APOSTILA APFQ II 2º SEM 2013 - SALLES GOMES

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APOSTILA
ANALISE DOS PROCESSOS FÍSICO-QUÍMICOS II
2º MÓDULO
PROF.ª GOMIDE
PROFº BENÃO
TERMOQUÍMICA
Estudo das trocas de energia envolvidas nas reações químicas. O processo pode ser exotérmico, ou seja, a reação libera calor ou endotérmico, ou seja, a reação absorve calor.
H = entalpia = energia contida nos reagentes que é alterada quando eles se transformam em produtos
∆H = variação de entalpia
A unidade para energia no Sistema Internacional é o Joule (J).
 1 caloria (cal) = 4,18 J ou 1 Kcal = 4,18 KJ
ENTALPIA
Chamamos de entalpia o conteúdo global de todos os tipos de energia de um sistema sob pressão constante. Seu símbolo é H.
Do ponto de vista das energias envolvidas, as reações classificam-se em exotérmicas e endotérmicas.
_ Exotérmica: libera energia para o meio, necessita de pouca energia de ativação, reação pode ser espontânea.
_ Endotérmica: absorve energia do meio, necessita de muita energia de ativação, não ocorre espontaneamente.
A energia envolvida nas reações é chamada de entalpia (H) e, para classificar a reação em endotérmica ou exotérmica calculamos a variação de entalpia da reação (∆ H):
		∆H = H produtos – H reagentes
O valor numérico da entalpia dos reagentes é a soma das energias de todas as substâncias que participam da reação como reagentes e o valor numérico da entalpia dos produtos é a soma das energias de todos os produtos formados na reação.
Quando o valor numérico de ∆H é negativo, a reação está liberando energia e, portanto, é exotérmica.
Quando o valor numérico de ∆H é positivo, a reação está absorvendo energia e, portanto, é endotérmica.
A medida de ∆H informa se a entalpia do sistema aumentou ou diminuiu, ou seja, se houve liberação ou absorção de calor.
Exemplo:
A combustão do etanol, representada pela equação:
	1 C2H6O(l) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(g) liberando 1369 KJ
É uma reação exotérmica, onde a entalpia dos produtos é menor que a entalpia dos reagentes, então a notação da variação de entalpia para essa reação é: ∆H = - 1369 KJ
A síntese do sulfeto de carbono sob pressão constante é uma reação endotérmica, representada pela equação:
	C(s) + 2 S(s) + 79,5 KJ → CS2(l)	absorvendo 79,5 KJ
É uma reação endotérmica, onde a entalpia dos produtos é maior que a entalpia dos reagentes, então a notação da variação de entalpia para essa reação é ∆H = + 79,5 KJ
Resumindo:
	Reação
	Característica
	Entalpia final Hf
	Entalpia inicial Hi
	∆H (pressão constante)
	Exotérmica
	Libera Calor
	Menor
	maior
	∆H < 0 (negativo)
	Endotérmica
	Absorve Calor
	maior
	menor
	∆H > 0 (positivo)
Exercícios:
1) Em uma reação onde a entalpia dos produtos vale 20 KJ e a entalpia dos reagentes vale 
40 KJ, calcule a variação da entalpia e classifique a reação em endotérmica ou exotérmica.
2) Em uma reação onde a entalpia dos produtos vale 60 KJ e a entalpia dos reagentes vale 
20 KJ, calcule a variação da entalpia e classifique a reação em endotérmica ou exotérmica.
3) Em uma reação onde a entalpia dos produtos vale 10 KJ e a entalpia dos reagentes vale 
30 KJ, calcule a variação da entalpia e classifique a reação em endotérmica ou exotérmica.
4) Em uma reação onde a entalpia dos produtos vale 50 KJ e a entalpia dos reagentes vale 
30 KJ, calcule a variação da entalpia e classifique a reação em endotérmica ou exotérmica.
5) Em uma reação onde a entalpia dos produtos vale 20 KJ e a entalpia dos reagentes vale 
60 KJ, calcule a variação da entalpia e classifique a reação em endotérmica ou exotérmica.
6) Em uma reação onde a entalpia dos produtos vale 80 KJ e a entalpia dos reagentes vale 
40 KJ, calcule a variação da entalpia e classifique a reação em endotérmica ou exotérmica.
7) Em uma reação onde a entalpia dos produtos vale 10 KJ e a entalpia dos reagentes vale 
50 KJ, calcule a variação da entalpia e classifique a reação em endotérmica ou exotérmica.
VARIAÇÃO DE ENTALPIA NAS MUDANÇAS DE ESTADO FÍSICO
Na fusão da água ocorre absorção de calor
	H2O(s) + 7,3 cal → H2O(l)	∆H = + 7,3 cal
A quantidade de calor ou entalpia de fusão para um mol de água vale 7,3 cal.
O processo de solidificação ocorre com liberação de 7,3 cal
	H2O(l) – 7,3 cal → H2O(s)	∆H = - 7,3 cal
Na evaporação da água ocorre absorção de calor
	H2O(l) + 44 cal → H2O(g)	∆H = + 44 cal
A quantidade de calor ou entalpia de vaporização para um mol de água vale 44 cal.
O processo de condensação ocorre com liberação de 44 cal
	H2O(g) – 44 cal → H2O(l)	∆H = - 44 cal
EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA
Uma equação termoquímica é a representação de uma reação química que leva em conta as energias envolvidas. Toda equação termoquímica deve indicar:
a) Variação de entalpia
b) Estados físicos de todos os participantes
c) Temperatura e pressão nas quais ocorre a reação se forem diferentes das CNTP
d) Número de mol dos elementos participantes (coeficientes estequiométricos)
Exemplo:
	C(grafite) + O2(g) → CO2(g)	∆H = -394 cal
Estado padrão: Forma mais estável de uma substância a 1 atm e 25ºC 
Entalpia padrão: Entalpia de uma substância em seu estado padrão. É indicada por H0. Por convenção, toda substância simples tem entalpia igual a zero. 
Para efeito de cálculo da variação de entalpia, subtraímos a somatória da entalpia dos produtos da somatória da entalpia dos reagentes:
	∆H = ∑H produtos - ∑ H reagentes
Ou simplesmente:
	∆H = H produtos – H reagentes
Exercícios:
1) Considere a equação a seguir:
	2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l)	∆H = - 572 KJ
É correto afirmar que a reação é:
a) Exotérmica, liberando 286 KJ por mol de oxigênio consumido
b) Exotérmica, liberando 572 KJ para 2 mols de água produzida
c) Endotérmica, consumindo 572 KJ para 2 mols de água produzida
d) Endotérmica, liberando 572 KJ para 2 mols de oxigênio consumido
e) Endotérmica, consumindo 286 KJ por mol de água produzida
2) A reação de formação da água a partir de H2(g) e O2(g) é um processo altamente exotérmico. Se as entalpias (H) dos reagentes e produtos forem comparadas, vale a relação:
a) HH2 + HO2 > HH2O
b) HH2 + HO2 < HH2O
c) HH2 + HO2 + HH2O = 0
d) HH2 + HO2 = HH2O
e) HH2 = HO2 = HH2O
3) A decomposição da nitroglicerina (TNT) ocorre de acordo com a equação:
	C3H5(NO3)3(l) → 3 CO2(g) + 5/2 H2O(g) + ¼ O2(g) + 3/2 N2(g) ∆H = - 5.720 KJ/mol
Calcule a massa (em g) de TNT que deve ser decomposta para liberar 17.160 KJ de calor.
