3a. LISTA QG Gases

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3ª LISTA - EXERCÍCIOS DE PROVAS ANTIGAS - Gases 
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1a Questão 
 
O etanol, C2H5OH (d = 0,800 g mL
-1), queima em presença de oxigênio, segundo a 
equação: 
 
C2H5OH(l) + 3O2(g)  2CO2(g) + 3H2O(g) 
 
Considere que os gases estão a 1,00 atm e 25,0 oC e têm comportamento ideal. 
Desconsidere qualquer variação de pressão e temperatura durante os processos 
descritos. 
 
a) Uma massa de 5,00 g de etanol foi queimada dentro de um recipiente fechado 
contendo 5,00 L de oxigênio. Mostre, com cálculos, o reagente limitante e a massa, em 
gramas, que irá sobrar do reagente em excesso, considerando que a reação é completa. 
Desconsidere o volume do etanol. 
b) Em outra situação, calcule o rendimento percentual da reação, sabendo que a queima 
de 500 mL de etanol, em excesso de oxigênio, produziu 700 g de CO2. 
c) Calcule o volume de CO2, em L, emitido por um carro movido a álcool, ao percorrer 
uma distância de 100 km. Considere que o álcool usado como combustível é etanol puro, 
que o carro está bem regulado (a combustão é completa) e percorre 10,0 km com 1,00 L 
de álcool. 
 
Dados: 
M(C2H5OH) = 46,0 g mol
-1 
M(O2) = 32,0 g mol
-1 
M(CO2) = 44,0 g mol
-1 
R = 0,0821 atm L mol-1 K-1 
T(K) = T(oC) + 273,15 
 
Gabarito: 
a) O2 é o reagente limitante. 
 m(C2H5OH) = 1,9 g 
b) 91,5 % 
c) 8,51x103 L 
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2a Questão 
 
Na tabela abaixo são apresentados os valores de fração em mol, x, dos principais 
constituintes do ar expirado por um indivíduo e do ar atmosférico seco, a 37 °C e 1,00 
atm. Considerar o comportamento ideal dos gases e faça o que se pede. 
 
Constituinte gasoso 
Fração em mol (x) 
ar expirado ar atmosférico seco 
N2 0,7420 0,7808 
O2 0,1520 0,2095 
Ar 0,0090 0,0093 
CO2 0,0380 0,00040 
H2O 0,0590 0,0 
 
a) Calcule a densidade do ar expirado, em g L-1. 
b) Calcule a razão entre a pressão parcial do CO2 no ar expirado e no ar atmosférico 
seco. 
c) Em altas pressões os gases deixam de se comportar idealmente. Explique. 
 
Dados: 
M(N2) = 28,01 g mol
-1; 
M(O2) = 32,00 g mol
-1; 
M(Ar) = 39,95 g mol-1; 
M(CO2) = 44,01 g mol
-1; 
M(H2O) = 18,02 g mol
-1; 
R = 0,0821 atm L mol-1 K-1; 
T(K) = T(oC) + 273,15. 
 
Gabarito: 
a) 1,13 g L-1 
b) 95 
c) Em altas pressões, o volume ocupado pelas moléculas de gás torna-se significativo, 
logo o espaço onde as moléculas poderão mover-se é bem diferente do volume do 
recipiente. Além disso, as forças intermoleculares passam a ser igualmente significativas. 
Com isso, a pressão real do gás será menor que aquela prevista pelo comportamento 
ideal. 
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3a Questão 
 
Um determinado tipo de gás combustível é produzido pela passagem do ar ou vapor 
através de um leito de carvão quente ou coque. A obtenção deste gás a 25,0 C e 1,00 
atm, apresentou a seguinte composição percentual em volume: 8,00 % CO2, 23,2 % CO, 
17,7 % H2, 1,10 % CH4, e 50,0 % N2. 
 
a) Calcule a fração em mol de cada componente desta mistura. 
b) Qual é a percentagem em massa do CO2 nesta mistura? 
c) Calcule a densidade desta mistura, em g L-1. 
d) Defina a Lei de Dalton, usando, como exemplo, esta mistura gasosa. 
 
Considerar o comportamento ideal dos gases. 
 
