Química volume 1


Resgatando o que foi visto



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Resgatando o que foi visto

Nesta unidade você estudou vários grupos de substâncias (ácidos, bases, sais e óxidos). Também aprendeu sobre vários tipos de reações químicas e pôde analisar os aspectos quantitativos que envolvem as reações químicas. Retome as questões que constam da abertura da unidade, bem como as que fazem parte do Para situá-lo de cada capítulo. Você é capaz de respondê-las agora com mais facilidade do que ao início do estudo?


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Testando seus conhecimentos

1. Enem (2015) Para proteger estruturas de aço da corrosão, a indústria utiliza uma técnica chamada galvanização. Um metal bastante utilizado nesse processo é o zinco, que pode ser obtido a partir de um minério denominado esfalerita (ZnS), de pureza 75%. Considere que a conversão do minério em zinco metálico tem rendimento de 80% nesta sequência de equações químicas:

2 ZnS + 3 O2  2 ZnO + 2 SO2

ZnO + CO  Zn + CO2

Considere as massas molares: ZnS (97 g/mol); O2 (32 g/mol); ZnO (81 g/mol); SO2 (64 g/mol); CO (28 g/mol); CO2 (44 g/mol); e Zn (65 g/mol).

Que valor mais próximo de massa de zinco metálico, em quilogramas, será produzido a partir de 100 kg de esfalerita?

a) 25


b) 33

c) 40


d) 50

e) 54


2. Enem (2014) A aplicação excessiva de fertilizantes nitrogenados na agricultura pode acarretar alterações no solo e na água pelo acúmulo de compostos nitrogenados, principalmente a forma mais oxidada, favorecendo a proliferação de algas e plantas aquáticas e alterando o ciclo do nitrogênio, representado no esquema. A espécie nitrogenada mais oxidada tem sua quantidade controlada por ação de microrganismos que promovem a reação de redução.
Imagem
O processo citado está representado na etapa:

a) I.


b) II.

c) III.


d) IV.

e) V.


3. Enem (2013) A varfarina é um fármaco que diminui a agregação plaquetária, e por isso é usada como anticoagulante, desde que esteja presente no plasma, com uma concentração superior a 1,0 mg/L. Entretanto, concentrações plasmáticas superiores a 4,0 mg/L podem desencadear hemorragias. As moléculas desse fármaco ficam retidas no espaço intravascular e dissolvidas exclusivamente no plasma, que representa aproximadamente 60% do sangue em volume. Em um medicamento, a varfarina é administrada por via intravenosa na forma de solução aquosa, com concentração de 3,0 mg/mL. Um indivíduo adulto, com volume sanguíneo total de 5,0 L, será submetido a um tratamento com solução injetável desse medicamento. Qual é o máximo volume da solução do medicamento que pode ser administrado a esse indivíduo, pela via intravenosa, de maneira que não ocorram hemorragias causadas pelo anticoagulante?

a) 1,0 mL.

b) 1,7 mL.

c) 2,7 mL.

d) 4,0 mL.

e) 6,7 mL.



4. Enem (2013) A formação frequente de grandes volumes de pirita (FeS2) em uma variedade de depósitos minerais favorece a formação de soluções ácidas ferruginosas, conhecidas como “drenagem ácida de minas”. Esse fenômeno tem sido bastante pesquisado pelos cientistas e representa uma grande preocupação entre os impactos da mineração no ambiente. Em contato com oxigênio, a 25 oC, a pirita sofre reação, de acordo com a equação química:

4 FeS2(s) + 15 O2(g) + 2 H2O(ℓ)  2 Fe2(SO4)3(aq) + 2 H2SO4(aq)
FIGUEIREDO, B. R. Minérios e ambiente. Campinas: Unicamp, 2000.
Para corrigir os problemas ambientais causados por essa drenagem, a substância mais recomendada a ser adicionada ao meio é o:

a) sulfeto de sódio.

b) cloreto de amônio.

c) dióxido de enxofre.

d) dióxido de carbono.

e) carbonato de cálcio.



5. Enem (2013) O brasileiro consome em média 500 miligramas de cálcio por dia, quando a quantidade recomendada é o dobro. Uma alimentação balanceada é a melhor decisão para evitar problemas no futuro, como a osteoporose, uma
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doença que atinge os ossos. Ela se caracteriza pela diminuição substancial de massa óssea, tornando os ossos frágeis e mais suscetíveis a fraturas.
Disponível em: . Acesso em: 1o ago. 2012 (adaptado).
Considerando-se o valor de 6  1023 mol–1 para a constante de Avogadro e a massa molar do cálcio igual a 40 g/mol, qual a quantidade mínima diária de átomos de cálcio a ser ingerida para que uma pessoa supra suas necessidades?

a) 7,5 ? 1021.

b) 1,5 ? 1022.

c) 7,5 ? 1023.

d) 1,5 ? 1025.

e) 4,8 ? 1025.



6. Uespi (2012) O estanho é um metal caro que é conhecido desde a Antiguidade. Não é muito resistente ao impacto, mas é resistente à corrosão. Seu principal uso acontece na deposição eletrolítica, porém é utilizado também na produção de ligas metálicas, tais como o bronze (com cobre) e o peltre (com antimônio e cobre). O estanho ocorre principalmente como o mineral cassiterita, SnO2, e é obtido pela reação com carbono a 1 200 °C:

SnO2(s) + C(s)  Sn(ℓ) + CO2(g)

Analisando esta reação, podemos afirmar que:

a) o SnO2 é o agente redutor.

b) o carbono é o agente oxidante.

c) o Sn21 sofre oxidação.

d) não há variação no número de oxidação do carbono.

e) 1 mol de SnO2 recebe 4 mol de elétrons.



7. UFTM-MG (2010) O cheiro de ovo podre que se sente, não só no apodrecimento desse alimento, mas também ao redor de cursos de água poluídos, deve-se à produção do gás sulfeto de hidrogênio, resultante da atividade de microrganismos. Por outro lado, esse gás, extremamente tóxico, tem aplicações em análise química e, para tanto, é gerado em laboratório por meio da reação de um sulfeto metálico com ácido.

a) Escreva a fórmula eletrônica do sulfeto de hidrogênio, indicando os pares de elétrons compartilhados.

b) Escreva a equação química que representa a reação entre sulfeto de potássio e ácido clorídrico.

8. UPE (2009) A composição química do grão de milho não é constante, podendo variar de acordo com o solo onde foi cultivado. O ferro é um dos minerais encontrados em sua composição química, na proporção de 56 mg/kg de milho. Admita que uma espiga de milho tenha 125 grãos rigorosamente iguais entre si e pese 62,5 g. Quantos átomos de ferro uma galinha que come um grão de milho, depois de digerido, acrescenta ao seu organismo aproximadamente? Massa atômica do Fe 5 56 u

a) 3,0 ? 1017.

b) 2,8 ? 108.

c) 3,0 ? 1023.

d) 1,5 ? 1017.

e) 2,0 ? 105.



9. IFSP (2010) A abundância de deutério (2H) na natureza é de apenas 0,013%. Isso significa que, a cada 100 000 átomos de hidrogênio, apenas 13 são de deutério. Sendo assim, quando alguém ingere 252 g de água (aproximadamente 1 copo), o número aproximado de átomos de deutério que entra em seu organismo é:

Massa molar da água 5 18 g/mol

Constante de Avogadro 5 6,0  1023 mol21

a) 1  1019.

b) 2  1021.

c) 4  1021.

d) 2  1023.

e) 4 ? 1023.



10. Enem (2009) O processo de industrialização tem gerado sérios problemas de ordem ambiental, econômica e social, entre os quais se pode citar a chuva ácida. Os ácidos usualmente presentes em maiores proporções na água da chuva são o H2CO3, formado pela reação do CO2 atmosférico com a água, o HNO3, o HNO2, o H2SO4 e o H2SO3. Esses quatro últimos são formados principalmente a partir da reação da água com os óxidos de nitrogênio e de enxofre gerados pela queima de combustíveis fósseis. A formação de chuva mais ou menos ácida depende não só da concentração do ácido formado, como também do tipo de ácido. Essa pode ser uma informação útil na elaboração de estratégias para minimizar esse problema ambiental. Se consideradas concentrações idênticas, quais dos ácidos citados no texto conferem maior acidez às águas das chuvas?

a) HNO3 e HNO2.

b) H2SO4 e H2SO3.

c) H2SO3 e HNO2.

d) H2SO4 e HNO3.

e) H2CO3 e H2SO3.



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Unidade 4

Estado Gasoso


Nesta unidade, vamos estudar o estado gasoso, levando em conta quatro séculos de conhecimentos acumulados sobre leis físicas que explicam o comportamento de uma amostra gasosa e que permitiram desenvolver tecnologias que fazem parte de nossa vida. Também veremos as implicações desses e de outros estudos relativos a reações envolvendo substâncias gasosas que foram determinantes para compreender e elaborar teorias que estruturaram a Química como ciência.

_ Por que se usa hélio em vez de ar em balões como os de monitoramento meteorológico e de segurança?

_ O que ocorre com o gás quando é comprimido a temperatura constante? O que acontece com as moléculas que o constituem?
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Nesta unidade

Capítulo 12. Gases: importância e propriedades gerais


Imagem
KINO.COM.BR/ROBERTO LOFFEL

Locomotiva movida por máquina a vapor, em São João del-Rei (MG). A máquina a vapor, uma das mais importantes invenções humanas, responsável pela mecanização progressiva de uma série de tarefas ao longo do século XVIII, foi criada em 1777 pelo inglês James Watt (1736-1819).


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Capítulo 12. Gases: importância e propriedades gerais
Imagem
GETTY IMAGES/CHRISTOPHER FURLONG

Ponte sustentada por balões de gás hélio. Instalação do artista francês Olivier Grossetête, que fez parte da mostra Tatton Park Biennal, em Londres (Inglaterra), em 2012.


Este capítulo irá ajudá-lo a compreender:

• a importância dos gases no cotidiano e nos conhecimentos sobre a estrutura da matéria;

• o princípio de Avogadro;

• as transformações gasosas;

• a equação de estado de um gás;

• as misturas gasosas e o conceito de pressão parcial;

• os calculus estequiométricos envolvendo gases;

• os gases usados em balões;

• as trocas gasosas nos pulmões.
Para situá-lo
Brincadeiras que envolvem objetos que podem flutuar, movendo-se no ar, fascinam crianças e adultos. Balões infantis que, quando soltos, podem ganhar altura e pipas que, para subir aos céus, requerem de seus construtores habilidades artesanais e conhecimentos rudimentares de aerodinâmica são parte das boas lembranças da infância e também do lazer de muitos adultos. Enfim, fazer um objeto flutuar, como se fosse um pássaro, é algo que exerce fascínio sobre a maioria das pessoas.

Isso explica por que a construção de balões que pudessem ganhar os céus foi o objetivo de tantos dos que se aventuraram nesse exercício desde o século XVIII.

Já em 1783, os irmãos franceses Joseph-Michel (1740-1810) e Jacques-Étienne Montgolfier (1745-1799) aqueceram o ar que enchia um balão, conseguindo que ele subisse a uma altura de aproximadamente 500 metros e flutuasse, percorrendo uma distância de mais de 2 quilômetros. Esse mecanismo foi usado até algumas décadas atrás para fazer balões de papel voarem: eles subiam porque o ar de seu
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interior era aquecido por meio de uma tocha (embebida em álcool, por exemplo) – essa prática foi proibida por questões de segurança, uma vez que podia causar incêndios, algumas vezes de grandes proporções.