4) A combustão completa do etino é representada na equação:
	C2H2(g) + 2,5 O2(g) → 2 CO2(g) + H2O(g)	∆H = -1.255 KJ
Sabendo que o rendimento dessa reação é de 80%, calcule a energia liberada na combustão de 130g de etino
5) Escreva as equações termoquímicas para as reações abaixo, realizadas nas CNTP:
a) 1 mol de carbono grafite reage com 0,5 mol de oxigênio gasoso, produzindo 1 mol de monóxido de carbono gasoso.A variação de entalpia é 26,5 Kcal e o processo é exotérmico
b) 1 mol de cloreto de amônio sólido é dissolvido em água líquida suficiente.Liberam-se um mol de cátions amônio aquoso e 1 mol de ânions cloreto aquoso.A variação de entalpia é 3,9 Kcal e o processo é endotérmico
c) 1 mol de enxofre líquido reage com 1 mol de oxigênio gasoso, produzindo 1 mol de dióxido de enxofre gasoso e liberando 71 Kcal
d) 1 mol de carbono grafite reage com 2 mol de enxofre em cristais produzindo 1 mol de sulfeto de carbono líquido e absorvendo 19 Kcal
6) Para aproveitamento de energia solar para aquecimento de casas as paredes externas são revestidas com sulfato de sódio decahidratado. Durante o dia, a energia solar produz a reação:
	Na2SO4 . 10 H2O(s) → Na2SO4(s) + 10 H2O(l)		∆H = 19,6 Kcal
Quando a temperatura cai abaixo de 32ºC, a reação se inverte e o calor é liberado. Escreva a equação química que descreve esse processo e calcule a quantidade (em gramas) de 
Na2SO4 . 10 H2O necessária para fornecer 100 Kcal.
ENTALPIA DE FORMAÇÃO(∆Hf)
Chamamos entalpia de formação o calor liberado ou absorvido na formação de 1 mol de uma substância a partir de substâncias simples, no estado padrão.
Por convenção, todas as substâncias simples têm entalpia de formação igual a zero, então a variação de entalpia encontrada é a entalpia da substância formada.
É muito difícil determinar as entalpias de formação das substâncias porque muitas delas podem ser obtidas por mais de um caminho, utilizando-se diferentes reações químicas. Para facilitar os cálculos existem tabelas com valores determinados para várias substâncias obtidos a partir das reações de formação mais comuns para cada uma.
Substâncias simples = H0 = 0
O cálculo é feito pela fórmula:
	∆H = H produtos – H reagentes
Então, podemos calcular o valor da variação de entalpia de uma reação a partir dos valores de Hf relacionados na tabela.
ENTALPIA PADRÃO DE FORMAÇÃO DE ALGUMAS SUBSTÂNCIAS A 25ºC E 1 ATM
	SUBSTÂNCIA
	∆Hf (KJ/mol)
	C(diamante)
	+ 2,1
	CO(g)
	- 110
	CO2(g)
	- 394
	CH4(g)
	- 74,9
	CH3OH(l)
	- 238
	C2H5OH(l)
	- 278
	CaO(s)
	- 635,5
	H2O(l)
	- 286
	HCl(g)
	- 92,5
	Mg(OH)2(s)
	- 924,7
	NH3(g)
	- 46
	NaCl(s)
	- 413
	NaOH(s)
	- 426,8
	O3(g)
	+ 143
	SO2(g)
	- 70,9
	SO3(g)
	- 396
	H2SO4(l)
	- 813,8
	CaCO3(s)
	- 1.207
Exemplo:
Considerando a decomposição do CaCO3 em CaO e CO2, representada na equação:
	CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)		
O valor da variação de entalpia, considerando-se a entalpia padrão das substâncias vale:
	∆H = H produtos – H reagentes
	∆H = (H CaO + H CO2) – H CaCO3
	∆H = (-635,5 + -394) – (-1.207)
	∆H = - 1.029,5 – (-1.207) = -1.029,5 + 1.207
	∆H = + 177,5 KJ/mol 
Exercícios:
1) Sendo a reação de formação de NaOH a partir de NaCl:
	NaCl(s) + H2O(l) → NaOH(s) + HCl(g)
Calcule o ∆H dessa reação em KJ/mol
2) Quanto vale o ∆H da formação de 3 mol de SO3(g) obtido a partir de S(s) e O2(g) ?
3) Sabendo que quando 1 mol de água líquida passa para a fase sólida, a pressão constante, o sistema perde cerca de 6 KJ de energia, calcule a quantidade de energia envolvida na obtenção de 4 cubos de gelo considerando que cada um deles pesa 9 gramas.
4) Considerando a reação de formação da amônia a partir de N2 e H2 :
	N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)
Calcule a energia (em KJ) envolvida na formação de 5 litros de amônia.
5) Utilizando o ∆Hf das substâncias envolvidas, calcule o ∆H da reação:
	HCl(g) + NaOH(s) → NaCl(s) + H2O(l)
6) Dada a reação de combustão:
	CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l)
Utilizando os valores de Hf calcule o valor do ∆H para essa reação
ENTALPIA PADRÃO DE COMBUSTÃO
Chamamos de entalpia padrão de combustão a energia liberada na combustão completa de 1 mol de uma substância no estado padrão.
	SUBSTÂNCIA
	H (KJ/mol)
	H2(g)
	-285,8
	C(grafite)
	- 392,9
	C(diamante)
	- 395
	CH4(g)
	- 890,4
	C2H2(g)
	- 1.299,6
	C2H6(g)
	- 1.559,8
	C2H5OH(l)
	- 1.366,1
	C6H6(l)
	- 3.267,7
	C6H12O6(s)
	- 2.815,8
	C12H22O11(s)
	- 5.643,8
É importante saber o rendimento energético da combustão das substâncias porque esse é talvez o fator mais importante na escolha de um combustível.
Exercícios:
1) Quanta energia (em KJ) pode ser obtida pela combustão de 1 Kg de hidrogênio?
2) Qual o volume (em litros) de metano que precisa ser queimado para produzir 15.105 KJ de energia?
3) Qual a massa de etino (em g) que deve ser queimada para produzir 10.000 KJ de energia?
4) Qual a massa (em Kg) de glicose que deve ser queimada para produzir 2.000 Kcal? (1 Kcal = 4,18 KJ)
5) Quantas Kcal são obtidas pela queima de 10 Kg de sacarose? (1 Kcal = 4,18 KJ)
ENERGIA DE LIGAÇÃO
Chamamos energia de ligação a energia absorvida na quebra de 1 mol de ligações, no estado gasoso, nas CNTP. Numericamente, essa energia é igual a energia de formação de 1 mol de ligações.
	A—A + energia → A + A		∆H = + x KJ
	
	A+A → A—A + energia		∆H = - x KJ 
O cálculo da variação de entalpia a partir das energias de ligação é feito a partir das energias absorvidas na quebra das ligações dos reagentes envolvidos, descontadas as energias liberadas na formação dos produtos.
Quando a decomposição de um composto gera átomos livres (não ligados), sua energia de ligação é igual a zero.
