5 Química (Completo) CBM

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Aula 05
Química p/ Bombeiros-DF - Soldado (com videoaulas)
Professor: Wagner Bertolini
Química BOMBEIROS DF 
Teoria e exercícios 
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SUMÁRIO PÁGINA 
1. Apresentação da aula. 01 
2. Gases 03 
3. Misturas gasosas 10 
4. Questões 22 
 
 
 
 
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1. Conversa com o concursando 
Olá meus queridos alunos. 
Hoje veremos o assunto relacionado aos gases. Uma aula tranquila. Porém, 
com vários conceitos e muitas fórmulas. 
 
Bons estudos, 
Prof. Wagner. 
AULA:GASES 
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2. ESTUDOS DOS GASES 
Todo gás é constituído de partículas (moléculas) que estão em contínuo 
movimento desordenado. Esse movimento de um grande número de 
moléculas provoca colisões entre elas e, por isso, sua trajetória não é 
retilínea num espaço apreciável, mas sim caminham em ziguezague. Essas 
colisões podem ser consideradas perfeitamente elásticas. 
O estado em que se apresenta um gás, sob o ponto de vista microscópico, 
é caracterizado por três variáveis: pressão, volume e temperatura. São 
denominadas variáveis de estado. 
 
I. Volume 
O volume de qualquer substância é o espaço ocupado por esta substância. 
No caso dos gases, o volume de uma dada amostra é igual ao volume do 
recipiente que a contém. 
As unidades usuais de volume são: litro (l), mililitro (mL), metro cúbico 
(m3), decímetro cúbico (dm3) e centímetro cúbico (cm3). 
 
 
II. Temperatura 
É a medida do grau de agitação térmica das partículas que constituem uma 
substância. 
No estudo dos gases, é utilizada a escala absoluta ou Kelvin (K) e, no Brasil, 
a escala usual é a Celsius ou centígrado (°C). Portanto, para transformar 
graus Celsius (t) em Kelvin, temos: 
 
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III. Pressão 
A pressão é definida como força por unidade de área. No estado gasoso, a 
pressão é o resultado do choque de suas moléculas contra as paredes do 
recipiente que as contém. 
 
A medida da pressão de um gás é feita através de um aparelho chamado 
manômetro. 
O manômetro é utilizado na medida da pressão dos gases, dentro de 
recipientes fechados. É formado por um tubo em U, contendo mercúrio. 
Encontramos dois tipos de manômetro: 
1. Com extremidade aberta 
 
 
 
 
 
 
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2. Com extremidade fechada 
 
As unidades de pressão usuais são: 
atmosfera (atm), centímetros de mercúrio (cmHg), milímetros de mercúrio 
(mmHg); Torricelli (torr). 
1 atm = 76 cmHg = 760 mmHg 
1 mmHg = 1 torr 
 
 
LEIS FÍSICAS DOS GASES 
Uma dada massa de gás sofre uma transformação quando ocorrem 
variações nas suas variáveis de estado. Começamos o estudo modificando-
se apenas duas das grandezas e a outra se mantém constante. 
 
LEI DE BOYLE-MARIOTTE 
³À temperatura constante, uma determinada massa de gás ocupa um 
volume inversamente proporcional à pressão exercida sobre ele´� 
Esta transformação gasosa, onde a temperatura é mantida constante, é 
chamada de transformação isotérmica. 
Experiência da Lei de Boyle-Mariotte 
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A lei de Boyle-Mariotte pode ser representada por um gráfico pressão-
volume. Neste gráfico, as abscissas representam a pressão de um gás, e 
as ordenadas, o volume ocupado. 
 
A curva obtida é uma hipérbole, cuja equação representativa é PV = 
constante. Portanto, podemos representar: 
 
 
 
LEI DE CHARLES/GAY-LUSSAC 
³À pressão constante, o volume ocupado por uma massa fixa de gás é 
diretamente proporcional à temperatura absoluta." 
Esta transformação gasosa, onde a pressão é mantida constante, é 
chamada de transformação isobárica. 
As relações entre volume e temperatura podem ser representadas pelo 
esquema: 
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Graficamente, encontramos: 
 
A reta obtida é representada pela equação: 
V = (constante) · T ou V/T = constante 
Com isso, ficamos com: 
 
 
 
LEI DE CHARLES/GAY-LUSSAC 
³A volume constante, a pressão exercida por uma determinada massa fixa 
de gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta.´ 
Esta transformação gasosa, onde o volume é mantido constante, é 
denominada de transformação isocórica, isométrica ou 
isovolumétrica. 
As relações entre pressão e temperatura são representadas a seguir: 
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Graficamente, encontramos: 
 
A reta obtida é representada pela equação: 
P = (constante) · T ou P/T = constante 
Com isso, ficamos com: 
 
 
 
GÁS PERFEITO OU IDEAL 
Obedece rigorosamente às Leis Físicas dos Gases em quaisquer condições 
de temperatura e pressão. 
 
Gás Real 
Não segue o comportamento do gás ideal, principalmente em pressões 
muito altas e/ou em temperaturas baixas, porque ocorre alta redução de 
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volume e as partículas, muito próximas, passam a interferir umas no 
movimento das outras. 
Um gás real aproxima-se do comportamento de um gás ideal à medida que 
diminui a pressão e aumenta a temperatura. 
 
Equação Geral dos Gases 
Esta equação é utilizada quando ocorre transformação gasosa em que as 
três variáveis de estado (P, V e T) se modificam simultaneamente. 
Ela é obtida por meio da relação matemática entre as transformações 
gasosas estudadas anteriormente. 
 