Depois de outras experiências, observando que o gás hidrogênio era bem menos denso do que o ar, Jacques Alexandre César Charles (1746-1823) usou-o para encher um balão; no primeiro voo, apenas algumas semanas após o dos irmãos Montgolfier, acompanhado por seu irmão, ele alcançou cerca de 1 500 metros de altura. Nas décadas seguintes, os balões passaram a ser muito usados com propósitos científicos.

O brasileiro Alberto Santos Dumont (1873-1932) construiu catorze dirigíveis entre 1894 e 1907; foi o primeiro balonista a conseguir voar voltando ao mesmo ponto de onde partira, em Paris, em 1898.

Os dirigíveis, contudo, foram utilizados durante a Primeira Guerra Mundial (1914-1918), vitimando muitas pessoas, o que, acredita-se, desencadeou em Santos Dumont a grave depressão que o levaria ao suicídio, em 1932.

Em 1919, aconteceu o primeiro voo transatlântico de um dirigível, entre a Escócia e os Estados Unidos. No final da década de 1920, o dirigível alemão Zeppelin realizou a primeira volta ao mundo, que durou 21 dias, levando 54 passageiros. Durante a década de 1930, houve voos regulares de zepelins entre cidades brasileiras. Em 1937, porém, o dirigível Hindenburg pegou fogo quando se preparava para pousar, em New Jersey (Estados Unidos). O trauma causado por esse acidente fez com que os dirigíveis ficassem esquecidos por longo tempo.

Nos últimos anos, balões dirigíveis, que agora utilizam gás hélio, passaram a frequenter os céus de algumas regiões do Brasil. Além de se prestarem a passeios emocionantes, representam um excelente recurso publicitário, já que são verdadeiros outdoors que navegam entre as nuvens.


Imagem
OBSERVATÓRIO VAZ TOLENTINO - BH/MG/PROF. RICARDO JOSÉ VAZ TOLENTINO

Em 1973, quatro anos após o ser humano chegar à Lua, o nome de Santos Dumont foi conferido a uma das crateras de nosso satélite natural.


1. Pense em algum exemplo de seu cotidiano que lhe permita concluir que o ar aquecido tende a subir. Por que, na sua opinião, isso acontece?

2. Como você explicaria a diferença mencionada no texto entre a eficiência do balão que utilizava ar e a do que utilizava hidrogênio? Lembre-se de que o ar é uma mistura de gases – de modo aproximado, pode-se dizer que cerca de 80% de suas moléculas são de nitrogênio e 20% de oxigênio.

3. Durante o século XX, o gás hélio substituiu o hidrogênio em muitos balões, apesar de ser um gás menos eficiente para fazer o balão ascender. Como você explicaria essa substituição?
Imagem
CHARPENTIER ET FASQUELLE/REPRODUÇÃO

Capa do livro Os meus balões (Dans l’air), escrito por Alberto Santos Dumont em 1904. A foto na capa mostra o balão N-6, com o qual Santos Dumont ganhou um prêmio, em 1901, por ter percorrido um trajeto longo para a época, que durou cerca de 30 minutos.

Fez parte desse trajeto a volta em torno da torre Eiffel, em Paris (França).
Essas são apenas algumas das questões que serão tratadas neste capítulo, dedicado ao estudo dos gases. As pesquisas sobre o estado gasoso desenvolvidas por inúmeros cientistas ao longo do tempo permitiram avanços no conhecimento sobre a estrutura da matéria, além de terem sido fundamentais no surgimento de muitas aplicações tecnológicas: aviões, satélites e naves espaciais, entre outras.
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Por que estudamos os gases?
Podemos imaginar os problemas que devem ter surgido ao longo do tempo por causa da dificuldade em determinar a presença de um gás tóxico e combustível no ar, como o monóxido de carbono (CO), já que ele é incolor. Além disso, como vimos nos capítulos iniciais, o estudo de processos envolvendo a combustão realizados nos séculos XVII e XVIII também requeria que se pesquisasse o comportamento dos gases mais profundamente. Nessa época, com o surgimento de instrumentos como o termômetro e o barômetro (aparelho que mede a pressão atmosférica), foram efetuados estudos envolvendo a relação entre pressão, volume e temperatura dos gases.

Ainda no século XVII, o cientista Robert Boyle (1627-1691) utilizou balões em suas pesquisas, motivado pelo estudo de fenômenos meteorológicos. A ascensão dos balões é consequência da baixa densidade da amostra gasosa usada para inflá-los.

Os conhecimentos acumulados sobre os gases foram essenciais, por exemplo, para compreender aspectos básicos relativos à estrutura da matéria.

Foi com o estudo das descargas elétricas em gases bastante rarefeitos que ocorreram importantes avanços nos modelos atômicos. É o caso dos experimentos realizados por Thomson, a partir dos quais ele propôs a existência de cargas elétricas no átomo. Conforme vimos no capítulo 4, desde a aceitação de seu modelo, os elétrons passaram a ser reconhecidos como partículas subatômicas e, portanto, constituintes de toda a matéria.

As consequências tecnológicas dos trabalhos de vários cientistas que estudaram essas descargas estão presentes em nosso cotidiano – em anúncios luminosos ou em lâmpadas fluorescentes, por exemplo. Gases a baixa pressão se ionizam ao receberem descargas elétricas. Os tubos dos antigos televisores e os aparelhos de raios X também resultam da aplicação tecnológica dessas pesquisas do final do século XIX e início do XX.

Outro exemplo da importância do estudo dos gases é a invenção da máquina a vapor, fundamental para a Revolução Industrial, no século XIX. O funcionamento dessa máquina é baseado na transformação da energia térmica armazenada no vapor de água em energia mecânica.


Imagem
˝SHUTTERSTOCK/GREGORY JAMES VAN RAALTE

PAOLO SCIRPA ACCHIVE/ACERVO DO ARTISTA

Em anúncios luminosos (foto superior) e mesmo em esculturas, gases a baixa pressão são submetidos a descarga elétrica. Na foto inferior, ao lado, Convergência-divergência (1982), obra do italiano Paolo Scirpa que também usa luz neon, além de aço e espelhos.
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Comparando o estado gasoso com os demais estados
Observe, na tabela abaixo, as diferentes características macroscópicas da material em cada um dos estados físicos.
Características macroscópicas dos principais estados físicos da matéria

Sólido


Líquido

Gasoso


Forma

Constante

Varia com a forma do recipiente

Varia com a forma do recipiente

Volume

Constante

Constante

Varia com o volume do recipiente

Influência da pressão

Não provoca variações significativas de volume

“Praticamente” incompressível

Volume bastante variável; pode ser comprimido (diminui quando é pressionado) ou expandido (aumenta quando se reduz a pressão exercida sobre ele)

Influência da temperatura

Alterações de temperature provocam alterações de volume relativamente pequenas

Alterações de temperature provocam “ligeiras” alterações de volume, maiores do que no caso do sólido

Alterações relativamente pequenas de temperatura provocam mudanças de volume bem maiores que no estado liquido


Com base nessas características, podemos distinguir um sólido de um líquido ou de um gás, por exemplo, conforme a primeira imagem abaixo, à direita.

Apesar de ser impossível enxergar as unidades constituintes das substâncias, podemos elaborar um primeiro modelo capaz de explicar por que os gases podem ser comprimidos ou expandidos com facilidade.

O estado gasoso corresponde àquele em que as partículas estão mais afastadas e têm maior liberdade de movimento, havendo, por isso, possibilidade de grande variação de volume, ao contrário do que acontece com sólidos e líquidos. No estado gasoso praticamente não há interação entre as moléculas, em oposição ao que ocorre no estado sólido.

A mesma quantidade de matéria no estado gasoso, mantida à mesma pressão e à mesma temperatura, ocupa volume diferente do que ocupava no estado líquido.

Considere uma amostra com 1 mL de água líquida que é aquecida até a temperatura de 100 °C (ao nível do mar). Enquanto ela permanecer no estado líquido, seu volume sera mantido, mas, ao passar para o estado gasoso, seu volume será maior.

Massas iguais de uma mesma substância em estados físicos distintos têm volumes diferentes, até mesmo se estiverem na mesma temperatura. A figura ao lado dá uma ideia aproximada dessas diferenças de volume.


Imagem
Ilustração produzida para este conteúdo.

Cores fantasia (átomos e moléculas não têm cor), sem escala (as partículas representadas não podem ser observadas diretamente, nem com instrumentos).


ILUSTRAÇÕES: AMJ STUDIO/ARQUIVO DA EDITORA

Note a variação de volume entre os três principais estados da matéria.


Ilustração produzida para este conteúdo.

Cores fantasia, sem escala.

O volume de 1 g de água no estado gasoso (1 226,6 mL) é bem maior do que o volume da mesma amostra no estado líquido (1 mL), à mesma temperatura. No frasco à direita, a pressão foi reduzida por uma ação ou força externa, o que propiciou a mudança de estado.
O termo gás (do grego chaos) remete à ideia de desorganização, de caos, de maior liberdade das partículas quando se encontram nesse estado físico.
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Atividade
Leia o texto e responda às questões.

Uma barra de ferro com 15 cm de comprimento se encaixa com perfeição em uma cavidade de igual formato de uma peça. Um usuário dessa peça esqueceu a barra exposta ao sol intenso por algumas horas; ao tentar inserir o objeto metálico novamente no local destinado a ele, não conseguiu fazé-lo; examinou bem a barra e não entendeu o que havia acontecido, já que ela aparentemente não tinha se alterado.

Essa pessoa observou também que um vendedor que carregava vários balões de gás, para vender em frente a uma escola infantil, sob sol intenso, perdeu alguns deles, que estouraram.

a) A que você atribui o fato de a pessoa não ter entendido o que aconteceu com a barra que não se encaixava mais na cavidade? Você supõe que essa pessoa, por outro lado, pode ter entendido o que aconteceu com os balões que estouraram? Compare essas situações.

b) Com base no que se pode observar, explique as diferen.as na interação das unidades constituintes da barra e do gás no balão a respeito:

• do grau de liberdade de movimento que elas possuem;

• da organização dessas unidades.
Liquefação de um gás
Combustíveis gasosos extraídos do petróleo são bastante utilizados em nosso cotidiano. Imagine a dificuldade de usá-los caso fossem transportados no estado gasoso. Por exemplo, quantos botijões seriam necessários para termos 13 kg de gás de cozinha?

Que recurso é adotado para resolver esse problema?

Em certa temperatura, se aumentarmos a pressão de um gás, provocaremos a aproximação das partículas que o constituem. O aumento de pressão pode ser tal que o gás se liquefaz (ou se condensa). Observe:
Imagem
AMJ STUDIO/ARQUIVO DA EDITORA

Cores fantasia, sem escala.

Representação esquemática da compressão de um gás até sua liquefação. Fonte: RUSSELL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Makron Books, 1994. v. 1. p. 203.
É isso o que ocorre com o combustível do botijão, tanto do gás de cozinha, chamado de gás liquefeito de petróleo (GLP), como do gás usado como combustível de automóveis, o chamado gás natural veicular (GNV).