	∆H = H reagentes (energia absorvida) – H produtos (energia liberada)
As energias de ligação podem ser obtidas experimentalmente. Alguns dos valores mais utilizados estão listados na tabela abaixo:
	LIGAÇÃO
	ENERGIA (KJ/mol)
	H – H 
	+ 436
	H – F 
	+ 563,2
	H – Cl 
	+ 431,8
	H – I 
	+ 298,7
	H – Br 
	+ 366,1
	C – H 
	+ 413,4
	C – F 
	+ 434,3
	C – Cl 
	+ 327,2
	C – Br 
	+ 280,7
	C – C 
	+ 346,8
	C = C 
	+ 614,2
	C ≡ C
	+ 833,4
	C – O 
	+ 357,4
	C = O
	+ 744
	H – O 
	+ 463,5
	O = O
	+ 468,6
	N ≡ N
	+ 954,4
	N – H 
	+ 391
	F – F 
	+ 453,1
	Cl – Cl 
	+ 242,6
	I – I 
	+ 151
	Br – Br 
	+ 190
	N – N 
	+ 163
	O – O 
	+ 157
Exemplo:
A formação de HCl(g) a partir de H2(g) e Cl2(g) pode ter sua variação de entalpia (∆H) calculada a partir das energias de ligação envolvidas:
1) Escrevemos a equação termodinâmica dessa reação:
	H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl(g)	∆H = ?
2) Calculamos o valor de ∆H utilizando os valores de energia listados na tabela:
	∆H = H reagentes – H produtos
	∆H = (H do H2 + H do Cl2) – H HCl
	∆H = (436 + 242,6) – (2 x 431,8)
	∆H = (678,6) – ( 863,6)
	∆H = - 185 KJ
Exercícios:
1) Utilizando as energias de ligação, calcule o ∆H da reação:
	CH4(g) + F2(g) → H3CF(g) + HF(g)
2) Utilizando as energias de ligação, calcule o ∆H da reação:
	H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g)
3) Utilizando as energias de ligação, calcule o ∆H da reação:
	C2H6(g) → 2 C + 6 H
4) Utilizando as energias de ligação, calcule o ∆H da reação:
	C2H4(g) → 2 C + 4 H
5) Utilizando as energias de ligação, calcule o ∆H da reação:
	3 O2(g) ↔ 2 O3(g)
LEI DE HESS
Germain Henri Ivanovitch Hess foi um cientista nascido em Genebra na Suíça em 1.802. Foi médico, químico e geólogo. Pioneiro nos estudos da físico-química, foi autor do princípio mais importante da termoquímica, que hoje leva seu nome, a Lei de Hess, também conhecida como Princípio dos estados inicial e final, que permite determinar as trocas de energia entre os diferentes componentes de uma reação química.
“Para uma dada reação, a variação de entalpia é sempre a mesma, esteja essa reação ocorrendo em uma ou em várias etapas.”
Para determinar o ∆H de uma reação que ocorre em mais de uma etapa, devemos somar o ∆H de cada etapa:
	∆H reação = ∆H etapa 1 + ∆H etapa 2 + .....+ ∆H etapa n
Para efeito de cálculo, podemos manipular as equações parciais de forma a obter a equação geral da reação e para isso devemos:
a) Multiplicar ou dividir a equação por qualquer valor que permita obter a equação geral, lembrando que quando uma equação termoquímica é multiplicada ou dividida por qualquer valor, seu ∆H deve ser multiplicado ou dividido pelo mesmo valor
b) Inverter uma equação parcial para obter a equação geral, lembrando que quando uma equação termodinâmica é invertida o sinal do seu ∆H também será invertido
Exemplo:
A partir das equações:
I – 1 Cgraf + ½ O2(g) → 1 CO2(g)			∆H = - 394 KJ/mol
II – 1 H2(g) + ½ O2(g) → 1 H2O(l)			∆H = - 286 KJ/mol
III – 1 C2H6O + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(l)	∆H = - 1.368 KJ/mol
Vamos determinar o ∆H da reação:
	2 Cgraf + 3 H2(g) + ½ O2(g) → C2H6O(l)	∆H = ?
Vamos trabalhar com as equações I, II e III de modo que a soma delas nos permita obter a equação termoquímica de formação do álcool. Para isso, devemos:
a) Ter 2 mol de Cgraf no lado dos reagentes, o que se obtém multiplicando a equação I por 2
b) Ter 3 mol de H2(g) no lado dos reagentes, o que se obtémmultiplicando a equação II por 3
c) Ter 1 mol de C2H6O(l) no lado dos produtos, o que se obtém invertendo-se a equação III.
Somando-se as três equações depois de adaptadas, obtemos a equação desejada e também o valor do seu ∆H:
	2 Cgraf + 2 O2(g) → 2 CO2(g)			∆H = -788 KJ
	3 H2(g) + 3/2 O2(g) → 3 H2O(l)			∆H = - 858 KJ
	2 CO2(g) + 3 H2O(l) → 1 C2H6O(l) + 3 O2(g)	∆H = + 1.368 KJ
___________________________________________________________
	2 Cgraf + 3 H2(g) + ½ O2(g) → 1 C2H6O 	∆H = - 278 KJ
Exercícios:
1) Sejam as reações:
	Ccarvão + 2 H2(g) → 1 CH4(g)			∆H = - 20,5 Kcal
	CH4(g) + 2 O2(g) → 1 CO2(g) + 2H2O(l)	∆H = - 212,8 Kcal
	Ccarvão + O2(g) → 1 CO2(g)			∆H = - 96,7 Kcal
Calcule o valor do ∆H da reação: 
	H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l)
2) Dadas as reações:
	C2H4(g) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 2 H2O(l)	∆H = - 337,3 Kcal
	H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l)			∆H = - 68,3 Kcal
	C2H6(g) + 7/2 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(l)	∆H = - 372,8 Kcal
Calcule o ∆H da reação:
	C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g)
3) Considerando a formação do metanol a partir do metano:
	2 CH4(g) + O2(g) → 2 CH3OH(l)	
Sabendo que:
	CH4(g) + H2O(g) → CO(g) + 3 H2(g)		∆H = +206,1 KJ
	2 H2(g) + CO(g) → CH3OH(l)			∆H = - 128,3 KJ
	2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g)			∆H = - 483,6 KJ
Calcule o ∆H da reação de formação do metanol a partir do metano
4) Considerando as equações:
	H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l)		∆H = -286,6 KJ
	N2(g) + 5/2 O2(g) → N2O5(g)		∆H = - 56 KJ
	N2O5(g) + H2O(l) → 2 HNO3(l)		∆H = - 76,5 KJ
Calcule o ∆H da reação:
	N2(g) + 5/2 O2(g) + H2O(l) → 2 HNO3(l)
5) A vaporização do Cgraf é dada pela equação:
	Cgraf → C(g)
E ocorre a partir das etapas:
	Cgraf + 2 H2(g) → CH4(g)	∆H = - 18 Kcal/mol
	C(g) + 2 H2(g) → CH4(g)	∆H = - 190 Kcal/mol
Calcule:
a) ∆H da reação de vaporização do Cgraf
b) Quantas Kcal são absorvidas ou liberada na vaporização de 120 g de Cgraf
c) Classifique a reação em endotérmica ou exotérmica
6) Dadas as equações termoquímicas:
	S(s) + O2(g) → SO2(g)		∆H = - 297 KJ/mol
	S(s) + 3/2 O2(g) → SO3(g)	∆H = - 396 KJ/mol
Calcule o ∆H da reação:
	SO2(g) + ½ O2(g) → SO3(g)
7) ZnO é utilizado como fonte de Zn, de acordo com a reação:
	ZnO(s) + C(s) → CO(g) + Zn(s)
Baseando-se nas reações:
	Zn(s) + ½ O2(g) → ZnO(s)	∆H = - 353 KJ/mol
	C(s) + ½ O2(g) → CO(g)	∆H = - 110 KJ/mol
Calcule o ∆H da obtenção do Zn(s)
8) Dadas as reações:
	MnO2(s) → MnO(s) + ½ O2(g)		∆H = + 32,5 Kcal
	MnO2(s) + Mn(s) → 2 MnO(s)		∆H = - 59,5 Kcal
Calcule o ∆H da reação:
	Mn(s) + O2(g) → 2 MnO(s)
9) Dadas as reações:
	C6H12O6(s) → 2 C3H6O3(s)	∆H = - 21 Kcal
	2 C3H6O3(s) + 6 O2(g) → 6 CO2(g) + 6 H2O(l)	∆H = - 326 Kcal
Calcule o ∆H da reação:
	C6H12O6(s) + 6 O2(g) → 6 CO2(g) + 6 H2O(l) 
10) Dadas as reações:
	2 Fe(s) + 3/2 O2(g) → Fe2O3(s)		∆H = - 824,2 KJ
	2 Al(s) + 3/2 O2(g) → Al2O3(s)		∆H = - 1.676 KJ
Calcule o ∆H da reação: 
	2 Al(s) + Fe2O3(s) → 2 Fe(s) + Al2O3(s)
11) Dadas as reações de combustão do Cgraf e do Cdiamante:
	Cgraf + O2(g) → CO2(g) 	∆H = - 393,5 KJ
	Cdiamante + O2(g) → CO2(g)	∆H = - 395,4 KJ
Calcule:
a) ∆H da reação:
	Cgraf → Cdiamante
b) Energia liberada ou absorvida na transformação de 1 kg de Cgraf em Cdiamante
c) Classifique a reação em endotérmica ou exotérmica	
CINÉTICA QUÍMICA
Chamamos de cinética química o estudo da velocidade com que as reações químicas ocorrem e dos fatores capazes de modificar essa velocidade.