 
 
Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP, CN ou TPN) 
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São definidas como condições normais de temperatura e pressão quando o 
gás é submetido a uma pressão de 1 atm e à temperatura de 0 °C. Portanto, 
podemos colocar: 
P = 1 atm = 760 mmHg 
T = 0 °C = 273 K 
 
 
LEI DE AVOGADRO 
³Volumes iguais de gases quaisquer, à mesma temperatura e pressão, 
encerram o mesmo número de moléculas." 
 
Sendo n a quantidade em mols de cada gás, podemos concluir: 
 
Determinou-se experimentalmente o volume ocupado por 1 mol de 
qualquer gás nas CNTP e foi encontrado o valor aproximadamente igual a 
22,4L. Portanto, podemos dizer que: 
 
 
Equação de Clapeyron 
As leis de Boyle e Charles/Gay-Lussac podem ser combinadas com a lei de 
Avogadro para relacionar volume, pressão, temperatura e quantidade em 
mols de um gás. 
Tal relação é chamada de equação de estado de um gás. Ela pode ser 
encontrada das seguintes formas: 
 
Lei de Boyle-Mariotte 
V é proporcional a quando T e n são constantes. 
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Lei de Charles/Gay-Lussac 
V é proporcional a T onde P e n são constantes. 
P é proporcional a T onde V e n são constantes. 
 
Lei de Avogadro 
V é proporcional a n quando T e P são constantes. Agrupando as quatro 
expressões encontramos: 
V é proporcional a · (T) · (n) ou 
V = R · · (T) · (n), onde R representa a constante de proporcionalidade 
e é chamada de constante universal dos gases. A equação de estado pode 
então ser representada por: 
P.V = n.R.T 
 
Esta equação também é denominada de equação de Clapeyron, em 
homenagem ao físico francês que a determinou. 
A constante R pode assumir vários valores dentre os quais destacamos: 
 
 
 
 
3. MISTURAS GASOSAS 
Antes de começar esta parte do estudo de gases daria uma dica: 
tudo o que se estudou para um gás deve ser usado para mistura 
entre dois ou mais gases. O ponto chave é determinar o número de 
mols somando-se os números de mols de cada gás presente na 
mistura em estudo. 
Tudo o que se pedir com o terPR�³SDUFLDO´�GHYH�VHU�SHQVDGR�GD�
seguinte maneira: é uma parte do todo. 
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Então, você deve pensar que este gás estaria sozinho no frasco. Se 
tiver três gases e você determinar as variáveis de cada um deles o 
total seria a soma destes valores individuais. 
Vou tentar ser mais claro: 
- se o enunciado pedir a pressão parcial, use todas as informações 
das demais variáveis e calcule o volume ocupado por este gás se 
ele estivesse sozinho no recipiente. 
ou 
- se o enunciado pedir volume parcial, use todas as informações das 
demais variáveis e calcule o volume ocupado por este gás se ele 
estivesse sozinho no recipiente. 
Porém, nunca se esqueça de um detalhe quando a banca pedir 
comparações entre os gases: fração molar (que nada mais é do que 
a participação em mols de cada gás na mistura). 
 
Vamos à teoria. Se bem que penso nas dicas acima. Se você aprendeu a 
trabalhar com um gás, pense em trabalhar com mais de um gás em 
mesmas condições. 
 
Quase que tudo o que respiramos é o gás nitrogênio: praticamente 80% da 
atmosfera é feita por este gás. Felizmente, os seres vivos se adaptaram a 
este gás e ele é totalmente inerte e atóxico ao nosso corpo. 
Sob a forma líquida, a cerca de 170 graus Celsius negativos, o nitrogênio é 
utilizado como um criogênico. É um líquido em constante ebulição, e o gás 
escapa para a atmosfera. A cor branca - vista na foto abaixo- é na verdade 
resultante da condensação do vapor de água presente na atmosfera, devido 
o contato com o gás extremamente frio que sai dos recipientes. 
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A atmosfera é uma grande mistura gasosa. A composição desta mistura é, 
devido a ação do campo gravitacional terrestre, anisotrópica - isto é, 
existem regiões com composições distintas. A baixas altitudes, na 
troposfera, os gases mais pesados são os mais abundantes: nitrogênio, 
oxigênio, gás carbônico, argônio e água, entre outros. Na medida em que 
se aumenta a altitude, o ar - além de ficar mais rarefeito - também passa 
a ser formado de gases mais leves, como o oxigênio atômico, o hélio, o 
hidrogênio, e outros. O infográfico abaixo indica a composição média das 
várias regiões da atmosfera. 
A composição da atmosfera foi exaustivamente estudada por John Dalton, 
em 1800. Seus estudos, entretanto, serviram para outro propósito: Dalton 
compreendeu como se comportavam misturas de gases, e fez uma 
observação importante: "cada gás é um vácuo para o outro gás", isto é, os 
gases, numa mistura, se comportam independentemente, como se 
estivessem sozinhos naquele recipiente. 
 