Dados: 
M(CO2) = 44,0 g mol
-1; 
M(CO) = 28,0 g mol-1; 
M(H2) = 2,02 g mol
-1; 
M(CH4) = 16,05 g mol
-1; 
M(N2) = 28,0 g mol
-1; 
R = 0,0821 atm L mol-1 K-1; 
T(K) = T(oC) + 273,15; 
 
Gabarito: 
a) x(CO2) = 0,0800; x(CO) = 0,232; x(H2) = 0,177; x(CH4) = 0,0110; x(N2) = 0,500 
b) 14,3 % 
c) 1,00 g L-1 
d) Dalton descobriu que “a pressão de uma mistura de gases é igual à soma das pressões 
que cada gás teria se ocupasse sozinho o volume da mistura”. Sendo Pt a pressão total e 
2
N
4
CH
2
HCO2CO
PeP,P,P,P
as pressões parciais dos gases na mistura, a Lei de Dalton para 
esta mistura de gases é: 
2
N
4
CH
2
HCO2COt
PPPPP P 
 
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4a Questão 
 
A nitroglicerina, C3H5N3O9, é um líquido sensível ao choque, capaz de detonar liberando 
uma mistura de gases segundo a equação abaixo. 
 
4C3H5N3O9(l)  6N2(g) + 10H2O(g) + 12CO2(g) + O2(g) 
 
Sabendo que 100 g de nitroglicerina reagem completamente a 1,00 atm e 100 °C, calcule: 
a) o volume da mistura gasosa. 
b) a fração em mol do CO2 na mistura gasosa. 
c) a densidade da mistura de gases resultante. 
 
Considere o comportamento ideal para todos os gases. 
 
Dados: 
M(C3H5N3O9) = 227 g mol
-1; 
M(N2) = 28,0 g mol
-1; 
M(H2O) = 18,0 g mol
-1; 
M(CO2) = 44,0 g mol
-1; 
M(O2) = 32,0 g mol
-1; 
R = 0,0821 atm L mol-1 K-1; 
T(K) = T(oC) + 273,15 
 
Gabarito: 
a) 97,9 L 
b) 0,414 (ou 0,41) 
c) 1,02 g L-1 
 
 
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5a Questão 
 
Em um balão de vidro de 500 mL, que resiste a pressões de até 5,00 atm, são colocados 
excesso de ácido clorídrico, HCl, e 7,12 g de carbonato de cálcio, CaCO3, a temperatura 
de 300 K. O balão é, então, hermeticamente fechado. Considere que as espécies reagem 
como representado na equação abaixo e que os gases se comportam idealmente. 
 
CaCO3(s) + 2HCl(aq) → CO2(g) + CaCl2(aq) + H2O(l) 
 
a) O balão resistirá à pressão interna no caso do CaCO3 ser o reagente limitante e a 
reação se completar? Mostre com cálculos. 
b) Calcule a concentração de HCl, em mol L-1, necessária para que a pressão interna 
atinja 2,50 atm, quando se adicionam 150 mL do ácido, sabendo que este é o reagente 
limitante. 
 
Obs.: Desconsidere o volume ocupado por sólidos e líquidos nesta reação. 
 
Dados: 
M(CaCO3) = 100,09 g mol
-1; 
M(CO2) = 44,01 g mol
-1; 
R = 0,0821 atm L mol-1 K-1. 
 
Gabarito: 
a) O balão resistirá, já que a pressão resultante (3,50 atm) é menor que a pressão 
máxima do balão (5,00 atm). 
b) 0,677 mol L-1 
 
 
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6a Questão 
 
Em um reator fechado de volume igual a 10,0 L, foi colocada uma massa de 200,0 g de 
urânio, U, para reagir com gás flúor, F2, inicialmente à pressão de 31,8 atm e temperatura 
de 50 °C. Baseado nessas informações e, assumindo o comportamento ideal para os 
gases, responda os itens “a” e “ b” abaixo. 
 
U(s) + 3F2(g) → UF6(g) 
 
a) Calcule a quantidade máxima de UF6, em gramas, obtida na reação. 
b) Calcule a pressão total, em atm, no reator no final da reação, considerando que o 
rendimento foi de 75 % e que a temperatura foi mantida constante. 
c) Calcule a densidade, em g L-1, de um mol do gás UF6 a 100 °C e 1,00 atm. 
 
