Resposta: V2 = 11,4 L 
 Ex. 11) Uma amostra de 0,50 L de gás oxigênio é confinada em um cilindro 
a 0◦C com um pistão móvel. O gás tem pressão inicial de 1,0 atm. Ele é, em 
seguida, comprimido por um pistão de tal forma que o volume final seja a 
metade do inicial. A pressão final do gás é 2,2 atm. Qual é a temperatura 
final do gás, em graus Celsius? 
 Resposta: T2 = 27,3 
◦C 
 Ex. 12) Uma amostra de H2 tem um volume de 350 dm
3 a 
25,0◦C e 1,25 atm. Calcule sua temperatura em graus Celsius, 
se o volume passar a 480 dm3 a 1,10 atm. 
 Resposta: T2 = 86,6 
◦C 
• Aplicações adicionais da equação do gás ideal – Densidade 
dos gases e massa molar 
 A densidade tem unidades de massa por unidade de volume; 
 Reajustando a equação do gás ideal com M como massa molar, tem-se: 
Pontos importantes: 
 Quanto maior a massa molar (M) e a pressão de um gás (P), maior será a 
sua densidade; 
 
 Quanto maior a temperatura de um gás, menor a sua densidade (o inverso 
também é verdadeiro). O fato de um gás mais quente ser menos denso do 
que um gás mais frio explica por que o are quente sobe. 
Isso ajuda a explicar muitos 
fenômenos, como: 
 
 A subida de balões de ar 
quente; 
 
 O funcionamento de 
extintores de incêndio. 
 Nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP), em que a 
pressão é igual a 1 atm e a temperatura absoluta é igual a 273 K, a fórmula 
da densidade dos gases pode ser escrita da seguinte forma: 
 Ex. 13) 
 Ex. 14) Ao se desejar identificar o conteúdo de um cilindro contendo um 
gás monoatômico puro, um estudante de Química coletou uma amostra 
desse gás e determinou a sua densidade, d = 5,38 g/L, nas seguintes 
condições de temperatura e pressão: 15 ◦C e 0,97 atm. Com base nessas 
informações, e assumindo o modelo de gás ideal, calcule a massa molar do 
gás. (Dados: R = 0,082 L. atm/mol. K). 
 Resposta: M ≈ 131 g/mol 
• Aplicações adicionais da equação do gás ideal – Volumes de 
gases em reações químicas 
 Entender as propriedades de gases é importante porque os gases são muitas 
vezes reagentes ou produtos nas reações químicas; 
 
 Os coeficientes em equações químicas balanceadas fornecem as 
quantidades relativas (em mols) de reagentes e produtos em certa reação; 
 
 A quantidade de matéria de um gás, por sua vez, está relacionada com P, V 
e T. 
 Ex. 15) Os air bags de segurança em automóveis contêm gás nitrogênio 
gerado pela decomposição rápida de azida de sódio, NaN3: 
 
2 NaN3(s) → 2 Na(s) + 3 N2(g) 
 
Se um air bag tem um volume de 36 L e contém gás nitrogênio a uma pressão 
de 1,15 atm à temperatura de 26 ◦C, quantos gramas de NaN3 devem ser 
decompostos? (Dados: R = 0,0821 L. atm/mol. K; NaN3 = 65 g/mol). 
Resposta: 72 g de NaN3. 
 Ex. 16) No primeiro passo do processo industrial para produzir ácido 
nítrico, amônia reage com o oxigênio na presença de um catalisador para 
formar óxido nítrico e vapor de água: 
 