COMPOSIÇÃO DO AR ATMOSFÉRICO SECO AO NÍVEL DO MAR 
 
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Este fato ficou conhecido como a Lei de Dalton das misturas de gases 
Entretanto, este fato não interfere muito no nosso modelo de gases. Pelo 
menos a baixas pressões, uma mistura de gases que não reagem entre si 
comporta-se como um gás único puro. A mistura entre dois ou mais gases 
sempre constitui um sistema homogêneo. 
John Dalton mostrou como calcular a pressão de uma mistura de gases. Ele 
mostrou que, se num recipiente totalmente vazio adicionamos O2 até que 
exista uma pressão de 0,60 atm, a seguir esvaziamos o recipiente e 
colocamos 0,40 atm de N2. Quando adicionamos os dois gases, nas mesmas 
condições e no mesmo recipiente, a pressão que os dois apresentarão 
juntos será de 1,00 atm. 
Dalton resumiu suas observações no que ele chamou de pressão parcial de 
cada gás, a pressão que o gás exerceria se somente ele ocupasse todo o 
recipiente. Dalton descreveu o comportamento de misturas gasosas pela 
sua Lei das Pressões Parciais: 
³$�SUHVVmR�WRWDO�GH�XPD�PLVWXUD�GH�JDVHV�p�D�VRPD�GDV�SUHVV}HV�SDUFLDLV�
GH�VHXV�FRPSRQHQWHV´� 
Se escrevermos as pressões parciais dos gases A, B,. como PA, PB, ...., e a 
pressão total da mistura como P, a Lei de Dalton pode ser escrita: 
P = PA + PB + ....... 
 
A informação adicional que obtemos da Lei de Dalton é que as moléculas 
dos diferentes gases componentes da mistura não devem interagir entre 
si. 
Um exemplo do uso da Lei de Dalton está no cálculo de ar seco nos 
pulmões. A pressão total do ar úmido em nossos pulmões é: 
P = Par seco + Pvapor de água 
 
Em um recipiente fechado, como os pulmões, a água vaporiza até que sua 
SUHVVmR�DOFDQFH�XP�YDORU�FKDPDGR�GH�³SUHVVmR�GH�YDSRU´��(VWH�YDORU��QD�
temperatura do corpo é 47 Torr. A pressão parcial do próprio ar em nossos 
pulmões é, então: 
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Par seco = P ± Pvapor de água = P ± 47 Torr. 
 
Em um dia típico, a pressão total em nível do mar é de 760 Torr, e, assim, 
a pressão em nossos pulmões, devido a todo o gás, exceto o vapor de água, 
será: 
Par seco = 760 Torr ± 47 Torr = 713 Torr. 
O modo mais fácil de expressar a relação entre a pressão total de uma 
mistura e as pressões parciais de seus componentes é introduzir a fração 
molar, xj, de cada componente, o número de moles do gás J expressa como 
uma fração do número total de moles da amostra. 
Como visto anteriormente, se os números de moles de gases presentes 
são: nA, nB, e assim sucessivamente, a fração molar de qualquer um dos 
gases é: 
xj = nj / nA + nB + ..... 
 
Assim, se expressamos a pressão parcial Pj do gás J, em termos da 
quantidade de moléculas de J presente, nj, o volume V que elas ocupam e 
a temperatura T: 
Pj = njRT/V 
 
Agora, fazemos a mesma coisa para a pressão total em termos de n, o 
número total de moles de moléculaspresente: 
P = nRT / V = (nA + nB + ...)RT /V 
 
Podemos rearranjar esta relação para: 
RT/V = P / (nA + nB + ...) 
e, então, substituir RT/V da primeira relação desta derivação, para obter: 
Pj = njP / nA + nB + ... = xjP 
 
Assim, a relação que obtivemos é: 
Pj = xjP 
Onde P é a pressão total. 
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³$�SUHVVmR�SDUFLDO�GH�XP�JiV�p�D�SUHVVmR�TXH�H[HUFHULD�VH�HVWLYHVVH�VR]LQKR�
no recipiente; a pressão total de uma mistura de gases é a soma das 
pressões parciais dos componentes; a pressão parcial está relacionada à 
pressão total pela fração molar: Pj = xj3´� 
 
Vejamos uma outra situação: 
Consideremos inicialmente dois recipientes contendo, o primeiro, gás 
nitrogênio (N2) e o segundo, gás hélio (He). 
Os dois gases são misturados em um terceiro recipiente, conforme o 
esquema representado abaixo. 
 
 
Para a mistura gasosa, é possível estabelecermos as seguintes relações: 
Equação de Estado 
P · V = n · R · T 
 
onde: 
 
Não esquecer que: 
 
 
Portanto a mistura apresentada fica: 
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Para uma mistura gasosa qualquer, a quantidade em mols fica: 
™Q� �Q1 + n2 + n3 + ... 
EQUAÇÃO DE ESTADO DO GÁS IDEAL 
Partindo de: 
 
e 
 
sabendo que: 
 
A soma das quantidades em mols fica: 
 
 
Podemos representar a equação geral para mistura gasosa: 
 
 
Para a equação representada, utilizamos a mistura de dois gases, portanto, 
para uma mistura qualquer, contendo dois gases, a equação fica assim 
representada: 
 
onde P1, V1,T1,P2,V2,T2 ��«�UHSUHVHQWDP�D�VLWXDomR�LQLFLDO�GH�FDGD�JiV� 
PRESSÃO PARCIAL ou Lei de Dalton (Lei das pressões parciais) 
Utilizando o mesmo esquema do exemplo anterior, temos: 
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A pressão da mistura gasosa (P) corresponde à soma das pressões 
exercidas pelo Hélio e pelo Nitrogênio dentro do recipiente. A pressão que 
cada gás exerce na mistura gasosa é chamada de pressão parcial. Portanto, 
podemos enunciar a lei de Dalton (das pressões parciais) que diz: a pressão 
total corresponde à soma das pressões parciais dos gases componentes da 
mistura gasosa. 
P = pHe + pN2 
Para o cálculo da pressão parcial podemos utilizar: 
 
a) Equação de estado 
pN2 · V = nN2 · R · T e pHe · V = nHe · R · T 
 
onde V e T são da mistura gasosa. 
 
b) Equação geral 
Como a quantidade em mols de cada gás não varia, podemos escrever: 
 
 
Utilizando a equação de estado, temos: 
Inicial: 
 
 
Mistura: 
 
 
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Estabelecendo a igualdade: 
 
Para o hélio, a equação fica: 
 
 
 
VOLUME PARCIAL (Lei de Amagat dos Volumes Parciais) 
³2�YROXPH�WRWDO�GH�XPD�PLVWXUD�JDVRVD�p�LJXDO�j�VRPD�GRV�YROXPHV�SDUFLDLV�
GRV�JDVHV�TXH�FRPS}HP�D�PLVWXUD´� 
Seguindo o mesmo raciocínio para o estudo das pressões parciais, porém, 
aplicando tal relação para volumes parciais, teremos: 
 
O volume parcial seria o volume ocupado pelo gás presente na mistura se 
este estivesse sozinho no frasco, nas mesmas condições em que está 
submetida a mistura. 
 