Dados: 
M(U) = 238,0 g mol-1 
M(UF6) = 352,0 g mol
-1 
 
Gabarito: 
a) 295,8 g 
b) 28,4 atm 
c) 11,5 g L-1 
 
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7a Questão 
 
O acetileno, C2H2, é formado pela reação entre os gases metano, CH4, e oxigênio, O2, 
segundo a equação 1. Em um reator de 200 L aquecido a 550 °C foram colocados para 
reagir 416 g de CH4 e uma quantidade estequiométrica de O2. Considere o 
comportamento dos gases como ideal e que os reagentes foram completamente 
consumidos no processo. 
 
4CH4(g) + 2O2(g)  C2H2(g) + 6H2(g) + CO(g) + CO2(g) + H2O(g) eq 1 
 
a) Calcule a pressão total no reator, em atm, após o término da reação. 
b) Uma das razões da diminuição do rendimento no processo de produção de C2H2 pela 
reação acima é a decomposição desse produto representada na equação 2. 
 
C2H2(g)  2C(s) + H2(g) eq 2 
 
Calcule o rendimento percentual da reação de produção de C2H2 (eq 1), sabendo que 
parte do C2H2 se decompôs e que a pressão parcial do H2 no reator no final do processo é 
igual a 14,0 atm. 
c) Considere que, além da decomposiçãode C2H2, ocorreram outras perdas durante o 
processo de produção. Calcule o novo rendimento percentual da reação representada na 
equação 1 em relação ao acetileno, C2H2, sabendo que a mistura final de gases contém 
3,25 mol de C2H2. 
 
Dados: 
M(CH4) = 16,0 g mol
-1 
 
Gabarito: 
a) 22,0 atm 
b) 63 % 
c) 50,0 % 
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8a Questão 
 
A água oxigenada é uma solução aquosa de peróxido de hidrogênio, H2O2, que se 
decompõe conforme a equação abaixo. A água oxigenada a 10 volumes (10 V) libera 10,0 
L de oxigênio, O2, por cada 1,00 L de solução a 0 °C e 1,00 atm. 
 
H2O2(aq)  
2
1
O2(g) + H2O(l) 
 
a) Calcule a concentração, em gramas por 100 mL, de H2O2 na água oxigenada 10 V. 
 
b) Um volume de 25,0 mL de água oxigenada 10 V foi aquecido dentro de uma garrafa de 
vidro, que está conectada a um balão elástico vazio. Calcule o volume de O2, em mL, a 0 
°C e 1,00 atm que será coletado no balão após a decomposição do H2O2. Considere que 
o rendimento percentual da reação foi de 90,0 % e que todo o O2 formado foi coletado no 
balão. 
 
c) Numa outra situação, o O2 liberado na decomposição do H2O2 foi completamente 
utilizado para reagir com exatamente 100 g de metanol, CH3OH, conforme equação 
abaixo. Calcule o volume total da mistura gasosa e a fração em mol, x, de CO2 ao final da 
reação a 1,00 atm e 100 °C. 
 
CH3OH(l) + 
2
3
 O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g) 
 
Considere o comportamento ideal dos gases. 
 
Dados: 
M(H2O2) = 34,0 g mol
-1; 
M(CH3OH) = 32,0 g mol
-1 
 
Gabarito: 
a) 3,03 % m/V 
b) 225 mL 
c) 287 L e x = 0,333 
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9a Questão 
 
Considere as equações químicas abaixo e faça o que se pede. 
 
NaHCO3(aq) + HCl(aq)  NaCl(aq) + H2O(l) + CO2(g) 
Na2CO3(aq) + 2HCl(aq)  2NaCl(aq) + H2O(l) + CO2(g) 
 
a) Uma mistura de bicarbonato de sódio, NaHCO3, e carbonato de sódio, Na2CO3, 
contendo uma massa de 1,50 g reagiu com, exatamente, 14,0 mL de HCl 1,50 mol L-1. 
Calcule a massa, em gramas, de cada um dos componentes da mistura. 
b) Calcule a pressão de CO2, em atm, produzida no item “a” considerando que o gás de 
ambas as reações foi recolhido em um recipiente de 450 mL a 27 oC. 
c) Explique como a Lei dos Gases Ideais, PV = nRT, foi obtida. 
 