Outra maneira de liquefazer um gás é diminuir sua temperatura, pois, com isso, há uma redução da velocidade média das moléculas que o constituem, o que possibilita que elas se aproximem e que a substância se liquefaça. Esse método é usado, por exemplo, para separar os componentes do ar: em uma primeira etapa o ar é liquefeito para depois, por meio da destilação fracionada, ter seus componentes separados. Mas sera que sempre é possível liquefazer um gás por compressão ou por redução de temperatura?


Imagem
˝ISTOCKPHOTO.COM/RALPHCOULTER

O GNV pode ser transportado em cilindros, como o da foto acima, porque est. liquefeito; com isso, pode-se transportar uma quantidade bem maior do que se ele estivesse no estado gasoso.


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Vapor e gás

Você ouve falar, por exemplo, em vapor de água e em gás hidrogênio. No entanto, nos dois casos trata-se de substâncias que estão no estado gasoso. Qual é a diferença entre gás e vapor?

Se precisarmos passar uma substância que está no estado gasoso para o estado líquido, podemos, simultaneamente, diminuir sua temperatura e aumentar a pressão.

Dependendo da substância e da pressão em que se encontra, a liquefação do gás pode ser feita por simples resfriamento. Para isso, a amostra gasosa não pode estar a pressões muito baixas.

Outra possibilidade é a compressão da amostra gasosa e, para que isso seja viável, é indispensável que a temperatura da amostra não seja muito alta. Quando a liquefação pode ser feita por compressão, sem que se baixe sua temperatura, dizemos que a substância está na forma de vapor.

A temperatura acima da qual é impossível liquefazer uma amostra gasosa por aumento de pressão é chamada de temperatura crítica. Dizemos que uma substância é gás quando está acima dessa temperatura. Por exemplo: a temperatura crítica da amônia é de 132,4 °C. Então, rigorosamente, apenas acima de 132,4 °C teremos o gás amônia; abaixo desse valor, tem-se vapor de amônia.


Imagem
AMJ STUDIO/ARQUIVO DA EDITORA

Ilustração produzida para este conteúdo.

Cores fantasia, sem escala.
Variáveis de estado de um gás
Para termos uma ideia da quantidade de gás no interior de um recipiente de volume conhecido, não podemos omitir a temperatura e a pressão às quais o gás está submetido, já que seu volume (V) depende da temperatura (T) e da pressão (P).

V , T e P são as variáveis de estado de um gás.

O metro cúbico (m3) é a unidade de volume do Sistema Internacional de Unidades (SI), mas outras unidades também são muito usadas:

1 L 5 1 dm3 5 103 mL; 1 mL 5 1 cm3; 1 m3 5 103 L

No caso da temperatura, adota-se a escala termodinâmica expressa em kelvin (K). A relação aproximada entre a temperatura termodinâmica (K) e a temperatura em graus Celsius (°C) é dada por:
T(K) 5 t(°C) 1 273
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Pressão de um gás
Imagine que uma pessoa pise por acidente, com o salto do sapato, no pé de outra em duas circunstâncias diferentes: em uma, o salto do sapato está em perfeitas condições; em outra, a ponta fina de um prego está exposta no salto. Em que caso o pisão causará mais dor? A dor sera maior no segundo caso, já que o peso da pessoa será exercido sobre uma área menor, a pequena superfície da ponta do prego.

Ou seja, a redução da área sobre a qual exercemos determinada força (nesse caso, o peso da pessoa) aumenta a pressão que exercemos sobre ela. É por essa razão que, para injetar um medicamento em nosso organismo, exerce-se uma força sobre a pele, usando a ponta de uma agulha – uma superfície bem menor do que a da seringa de injeção que contém o medicamento.

A pressão é uma grandeza escalar (não vetorial, isto é, não está associada a uma direção e a um sentido) que relaciona a força com a área sobre a qual é exercida. No exemplo anterior, a pressão poderia ser calculada dividindo o peso da pessoa (massa, m, 3 aceleração da gravidade, g) pela área da ponta do prego.
P = |P&|

S
ou


P = |mg|

S
P: pressão

P:- força peso

S: área em que a força peso é exercida

| |: módulo

m: massa


g: aceleração da gravidade
A unidade do Sistema Internacional (SI) de pressão é o Pascal (Pa), uma relação entre o newton (N), unidade de força, e o metro quadrado (m2), unidade de área.

1 N / m2 = 1 Pa


Imagem
Blaise Pascal (1623-1662), filósofo e pesquisador francês, deixou inúmeras contribuições nos campos da Matemática e da Física, algumas delas elaboradas quando ainda era bastante jovem.

Sua importância no campo da Hidrostática (veja boxe Conexões, na página seguinte) explica por que ele foi homenageado com o nome da unidade de pressão do SI.

LATINSTOCK/AKG-IMAGES

Pascal retratado por Philippe de Champaigne, obra de 1656-1657.


Os fluidos e o conceito de pressão
O conceito de pressão tem grande importância quando nos referimos a um fluido, isto é, a um líquido ou a um gás. Por exemplo, quando uma pessoa mergulha até o fundo de uma piscina, toda a coluna de água que a recobre exercerá uma pressão sobre ela, de tal modo que, quanto mais no fundo ela estiver, maior será essa pressão.

Agora, imagine que a pessoa mergulhe até a mesma profundidade, mas em um local cuja densidade do líquido em que se encontra seja maior do que a da água. Por exemplo, no mar Morto, devido ao elevado teor de sal na água, a densidade do líquido atinge valores superiors a 1,3 g/cm3, maior que a da água da piscina. A pressão sobre esse banhista será maior do que no caso da piscina porque o peso exercido pela “água” do mar Morto sobre a pessoa também será maior que o da água da piscina.

Para compreender melhor tudo isso, vamos estudar alguns conceitos próprios da Hidrostática, a parte da Física dedicada ao estudo de um líquido em repouso, isto é, em equilíbrio estático, em local de gravidade constante.
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Conexões
Química e Física: Stevin e Pascal
No estudo dos gases, vamos utilizar as bases da Hidrostática, que foram estabelecidas nos séculos XVI e XVII, época em que muitas dúvidas que intrigavam os filósofos e estudiosos da Física foram esclarecidas. Uma dessas bases é o Princípio de Stevin, estabelecido por Simon Stevin (1548-1620). Com base nesse princípio foi possível compreender o “paradoxo hidrostático”, que pode ser percebido observando-se a ilustração ao lado.

Em um sistema de vasos comunicantes (ou seja, vasos interligados por um canal ou tubo), o líquido contido permanence no mesmo nível, desde que os vasos estejam abertos à atmosfera, independentemente da forma de cada um deles. Ou seja, pontos de uma mesma horizontal de um líquido em repouso estão todos à mesma pressão.

Essa explicação baseia-se no Princípio de Stevin, Segundo o qual a pressão em um ponto de um líquido em repouso, com sua superfície livre em contato com a atmosfera, é dada por:
P = Patm + dgh
P: pressão em um certo ponto do líquido

Patm: pressão atmosférica

d: densidade

g: aceleração da gravidade

h: profundidade do ponto de pressão P
Ou seja: “A diferença entre as pressões de dois pontos de um fluido em equilíbrio é dada pelo produto resultante da densidade do fluido multiplicado pela aceleração da gravidade local e pela diferença entre as profundidades desses dois pontos” (veja o esquema ao lado).

É importante frisar que a pressão em qualquer ponto da horizontal de um líquido, em equilíbrio estático, é a mesma, independentemente da forma do recipiente que o contém; isso está de acordo com o que se observa com um líquido contido em vasos comunicantes, conforme ilustrado anteriormente:

PA = PB = PC = PD .

Pode-se concluir, então, que a pressão exercida por uma camada de líquido depende da profundidade, da densidade do líquido e da gravidade local.

Outro princípio fundamental no estudo da hidrostática é o de Pascal. Pense no seguinte: quando uma pessoa empurra o êmbolo de uma seringa na qual há um líquido, exerce uma pressão sobre a superfície desse fluido. Essa pressão é transmitida a todos os pontos do líquido e às paredes da parte da seringa que o contém. Essa é a essência do princípio de Pascal.

Esse princípio estabelece que a alteração de pressão produzida em um fluido em equilíbrio estático (repouso) transmitese integralmente a todos os pontos do líquido e às paredes do recipiente que o contém.

Uma conhecida aplicação desse princípio é o uso em prensas hidráulicas para elevar veículos.
Imagem
AMJ STUDIO/ARQUIVO DA EDITORA

Sistema de vasos comunicantes. As letras A, B, C e D indicam pontos do líquido submetidos à mesma pressão.


Paradoxo: aparente falta de lógica; contradição; raciocínio aparentemente bem fundamentado e coerente, mas que esconde contradições.
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PAULA RADI/ARQUIVO DA EDITORA

A variação de pressão ocasionada pela força exercida sobre o pistão de secção menor (à esquerda) em A é a mesma em todos os pontos do líquido no interior do equipamento e, portanto, no ponto B. Essa pressão transmitida ao pistão de maior secção, indicado à direita, ocasiona uma força de baixo para cima (F2) bem maior que F1.

F2 realiza o trabalho de levantar o veículo.


<260>
Torricelli e a medida da pressão atmosférica
Inspirados em Aristóteles, durante a Idade Média os cientistas acreditavam que “a natureza tem horror ao vácuo” (vácuo significa “vazio, sem matéria”).

Galileu Galilei (1564-1642), um dos mais importantes estudiosos das ciências de todos os tempos, interessou-se pela questão do vácuo depois que um jardineiro lhe disse que sua bomba era incapaz de elevar a água acima de 10 metros. Um discípulo de Galileu, Evangelista Torricelli (1608-1647), resolveu investigar o limite de altura a que uma bomba podia elevar a água e concluiu que a água subia não para eliminar o vácuo, mas porque era empurrada pela pressão do ar.

Para testar sua hipótese, Torricelli usou, em vez de água, o mercúrio, líquido aproximadamente 13 vezes mais denso do que a água.

Nas figuras ao lado está esquematizado o experiment realizado por Torricelli em 1643.

O experimento nos sugere duas questões cujas respostas são aparentemente contraditórias.

Ao emborcarmos o tubo que contém mercúrio na cuba, o líquido desce. Por quê? O peso do mercúrio é o responsável por esse movimento.

Mas como explicar o fato de que nem todo o liquid sai do tubo quando é emborcado na cuba? Segundo Torricelli, há algo que consegue equilibrar a pressão exercida pelo peso do mercúrio. É a pressão que a atmosfera exerce

sobre o mercúrio que está na cuba.

A pressão atmosférica não é a mesma em Brasília, no Rio de Janeiro e em Belo Horizonte, por exemplo, pois ela varia com a latitude e, especialmente, com a altitude.

A pressão atmosférica ou barométrica, ao nível do mar, vale 1 atmosfera.


1 atmosfera (atm) = 760 mmHg = 76 cmHg
Apesar da frequência com que são usadas essas unidades de pressão, o Sistema Internacional recomenda utilizar a unidade pascal:
pascal (Pa) ou newton / metro quadrado ou

1 Pa = 1 N / m2 _ atm 5 = 101325 Pa


Imagem
AMJ STUDIO/ARQUIVO DA EDITORA

Representação esquemática do experimento de Torricelli. O tubo de vidro é preenchido com mercúrio e tapado com o polegar (1). Em seguida, é emborcado, ainda tapado com o polegar, em uma cuba de vidro que também contém mercúrio (2). Após retirar o polegar, o mercúrio escoa até certa altura do tubo, mantendo um desnível de 76 cm em relação à superfície externa, ao nível do mar, a 0 oC, e em um local em que a aceleração da gravidade seja de 9,8m/s2.