Relação entre pressão da mistura gasosa e pressão parcial 
Inicialmente, definimos uma forma de concentração, denominada de 
fração molar (x). 
A fração molar corresponde a razão entre a quantidade em mols do gás 
presente na mistura e a quantidade total, em mols, de gás. Portanto, a 
equação fica: 
 
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Para estabelecer a relação entre as pressões, recorremos à equação de 
estado: 
pHe · V = nHe · R · T (pressão parcial) 
 
P · V = n · R · T (mistura gasosa) 
 
Dividindo uma equação pela outra: 
 
 
encontramos: 
 ou 
 
Para o nitrogênio: 
PN2 = P . xN2 
 
 
PRINCÍPIO DE AVOGADRO 
³9ROXPHV� LJXDLV� GH� GLIHUHQWHV� VXEVWkQFLDV� QD� IDVH� JDVRVD�� QDV� PHVPDV�
condições de temperatura e pressão, contêm o mesmo número de 
PROpFXODV�´ 
 
 
Sendo n a quantidade em mols de cada gás, podemos concluir: 
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Determinou-se experimentalmente o volume ocupado por 1 mol de 
qualquer gás nas CNTP e foi encontrado o valor aproximadamente igual a 
22,4 L. Portanto, podemos dizer que: 
 
 
 
GASES IDEAIS X GASES REAIS 
A distância média percorrida por uma molécula entre duas colisões 
sucessivas é chamada livre caminho médio. 
- À medida em que o volume do recipiente cresce, com a temperatura 
constante, o livre caminho médio das moléculas se torna cada vez maior e 
as forças intermoleculares se tornam cada vez menos efetivas. 
- À medida que a temperatura cresce, com o volume constante, a energia 
cinética média das moléculas cresce e as forças intermoleculares se tornam 
cada vez menos efetivas porque o tempo de colisão diminui. 
Assim, o comportamento de um gás real se aproxima do 
comportamento de um gás ideal para baixas pressões e/ou altas 
temperaturas. 
 
Se mantivermos uma amostra de gás a baixa pressão, mesmo que também 
a baixa temperatura, as moléculas permanecem, em média, muito 
afastadas umas das outras. Se mantivermos a amostra de gás a alta 
temperatura, mesmo que também a alta pressão, as moléculas se movem 
com velocidades de grandes módulos e não permanecem, umas nas 
proximidades das outras, por intervalos de tempo apreciáveis. Nas duas 
situações, as forças intermoleculares não são efetivas e a amostra de gás 
tem um comportamento ideal. 
 
A equação de van der Waals (1873) 
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É uma equação mais abrangente que a Lei dos Gases Ideais leva 
em conta forças intermoleculares através de dois parâmetros 
empíricos (a e b) que refletem as forças atuantes em cada gás 
 
 
- YROXPH�RFXSDGR�DJRUD�p�PHQRU�TXH�DQWHV��9�í�QE�� ֜ b reflete forças microscópicas de repulsão ֜ b está relacionado ao volume molar do líquido ou sólido após a mudança 
de fase a pressão é subtraída por um fator proporcional ao parâmetro a: 
 
- a pressão é subtraída por um fator proporcional ao parâmetro a: ֜ relação com as forças atrativas (que diminuem a pressão) 
=֜ (> força atrativa) =֜ (> a) =֜ (> entalpia de 
vaporização). 
Vejamos valores de Z em função da pressão, para alguns gases: 
 
4. QUESTÕES 
 
01. (COSEAC -2015 ± UFF - Técnico de Laboratório)��&HUWR�JiV�³;´�
escapa por um orifício com velocidade 1,2 vezes maior que o oxigênio. 
'HVVD�IRUPD��D�PDVVD�PROHFXODU�GHVVH�JiV�³;´�p� 
Dado: O=16 
a) 32,20. 
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b) 28,80.c) 42,90. 
d) 30,40. 
e) 22,22. 
Resolução: 
A relação de velocidades leva em conta o inverso da raiz quadrada adas 
massas molares. Como estamos comparando dois gases em condições 
semelhantes, basta usar a relação entre as velocidades 
Assim, denominaremos: 
Vx = 1,2 VO2 
MO2 = 32 g/mol 
Mx = ? 
 
Assim, teremos: 
௏௫௏�ைଶ = ඨ ଷଶெ௫ 
Substituindo os valores já conhecidos teremos: 
ଵǡଶଵ = ඨ ଷଶெ௫ 
 
Elevando ambos os membros ao quadrado, teremos: 
(1,2)2 = ଷଶெ௫ 
1,44. Mx = 32 
Mx = 22,22 g/mol 
Resposta: E. 
 