É importante conhecer os mecanismos que determinam a velocidade de uma reação química e saber manipular esses mecanismos por razões práticas, uma vez que ao interferir na velocidade podemos alterar todo o processo produtivo de forma que seja mais eficiente e competitivo.
Por exemplo, ao guardar um alimento em geladeira (baixas temperaturas), estamos desacelerando as reações químicas que promovem sua decomposição e assim, prolongando a vida útil desse alimento. Já ao cozinhar os alimentos, expondo-os a altas temperaturas, fazemos o contrário, fornecendo energia extra para que as reações químicas que alteram a textura e sabor dos alimentos sejam favorecidas e os microorganismos patogênicos que possam estar presentes no alimento sejam eliminados.
Na indústria, a capacidade de alterar a velocidade com que as reações se processam é fundamental para melhorias no processo, que pode tornar-se mais ágil, mais produtivo e, portanto, mais competitivo.
VELOCIDADE DE UMA REÇÃO QUÍMICA É A RAPIDEZ COM QUE OS REAGENTES SÃO CONSUMIDOS OU A RAPIDEZ COM QUE OS PRODUTOS SÃO FORMADOS.
		A → B
	TEMPO
	QUANTIDADE
	QUANTIDADE
	
	A
	B
	T = 0
	MÁXIMA
	ZERO
	DURANTE
	
	
	FINAL
	ZERO
	MÁXIMA
Para acompanhamento e controle de processos utilizamos o cálculo da velocidade média das reações.
Velocidade média 
 Vm = ∆ quantidade de reagente ou produto/∆ tempo
Quando trabalhamos com concentrações em mol/L : Vm = ∆ [ ] / ∆ t
∆[ ] = [ ] final – [ ] inicial
∆ t = t final – t inicial (sempre zero) 
A velocidade média de uma reação pode ser calculada para cada um dos seus participantes e também para a reação completa:
		a A + b B → c C
Vm A = ∆ [A] / ∆ t
Vm B = ∆ [B] / ∆ t
Vm C = ∆ [C] / ∆ t
Vm reação = Vm A / a = Vm B / b = Vm C /c
Numericamente, o resultado do cálculo da velocidade é um valor positivo; por isso, sempre que encontramos um valor negativo devemos utilizar seu módulo:
Exemplo: | -1| = (-1) . (-1) = 1
	 | -2| = (-2) . (-1) = 2
Exercícios:
1) Amostras de magnésio foram colocadas em HCl em diversas concentrações e temperaturas, havendo total dissolução do metal e desprendimento de H2(g), de acordo com a tabela abaixo:
	Amostra
	Massa de Mg dissolvida
	Tempo para dissolver
	I
	2,0 g
	10 minutos
	II
	0,4 g
	02 minutos
	III
	0,4 g
	01 minuto
	IV
	0,5 g
	01 minuto
Calcule a velocidade média de dissolução de cada amostra e responda:
a) Qual amostra tem maior Vm de reação?
b) Qual amostra apresentou maior desprendimento de H2?
2) Considere a equação:
	2 N2O5(g) → 4 NO2(g) + O2(g)
Sabendo que a formação de O2 tem Vm = 0,05 mol/s, calcule a massa de NO2 formada em 1 minuto. (N = 14 g/mol; O = 16 g/mol)
3) Considerando a equação do exercício 2, calcule:
a) Vm de decomposição do N2O5
b) Massa (em gramas) de N2O5 decompostos após 3 minutos
c) Volume em litros ocupado pelo NO2 após 1 hora
4) Sendo a reação de síntese da amônia:
	N2 + 3 H2 → 2 NH3
Se, em cinco minutos são consumidos 0,2 mol de N2, calcule:
a) Vm de consumo de N2 em mol/min
b) Vm de consumo de H2 em mol/s
c) Vm de formação de NH3 em mol/h
d) Massa em gramas de nitrogênio consumido após 15 minutos
e) Volume em litros ocupado pela amônia após 2 horas
5) Na reação de decomposição do clorato de potássio:
	2 KClO3(s) → 2 KCl(s) + 3 O2(g)
Verifica-se que em 40 segundos formaram-se 22,4 g de KCl. Com base nessa informação, calcule:
a) Vm de formação de KCl em g/min
b) Vm de formação de O2 em mol/min
c) Volume (em litros) de O2 formado após 2 horas
d) Massa em gramas de clorato de potássio decomposto após 30 minutos
6) Num sistema em que ocorre a reação:
	2 O3 → 3 O2
Verifica-se que num dado instante a [O3] = 0,100 mol/L. Após 10 minutos, a [O3] passa a ser 0,060 mol/L. Com base nessa informação, calcule:
a) Vm do consumo de O3 em mol/min
b) Vm da formação de O2 em mol/s
c) Quantidade em gramas de O3 decomposto em 1 hora
d) Volume em litros de O3 decomposto em 1 hora
7) Num tubo onde ocorre a reação:
	H2 + I2 → 2 HI
Verifica-se que após 3 minutos foram consumidos 0,6 mol de H2. Com base nessa informação calcule:
a) Vm de reaçãodo H2 em mol/min
b) Vm de reação do I2 em mol/s
c) Vm de formação do HI em mol/h
d) Massa em gramas de HI formado após 5 minutos
e) Volume em litros de H2 consumido após 10 minutos
RENDIMENTO DE REAÇÕES QUÍMICAS
A observação e a mensuração prática das reações químicas nos mostram que as quantidades de produtos obtidos são geralmente menores do que as previstas teoricamente através de cálculos estequiométricos.