Atenção!

Os vapores de mercúrio são tóxicos.

O mercúrio é facilmente absorvido pelo organismo, no qual tem efeito cumulativo.

Não tente reproduzir esse experimento!


<261>
Medida da pressão de um gás qualquer
A medida da pressão de um gás qualquer é feita em equipamentos chamados manômetros.

Observe as ilustrações a seguir, que representam dois manômetros de mercúrio, um aberto para a atmosfera e outro fechado.


Imagem
AMJ STUDIO/ARQUIVO DA EDITORA

Cores fantasia, sem escala.

No manômetro fechado, a pressão do gás equivale à altura da coluna de mercério; já no manômetro aberto, acresce-se, à da coluna de mercério, a pressão atmosférica no cálculo da pressão do gás.

Fonte: KOTZ, J. C.; TREICHEL JR., P. Chemistry & chemical reactivity. 3rd ed.

Orlando: Saunders College Publishing, 1996. p. 549.
Atenção!

Não interprete o aumento sugerido na imagem como se fosse a possibilidade de “enxergar” uma molécula.


As inúmeras partículas do gás dentro do balão chocam-se com as paredes do recipient que o contém, bem como com a superfície do mercúrio. Em ambas as figuras, os pontos A e B, C e D estão à mesma pressão, pois os líquidos estão parados. A pressão exercida pelo gás em A é igual à que o mercúrio exerce em B. Já no caso do gás representado à direita, a pressão nos pontos C e D corresponde ao desnível y da coluna de mercúrio acrescido

da pressão atmosférica.


Manômetros

O equipamento utilizado para medir a pressão atmosférica é denominado barômetro, enquanto o utilizado para medir a pressão de um gás qualquer é o manômetro. Os manômetros são utilizados em vários tipos de indústria: na alimentícia (de produção de bebidas, por exemplo), na petroquímica, na química, na de papel e celulose, entre outras. Engenheiros, desenhistas industriais, técnicos em manutenção, projetistas e bombeiros precisam entender o funcionamento dos manômetros porque pode fazer parte do trabalho deles a projeção e a manutenção desses equipamentos.


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LATINSTOCK/ALAMY STOCK PHOTO/FINE ARTS

Manômetro em laboratório de materiais radioativos.


<262>
Lei volumétrica de Gay-Lussac
Como já vimos, o final do século XVIII e o início do século XIX foram importantes para o estabelecimento das bases que estruturaram a Química como ciência. São desse period as leis relativas às massas dos participantes de uma reação (ponderais) e a teoria atômica de Dalton, pesquisador que elaborou a primeira tabela de massas atômicas relativas dos elementos.

Nessa mesma época, Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850) fez experimentos com os volumes dos gases envolvidos numa reação sob as mesmas condições de pressão e temperatura. Com base nesse trabalho, foi possível avaliar as massas atômicas, como veremos adiante.

Vamos analisar os dados de um desses experimentos.

Veja a síntese do gás amônia:


Relação entre os volumes de hidrogênio, nitrogênio e amônia nas mesmas condições de temperatura e pressão

gás hidrogônio + gás nitrogênio - gás amônia

(1) 3 L 1 L 2 L

(2) 0,3 L 0,1 L 0,2 L

(3) 900 mL 300 mL 600 mL
Note que há uma proporção entre os volumes dos gases reagentes e o volume do produto gasoso, medidos à mesma pressão e temperatura:

3 V : 1 V : 2 V (P, T constantes)

Com base nas constatações experimentais, Gay-Lussac concluiu: “Nas mesmas condições de temperatura e pressão, os volumes dos gases participantes de uma reação química mantêm relações que podem ser expressas por números inteiros e pequenos”.

Numa reação entre gases pode ou não haver conservação de volume. Na síntese do amoníaco, por exemplo, para cada 4 volumes de reagentes (3 volumes de gás nitrogênio (N2) e 1 volume de gás hidrogênio (H2), obtêm-se 2 volumes de produto (gás amônia, NH3). Nesse caso, a reação ocorre com contração de volume.


Princípio de Avogadro
A teoria atômica de Dalton não permitia que fossem explicados os resultados experimentais obtidos por Gay-Lussac. Em 1811, Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro, conhecido por Amedeo Avogadro (1776-1856), enunciou uma hipótese que conseguia justificar tais resultados, valendo-se da ideia de que as unidades constituintes dos gases eram moléculas e que estas poderiam ser formadas por mais de um átomo.

Vamos equacionar a síntese da amônia, lembrando que no início do século XIX ainda não se conhecia a composição das substâncias e, consequentemente, suas fórmulas. Ou seja, naquela época seria impossível equacionar uma reação química da forma como fazemos hoje.

A proporção entre os volumes gasosos tem relação com a equação. Estudando a hipótese então proposta por Avogadro, você poderá entender o porquê dessa relação.

1 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

nitrogênio hidrogênio amônia

1 V 3 V 2 V


<263>
Lembre-se: em uma reação química, o volume total dos gases pode não se conservar, mas a massa sempre se conserva (lei de Lavoisier). No exemplo proposto, o volume dos reagents (1 V + 3 V) é o dobro do volume dos produtos (2 V); no entanto, o número total de átomos de nitrogênio e de hidrogênio se conserva após a reação e, portanto, a massa também.
Imagem
ILUSTRAÇÕES: PAULA RADI/ARQUIVO DA EDITORA

Ilustração produzida para este conteúdo.

Cores fantasia, sem escala.
O princípio de Avogadro (1811) explica os experimentos de Gay-Lussac: “Volumes iguais de quaisquer gases, submetidos a iguais condições de temperatura e pressão, contêm o mesmo número de moléculas”.

As ilustrações ao lado têm apenas o objetivo de mostrar que três amostras de diferentes gases submetidos à mesma pressão e temperatura e ocupando o mesmo volume possuem o mesmo número de moléculas. É importante destacar, no entanto, que qualquer amostra, por menor que seja, contém um número muito maior de moléculas do que as cinco representadas para cada gás. Além disso, as moléculas de um gás movimentam-se constantemente e estão muitíssimo afastadas umas das outras. Para representar essas distâncias entre as moléculas mantendo a escala usada para indicar os diâmetros das moléculas, teríamos que usar dimensões bem maiores do que as das páginas deste livro. Para que isso fique mais claro, vamos fazer uma analogia: imagine dois automóveis, um em Brasília e outro no Rio de Janeiro. O de Brasília é um carro de luxo, bem maior que o carro pequeno que está no Rio de Janeiro.

A diferença de comprimento entre os dois automóveis (cerca de 1,5 m) é desprezível se comparada à distância entre as duas cidades (mais de 1 000 km), que é aproximadamente 700 mil vezes maior. Analogamente, as diferenças entre as dimensões das moléculas dos dois gases são insignificantes quando comparadas à distância entre as moléculas.
Consequências do princípio de Avogadro
Considerando que gases que ocupam o mesmo volume, à mesma pressão e temperatura, encerram o mesmo número de moléculas e pensando em termos de proporcionalidade, podemos concluir que:
▸▸ A proporção entre os números de moléculas que há em dois recipientes contendo gases à mesma pressão e temperatura é igual à proporção existente entre os volumes dos gases. Considere o exemplo:
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Como nB = 3 nA , temos:
Se VA = 10 L x3 VB = 30 L

Ou seja


3,0 . 1023 = 10 L nA = VA

9,0 . 1023 30 L nB VB


<264>
A proporção entre as quantidades de matéria é igual à proporção entre os volumes de gases medidos à mesma pressão e temperatura. Isso é decorrência do item anterior, uma vez que 1 mol corresponde a 6,0 ? 1023 unidades. Considere o exemplo:
Imagem
Se: VC = 1,5 L x6 VD = 9,0 L

Ou seja:


0,5 = 1,5 L nC = VC

3 9,0 L nD VD


▸ Em uma reação envolvendo gases, os coeficientes de acerto da equação que a representa indicam a proporção entre os volumes das substâncias participantes da reação, em idênticas condições de temperatura e pressão. Isso decorre do próprio significado dos coeficientes de acerto e do princípio de Avogadro:
3 H2(g) + 1 N2(g) 2 NH3(g)

hidrogênio nitrogênio ammonia


Imagem

Ilustração produzida para este conteúdo.

Cores fantasia, sem escala.
O exemplo evidencia que a proporção em moléculas expressa pelos coeficientes de acerto – 3 moléculas de H2 para 1 molécula de N2 para 2 moléculas de NH3 – vale também para a proporção em volumes dos gases em idênticas condições de pressão e temperatura.
Viagem no tempo
Avogadro: um reconhecimento póstumo

Durante a primeira metade do século XIX, nenhum dos cientistas envolvidos com a determinação das massas atômicas dos elementos conseguiu chegar a bons resultados. Nem mesmo o químico sueco Berzelius – que, ao contrário de Dalton, havia aceitado os trabalhos de Gay-Lussac – foi capaz de fazer a fundamental distinção entre átomo e molécula.

Avogadro distinguia as “moléculas integrais” – que nos dias de hoje chamamos de moléculas – das “moléculas elementares” – atualmente denominadas átomos. Aliás, o termo molécula, por ele introduzido, vem do latim e significa “pequenas massas”.
<265>
A hipótese proposta por Avogadro encontrou muitas resistências no meio científico. Foi o caso de seu contemporâneo, Berzelius, para quem só poderia haver ligação entre elementos de cargas contrárias. Assim, Berzelius não podia aceitar a possibilidade de existir ligação entre unidades do mesmo elemento, o que, como sabemos, acontece – é o caso das moléculas de hidrogênio (H2) e oxigênio (O2), por exemplo.

Apesar de a hipótese de Avogadro (1811) explicar a lei volumétrica de Gay-Lussac (1808), ela levou aproximadamente cinquenta anos para ser aceita, o que representou um longo período de confusão, tanto sobre a constituição das substâncias como sobre a determinação das massas atômicas. Por sua consistência na explicação dos processos químicos estudados ao longo de muito tempo, a hipótese passou a ser designada como princípio de Avogadro.


Volume molar de um gás
Vimos que, de acordo com o princípio de Avogadro, quantidades iguais de gases, independentemente de sua natureza, ocupam o mesmo volume quando estão em condições idênticas de temperatura e pressão.

O volume ocupado por 1 mol de um gás qualquer é chamado de volume molar (VM ).

Por isso, temos:

(P, T constantes) VMH2 = VMCH4 = VMC2H6 = VMN2 = VMO2 = ...


Volume molar nas CNTP e nas CPTP

Há muito tempo foram adotados como referência os valores de temperatura e pressão correspondentes a: T = 0 °C ou 273 K e P = 1 atm, 760 mmHg ou 101 325 Pa. Essas condições foram chamadas de condições normais de temperatura e pressão (CNTP ou TPN).

Assim:
T = 0 °C ou 273 K

P = 101 325 Pa

VM = 22,4 L/mol
A adoção do pascal como unidade de pressão pelo Sistema Internacional de Unidades levou a considerar-se 100 000 Pa ou 1 bar como pressão padrão. As condições padrão de temperatura e pressão (CPTP) são:
T = 0 °C ou 273 K

P = 100 000 Pa

VM = 22,7 L/mol
O Sistema Internacional de Unidades admite que a pressão atmosférica seja aproximada para 100 000 Pa. Fazendo-se essa aproximação, chega-se a um volume molar de 22,7 L/mol.