4 NH3(g) + 5 O2(g) → 4 NO(g) + 6 H2O(g) 
 
Quantos litros de NH3 a 850 ◦C e 5 atm são necessários para reagir com 1 mol 
de O2 nessa reação? Resposta: 14,8 L de NH3. 
• Lei de Dalton das pressões parciais 
 A pressão total de uma mistura gasosa é a soma das pressões parciais que 
cada gás exerceria se estivesse sozinho, considerando-se que os gases se 
comportam como ideais, e não interagementre si. 
 Ex. 17) Uma mistura de gases contém 4,46 mols de Neônio, 0,74 mol de 
argônio (Ar) e 2,15 mols de xenônio (Xe). Calcule a pressão parcial dos 
gases se a pressão total for 2,00 atm a uma dada temperatura. 
Resposta: PNe = 1,21 atm; PAr = 0,2 atm; PXe = 0,586 atm. 
 Ex. 18) Uma amostra de gás natural contém 8,24 mols de metano (CH4), 
0,421 mol de etano (C2H6) e 0,116 mol de propano (C3H8). Se a pressão 
total dos gases for 1,37 atm, quais são as pressões parciais dos gases? 
Resposta: PCH4 = 1,28 atm; PC2H6 = 0,065 atm; PC3H8 = 0,018 atm. 
 Ex. 19) Uma mistura gasosa feita de 6 g de O2 e 9 g de CH4 é colocada em 
um recipiente de 15 L a 0 ◦C. Qual é a pressão parcial de cada gás e a 
pressão total no recipiente? (Dados: O2 = 32 g/mol; CH4 = 16 g/mol; R = 
0,0821 L. atm/mol. K). 
Resposta: PO2 = 0,281 atm; PCH4 = 0,841 atm; Pt = 1,122 atm. 
• Teoria cinética molecular dos gases 
 Explicação a nível molecular das propriedades físicas dos gases. Ex: Por 
quê o volume de um gás aumenta quando ele é aquecido? 
 Essas propriedades podem ser explicadas com base nos movimentos das 
moléculas individuais. 
Ludwig Boltzmann (1844 – 1906) James Clerk Maxwell (1831 – 1879) 
 As descobertas de Maxwell, Boltzmann e outros deram origem a diversas 
generalizações sobre o comportamento dos gases, que ficaram conhecidas, 
então, como a teoria cinética molecular dos gases. As hipóteses 
fundamentais são: 
1. Um gás é constituído por moléculas, separadas umas das outras por 
distâncias muito maiores que suas próprias dimensões. As moléculas 
podem ser consideradas como pontos, isto é, possuem massa mas têm 
volume desprezível. 
2. As moléculas de um gás estão em movimento constante em todas as 
direções e colidem frequentemente umas com as outras. As colisões entre 
as moléculas são perfeitamente elásticas. Em outras palavras, a energia é 
transferida de uma molécula para outra como consequência da colisão. No 
entanto, a energia total das moléculas permanece constante. 
3. Não há forças atrativas nem repulsivas entre as moléculas de um gás. 
4. A energia cinética média das moléculas é proporcional a temperatura do 
gás, em kelvin. Quaisquer gases, à mesma temperatura têm a mesma energia 
cinética. 
 De acordo com a teoria cinética, a pressão de um gás é o resultado das 
colisões entre as moléculas e as paredes do recipiente. 
 
 A pressão depende das frequências de colisões por unidade de área, e da 
força com que as moléculas batem na parede. 
 Ex. 20) Uma amostra de gás O2 inicialmente nas CNTP é comprimida para 
um volume menor a temperatura constante. Qual o efeito que essa variação 
tem: 
a) Na energia cinética média das moléculas de O2; 
b) Na velocidade média das moléculas de O2; 
c) No número total de colisões das moléculas de O2 contra as paredes do 
recipiente em uma unidade de tempo. 
Resposta: a) nenhum efeito; b) nenhum efeito; c) aumenta. 
• Efusão e difusão molecular 
 A massa molar, M, aparece no denominador. Assim, quanto mais leve as 
moléculas de gás, maior a velocidade média das partículas do gás. A 
temperatura, T, aparece no numerador. Quanto maior a temperatura, maior a 
velocidade média das moléculas de um gás. 
 A distribuição das velocidades moleculares para os gases nobres a 25 ◦C. 
 A dependência das velocidades moleculares em relação a massa apresenta 
várias consequências interessantes; 
 
 O primeiro que podemos destacar é a efusão, que é a fuga de moléculas de 
gás por buracos minúsculos para um espaço evacuado ou para uma região 
de baixa pressão; 
 
 O segundo é a difusão, que é o espalhamento de uma substância pelo 
espaço ou por uma segunda substância. 
Exemplos: 
 
 Quando um perfume é borrifado 
ou quando o seu vidro se quebra, 
rapidamente sente-se o cheiro do 
perfume; 
 
 Quando um balão de festas 
murcha, após algumas horas. 
 
• Lei de efusão de Graham 
Thomas Graham (1805 – 1869) 
 Em 1846, Thomas Graham descobriu que a 
taxa de efusão de um gás é inversamente 
proporcional à raiz quadrada de sua massa 
molar; 
 
 Para dois gases (A e B) à mesma 
temperatura e pressão: 
 
 
 
 A taxa de efusão é diretamente proporcional à velocidade média das 
moléculas; 
 
 
 Quanto mais rapidamente as moléculas se movem, maior a chance de uma 
molécula chocar-se no buraco e efundir. 
 