Teoricamente, ao se obter a quantidade esperada temos um rendimento total da reação, ou seja, 100%.
Na prática essa quantidade costuma ser menor por uma série de fatores tais como: reagentes com impurezas, processo, pessoal, equipamentos, etc...
Por isso, um processo só é implantado em uma indústria depois de testado em laboratório e de ter sido comprovada sua viabilidade. É importante a relação custo X benefício: produzir a maior quantidade possível de um composto com o menor gasto, o que implica do ponto de vista do gerenciamento estratégico o rendimento máximo daquela reação. Isso está diretamente relacionado com o conceito de qualificação do gasto: “Produzir mais e melhores resultados por unidade de custo”. Como existe um investimento mínimo para viabilizar a produção, é preciso obter o melhor retorno possível para esse investimento.
Para calcular o rendimento de uma reação, comparamos os resultados esperados com os resultados obtidos na prática. Exemplo: sabendo que a reação entre 3 mol de N2 com quantidade suficiente de O2 produz 81,6 g de gás NH3 podemos calcular o rendimento da reação: (NH3 = 17g/mol)
1) Escrevemos a reação química balanceada:
	N2 + 3 H2 2 NH3
 1mol 3 mol 2 mol
2) Comparamos as quantidades em mol que serão produzidas: 1 mol de N2 produz 2 mol de NH3
3) Transformamos essa informação na unidade fornecida pelo exercício, no caso, gramas:
	1 mol N2 2 mol NH3
	1 mol N2 2 x 17 g = 34 g NH3
	3 mol N2 X
	X = 102 g
É esperada a formação de 102 g de NH3 quando reagem 3 mol de NH2 .Essa quantidade corresponde então, ao rendimento máximo dessa reação, ou seja, corresponde a 100%.
4) Montamos uma regra de 3 onde o resultado teórico esperado corresponde a 100% de rendimento:
		102g 100%
		81,6 g X
		X = 80%
Então determinamos que essa reação tem um rendimento de 80%, ou seja, deveríamos obter 102g de NH3 para cada 3 mols de hidrogênio que reagem, mas na realidade só conseguimos produzir 81,6g de NH3. 
O rendimento tem impacto direto nos custos de produção, uma vez que para obter a quantidade desejada no processo produtivo são necessários alguns ajustes que incluem:
 Utilização de quantidades maiores de matérias primas 
 Tempo maior de reação
 Número maior de funcionários ou um comprometimento maior do tempo de trabalho dos funcionários existentes 
Desgaste maior dos reatores que serão mais utilizados, 
É importante então, conhecer o rendimento de um processo antes de implantá-lo, através de estudos de viabilidade, onde o processo é executado em pequena escala em laboratório e todos os custos envolvidos são levantados , comparados com processos já em uso e estudados, para definir qual a margem de lucro possível para aquele processo.Se a margem de lucro for suficiente para sustentar a produção por esse método, ele é implantado; se não, ele é descartado e substituído por outro método produtivo.
Exercícios:
1) Sabendo que o rendimento da reação entre N2 e H2 para produção de NH3 é de 80%, calcule o volume (em litros) de NH3 obtido quando reagem 56g de N2 com quantidade suficiente de H2
(N = 14 g/mol; H = 1 g/mol)
2) A decomposição térmica do nitrato cúprico é representada pela equação:
	Cu(NO3)2 (s) CuO(s) + 2 NO2 (g) + ½ O2(g)
Calcule a massa de CuO que se obtém a partir da decomposição de 500 g de Cu(NO3)2, sabendo que o processo tem rendimento de 75%
3) O cobre pode ser obtido pela reação entre calcosita (Cu2S) com a cuprita (Cu2O) de acordo com a equação:
	Cu2S + 2 Cu2O 6 Cu + SO2
Sabendo que o rendimento desse processo é de 60%, calcule a massa de cobre obtida a partir de 2 T de calcosita.( Cu = 63,5 g/mol; S = 32 g/mol; O = 16 g/mol)
4) O gás hidrogênio pode ser obtido em laboratório a partir da reação entre H2SO4 e Al, de acordo com a reação:
	2 Al + 3 H2SO4 Al2(SO4)3 + 3 H2
Um analista utilizou H2SO4 suficiente para reagir com 5,4 g de Al e obteve 5,71 L de H2.Calcule o rendimento aproximado do processo (utilize duas casas decimais)
(Al = 27 g/mol; S = 32 g/mol; H = 1 g/mol)
5) O gás hilariante (N2O) pode ser obtido pela decomposição térmica do NH4NO3. Se, de 4g de NH4NO3 obtivermos 2g de gás hilariante, qual é o rendimento do processo? 
(N = 14 g/mol; O = 16 g/mol, H = 1 g/mol)
6) Na fabricação de ferro, minério contendo Fe2O3 é aquecido a altas temperaturas, o que promove a redução do metal e a liberação do oxigênio conforme a equação:
	2 Fe2O3 4 Fe + 3 O2
O rendimento médio desse processo é de 80%. Quantas toneladas de ferro podem ser obtidas pela redução de 20 toneladas desse minério?
7) Sabendo que o processo de decomposição catalítica do peróxido de hidrogênio (H2O2) tem rendimento médio de 90%, calcule o volume de oxigênio que pode ser obtido a partir de 13,6g de peróxido. (H= 1g/mol; O = 16 g/mol)
	2 H2O2 (aq) + catalase → 2 H2O(l) + 1 O2(g) + catalase
OCORRENCIA DE REAÇÕES QUÍMICAS
Para que uma reação química ocorra são necessárias três condições:
1) Haver colisão entre as moléculas dos reagentes. Para que isso ocorra é necessário que as substâncias estejam em contato.
Os choques que ocorrem tem que ser eficazes ou efetivos: os átomos das substâncias se encontram em uma posição favorável ao rearranjo dos átomos, o que origina novas substâncias
Se os choques não favorecem o rearranjo dos átomos eles são ineficazes ou não efetivos e não originam produtos, ou seja, a reação química não ocorre.
2) Colisão entre as moléculas deve ocorrer numa posição geométrica favorável à formação do complexo ativado
_ Complexo ativado é uma estrutura intermediária entre os reagentes e os produtos
	HI + HI → H2 + I2
	H – I H.......I H I
 + → → | + |
	H – I H.......I H I
 Reagentes	Complexo ativado Produtos
3) Colisão deve ocorrer com energia igual ou superior à energia de ativação da reação
_ Energia de ativação é a energia necessária para a formação do complexo ativado
_ Cada reação possui sua própria energia de ativação
_ Quanto menor a energia de ativação, maior a velocidade da reação
FATORES QUE INFLUENCIAM A VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO QUÍMICA
1) Superfície de Contato
Para reagentes, principalmente os que estão em estado sólido, a reação ocorre na sua superfície. Assim, se o reagente puder ser utilizado em partículas menores maior será o número de choques possíveis (uma área maior da substância estará exposta) e maior a velocidade da reação.
> nº de partículas = > superfície de contato
É importante lembrar que ocorre um aumento na velocidade da reação, mas não no rendimento, ou seja, a quantidade de produtos formados permanece a mesma, apenas o produto é obtido em um intervalo de tempo menor.
2) Temperatura
De acordo com a regra de Vant’Hoff (químico e físico holandês, ganhador do premio Nobel de química de 1901 por suas descobertas sobre Dinâmica Química e Pressão Osmótica), um aumento de 10° C na temperatura faz com que a velocidade da reação química DOBRE. 