Vale ressaltar que, para evitar confusões, as condições adotadas para o valor do volume molar costumam ser mencionadas quando necessárias à resolução de questões.


Atividades
Sempre que necess.rio, consulte a Tabela Periódica na página 106 para obter valores de massas at.micas. São dadas as massas atômicas: H = 1; C = 12; O = 16.
1. O monóxido de carbono, gás extremamente tóxico, quando é queimado, dá origem a um gás que é produto natural de nossa respiração, o dioxide de carbono. Quanto a essa reação do CO(g) com o O2 (g), presente no ar, pergunta-se:

a) Nela há conservação de número de átomos?

b) E de moléculas?

c) E de volume? Considere os três gases à mesma pressão e temperatura.

d) Qual o volume de O2 necessário para queimar 10 L de CO à mesma temperatura e pressão?
<266>
2. Considere a síntese do gás N2O5 a partir de N2(g) e O2(g). Equacione a reação. Qual o volume de O2 gasto para reagir com 20 L de N2, estando todos os gases na mesma press.o e temperatura?

3. Dois recipientes têm volumes idênticos. Um contém 3 g de gás hidrogênio e outro contém gás ozônio. As duas substâncias estão à mesma pressão e temperatura.

a) O que se pode concluir sobre a quantidade de matéria em cada um dos recipientes?

b) É possível tirar conclusão semelhante à da questão anterior para a quantidade de moléculas? E de átomos? Explique.

c) Qual a massa de ozônio no segundo recipiente?

4. O volume molar do gás acetileno (C2H2) vale 18 L em uma pressão P e uma temperatura T.

a) Qual é o número de moléculas de acetileno (C2H2) em 36 L do gás na mesma pressão e temperatura?

b) Qual é a massa de metano (CH4) gasoso contida em 18 L desse gás à pressão P e temperature T?

c) Quantos átomos h. em uma amostra de 3,6 L de CO2 à pressão P e temperatura T?

Leis dos gases

Nos séculos XVII e XVIII, diversos cientistas dedicaram-se ao estudo do comportamento do estado gasoso, realizando vários experimentos que os levaram à formulação de leis relacionando pressão, temperatura, volume e quantidade de matéria de um gás. Os experimentos a seguir o ajudarão a compreender algumas dessas relações.
Química: prática e reflexão
O que acontece com o volume de um gás quando ele é pressionado sem que a temperatura mude?
Material necessário

• 1 pequeno balão de aniversário

• 1 tesoura

• 1 pedaço de barbante

• 1 seringa de 20 mL (ou maior), sem agulha
Procedimento

1. Assoprem uma pequena quantidade de ar no balão, amarrem-no com um barbante e cortem a parte do balão que “sobra” for a da parte amarrada, conforme mostram as fotos ao lado.

2. Coloquem o balão no interior da seringa e insiram o êmbolo.

3. Tapem o orifício com o dedo e, simultaneamente, puxem o êmbolo, observando o que acontece com o volume do balãozinho.

4. Mantendo o orifício tapado com o dedo, empurrem o êmbolo e observem o que acontece com o volume do balão.
Analisem suas observações

1. Quando a pressão sobre o balãozinho é reduzida, o que acontece com o volume do gás contido nele? E em caso contrário, o que acontece?

2. Apesar de terem feito apenas um experimento, vocês conseguiriam deduzir o que acontece quando se aumenta ou diminui a pressão sobre um gás, mantida a temperatura constante?
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FOTOS: SÉRGIO DOTTA JR./ACERVO DO FOTÓGRAFO



<267>
Química: prática e reflexão
O que acontece com o volume de um gás quando ele é aquecido ou resfriado, a pressão constante?
Material necessário

• 1 garrafa de refrigerante PET de 1 L ou 1,5 L com tampa

• 1 panela com capacidade para 2 L de água

• 1 funil

• 1 fonte de calor (fogão, bico de Bunsen ou lamparina, etc.)

• 1 balde plástico com capacidade de aproximadamente 10 L

• cerca de 8 L de água gelada
Use óculos de segurança e avental de mangas compridas.

Use luvas refratárias.


Procedimento

1. Aqueça, aproximadamente, 1,5 L de água até que ela se aproxime da ebulição.

2. Usando o funil, despeje a água na garrafa. Em seguida, jogue a água fora e, imediatamente, feche bem a garrafa. Observe por alguns minutos.

3. Coloque água gelada no balde até que fique quase cheio e mergulhe a garrafa tampada nessa água. Observe o que ocorre.


Analisem suas observações
1. Descrevam o que observaram em ambos os casos.

2. O que teria acontecido com as moléculas do gás quando ele foi resfriado?


Lei de Boyle
As observações que você fez no experiment com a seringa e o balão de aniversário podem ser representadas no exemplo ao lado.

Em uma transformação isotérmica (à temperatura constante), a pressão e o volume de uma amostra gasosa são inversamente proporcionais.

Se a pressão do gás no estado 2 novamente dobrar, o volume cairá pela metade (estado 3):

V3 = 1,25 L P3 = 8 ? 105 Pa

Diante de experimentos desse tipo, Robert Boyle concluiu que, à temperatura constante, P e V são inversamente proporcionais.

Essa lei, resultado dos trabalhos experimentais de Boyle (1660), é válida para uma amostra gasosa, cuja massa é constante e, portanto, a quantidade de matéria é constant (n); lembre-se: a T (temperatura termodinâmica) também é constante!

Assim:

n1 = n2


V1 = V2

P1 . V2 = P2 . V2

transformação isotérmica

O produto P . V é uma constante que depende da quantidade de gás na amostra (expressa em mol de moléculas) e da temperatura fixada.


Imagem
ILUSTRAÇÕES: AMJ STUDIO/ARQUIVO DA EDITORA

A temperatura constante, o aumento da pressão implica diminuição do volume do gás.

Ilustração produzida para este conteúdo.

Cores fantasia, sem escala.


<268>
Lei de Charles e Gay-Lussac
Numa transformação isovolumétrica (a volume constante), também chamada de isocórica, a pressão e a temperatura termodinâmica de um gás são diretamente proporcionais. Veja o exemplo ao lado.

Se, em relação ao estado 2, a temperature (K) cair pela metade, a pressão do gás também cairá pela metade.

T3 = 68,25 K

P3 = 0,5? 105 Pa

P e T são diretamente proporcionais.
Essa lei foi formulada a partir dos trabalhos experimentais de Charles (1787) e Gay-Lussac (1802). Assim:

n1 = n2


V1 = V2

P1 = P2


T1 T2

transformação isovolumétrica

A relação é uma constante que depende da quantidade de matéria gasosa na amostra (n, em mol) e do volume fixado.
Imagem
ILUSTRAÇÕES: AMJ STUDIO/ARQUIVO DA EDITORA

Ilustração produzida para este conteúdo.

Cores fantasia, sem escala.

A volume constante, a diminuição da temperatura (K) do sistema implica diminuição da pressão. Na imagem, os triângulos vermelhos representam a fonte de aquecimento.


Lei de Charles

Ao realizar o experimento com a garrafa PET, na página anterior, é possível notar que a variação de temperatura de um gás implica alteração de seu volume, se a pressão constante for mantida. Mas, fique atento: exprimir essa relação em proporcionalidade só é possível usando a temperatura termodinâmica, conforme a lei de Charles (1787), válida quando n e P são constantes:

n1 = n2

P1 = P2


V1 = V2

T1 T2


transformação isobárica

A relação é uma constante que depende da quantidade de gás da amostra

(n, em mol) e da pressão fixada.

Numa transformação isobárica (a pressão constante), o volume e a temperature termodinâmica de um gás são diretamente proporcionais.

Observe o exemplo ao lado.
Imagem
Ilustração produzida para este conteúdo.

Cores fantasia, sem escala.

A pressão constante, a diminuição da temperatura do sistema implica diminuição do volume de gás. Na imagem, os triângulos vermelhos representam a fonte de aquecimento.
<269>
Atividades
1. Utilizando papel quadriculado ou um computador, construa os gráficos especificados abaixo. As curvas que você vai obter devem representar o comportamento de uma amostra de um gás perfeito qualquer.

Volume 3 temperatura termodinâmica (K) (transformação isobárica)

Pressão 3 temperatura termodinâmica (K) (transformação isovolumétrica)

Pressão 3 volume (transformação isotérmica)

Para traçar essas curvas, escolha os valores de volume, temperatura e pressão que quiser, tomando cuidado para que estejam de acordo com as leis estudadas. Procure explicar por que os pontos zero dessas curvas não têm sentido fésico.

2. Com base no quadro abaixo, referente a uma amostra gasosa a temperatura constante, determine os valores de x, y e z:

Volume (L) 1 2 3 y 4

Press.o (atm) 6 3 x 4 z


Questão comentada

3. (Unicamp-SP) Uma garrafa de 1,5 litro, indeform.vel e seca, foi fechada com uma tampa plástica. A pressão ambiente era de 1,0 atmosfera e a temperatura de 27 oC. Em seguida, essa garrafa foi colocada

ao sol e, após certo tempo, a temperatura em seu interior subiu para 57 oC e a tampa foi arremessada pelo efeito da pressão interna.

a) Qual era a pressão no interior da garrafa no instante imediatamente anterior à expulsão da tampa plástica?

b) Qual é a pressão no interior da garrafa após a saída da tampa? Justifique.

O volume inicial da amostra gasosa era de 1,5 L (garrafa), a pressão era de 1 atm e a temperatura, 27 oC, ou seja, 300 K.

Após o aquecimento, a temperatura passou a ser 57 oC, ou seja, 330 K.

Nesse processo, o volume da amostra se manteve (1,5 L), uma vez que a garrafa é indeformável.

Podemos resumir:

P1 = 1,0 atm P2 = ?

V1 = 1,5 L V2 = 1,5L

T1 = 300 K T2 = 330 K

1,0 atm? 1,5 L

=

P2 . 1,5 L



P2 = 1,1 atm

300 K 330 K

a) Nesse instante imediatamente anterior à expulsão da tampa, a pressão do gás é de 1,1 atm.

b) Depois de aberta a garrafa, a press.o no interior dela passa a ser igual à do ambiente, isto é, 1,0 atm.


4. A que temperatura (ÅãC) deve ser aquecido um frasco aberto para que um terão do gás nele contido a 27 oC seja expulso?

5. Explique como a lei de Charles (transformação isobárica) justifica:

a) o fato de um bal.o de g.s murchar, quando fica por muito tempo em um ambiente a baixa temperatura;

b) a recomendação existente em embalagens de aerossol para conservá-las em local com temperature abaixo de 40 oC e para não jogá-las em incineradores.


<270>
Lei dos gases ideais
Até aqui, analisamos as leis decorrentes de experimentos em que eram mantidas a amostra gasosa (massa fixa) e uma das variáveis de estado de um gás. Mas, de acordo com o conteúdo apresentado, uma amostra gasosa de um gás qualquer difere de outra quanto à quantidade de matéria (n). Entretanto, como podemos relacionar a quantidade de matéria com as variáveis de estado de um gás?