02. (COSEAC -2015 ± UFF - Técnico de Laboratório). O volume, em 
litros, ocupado por 10 g de gás oxigênio a 37 ºC e 620 mmHg é: 
a) 9,73. 
b) 11,45. 
c) 23,56. 
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d) 5,78. 
e) 6,45. 
Resolução: 
Nunca se esqueça de anotar todas as informações antes de fazer a 
resolução. Também deve-se adequar as informações para as escalas 
adequadas. 
V = ? 
m = 10g 
M = 32g/mol 
t= 37ºC 
T = 273 + 37 = 310 K 
P = 620 mmHg 
R = 62,3 ..... 
 
PV = nRT 
Decompondo a expressão acima para usar a massa: 
 
V = ௠�ோ�்ெ�ǡ௉ 
Substituindo: 
V = ଵ଴�୶�଺ଶǡଷ୶�Ǥଷଵ଴ଷଶ�୶�଺ଶ଴ = 9,73L 
Resposta: A. 
 
03. (COSEAC -2015 ± UFF - Técnico de Laboratório). Em um recipiente 
fechado, com capacidade para 2 litros, existe um gás submetido à pressão 
de 2 atmosferas e a 27 ºC. A nova pressão, em atm, a que este gás estará 
submetido, se a temperatura for elevada a 177 ºC, será de: 
a) 3. 
b) 3,5. 
c) 4. 
d) 4,5. 
e) 5,5. 
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Resolução: 
Caso típico de mudanças de variáveis. Observe que não se menciona quem 
é o gás e quanto tem dele. Por que? Porque as alterações são para massa 
fixa de gás. 
Usaremos a relação entre os valores das variáveis iniciais e finais. Sempre 
lembrando de adequar às escalas. 
P1 = 2 atm 
V1 = 2L 
T1 = 27ºC. Convertendo: 273 + 27 = 300K 
Após as mudanças com o gás 
 
P2 = ? atm 
V2 = 2L 
T2 = 177ºC. Convertendo: 273 + 177 = 450K 
Percebeu que o volume permaneceu constante? 
Usaremos a relação (pode-se eliminar V1 e V2). ௉ଵ�௫�௏ଵ்ଵ = ௉ଶ�௫�௏ଶ்ଶ 
 ଶ�ଷ଴଴ = ௉ଶ�ସହ଴ 
 
P2 = 3 atm 
Resposta: A. 
04. (COSEAC -2015 ± UFF - Técnico de Laboratório). A calcinação de 
0,5 mol de cromato de amônio formará uma massa de gás amônia, em 
gramas, de: 
a) 8,5. 
b) 112 
c) 14. 
d) 16. 
e) 18. 
Resolução: 
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Para a resolução da questão é necessário ter a reação química balanceada 
(ou a relação ente os envolvidos), Depois, basta fazer a substituição dos 
valores, após as transformações necessárias. 
Vamos à equação: 
 
NH4Cr2O7 --------------------> NH3 
1mol 1mol 
 
1mol 17g 
0,5 mol X. 
 
X = 8,5g de NH3. 
Resposta: A. 
 
05. (2015 ± CEPERJ - SEDUC-RJ - Professor Docente I ± Ciências). 
Por meio de pesquisas em vários livros, os alunos descobriram que as 
substâncias podem ser de três tipos: iônica, molecular ou metálica. As 
substâncias gasosas nas condições ambientais são moleculares. São 
propriedades gerais dos gases moleculares: 
a) A atração entre suas moléculas é muito forte, o espaço entre elas é muito 
pequeno e suas moléculas se apresentam relativamente presas em suas 
posições 
b) A atração entre suas moléculas é muitíssimo fraca, o espaço entre elas 
é pequeno e suas moléculas se apresentam livres para se movimentarem 
c) A atração entre suas moléculas é forte, o espaço entre elas é muito 
grande e suas moléculas se apresentam relativamente presas em suas 
posições. 
d) A atração entre suas moléculas é forte, o espaço entre elas é pequeno e 
suas moléculas se apresentam em total desordem. 
e) A atração entre suas moléculas é muitíssimo fraca, o espaço entre elas 
é muito grande e suas moléculas se apresentam em total desordem 
Resolução: 
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Aqui não temos muito o que explicar. O enunciado pede as características 
do estado gasoso. Temos estas características na alternativa E. 
Vamos ver os erros nas outras alternativas? Vou apenas destacar em 
negrito o que está errado. 
a) A atração entre suas moléculas é muito forte, o espaço entre elas 
é muito pequeno e suas moléculas se apresentam relativamente 
presas em suas posições 
b) A atração entre suas moléculas é muitíssimo fraca, o espaço entre elas 
é pequeno e suas moléculas se apresentam livres para se movimentarem 
c) A atração entre suas moléculas é forte, o espaço entre elas é muito 
grande e suas moléculas se apresentam relativamente presas em suas 
posições. 
d) A atração entre suas moléculas é forte, o espaço entre elas é 
pequeno e suas moléculas se apresentam em total desordem. 
Resposta: E. 
 
06. (2015 ± FUNRIO ± UFRB - Técnico em Química). Num certo 
processo industrial, o nitrogênio é aquecido a 500K num vaso de volume 
constante. Se o gás entra no vaso a 100 atm e 300 K, qual a sua pressão 
na temperatura de trabalho, se o seu comportamento fosse o de gás 
perfeito? 
a) 1,67 atm. 
b) 167 atm. 
c) 16,7 atm. 
d) 0,60 atm. 
e) 1,20 atm. 
Resolução: 
Caso típico de mudanças de variáveis. Observe que não se menciona quem 
é o gás e quanto tem dele. Por que? Porque as alterações são para massa 
fixa de gás. 
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Usaremos a relação entre os valores das variáveis iniciais e finais. Sempre 
lembrando de adequar às escalas. Lembrando que é uma transformação 
isovolumétrica. 
P1 = 100 atm 
T1 = 300K 
Após as mudanças com o gás 
 
P2 = ? atm 
T2 = 500K 
Usaremos a relação ௉ଵ�்ଵ = ௉ଶ�்ଶ 
 ଵ଴଴�ଷ଴଴ = ௉ଶ�ହ଴଴ 
 
P2 = 167 atm 
Resposta: B. 
 