 Os átomos ou moléculas mais 
leves escapam pelos poros de 
um balão com maior rapidez 
que os mais pesados. 
 A lei de Graham sugere que a velocidade média das moléculas de um gás é 
inversamente proporcional à raiz quadrada de sua molar. Para dois gases A 
e B: 
 
 Ex. 21) 30 mL de argônio levam 40 s para efundir por uma barreira porosa. 
O mesmo volume de vapor de um composto volátil extraído de esponjas do 
caribe leva 120 s para efundir pela mesma barreira, nas mesmas condições. 
Qual é a massa molar desse composto? (Dado: Ar = 39,95 g/mol). 
Resposta: 4,4 g/mol. 
 Ex. 22) O tetrafluoroetileno C2F4, efunde-se por uma barreira com taxa de 
4,6 x 10-6 mol/h. Um gás desconhecido, consistindo somente de boro e 
hidrogênio, efunde-se com taxa de 5,8 x 10-6 mol/h, sob as mesmas 
condições. Qual é a massa molar do gás desconhecido? (Dado: C2F4 = 
100,0150 g/mol). 
Resposta: 63 g/mol. 
• Desvios do comportamento ideal – Gases Reais 
• Em que condições é mais provável que os gases não se comportem como 
gases perfeitos? 
 R: Pressões elevadas e temperaturas baixas. Considere 1 mol de N2 a três 
temperaturas diferentes: 
 A pressão elevada, a densidade do gás aumenta; as moléculas estão muito 
mais perto umas das outras. Então, as forças intermoleculares podem 
tornar-se de tal modo significativas que afetam o movimento das 
moléculas, e o gás deixa de se comportar como um gás ideal; 
 
 Outra maneira de observar o desvio no comportamento do gás ideal é 
baixar a temperatura. O resfriamento de um gás diminui a energia cinética 
média das moléculas, o que de certo modo, as priva da sua capacidade de 
vencer a influência das suas atrações mútuas. 
 Para estudar com precisão os gases reais, precisamos modificar a equação 
dos gases ideais, levando em conta as forças intermoleculares e os 
volumes moleculares finitos; 
 
 Esta análise foi feita em 1873 pelo físico J. D. van der Waals (1837 – 
1923). O tratamento de van de Waals, além de ser matematicamente 
simples, fornece uma interpretação para o comportamento dos gases reais a 
nível molecular. 
Pressão Corrigida Volume Corrigido 
• A equação que relaciona P, V, T e n para um gás real é conhecida como a 
equação de van der Waals. 
• As constantes a e b são escolhidas a fim de obter a melhor concordância 
possível entre a equação de van der Waals e o comportamento de um 
determinado gás. 
 Ex. 23) Sabendo que 3,50 mols de NH3 ocupam 5,20 L a 47 
◦C, calcule a 
pressão do gás (em atm) usando: a) a equação dos gases ideais e b) a 
equação de van der Waals. (Dados: R = 0,0821 L. atm/K. mol; a = 4,17 
atm. L2/mol2; b = 0,0371 L/mol). 
 
 
 Resposta: a) PNH3 = 17,7 atm. b) PNH3 = 16,2 atm 
• Fluido corporal - Sangue 
 Os fluidos corporais têm importância especial para os profissionais de 
saúde. Amostras desses fluidos podem ser coletadas com relativa 
facilidade. A análise química do plasma e do soro sanguíneo, urina e 
ocasionalmente do fluido cerebroespinhal é de grande importância para 
diagnosticar doenças. 
 Há séculos que se sabe que o sangue é essencial à vida humana.O sangue 
tem muitas funções, entre as quais: 
 
1. Transportar O2 dos pulmões para os tecidos. 
2. Transportar CO2 dos tecidos para os pulmões. 
3. Transportar nutrientes do sistema digestivo para os tecidos. 
4. Transportar excreções dos tecidos para os órgãos excretores. 
5. Com seus sistemas de tampões, manter o pH do organismo (com a ajuda dos 
rins). 
6. Manter constante a temperatura do corpo. 
7. Transportar hormônios das glândulas endócrinas para onde for necessário. 
8. Transportar células brancas (leucócitos), que combatem a infecção, e 
anticorpos. 
Transporte de gases através do sangue (O2/CO2) 
 Confira o vídeo: https://www.youtube.com/watch?v=V_KM7rgovUQ