Para facilitar nosso estudo, vamos partir de uma equação mais geral, resultante dos trabalhos experimentais de Robert Boyle (1660), Jacques Alexandre César Charles (1787) e Gay-Lussac (1802), que permitiram estabelecer relações entre as variáveis de estado de um gás, generalizadas pelo francês Benoît Paul Émile Clapeyron (1799-1864) na seguinte equação:


P . V = n . R . T

P: pressão do gás

V: volume do gás

T: temperatura termodinâmica do gás (K)

R: constante universal dos gases

n: quantidade de matéria (mol)

Unidades das variáveis de estado

Unidades


Volume m3, L, mL, cm3, etc.

Pressão Pa, atm, mmHg, etc.

Temperatura

oC (grau Celsius) e K (kelvin)

T (K) = t (oC) + 273

A temperatura termodinâmica é essencial no estudo dos gases.


Atividades
1. R é uma constante universal, por isso tem sempre o mesmo valor, independentemente do gás considerado.

O valor num.rico de R, porém, varia com as unidades adotadas. Assim:

R = 0,082 atm L mol–1 K–1 (P em atm)

R = 62,3 mmHg L mol–1 K–1 (P em mmHg)

Calcule o valor da constante nas unidades atualmente adotadas pela IUPAC (P em Pa, T em K e V em dm3).

Lembre-se de que, nas condições padronizadas (CPTP), temos: P = 105 Pa e T = 273 K, portanto, o volume

molar VM = 22,7 L.

2. Considere um gás à temperatura de 27 oC e pressão de 1 atm.

a) Qual é o valor do volume molar?

b) Qual é o volume de 0,25 mol de CO?

Sempre que necessário, consulte a tabela de massas atômicas e considere a constante dos gases

R = 0,082 atm ? L ? K–1 ? mol–1.

3. Uma residência é abastecida basicamente por gás butano (C4H10). Se o volume consumido por essa residência for de 50 m3, à temperatura de 27 oC e sob pressão de 1 atmosfera, calcule a massa de butano que é consumida nessa casa.

4. Um extintor de incêndio contém 4,4 kg de dióxido de carbono. Se todo esse dióxido for liberado na atmosfera a 27 oC e 1 atm, qual será o volume desse composto no estado gasoso?


<271>
Equação de estado e transformações gasosas
Vamos nos valer de um exemplo numérico para que você entenda essa relação.

Dois recipientes contendo gases estão à mesma temperatura. O primeiro contém 56 g de CO (gás 1) a 1 . 105 Pa. O segundo, cujo volume é o dobro do primeiro, contém CH4 (gás 2) a 0,5 . 105 Pa. Qual é a massa de metano no último?

Como R é constante, podemos escrever:

Ou seja: n1 = n2

Lembrando que há 56 g de CO no recipiente menor, então:

1 mol de CO 28 g

n1 56 g

n1 = 2 mol

Como n1 = n2, em ambos os recipientes há 2 mol de gás.

1 mol de CH4 16 g

2 mol de CH4 m

m = 32 g


Portanto, no segundo balão haverá 32 g de CH4.
Lei dos gases (combinada)
Recorrendo à equação de estado, vamos considerar um gás X que sofre uma transformação, como indicado a seguir:

Estado inicial Estado final

gás X gás X

P1, V1, T1 P2, V2, T2

P1 . V1 = n1 . R . T1 P2 . V2 . n2 . R . T2

P1 . V1 = n1 . R P2 . V2 . n2 . R

T1 T2

Nessa transformação, a amostra gasosa se mantém n1 = n2, ou:



P1 . V1 = P2 . V2

T1 T2


A relação P . V

T

é uma constante que depende da quantidade de matéria da amostra gasosa.


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ILUSTRAÇÕES: AMJ STUDIO/ARQUIVO DA EDITORA

Ilustração produzida para este conteúdo.

Cores fantasia, sem escala.
Atividades
Para resolver as questões a seguir, baseie-se no esquema ao lado.

Nele estão representados dois balões de igual volume, unidos por um tubo cujo volume é desprezível se comparado ao dos dois balões e no qual há uma torneira.

1. Inicialmente, os dois balões estão em ambientes de mesma temperatura e, no balão A, há um gás a pressão de 1 atm. O balão B está vazio. Quando se abre a torneira, qual é a pressão do gás em A? E em B?

2. Em outra situação, nos balões há um gás a 27 oC, à pressão de 1 atm. Quando se abre a torneira, o conjunto é levado a um ambiente a 127 oC. Qual é a pressão no interior do sistema?


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<272>
Como explicar o comportamento dos gases?
As leis dos gases são importantes porque permitem fazer previsões quantitativas sobre o comportamento de um gás. Mas, a partir dessas leis, como podemos fazer deduções a respeito do que ocorre com as unidades constituintes do gás?

O fato de os gases terem comportamentos semelhantes nas diferentes transformações gasosas sugeriu que deviam existir semelhanças no comportamento de suas moléculas.

Assim, da mesma forma que as leis ponderais das reações conduziram Dalton à criação da teoria atômica, as leis dos gases foram explicadas por meio da teoria cinética dos gases, um modelo desenvolvido durante o século XIX por vários cientistas, entre os quais os físicos Ludwig Boltzmann (1844-1906) e James Clerk Maxwell (1831-1879).

Vamos resumir os pressupostos dessa teoria:

▸▸ Um gás é constituído de moléculas (ou átomos), separadas umas das outras por distâncias significativamente maiores do que suas próprias dimensões. Por isso pode-se considerar que os volumes das moléculas em relação ao volume da amostra gasosa sejam desprezíveis.

▸▸ As moléculas de um gás estão em constante movimento em todas as direções e podem chocar-se umas com as outras. Essas colisões são elásticas, isto é, não provocam alteração no total de energia cinética das moléculas que colidem (não há transformação da energia cinética em outras formas de energia).

Apesar disso, a energia pode ser transferida de uma molécula a outra, de modo que o total de energia do sistema permaneça constante.

▸▸ As unidades constituintes de um gás não exercem atração nem repulsão significativas entre si.

▸▸ A energia cinética média das moléculas de um gás é proporcional à temperatura termodinâmica (K) da amostra.
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PAULA RADI/ARQUIVO DA EDITORA

Cores fantasia, sem escala.

Representação do movimento das moléculas de um gás como esferas.

Fonte: RUSSELL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Makron Books, 1994. v. 1. p. 198.


Falamos em energia cinética média, pois as moléculas têm velocidades diferentes (tanto em módulo como em direção e sentido), que são alteradas a cada colisão.

Como você sabe, toda teoria ou modelo é formulada para explicar uma série de conclusões experimentais. A teoria cinética dos gases, desenvolvida na segunda metade do século XIX, foi capaz de explicar as leis de Boyle, Charles, Dalton e Gay-Lussac, além de ser coerente com os estudos sobre calor e temperatura desenvolvidos por James Prescott Joule (1818-1889) e William Thomson (Baron Kelvin, 1824-1907).

A abordagem desta coleção está voltada somente para os pressupostos essenciais dessa teoria, sem os aprofundamentos quantitativos que envolvem cálculos complexos. Ainda assim, é possível compreender que ela é capaz de explicar as leis anteriormente abordadas.
<273>
Explicando a transformação isotérmica (lei de Boyle)
Quando reduzimos o volume de um gás, sem alterar a temperatura, a energia cinética média das moléculas não muda, porém as moléculas ficam mais próximas umas das outras.

Como a densidade é a relação entre massa e volume, em um volume menor, teremos a mesma massa (o mesmo número de moléculas), o que explica o aumento da densidade do gás.

Esse aumento da concentração de moléculas do gás tem como consequência um maior número de choques das moléculas contra as paredes do recipiente. Mais choques por unidade de tempo significam aumento da pressão exercida pelo gás contra a superfície do recipiente que o contém.
Explicando a transformação isovolumétrica
Quando a temperatura de um gás sobe, de acordo com a teoria cinética dos gases, há aumento da energia cinética média de suas moléculas. Porém, a energia cinética de um corpo depende da massa (que, no caso das moléculas de uma substância, não muda) e da velocidade. Veja a expressão matemática da energia cinética:
Ec = 1 / 2 m . v 2
Assim, o aumento da temperatura do gás faz aumentar a velocidade (v) de suas moléculas. Consequentemente, haverá maior número de colisões dessas unidades contra as paredes do recipiente, ou seja, haverá aumento de pressão. Observe as ilustrações:
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ILUSTRAÇÕES: PAULA RADI/ARQUIVO DA EDITORA

Quando elevamos a temperatura de um gás sem alterar seu volume, a energia cinética das moléculas do gás aumenta, aumentando o número de colisões contra a parede do recipiente, o que explica a elevação de pressão.


Explicando a transformação isobárica

Se aquecermos um gás, de acordo com a teoria cinética dos gases, a velocidade de suas moléculas aumentará. Mas, se não houver aumento do volume desse gás, elas manterão a mesma distância média entre si e, consequentemente, haverá aumento da pressão. Para que a pressão se mantenha constante, deve haver o mesmo número médio de colisões por unidade de área, o que só será possível se o volume do gás aumentar. No exemplo representado na figura ao lado, como o êmbolo está livre, a pressão do gás durante o aquecimento fica constantemente igual à pressão atmosférica do local.


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AMJ STUDIO/ARQUIVO DA EDITORA

Quando aumentamos a temperatura de um gás sem aumentar a pressão, deve haver o mesmo número médio de colisões das moléculas de gás por unidade de área das paredes do recipiente, o que explica o aumento do volume de gás.


<274>
Se resfriarmos um gás, para que a pressão se mantenha constante, ocorrerá redução de seu volume. Quando a distância média entre as moléculas diminui, o gás deixa de seguir perfeitamente a proporcionalidade V x T (não é mais gás perfeito, e sim real). Devido ao surgimento de interações intermoleculares, poderá ocorrer a sua liquefação.
Explicando o princípio de Avogadro
Segundo Avogadro, se o volume de dois gases, em condições iguais de T e P, é o mesmo, é porque eles têm igual número de moléculas. Como isso se explica pela teoria cinética dos gases? Se a temperatura é a mesma, a energia cinética média das moléculas dos gases também é a mesma, independentemente de sua natureza. E, se os gases têm o mesmo volume, é porque contêm o mesmo número de moléculas. Assim, o número médio de colisões das moléculas desses gases por unidade de área das paredes dos recipientes que os contêm é idêntico e, consequentemente, a pressão de ambos os gases é idêntica.
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ILUSTRAÇÕES: PAULA RADI/ARQUIVO DA EDITORA

Para que dois gases apresentem o mesmo volume, em condições iguais de pressão e temperatura, eles devem ter o mesmo número de moléculas.

Ilustração produzida para este conteúdo.

Cores fantasia, sem escala.


Atividades
1. Partindo dos pressupostos da teoria cin.tica dos gases, explique:

a) por que os gases são compressíveis;

b) por que, numa transformação isotérmica, pressão e volume são inversamente proporcionais (lei de Boyle);

c) o princípio de Avogadro.

2. Segundo a teoria cinética dos gases, o que há em comum entre gases que estão a uma mesma temperatura? É possível dizer que a velocidade média de suas moléculas é a mesma? Por quê?

3. O aumento da quantidade de matéria de um gás em um balão provoca o aumento da pressão, desde que a temperatura se mantenha constante. Como você explicaria esse fato à luz da teoria cinética dos gases?