Obs.: Considere que as reações ocorrem com 100 % de rendimento e os gases se 
comportam idealmente. 
 
Dados: 
M (NaHCO3) = 84,0 g mol
-1 
M (Na2CO3) = 106 g mol
-1 
M (HCl) = 36,5 g mol-1 
 
Gabarito: 
a) 1,05 g de NaHCO3 e 0,45 g de Na2CO3 
b) 0,916 atm 
c) A lei dos gases ideais foi obtida através de experimentos independentes em diferentes 
épocas e por diferentes cientistas, levando em consideração que os gases apresentaram 
propriedades físicas semelhantes, respondendo da mesma forma a essas variações. 
Estes experimentos ficaram conhecidos como Lei de Boyle, 1ª e 2ª Lei de Charles - Gay-
Lussac, além do Princípio de Avogadro. 
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10a Questão 
 
Atualmente, a ureia, CO(NH2)2, é um dos fertilizantes mais utilizados na agricultura, já que 
possui a concentração de nitrogênio mais alta disponível no mercado de fertilizantes 
nitrogenados. Seu custo de produção é relativamente baixo, pois é produzida a partir da 
reação da amônia, NH3, com dióxido de carbono, CO2, obtido a partir de nafta de petróleo, 
conforme equação química abaixo. 
 
CO2(g) + 2NH3(g) → CO(NH2)2(s) + H2O(g) 
 
a) Calcule o rendimento teórico de ureia, em gramas, a partir da reação de 4,50 L de NH3 
à temperatura inicial de 15 ºC e pressão de 1,45 atm com 75,0 g de CO2. 
b) Calcule a pressão total do sistema acima após o término da reação, considerando a 
temperatura final de 115 ºC e o volume do reator de 10,0 L. 
c) Suponha agora que a reação acima foi submetida à alta pressão. Explique, nesta 
situação, se a Lei dos Gases Ideais pode ser aplicada ao sistema, justificando. 
 
Considere, para os itens a) e b), o comportamento ideal dos gases e o volume 
ocupado pelo sólido desprezível. 
 
Dados: 
M(CO(NH2)2) = 60,1 g mol
-1 M(CO2) = 44,0 g mol
-1 
M(NH3) = 17,0 g mol
-1 M(H2O) = 18,0 g mol
-1 
 
Gabarito: 
a) 8,29 g de CO(NH2)2 
b) 5,43 atm 
c) Se esta reação fosse submetida à alta pressão, a Lei dos Gases Ideais não poderia ser 
mais aplicada ao sistema, pois nestas condições, aumentam-se as contribuições das 
forças de atração e repulsão entre os gases e estas não são contempladas nesta Lei. 
Para estes casos, deve-se utilizar a Lei dos Gases Reais. 
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11a Questão 
 
Uma amostra de 6,12 g consiste apenas de uma mistura de dois sulfetos, o sulfeto de 
zinco, ZnS, e o sulfeto de chumbo, PbS, que reagem com excesso de ácido clorídrico, 
HCl, conforme as equações abaixo. 
 
ZnS(s) + 2HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2S(g) 
PbS(s) + 2HCl(aq) → PbCl2(aq) + H2S(g) 
 
a) Calcule as percentagens em massa do ZnS e do PbS na amostra, considerando que a 
reação é completa, que os gases se comportam idealmente e que o volume de sulfeto de 
hidrogênio, H2S, produzido foi de 1,049 L, a 23 °C e 762 Torr. 
 
b) Explique a relação da densidade de um gás com a variação da: 
- Temperatura 
- Pressão 
 
Dados: 
M(ZnS) = 97,45 g mol-1 
M(PbS)= 239,3 g mol-1 
760 Torr = 1 atm 
T(K) = T(oC) + 273,15 
 
Gabarito: 
a) 52,5 % de PbS e 47,5 % de ZnS 
b) Quanto maior a pressão, maior é a densidade. Quanto maior a temperatura, menor é 
densidade. Explicar por PV = nRT.