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07. (CESPE ± 2013 ± ANP - Especialista em Regulação). 
 
O diagrama de fases apresentado corresponde ao gás metano. 
( ) Certo ( ) Errado 
Resolução: 
Temperatura crítica é a temperatura na qual, acima dela, é impossível 
liquefazer um gás, por mais que se altere a pressão. A temperatura crítica 
indicada no diagrama está abaixo de 200 K (temperatura muito menor do 
que 25 °C, essa temperatura equivale a -73 °C), portanto mostra que esse 
gás não pode ser liquefeito a 25 °C, portanto o metano, pois no texto diz 
que o butano pode ser liquefeito nessa temperatura. Logo, questão correta. 
Resposta: Certo. 
 
08. (PETROBRÁS - TÉCNICO DE OPERAÇÕES JUNIOR - 
CESGRANRIO/2014). Uma mistura gasosa, constituída por 112g de 
nitrogênio e 16g de metano, encontra-se em um recipiente de 30L a uma 
pressão de 4 atm. Considerando-se comportamento ideal para os gases, o 
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valor de PCH4/PN2, isto é, a razão entre as pressões parciais de CH4 e N2 
é: 
(A) 0,25 
(B) 0,50 
(C) 1,00 
(D) 2,00 
(E) 4,00 
RESOLUÇÃO: 
As pressões parciais estão relacionadas diretamente com o número de mol 
de cada gás na mistura gasosa (o que denominamos de fração molar). 
Basta determinar o número de mol de cada participante. E depois, 
determinar a razão. 
Vamos calcular o número de mol de cada gás: 
1mol de CH4---------16g 
x---------------------16g 
x= 1mol CH4 
 
1mol de N2---------28g 
Y----------------------112g 
Y= 4mol N2 
 
Só temos os dois gases no frasco. Portanto, não é necessário determinar 
as pressões parciais. Para determinar a razão entre as pressões parciais, 
basta determinar a razão entre os valores em mol, de cada participante: 
nCH4/nN2. 
nCH4/nN2 = ¼ = 0,25 
5HVSRVWD��³$´� 
 
09. (MARANHÃO - PERITO CRIMINAL± FGV/2012). Um cilindro com 
12 litros de capacidade, equipado com manômetro que continha um gás 
ideal, era guardado num armazém climatizado a 15°C. Nesta situação, o 
manômetro registrava uma pressão interna de 5 atm. Em um dado 
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momento ocorreu um problema no sistema de climatização do armazém. 
Quando a equipe de emergência chegou ao armazém, o manômetro já 
marcava uma pressão de 5,6 atm. 
A temperatura interna do armazém, em graus Celsius deve ser 
aproximadamente: 
(A) 16,6 
(B) 16,8 
(C) 33,2 
(D) 49,5 
(E) 90,0 
RESOLUÇÃO: 
Nas transformações gasosas a massa de gás continua sem sofrer alteração, 
caso não haja vazamento deste. Podemos calcular qualquer variável 
através da equação PV/T = constante. Logo, teremos V constante e: 
P1 = 5 atm 
T1= 15ºC = 273 + 15 = 288K 
P2= 5,6 atm 
T2=? 
 
P1/T1 = P2/T2 
5/288 = 5,6/T2 
T2=322,5K 
T2= 322,5 ± 273 = 49,5ºC 
5HVSRVWD��³'´� 
 
10. (PM SOROCABA - PROFESSOR DE QUIMICA ± VUNESP/2012). A 
pressão de um gás é definida pela força que ele exerce por unidade de 
(A) área. 
(B) volume. 
(C) massa. 
(D) temperatura. 
(E) comprimento. 
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RESOLUÇÃO: 
A pressão é definida com o a força que um gás aplica em determinada área. 
5HVSRVWD��³$´� 
 
11. (UFMT - DOCENTE QUÍMICA- IFMT/2012). Um balão de 10 L 
encerra uma mistura de gases contendo 3,52 g de O2, 3. 10-2 mol de N2 e 
36.1021 moléculas de CO à 27 ºC. A pressão total da mistura (em atm) é 
aproximadamente: 
[A] 36 1021 
[B] 0,5 
[C] 0,7 
[D] 1,0 
Dados : Massas atômicas C = 12; O = 16; N = 14 
NA = 6.1023; R = 0,082 L.atm.K-1.mol-1 
RESOLUÇÃO: 
Para calcularmos a pressão total do sistema precisamos ter o número total 
de mol dos gases dentro do frasco. 
Logo, precisaremos converter as informações que não estão em mol. 
1mol de O2--------32g 
X---------------3,52 g de O2 
X= 0,11 mol 
 
1mol de moléculas------6.1023 moléculas 
Y----------------------------36.1021 moléculas de CO 
Y = 0,06 mol 
 
Além disto já temos 3. 10-2 mol de N2 (0,03mol). 
Portanto, o total em mol é 0,11 + 0,03 + 0,06 = 0,2mol. 
Para calcular a pressão total usaremos a equação de Clapeyron: 
PV = nRT 
Temos as seguintes informações: 
V =10 L 
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T =27 ºC = 273 + 27 = 300K. 
Substituindo: 
P.10 = 0,2. 0,082. 300 
P = 0,492 atm 
5HVSRVWD��³%´� 
 