Questão comentada

4. Em uma ampola de vidro s.o acondicionados 30 g de um gás. Nessas condições, a pressão dentro da ampola é de 4 atm. Porém, a ampola quebra em um local cuja pressão barométrica . 1 atm. Suponha que a temperatura se

mantenha constante e responda:

a) O que acontecerá com o gás?

b) Que alteração ocorreré na massa do g.s? Qual a diferença em massa?

c) Que mudança haverá na quantidade de matéria (em mol) dentro da ampola?


<275>
Enquanto a ampola estiver fechada, a press.o do gás será 4 de atm. No entanto, quando ela for aberta, a pressão do gás passará a ser de 1 atm. Vale ressaltar que não seria possível usar a equação de estado dos gases porque a amostra gasosa não se conserva. Inicialmente teríamos 30 g ou 30/M mol. Ao final, a massa será menor, equivalente a x/M mol. Note que M é o mesmo em ambas as situações porque o gás é o mesmo. O volume da ampola e a temperatura do gás também não variam.

Podemos recorrer à expressão PV = nRT, igualando R nas duas situações:


P1 = 4 atm P2 = 1 atm

V1 = V V2 = V

n1 = 30

M

n2 = x



M

R = P1V1 = P2V2

n1T1 n2T2

4 atm . V

5

1 atm . V



30 g

M

. T



x g

M

. T



4 .

x

M = 1 .



30

M

4x = 30 x = 7,5 g


a) Parte do gás escapa, pois sua pressão ficará menor.

b) Saem da ampola: 30 g - 7,5 g = 22,5 g.

c) A quantidade de matéria passará a ser 1 / 4 da inicial.
Densidade absoluta

Você já conhece o conceito de densidade ou massa específica de uma substância. Esse conceito é válido para uma substância em qualquer estado físico. Por que, então, estudaremos em particular a densidade dos gases? Vamos refletir, começando por responder às questões a seguir.


Atividades
1. Um balão de festa (bexiga) cheio de gás está numa geladeira e o gás que ele contém tem densidade d. O que ocorre com a densidade do gás se o balão for levado para um local a 30 oC? Explique.

2. Quando um pistão comprime um gás à temperatura constante, o que ocorre com a densidade desse gás?


Você deve ter concluído que particularizamos a densidade de um gás porque ela varia bastante com a temperatura e com a pressão, o que não ocorre com substâncias em outros estados físicos.

Densidade absoluta de um gás é a relação entre a massa de uma amostra desse gás e o volume por ela ocupado em certa pressão e temperatura.

d (P, T ) = M / V
<276>
Como se calcula a densidade de um gás qualquer?
Sem conhecer a massa e o volume ocupado por uma amostra de um gás, é possível calcular sua densidade em dadas pressão e temperatura?

▸▸ Suponha que se queira calcular a densidade de um gás como o hidrogênio (H2) a 1 ? 105 Pa e 0 °C.

Como o volume de 1 mol (VM) vale 22,7 L, a 105 Pa e 0 °C, e a massa molar do H2 é 2 g/mol, pode-se determinar a dH2 nessas condições:

dH2 = 2 g = 0,088 g

(105 Pa, 0 °C) ⇒ dH2

≃ 0,09


g (105 Pa, 0 °C) 22,7 L L L

Ou a 1 atmosfera, isto é, 101 325 Pa e 0 °C, VM = 22,4 L, o que genericamente significa:

dx = Mx g / 22,4 L

▸▸ Para uma condição qualquer, de temperatura (T) e pressão (P), podemos usar a equação de estado para calcular a densidade de um gás:

P . V = n . R . T em que n = m / M

P . V = m . R . T ⇒ P . M = m M . R . T ⇒ P . M = d . R . T V

d = P . M

R . T
Repare que a densidade é diretamente proporcional à massa molar de um gás. Isso explica o fato de o hidrogênio (H2), que possui a menor massa molar, ter sido o primeiro gás a ser usado em dirigíveis. Por ser combustível, entretanto, vários acidentes ocorreram, fazendo com que fosse substituído por hélio (MHe = 4 g/mol), um gás nobre, não reativo.


Como a densidade de um gás varia com a pressão e com a temperatura?
O que acontece com o volume de uma amostra gasosa quando se aumenta sua pressão a temperatura constante?

Nessas condições, seu volume diminui. Mas, se a densidade relaciona a massa de uma amostra com seu volume, na medida em que o volume diminui, a densidade aumenta. Ou seja, a densidade de um gás, a temperatura constante, é diretamente proporcional à sua pressão.

O que acontece, então, com a densidade de um gás, à pressão constante, quando se aumenta sua temperatura?

A temperatura termodinâmica (K) é diretamente proporcional ao volume de uma amostra gasosa, à pressão constante. Se a massa da amostra é constante e o volume aumenta, a relação massa/volume se torna menor. Ou seja, a densidade de um gás, à pressão constante, é inversamente proporcional à temperatura termodinâmica (K).

Essas conclusões podem ser deduzidas com base na expressão: d = P . M

R . T.


Como R e M são constantes para um mesmo gás, podemos escrever:

d = P . M = P . K ou P1 = P2

R . T T d1 . T1 d2 . T2

A temperatura constante (transformação isotérmica): T1 = T2 ⇒

d1 = P1

d2 P2.


A pressão constante (transformação isobárica): P1 = P2 ⇒ d1 . T1 = d2 . T2.
<277>
Densidade relativa dos gases
A densidade relativa é a razão entre as densidades de dois gases, em idênticas condições de pressão e temperatura.

Seja dA,B a densidade de um gás A em relação à de um gás B: dAB = dA

dB.

Mas dA = P . MA



R . T

e dB = P . MB

R . T. Então:

dA

dB



=

MA

MB.



A relação entre as densidades de dois gases é igual à relação entre as suas massas molares.

Por exemplo: o gás SO2 (M 5 64) tem densidade igual ao dobro da densidade do gás O2 (M 5 32), nas mesmas condições de temperatura e pressão.

A densidade relativa é um número puro, isto é, sem unidades.
Atividades
1. Os dirigíveis usados no início do século XX utilizavam gás hidrogênio. Como o hidrogênio é combustível, ele foi substituído por gás hélio. Qual é a razão especial de terem sido esses e não outros gases os escolhidos para serem usados em balões e dirigíveis?

2. Qual é a densidade do H2 à pressão de 0,5 atm e à temperatura de 27 0C?

3. Quantas vezes o monóxido de carbono é mais denso que o hidrogênio, nas mesmas condições de temperature e pressão?

4. Calcule a massa de 1,8? 1024 moléculas de um gás X cuja densidade em relação ao H2 é 32.

5. O gás hélio, em determinada temperatura e pressão, tem densidade de 0,16 g/L. Outro gás, nas mesmas condições, tem densidade 1,28 g/L. Qual é a massa molar desse gás?

6. Como se explica a ascens.o dos balões usados antigamente em festas juninas? Após algum tempo, eles caíam, o que fez com que fossem proibidos. Por quê?


Misturas gasosas

Pressão parcial de um gás


Imagine que os gases nitrogênio (N2) e oxigênio (O2)

– balões 1 e 2, respectivamente – sejam misturados nas condições indicadas na figura ao lado.

Repare que a pressão total dos gases na mistura é a soma das pressões que os gases exercem quando estão sozinhos num balão de mesmo volume e mesma temperatura. Dalton constatou experimentalmente esse fato. A partir de suas observações, em 1801, ele formulou a lei de Dalton.

Pressão parcial (p) de um gás, numa mistura gasosa, é a pressão que ele exerceria se ocupasse sozinho todo o volume da mistura, na mesma temperatura.


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AMJ STUDIO/ARQUIVO DA EDITORA

Ilustração produzida com base em: KOTZ, J. C.; TREICHEL JR., P. Chemistry & chemical reactivity. 3th ed. Orlando: Saunders College Publishing, 1996. p. 568.


<278>
Vamos pensar em outra situação.

Imagine que três gases constituintes de uma mistura são separados e transferidos para balões com volume V igual ao da mistura e com temperatura T idêntica a ela.


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Note que a pressão parcial do He é três vezes a do H2, e a do CH4 é duas vezes a do H2. Tal fato decorre de o He ter o triplo da quantidade de matéria do H2, e o metano, o dobro, consequência direta do princípio de Avogadro.

Podemos deduzir que a pressão exercida pela mistura gasosa P se deve à contribuição proporcional de cada um dos gases componentes, o que pode ser assim representado:


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Desse modo, quando existe apenas H2 no recipiente, a pressão é 0,5? 105 Pa, o que corresponde à sua participação na pressão total da mistura. Ou seja, a pressão parcial do H2 (pH2 ) vale 0,5 ? 105 Pa.

Em todo o raciocínio desenvolvido no exemplo, são válidas as duas expressões fundamentais para os cálculos que envolvem pressões parciais mencionadas a seguir, (1 ) e (2 ). Elas estão destacadas para chamar sua atenção:


(1 ) P = pA 1 pB 1 pC 1 ... (expressão da lei de Dalton)
Em que pA, pB e pC indicam a pressão parcial de cada gás em uma mistura; são genericamente representados por p .

Lei de Dalton: “Numa mistura gasosa, a pressão total (P) é a soma das pressões parciais (p) de seus componentes”.


<279>
(2) pA = nA

P n


Em que:

P – pressão total da mistura (Pa)

nA – quantidade de matéria do gás A (mol)

n – quantidade total de matéria (mol)

A expressão (2) indica que, para uma mistura gasosa, tanto as pressões parciais como a pressão total são proporcionais às quantidades de matéria.

A fração em quantidade de matéria do gás A, XA, é a relação entre nA e n:


XA = nA

n

Portanto, (2) pA = P . XA.



Como vimos, pressões (parcial e total) e quantidade de matéria são diretamente proporcionais.

Veja, na representação esquemática a seguir, um exemplo numérico de uma mistura de três gases quaisquer que procura esclarecer as relações que acabamos de analisar:


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Observação:

Todas as leis apresentadas são válidas para os gases ditos perfeitos ou ideais, ou seja, elas têm aplicação limitada a gases nos quais as moléculas estão bem distantes umas das outras, de forma que a atração entre elas seja desprezível. Se o gás é submetido a pressões elevadas e a temperaturas baixas, suas moléculas têm suas distâncias médias reduzidas, isto é, ficam mais próximas, e, nesse caso, seu comportamento se afasta do previsto pelas leis dos gases perfeitos. Dizemos então que se trata de um gás real, e essas leis têm que ser corrigidas, o que foge aos objetivos do Ensino Médio. Quando a proximidade das moléculas fica muito grande (pressões altas e temperaturas baixas), pode ocorrer a liquefação dos gases.


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ILUSTRAÇÕES: PAULA RADI/ARQUIVO DA EDITORA

Ilustração produzida para este conteúdo.

Cores fantasia, sem escala.

A dimensão das moléculas é desprezível quando comparada com a distância média (e1) entre elas.

A dimensão das moléculas não é desprezível quando comparada com a distância média (e2) entre elas.
<280>
Atividades
Questão comentada

1. (Fuvest-SP) Na respiração humana o ar inspirado e o ar expirado têm composições diferentes. A tabela abaixo apresenta as press.es parciais, em mmHg, dos gases da respiração em determinado local.

Gás Ar inspirado Ar expirado

Oxigênio 157,9 115

Dióxido de carbono 0,2 x

Nitrogênio 590,2 560,1

Argônio 7 6,6

Vapor de água 4,7 46,6

Qual o valor de x em mmHg?