É possível, então, controlar os tempos de produção através de ajustes na temperatura em que ocorrem as reações.
> temperatura = maior energia cinética média das moléculas = maior número de moléculas com energia de ativação = maior número de choques eficazes
3) Catalisadores
Os catalisadores são substânciasque participam de uma reação química e são capazes de aumentar sua velocidade, sem serem consumidos no processo.
Os catalisadores agem diminuindo a energia de ativação da reação, o que aumenta a velocidade
Não participam da reação em si, ou seja, não são consumidos nem alterados. Só podem ser considerados catalisadores verdadeiros as substâncias que, ao final do processo são recuperadas com a mesma fórmula e na mesma quantidade com que iniciaram.
Os catalisadores interferem na velocidade mas não interferem no rendimento, ou seja, a quantidade de produtos formados permanece a mesma, apenas o produto é obtido em um intervalo de tempo menor.
	Catalisador = < energia de ativação = maior velocidade da reação
4) Concentração dos Reagentes
Uma maior concentração dos reagentes favorece um maior número de choques entre as moléculas, uma vez que no mesmo volume e/ou superfície temos um número maior de moléculas capazes de reagir.
Em reações onde os reagentes estão em estado gasoso, esse aumento de concentração é obtido por um aumento da pressão do sistema, o que comprime os gases e, consequentemente, aumenta sua concentração por unidade de volume.
	> concentração = >nº de moléculas por unidade de volume = >nº de colisões entre as moléculas = > velocidade da reação
O aumento na concentração dos reagentes pode acontecer por uma de três maneiras:
 _ Adição de soluto: ao adicionarmos maiores quantidades dos reagentes aumentamos a ocorrência dos choques eficazes e também aumentamos a quantidade de produto obtido no final do processo
_ Retirada de solvente: Para sistemas onde os reagentes encontram-se em solução, podemos aumentar a concentração através da retirada do solvente, o que pode ser feito por evaporação e/ou destilação.Isso aumenta a quantidade de moléculas por unidade de volume e favorece os choque eficazes, aumentando a velocidade da reação.Nesse caso, o rendimento não é alterado, ou seja, a quantidade de produtos formados permanece a mesma, apenas o produto é obtido em um intervalo de tempo menor.
_ Aumento na pressão do sistema: Se os reagentes estão em forma gasosa, o meio de aumentar sua concentração é diminuir o espaço que eles possam ocupar quando se expandem e isso é feito através da elevação da pressão do sistema. As moléculas dos gases submetidas a uma pressão mais elevada aproximam-se umas das outras, o que favorece os choques e aumenta a velocidade das reações. Nesse caso, o rendimento não é alterado, ou seja, a quantidade de produtos formados permanece a mesma, apenas o produto é obtido em um intervalo de tempo menor.
Exercícios:
1) Considere as afirmações sobre a velocidade das reações químicas:
I) O aumento da superfície de contato entre os reagentes aumenta a velocidade da reação
II) A velocidade média de uma reação não pode ser calculada pela diminuição da quantidade de reagentes por unidade de tempo
III) Complexo ativado é o estado intermediário entre reagentes e produtos
IV) Energia de ativação é a menor quantidade de energia que deve ser fornecida aos reagentes para a formação do complexo ativado
V) As reações que tem energia de ativação mais elevadas são mais rápidas
VI) Em uma reação entre dois sólidos se eles estiverem triturados a velocidade da reação diminui
Responda: quanto vale a somatória das afirmativas corretas?
2) Comprimidos antiácidos de 2 g cada são adicionados a uma mesma quantidade de água conforme o quadro abaixo:
	Experimento
	Forma do comprimido
	Temperatura da água (ºC)
	I
	Inteiro
	40
	II
	Inteiro
	20
	III
	Moído
	40
 
Em ordem crescente de velocidade da reação, qual é a seqüência correta dos experimentos? Justifique.
3) Em laboratório, H2 pode ser produzido pela reação entre Zn e HCl. Observe o quadro:
	Experimento
	Temperatura (ºC)
	Forma do Zn
	[ ] do HCl (mol/L)
	1
	25
	granulado
	1,0
	2
	25
	Granulado
	0,5
	3
	30
	Pó
	1,0
	4
	30
	Pó
	0,5
	5
	30
	raspas
	1,0
a) Em qual experimento a velocidade da reação é maior? Justifique
b) Em qual experimento a velocidade da reação é menor? Justifique
4) A decomposição de H2O2(aq) na presença de I-(aq)	 pode ocorrer de acordo com o mecanismo:
	H2O2(aq) + I-(aq) → H2O(l) + IO-(aq)
	H2O2(aq) + IO-(aq) → H2O(l) + O2 (g) + I-(aq)
Observando as reações podemos afirmar que I-(aq) é:
 a) Produto da reação
b) Reagente da reação
c) Complexo ativado da reação
d) Catalisador
5) Analise as afirmativas:
I) Uma reação com energia de ativação Ea = 40 KJ é mais lenta que uma outra reação com energia de ativação Ea = 130 KJ
II) O catalisador atua proporcionando um “novo caminho” para a reação, onde a energia de ativação é menor
III) Aumento na temperatura provoca aumento na energia de ativação 
IV) Associação de reagentes com energia igual à energia de ativação forma o complexo ativado
São Corretas:
a) I e II
b) I e III
c) II e IV
d) I, III e IV
e) II, III e IV 
ESTUDO DOS GASES
Gases são substâncias que se caracterizam pela grande distância entre os átomos e moléculas que os compõe, pela grande quantidade de energia cinética que apresentam devido ao movimento contínuo e caótico de suas moléculas e da grande flexibilidade entre suas ligações, que se expandem e imediatamente retornam ao estado inicial após uma colisão. Essa natureza confere ao gás características físicas típicas conhecidas como varáveis de estado de um gás. Essas variáveis são: Pressão, Volume e Temperatura e o comportamento de um gás depende diretamente delas.
VARIÁVEIS DE ESTADO
PRESSÃO: No estado gasoso, as moléculas estão em movimento contínuo e desordenado, chocando-se entre si e contra as paredes do recipiente em que estão contidas, exercendo sobre estas uma certa força por unidade de área, isto é, uma certa pressão.
Em 1.643, Torricelli determinou experimentalmente que a pressão exercida pela atmosfera ao nível do mar corresponde à pressão exercida por uma coluna de mercúrio de 760 mm de altura. Por isso, a unidade de pressão 1 atm corresponde a 760 mm de mercúrio.
VOLUME: O volume de um gás é o volume que ele ocupa quando confinado, ou seja, o volume ocupado por um gás corresponde ao volume do recipiente que o contém.
TEMPERATURA: A escala termométrica mais comum é a escala Celsius, porém, no estudo dos gases utiliza-se a temperatura na escala Kelvin (temperatura absoluta). Podemos facilmente converter temperaturas de Celsius para Kelvin através da relação:
		TK = TC + 273
As comparações das propriedades dos gases são feitas a partir de certos referenciais estabelecidos arbitrariamente e conhecidos como condições normais de temperatura e pressão CNTP, onde: 
Pressão Normal (P) = 1 atm ou 760 mm Hg
Temperatura Normal (T) = 0º C ou 273 K
TRANSFORMAÇÕES GASOSAS
ISOTÉRMICA (T = constante)
Para uma dada massa de gás à temperatura constante, o volume ocupado pelo gás é inversamente proporcional à pressão exercida, ou seja, um aumento na pressão irá acarretar uma diminuição do volume ocupado pelo gás, de maneira que o produto entre essas grandezas seja constante:
	PV = K
Essa relação foi estabelecida experimentalmente em 1.662 por Robert Boyle, sendo conhecida como Lei de Boyle.