12. (TRANSPETRO - TÉCNICO DE OPERAÇÕES JUNIOR - 
CESGRANRIO/2012). Um mol de gás hidrogênio reage com um mol de 
gás cloro, em presença de luz, dando origem a dois mols de gás clorídrico. 
H2(g) + Cl2(g) ĺ 2 HCl (g) 
Admitindo-se comportamento de gases ideais, reação irreversível e 
rendimento de 100%, qual é o volume máximo de gás clorídrico, em L, que 
se obtém a partir da reação 20,0L de gás hidrogênio com 20,0L de gás cloro? 
(A) 10,4 
(B) 22,4 
(C) 40,0 
(D) 44,8 
(E) 50,0 
RESOLUÇÃO: 
Segundo a equação H2(g) + Cl2(g) ĺ 2 HCl (g) 
Observa-se que a proporção volumétrica entre os participantes é de 1:1:2. 
Logo, partindo de 20L de cada reagente (nenhum deles está em excesso), 
o produto medido nas mesmas condições deverá ter um volume de 40,0 L, 
conforme a proporção mencionada. 
5HVSRVWD��³&´� 
 
13. (PETROBRÁS - TÉCNICO(A) QUÍMICO(A) DE PETRÓLEO JÚNIOR 
-CESGRANRIO/2012). Em um tanque fechado, com um volume de 10 
litros, encontra-se uma mistura gasosa constituída de 2,0 gramas de 
hidrogênio, 71,0 gramas de cloro e 34,0 gramas de amônia. Se esse 
recipiente encontra-se nas condições normais de temperatura e de pressão 
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e se a mistura for considerada uma mistura gasosa ideal, o valor da pressão 
parcial de amônia é, em atm, de 
(A) 0,1 
(B) 0,2 
(C) 0,3 
(D) 0,4 
(E) 0,5 
RESOLUÇÃO: 
A pressão parcial é definida como a pressão que o gás exerceria se 
estivesse sozinho no recipiente, nas condições de medida da mistura. E isto 
depende da participação, em mol, deste gás na mistura. 
Vamos calcular o número de mol de cada gás da mistura e determinar a 
fração molar do gás em questão. 
1 mol de H2 -----------2g 
X mol -------------------2g 
X= 1 mol de H2 
 
1 mol de Cl2 ---------------71g 
Logo, temos 1 mol de Cl2 
 
1 mol de amônia (NH3) -------------17g 
Y -----------------------------------------34g 
Y= 2 mol. 
 
Total de mol: 1 + 1,0 + 2 mol = 4 mol 
Nas CNTP a pressão exercida pela mistura gasosa é de 1 atm. Como temos 
4 mol exercendo esta pressão a pressão exercida por este gás será: 
4 mol -------------- 1 atm 
2,0 mol ---------------Z 
Z= 0,50 atm 
5HVSRVWD��³(´� 
 
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14. (SABESP - ESET - QUÍMICO - VUNESP/2013). Em um acidente 
envolvendo incêndio em um laboratório químico ocorreu o vazamento de 
um frasco de mercúrio, e sua vaporização resultou em uma pressão parcial 
de mercúrio estimada em 10
-1
atm. Considerando-se que a temperatura no 
momento do acidente atingiu 1200 K, o total de átomos de mercúrio, por 
litro (átomos/L) no ambiente do acidente, era de aproximadamente 
Dados: 
R = 0,082 atm . L . mol±1 . K±1 
Constante de Avogadro 6,0 x 10+23 mol±1 
(A) 6 x 10+19 
(B) 6 x 10+20 
(C) 6 x 10+21 
(D) 6 x 10+22 
(E) 6 x 10+23 
RESOLUÇÃO: 
Calcularemos o número de mol do Hg nesta situação: 
PV = nRT 
0,1 x 1 = n x 0,082 x 1200 
n = 0,1/ 0,082 x 1200 
n = 0,001016 
Calculando número de átomos: 
1mol ------------- 6x1023 
0,001016 mol -----X 
X= 0,006x1023 
X = 6x1021 
5HVSRVWD��³&´� 
 
15. (UABC - TÉCNICO DE LABORATÓRIO± VUNESP/2013). Um 
cilindro de conteúdo gasoso, especial para atmosfera de cultura de células, 
apresenta a seguinte proporção volumétrica: 
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90% de O2; 
5% de CO2; 
5% de H2. 
O conteúdo desse cilindro é uma 
(A) substância química homogênea polifásica.(B) substância química heterogênea monofásica. 
(C) mistura homogênea monofásica. 
(D) mistura homogênea polifásica. 
(E) mistura heterogênea polifásica. 
RESOLUÇÃO: 
Toda mistura gasosa formará uma solução homogênea, portanto, 
monofásica. 
5HVSRVWD��³&´� 
 
16. (PETROBRÁS - TÉCNICO DE OPERAÇÕES JUNIOR - 
CESGRANRIO/2014). Uma mistura gasosa, constituída por 112g de 
nitrogênio e 16g de metano, encontra-se em um recipiente de 30L a uma 
pressão de 4 atm. Considerando-se comportamento ideal para os gases, o 
valor de PCH4/PN2, isto é, a razão entre as pressões parciais de CH4 e N2 
é: 
(A) 0,25 
(B) 0,50 
(C) 1,00 
(D) 2,00 
(E) 4,00 
RESOLUÇÃO: 
As pressões parciais estão relacionadas diretamente com o número de mol 
de cada gás na mistura gasosa (o que denominamos de fração molar). 
Basta determinar o número de mol de cada participante. E depois, 
determinar a razão. 
Vamos calcular o número de mol de cada gás: 
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1mol de CH4---------16g 
x---------------------16g 
x= 1mol CH4 
 
1mol de N2---------28g 
Y----------------------112g 
Y= 4mol N2 
 
Só temos os dois gases no frasco. Portanto, não é necessário determinar 
as pressões parciais. Para determinar a razão entre as pressões parciais, 
basta determinar a razão entre os valores em mol, de cada participante: 
nCH4/nN2. 
nCH4/nN2 = ¼ = 0,25 
5HVSRVWD��³$´� 
 
17. (EPE Analista de Pesquisa Energética - Gás e Bioenergia - 
CESGRANRIO ± 2014). O nitrogênio, N2, é um gás razoavelmente inerte 
e presente na proporção de, aproximadamente, 78% na composição do ar 
ao nível do mar, sendo que o outro gás majoritário, o oxigênio, está 
presente na proporção de 21%. Sobre esses gases e suas propriedades, 
considere as afirmativas abaixo. 
I - N2 e O2 não podem ser comprimidos até a liquefação. 
II - N2 e O2 não são fluidos, por serem gases razoavelmente inertes. 
III - A densidade do ar é maior que a do nitrogênio nas condições normais 
de temperatura e pressão. 
Dados 
MO = 16 g mol -1 
MN = 14 g mol -1 ) 
Está correto APENAS o que se afirma em 
 a) I 
 b) II 
 c) III 
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 d) I e II 
 e) II e III 
Gab. C 
 
18. (FUVEST ± SP) Um recipiente indeformável, hermeticamente fechado, 
contém 10 litros de um gás perfeito a 30 ºC, suportando a pressão de 2 
atmosferas. A temperatura do gás é aumentada até atingir 60º C. 
a) Calcule a pressão final do gás. 
b) Esboce o gráfico pressão versus temperatura da transformação descrita. 
Resolução: 
Letra a) 
Considerando-se que o volume do gás é constante, temos que a 
transformação é isocórica. 
Assim, 
P1 = 2atm 
P2= ? 
T1 = 30ºC (passar para Kelvin) = 273 + 30 = 303 K 
T2 = 60ºC (passar para Kelvin) = 273 + 60 = 333 K 
Substituindo os valores fornecidos pelo problema na equação da 
transformação isocórica, temos: 
P1/T1 = P2/T2 
 
2/303 = P2/333 
P2 = 2,2 atm 
Assim, podemos concluir que a pressão e a temperatura são grandezas 
diretamente proporcionais. 
 
Letra b) 
A partir da resolução do item anterior, podemos esboçar o gráfico da 
pressão em função da temperatura (pressão x temperatura). 
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19. (FAAP ± SP) A 27º C, um gás ideal ocupa 500 cm3. Que volume 
ocupará a -73º C, sendo a transformação isobárica? 
Resolução 
Sabe-se que: 
T1 = 27º C = 300 K 
T2 = -73 ºC = 200 K 
V1 = 500 cm3 
V2 = ? 
 
Da transformação isobárica temos que: 
V1/T1 = V2/T2 
500/300 = V2/200 
V2 = 333,33 cm3 
V2 = 3,33x 10-4 m3 
Podemos concluir que, para a transformação isobárica, o volume e a 
temperatura são diretamente proporcionais. 
 
20. (UNIMEP ± SP) 15 litros de uma determinada massa gasosa 
encontram-se a uma pressão de 8,0 atm e à temperatura de 30º C. Ao 
sofrer uma expansão isotérmica, seu volume passa a 20 litros. Qual será a 
nova pressão do gás? 
Resolução 
Do enunciado temos: 
V1 = 15 litros 
V2 = 20 litros 
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P1 = 8,0 atm 
P2 = ? 
T = 30º C = 303 K (TEMPERATURA CONSTANTE) 
Utilizando a equação da transformação isotérmica, temos: 
P1V1 = P2V2 
8x15 = P2x20 
P2 = 6 atm 
De acordo com a transformação isotérmica, a pressão e o volume, em uma 
transformação gasosa, são grandezas inversamente proporcionais. 
*Obs.: Para a solução de problemas envolvendo as transformações gasosas 
devemos utilizar SEMPRE a temperatura na escala absoluta (Kelvin). 
 
21. O nitrogênio é considerado um gás ideal quando está em condições 
normais de temperatura e pressão. Dada uma massa igual a 2 Kg/m³, 
determine a massa de 10 litros de nitrogênio à pressão de 700 mmHg e à 
40 °C. 
Resolução 
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22. O estado de um gás perfeito é caracterizado pelas variáveis de estado. 
Quais são elas? Quais suas definições? 
Resolução 
As variáveis de estado são três: volume, temperatura e pressão. 
Volume: é o volume do recipiente que o contém. 
Temperatura: é a responsável por medir o estado de agitação molecular. 
Pressão: a pressão é ocasionada pelo choque que ocorre em suas partículas 
contra as paredes do recipiente que o contém. 
 
23. (F.M. Itajubá - MG) O comportamento de um gás real aproxima-se do 
de um gás ideal quando: 
a) submetido a baixas temperaturas. 
b) submetido a baixas temperaturas e baixas pressões. 
c) submetido a altas temperaturas e altas pressões. 
d) submetido a altas temperaturas e baixas pressões. 
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e) submetido a baixas temperaturas e altas pressões. 
Resolução 
Um gás real aproxima-se do ideal quanto mais alta for sua temperatura e 
menor sua pressão. 
Alternativa d 
 
24. (UF-AC). Qual deve ser a temperatura de certa quantidade de um gás 
ideal, inicialmente a 200 K, para que tanto o volume quanto a pressão 
dupliquem? 
a) 1200 K 
b) 2400 K 
c) 400 K 
d) 800 K 
e) n.d.a 
Resolução: 
 
 
 
 
 
Bons estudos. 
Até a próxima aula. 
Prof. Wagner Bertolini 
 
 
 
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