ISOBÁRICA (P = constante)
Para uma dada massa de gás à pressão constante, o volume ocupado pelo gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta, ou seja, um aumento da temperatura absoluta acarreta um aumento do volume ocupado pelo gás, de maneira que o quociente entre essas grandezas seja constante:
	V/T = K
A relação entre volume e temperatura foi observada por Jacques Charles em 1.787 e quantificada em 1.802 por Joseph Gay Lussac, sendo conhecida como Lei de Charles Gay-Lussac.
ISOCÓRICA OU ISOVOLUMÉTRICA (V = constante)
Para uma dada massa de gás a volume constante, a pressão exercida pelo gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta, ou seja, um aumento de temperatura absoluta acarreta um aumento da pressão exercida pelo gás, de maneira que o quociente entre essas grandezas sejaconstante:
	P/T = K
Essas relações são estudadas supondo um gás ideal. Na maioria dos gases reais existem interações intermoleculares que provocam desvios nas suas características, exceto em condições de altas temperaturas e baixas pressões, quando o comportamento dos gases reais se assemelha ao dos gases ideais. Para efeito de cálculo, no entanto, consideram-se gases reais como equiparados aos gases ideais.
EQUAÇÃO GERAL DOS GASES
A partir das equações que relacionam as três transformações gasosas de uma massa fixa de gás:
	PV = K 	V/T = K	P/T = K
Considerando que todas as expressões tem como resultado um valor constante (K), podemos relacionar as três variáveis de estado (P, V e T) quando nelas ocorrem modificações simultâneas. Essa equação é conhecida como equação geral dos gases ideais:
	P1V1 / T1 = P2V2 / T2
Exemplo:
Uma bolha de ar se forma no fundo de um lago, onde a pressão é 2,2 atm. A essa pressão, a bolha tem volume 3,6 cm3. Que volume terá essa bolha quando subir à superfície, onde a pressão atmosférica é 684 mm Hg, admitindo-se que a massa do gás e a temperatura permanecem constantes?
a) Primeiro relacionamos os dados fornecidos: Pressão inicial (P1), Pressão final (P2), Volume inicial (V1)
P1 = 2,2 atm	
P2 = 684 mm Hg
Como não podemos trabalhar com a mesma grandeza em duas unidades diferentes, vamos converter a pressão final em atm:
1 atm -------- 760 mm Hg
 X --------- 684 mm Hg
 X = 0,9 atm
Logo, P2 = 0,9 atm
Como a temperatura não se altera (permanece constante), ela não participa do cálculo e pode ser eliminada da fórmula:
	P1V1 / T1 = P2V2 / T2
Então trabalhamos com a fórmula assim:
	P1V1 = P2V2
Substituindo os valores na fórmula:
	(2,2). (3,6) = 0,9. V2
V2 = (2,2). (3,6) / 0,9
V2 = 7,92 / 0,9
V2 = 8,8 cm3
Exercícios:
1) Um gás ocupa 1 volume de 100 litros a uma dada pressão e temperatura. Qual o volume ocupado pela mesma massa gasosa quando a pressão do gás se reduzir a ¾ da inicial e a temperatura se reduzir a 3/5 da inicial?
2) Uma massa fixa de gás à temperatura constante ocupa V = 20 cm3 sob pressão de 1 atm. Qual a pressão necessária para que seu volume se reduza a 5 cm3?
3) Certa massa gasosa ocupa um volume de 5L sob pressão de 2 atm. Qual volume a mesma massa, na mesma temperatura, ocupa sob pressão de 190 mm Hg?
4) Um frasco contém 2 L de ar a 20º C. A que temperatura (em K e em C ) deve ser aquecido o frasco, com pressão constante, para que seu volume dobre?
5) 30 mL de CH4(g) a 25º C são aquecidos até atingir 35º C sob pressão constante. Qual o novo volume do gás?
6) Um gás, num frasco fechado, exerce pressão de 3,2 atm a – 73º C . A qual temperatura (em K e em C) a pressão do gás nesse frasco será de 1,52 x 103 mm Hg?
7) A pressão total no interior de um pneu era 2,3 atm quando a temperatura do pneu era 27ºC. Depois de rodar certo tempo, a pressão elevou-se para 2,53 atm. Supondo volume constante, calcule a variação da temperatura do pneu.
8) Suponha que 57 L de um gás ideal a 27ºC e 1 atm sejam simultaneamente aquecidos e comprimidos até que a temperatura seja 127ºC e a pressão seja 2 atm. Qual o volume final?
9) Certa massa de H2 ocupa um volume de 0,760 L sob pressão de 0,165 atm a 25ºC. Qual o volume de H2 ocupado pela mesma massa, na mesma temperatura, sob pressão de 0,100 atm?
10) Certa massa de O2 ocupa um volume de 1L a 2 atm. Qual a pressão necessária para que a mesma massa, na mesma temperatura, ocupe um volume de 125 mL?
11) Um litro de H2 mantido num recipiente fechado a – 33ºC exerce pressão de 1,5 atm. Calcule a que temperatura a pressão do H2 nesse recipiente será igual a 190 mm Hg.
12) A cada 10 metros de profundidade, a pressão sobre um mergulhador aumenta 1 atm em relação ao nível do mar. Qual seria o volume de 1 L de ar inspirado pelo mergulhador a 30 metros de profundidade? Suponha temperatura da água constante
LEI DE AVOGADRO
Em 1.811, Amadeo Avogadro enunciou uma hipótese, posteriormente conhecida como Lei de Avogadro relacionando número de mol dos gases às condições de pressão e temperatura:
	“Volumes iguais de quaisquer gases, nas mesmas condições de pressão e temperatura, Apresentam o mesmo número de mol ou moléculas.”
A partir da constatação de Avogadro foi possível concluir que quaisquer que sejam as transformações sofridas por uma massa fixa de gás, a relação entre pressão, volume e temperatura apresenta sempre um valor constante, que depende do número de mols do gás. Quando essa quantidade for igual a 1 mol, a constante será representada por R. Matematicamente, para 1 mol de gás, temos:
	P.V/T = R
Então, para n mols de gás podemos escrever:
	P.V/T = n. R
EQUAÇÃO DOS GASES PERFEITOS
Relacionando a expressão de R, chegamos à equação dos gases perfeitos:
	P.V = n.R.T
Onde:
P = pressão, medida em atm
V = volume, medido em litros
n = número de mols do gás presentes
R = constante, de valor determinado experimentalmente (R= 0,082 atm.L.mol-1.K-1)
T = temperatura, medida em Kelvin
Exemplo:
Qual o volume de um balão contendo 44g de gás hélio a 32ºC e a 2,5 atm de pressão? 
(He = 4g/mol; R= 0,082 atm.L.mol-1.K-1)
	P.V = n.R.T			n = m/M ----- n = 44/4 = 11 mols
	2,5 . V = 11. 0,082. 305	T K = TC + 273 ------ TK = 32 + 273 = 305 K
	2,5. V = 275,11
	V = 275,11/2,5
	V = 110,04 L
Exercícios:
1) Calcule a que temperatura (em graus C) 8,8 g de CO2 ocupam um volume de 12 L sob pressão de 0,41 atm. (R= 0,082 atm.L.mol-1.K-1; C = 12g/mol; O = 16g/mol)
2) Calcule o volume de Cl2 ocupado por 2,84g desse gás a 200ºC pressão 1,5 atm.
(R= 0,082 atm.L.mol-1.K-1; Cl = 35,5g/mol)
3) Calcule em qual pressão 110g de CO2 ocupam um volume de 30 L a 273ºC.
(R= 0,082 atm.L.mol-1.K-1; C = 12g/mol; O = 16g/mol)
4) Uma amostra contendo 4 mol de CO exerce uma pressão de 2,46 atm a 27ºC. Nessas condições, determine o volume ocupado pelo gás. 
(R= 0,082 atm.L.mol-1.K-1; C = 12g/mol; O = 16g/mol)
5) 29g de uma substância que é orgânica, no estado gasoso, ocupam o volume de 8,20 L à temperatura de 127ºC e pressão 1.520 mm Hg. A fórmula molecular do provável gás é:
(R= 0,082 atm.L.mol-1.K-1; C = 12g/mol; H = 1g/mol)
a) C2H6
b) C3H8
c) C4H10
d) C5H12
e) C6H14
6) Qual a massa em gramas de CH4 existente em 8 L desse gás submetido a temperatura de 27ºC e pressão de 3,69 atm? (R= 0,082 atm.L.mol-1.K-1; C = 12g/mol; H = 1g/mol)
7) Para a realização de um experimento, será necessário encher de gás um balão de 16,4 L que, a 127ºC suporta a pressão máxima de 2 atm.Nessas condições, a quantidade mais adequada para encher o balão é: (R= 0,082 atm.L.mol-1.K-1; C = 12g/mol; O = 16g/mol; H = 1g/mol; 
S = 32g/mol)
a) 10 g de hidrogênio
b) 24 g de metano
c) 45 g de etano
d) 64 g de dióxido de enxofre
e) 78 g de etino
8) 30 g de uma substância pura, no estado gasoso, ocupam um volume de 12,3 L à temperatura 
de 327ºC e pressão de 3 atm. Calcule a massa molar dessa substância. (R= 0,082 atm.L.mol-1.K-1)
9) Considere uma amostra de gás hélio confinada num dado recipiente, sofrendo uma série de transformações, conforme demonstrado na tabela:
	
	P (atm)
	T (K)
	T (C)
	2
	300
	27
	A
	600
	B
	8
	C
	D
	F
	E
	- 123
Determine os valores de A, B, C, D, E e F
10) Uma certa quantidade de gás ideal ocupa 30 L a uma pressão de 2 atm e temperatura 300 K. Qual volume passará a ocupar se a temperatura tiver seu valor dobrado e a pressão for reduzida à metade?
MISTURA DE GASES
Toda mistura de gases é sempre um sistema homogêneo. As misturas gasosas são soluções onde o gás em maior quantidade é o solvente e os demais gases são solutos.
A pressão total de um sistema onde ocorre mistura de gases corresponde à soma das pressões exercidas por cada um dos componentes da mistura, ou seja:
	Ptotal =PA + PB + PC +.....Pn
Esta relação é conhecida como Lei de Dalton das pressões parciais.
Exemplo: 
Se misturarmos em um cilindro gás hélio a 2 atm de pressão e ar a 4 atm de pressão, a pressão final no cilindro será:
	Ptotal = Phe + Par
	Ptotal = 2 + 4 = 6 atm
A pressão que um gás é capaz de exercer depende do número de mols do gás presente no sistema. Por esse motivo, a pressão total é diretamente proporcional ao número total de mols de todos os gases da mistura e a proporção volumétrica se mantém, ou seja, se uma mistura é formada por 20% de um gás A e 80% de um gás B, essa proporção se mantém em pressão: 20% da pressão total provêm do gás A e 80% da pressão total provém do gás B. Isso também é válido para a massa total da mistura, que é determinada pela soma das massas de todos os gases da mistura.
Sabendo disso, podemos utilizar a equação dos gases perfeitos para cálculos envolvendo misturas de gases, apenas realizando a somatória do número de mol de todos os gases presentes no sistema. Assim, matematicamente:
	P.V = ∑ n. R.T
Onde:
P = pressão, medida em atm
V = volume, medido em litros
∑ n = soma do número de mols dos gases presentes
R = constante, de valor determinado experimentalmente (R= 0,082 atm.L.mol-1.K-1)
T = temperatura, medida em Kelvin
Exemplo:
Misturando-se 2,88g de CH4 e 9,18g de NH3(g) a 200ºC e 3 atm, qual o volume ocupado pela mistura? (utilize duas casas decimais)
(R= 0,082 atm.L.mol-1.K-1; C = 12g/mol; N = 14g/mol; H = 1g/mol)
 a) Precisamos determinar o número de mol de cada gás participante da mistura:
	nCH4 = m/M
	nCH4 = 2,88/16 = 0,18 mol
	nNH3 = m/M
	nNH3 = 9,18/17 = 0,54 mol
b) Calculamos a ∑ do número de mol dos gases 
	∑n = 0,18 + 0,54 = 0,72 mol
c) Calculamos a temperatura em Kelvin:
	TK = TC + 273
	TK = 200 + 273
	TK = 473 K
d) Utilizando a equação de estado dos gases perfeitos, calculamos o volume pedido:
	P.V = ∑ n.R.T
	3.V = 0,72. 0,082.473
	3.V = 27,92
	 V = 27,92/3
	 V = 9,30 L
Exercícios:
1) Um recipiente fechado contém 64g de O2 e 5 mol de H2 a uma pressão de 2 atm e uma temperatura de 25ºC.Qual o volume ocupado pela mistura?
R= 0,082 atm.L.mol-1.K-1; O = 16g/mol; H = 1g/mol)
2) Sabe-se que um cilindro contém 7g de N2 e Xg de CO2. A pressão do sistema é 1,5 atm, o volume ocupado pela mistura é 1 L e a temperatura é mantida em 27ºC.Calcule a massa (em gramas) de CO2 na mistura.
(R= 0,082 atm.L.mol-1.K-1; C = 12g/mol; O = 16g/mol; N = 14g/mol)
3) Uma mistura gasosa contendo 1,5 mol de CO2, 8 g de CH4 e 12x1023 moléculas de CO está contida em um balão de 30 L a uma temperatura de 27ºC. Calcule a pressão do sistema.
(R= 0,082 atm.L.mol-1.K-1; C = 12g/mol; O = 16g/mol; H = 1g/mol)
 
4) Um recipiente com capacidade 5,8 L, mantido a uma temperatura de 27ºC contém 12,8g de O2, 8 g de He e 14 g de N2. Calcule a pressão total do sistema
(R= 0,082 atm.L.mol-1.K-1; He = 4g/mol; O = 16g/mol; N = 14g/mol)
5) Sabendo-se que a composição volumétrica do ar é aproximadamente 20% oxigênio e 80% nitrogênio e considerando-se que a pressão atmosférica vale 1 atm e a temperatura média ambiente é 22ºC, qual a massa de O2 (em gramas) em 50 L de ar?
6) Uma mistura gasosa contendo 35,2g de propano e 40,6g de butano está a 47ºC sob pressão de 1,5 atm. Qual o volume ocupado pela mistura?
(R= 0,082 atm.L.mol-1.K-1; C = 12g/mol; H = 1g/mol) 
 
	
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