  1. 12,4 b) 31,7 c) 48,2 d) 56,5 e) 71,3

A pressão do ar nos pulmões tem que se manter, ou seja, a pressão do ar inspirado tem que ser igual à do ar expirado. Todas as pressões parciais dos gases inspirados foram fornecidas e, portanto, ao somá-las, teremos o valor da pressão total do ar nos pulmões.

P = (157,9 1 0,2 1 590,2 1 7 1 4, 7) mmHg 5 760 mmHg

Fazendo um raciocínio análogo para a mistura gasosa expirada, podemos deduzir o valor de x:

P = 760 mmHg 5 (115 1 x 1 560,1 1 6,6 1 46,6) mmHg

x = 31,7 mmHg

Alternativa b.

2. (UFRGS-RS) Se o sistema representado abaixo for mantido a uma temperatura constante e se os três balões possuírem o mesmo volume, após se abrirem as válvulas A e B, a pressão total nos três balões ser.:

a) 3 atm.

b) 4 atm.

c) 6 atm.

d) 9 atm.

e) 12 atm.


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AMJ STUDIO/ARQUIVO DA EDITORA


Conexões

Química e Biologia – Trocas gasosas na respiração

Como você sabe, em nosso organismo, o oxigênio (O2) do ar tem o papel fundamental de oxidante capaz de, em termos simplificados, transformar compostos orgânicos presentes nos nutrientes em dióxido de carbono (CO2) e água (H2O). Por meio desse processo é que o organismo obtém energia para múltiplas finalidades.

A respiração é o processo por meio do qual inspiramos o O2, substância que o sangue carrega dos pulmões aos tecidos das diversas partes do organismo. Por meio do sangue, também o CO2 resultante do metabolismo celular é levado aos pulmões, sendo então expirado. Os gases CO2 e O2 dissolvem-se no fluido sanguíneo.

Vale frisar que a solubilidade de um gás em um líquido é proporcional à pressão que o gás exerce no líquido. Além disso, os gases fluem de uma pressão mais alta para outra mais baixa.
<281>
Então vejamos, de forma geral, como a respiração funciona. Em um indivíduo sadio, o sangue venoso chega aos pulmões carregando gás CO2 dissolvido em uma concentração que equivale a uma pressão parcial aproximada de 45 mmHg. O sangue venoso carrega também gás O2 não utilizado pelo organismo, que exerce uma pressão de 40 mmHg a 45 mmHg.

O sangue venoso contendo esses gases dissolvidos chega aos pulmões por meio dos capilares dos alvéolos pulmonares. Já o ar que chega aos pulmões pela respiração contém O2 a pressão parcial maior que 100 mmHg, portanto superior à pressão parcial do O2 presente no sangue venoso que atingiu os pulmões. Consequentemente, o O2 passa dos alvéolos pulmonares para o sangue venoso que flui nos capilares, elevando a pressão parcial do O2 no sangue para 100 mmHg; ou seja, há transformação do sangue venoso (que carrega quantidades próximas de CO2 e O2 ) em arterial (que, em relação ao sangue venoso, carrega mais O2 e menos CO2 ). Há transferência de CO2 do sangue para os alvéolos pulmonares também por diferença de pressão, o que permite que o CO2 deixe o sangue e atinja os pulmões, sendo então expirado.

O sangue arterial, que se enriqueceu de O2 nos alvéolos, flui dos pulmões em direção às células de todas as partes do organismo, onde a pressão parcial do O2 é de, no máximo, 30 mmHg, e a do CO2 é da ordem de 50 mmHg (lembre-se de que o O2 é utilizado pelas células para obter energia).

Como no sangue arterial a pressão parcial do O2 é da ordem de 100 mmHg, portanto superior à do O2 das células, há transferência do O2 do sangue arterial para as células.


1. No sangue que circula em nosso organismo, em que partes a pressão parcial do CO2 é a máxima?

2. Como esse valor máximo de pressão do CO2 contribui para o funcionamento de nosso organismo?

3. A pressão parcial do O2 é mais alta no sangue arterial ou no venoso?

4. Qual é a pressão parcial do O_ que inalamos, supondo que a pressão atmosférica local seja 760 mmHg (nível do mar)? (Admita que o ar contém aproximadamente 20% de O2.)

5. Imagine que você vai viajar para um local em que a pressão atmosférica é inferior a 700 mmHg. Nesse caso, a transformação do sangue venoso em arterial será mais fácil ou mais difícil que ao nível do mar? Por quê?

6. O monóxido de carbono (CO) é um gás extremamente tóxico, capaz de dificultar o transporte de O2 pelo sangue, visto que se liga com maior intensidade à hemoglobina que o O2. Quando uma pessoa corre risco de vida por conta da exposição a altas concentrações de CO, um recurso possível é colocá-la em uma câmara hiperbárica, na qual a pressão do O2 é da ordem de 2 atm. Por que esse recurso pode salvar o indivíduo?


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ILUSTRAÇÕES: PAULA RADI/ARQUIVO DA EDITORA\

Cores fantasia, sem escala.

Representação esquemática das trocas gasosas nos alvéolos pulmonares, a hematose pulmonar.

Representação esquemática das trocas gasosas nos tecidos do organismo.


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Cálculos em reações químicas das quais participam gases
Tudo o que foi visto neste capítulo pode ser aplicado em cálculos envolvendo reações químicas, das quais participam um ou mais componentes no estado gasoso. Vamos utilizar uma questão proposta em um exame de seleção a uma universidade para exemplificar o que foi dito.
Questão comentada

(PUC-RS) Os hidretos de metais alcalinoterrosos reagem com água para produzir hidrogênio gasoso, além do hidróxido correspondente. Considerando que a constante universal dos gases . 0,082 atm . L/mol . K–1, a massa de hidreto de cálcio (CaH2) necessária para produzir gás suficiente para inflar um balão com 24,6 litros a 27 oC e pressão de 1 atm é, aproximadamente:

a) 21 g b) 42 g c) 50 g d) 63 g e) 80 g
Inicialmente, vamos calcular a quantidade de material de gás hidrogênio que deverá ser produzida. Para isso, vamos utilizar a equação geral dos gases perfeitos: PV = nRT.
P = 1 atm; V = 24,6 L; R = 0,082 atm . L

mol . K


;

T = 27 0C = 300 K

n =

PV

RT



= 1 atm . 24,6 L

0,082 atm . L . (mol ? K)–1 . 300 K

n = 1 mol

Agora, vamos aplicar os conhecimentos que você já tem dos cálculos envolvendo reações químicas. Para isso, vamos equacionar a reação:

CaH2(s) + 2 H2O(ℓ) Ca(OH)2(aq) + 2 H2(g)

1 mol 2 mol

x 1 mol

x = 0,5 mol de hidreto de cálcio

Mas a massa molar do CaH2: (40 1 2)g/mol.

Então, se 1 mol CaH2 42 g, 0,5 mol corresponde a 21 g.

Resposta: alternativa a.
Observação:

Em questões de vestibular, quando apenas há menção à CN, CNTP, TPN, supõe-se T = 0 °C e P = 1 atm. Nessas condições, o volume molar é 22,4 L.


Atividades
1. Em um bal.o, h. uma mistura de CH4 e He à pressão de 1 atm. Se a pressão de He é 4 vezes a do CH4, calcule:

a) as pressões parciais dos dois gases na mistura;

b) a relação entre as massas de CH4 e He.
Questão comentada

2. (UFSM-RS) Combustão do ácido láctico é representada pela seguinte equação:

C3H6O3(s) + 3 O2(g) 3 CO2(g) + 3 H2O(g)

ácido láctico

Para realizar a combustão completa de 9 g de ácido láctico em um cilindro de 1 L de volume, sabendo-se que deve ser usado um excesso de 11% de oxigênio e considerando-se a constante universal dos gases igual a 0,082 atm? L ? mol–1 K–1, a pressão necessária de O2(g) a 27 oC ser., aproximadamente, de:

a) 2,73 atm b) 5,46 atm c) 8,20 atm d) 54,60 atm e) 82,00 atm


Vamos começar calculando, com base na equação química, a quantidade de matéria (n) de gas oxigênio necessária para proceder à combustão do ácido láctico. Sendo a massa molar do ácido láctico:

MC3H6O3


5 (3 . 12 + 6 . 1 + 3 . 16) g/mol = 90 g/mol
<283>
9 g correspondem a 0,1 mol de ácido

C3H6O3(s) + 3 O2(g) 3 CO2(g) + 3 H2O(g)

1 mol_______3 mol

90 g_ ______96 g

9 g_______ x

x = 9,6 g

Massa correspondente a 11%, em massa, de oxigênio:

9,6 g _______100%

y ______11%

y = 1,1 g

Massa total de oxig.nio: 9,6 g + 1,1 g = 10,7 g

PV = (m


M) RT

P . 1 L = 10,7 g

32,0 g mol–1

0,082 atm . L . K–1 mol–1 . 300 K

P = 8,20 atm

Alternativa c.


3. O ozonizador é um aparelho utilizado para, por meio de descargas elétricas, transformar o oxigênio do ar em gás ozônio. Esse processo é usado

em várias circunstâncias, como esterilização de água e de ambientes contaminados, desinfecção da pele após limpeza de pele, evitando infecções

por bactérias anaeróbias em locais feridos no procedimento, etc. Se 4,8 kg de gás oxigênio forem transformados em ozônio por esse processo, calcule a massa do gás ozônio formado e o volume de O3 a temperatura e pressão normais.

4. O hidrogenocarbonato de sódio, o bicarbonato de sódio, tem diversos usos; entre eles, é constituinte do fermento químico, empregado no prepare de pães e bolos. Quando uma massa preparada com esse ingrediente é aquecida no forno, o composto se decompõe, liberando dióxido de carbono e água, ambos no estado gasoso. Considerando que um forno seja mantido à temperatura de 227 oC e tenha volume de 44,8 L, calcule a press.o parcial de ambos os gases, supondo que esses gases sejam produzidos apenas nesse processo.

Massa molar do hidrogenocarbonato de sódio = 84 g/mol.
5. Leia estes fragmentos de not.cias e responda às questões a seguir.
Explosão de botijão de gás hélio fere dois Uma das vítimas foi encaminhada em estado grave com risco de morte para o Hospital Universitário

[...]


No local funciona uma fábrica de gás hélio, utilizado em balões para festas. Um dos botijões de gás explodiu, atingindo as duas vítimas. [...]

VIEIRA, Neide. CGN – Cascavel, 19 abr. 2016. Disponível em: . Acesso em: 5 jan. 2016


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LATINSTOCK/ALAMY STOCK PHOTO/MARK BOULTON

Especialistas reforçam riscos no uso de gás ilegal em balões infantis [...] Parte dos balões de festas infantis ou os metalizados, vendidos nas ruas de Brasília, são preenchidos com uma substância perigosa: [A]. Isso transforma inocentes bexigas em verdadeiras bombas. Em busca de mais lucro na venda dos produtos, ambulantes ou até empresas de festas usam receitas da internet para encher as bexigas. A mistura química ensinada por populares é perigosa e pode provocar casos como o de Marcos P. S. R., 26 anos, que teve a casa destruída.

O faturista usou um cilindro para armazenar soda cáustica, pó de alumínio e água. O objeto não suportou a pressão do gás formado e devastou o apartamento [...]

ALCÂNTARA, Manoela. Correio Braziliense, 12 maio 2014.

Disponível em: . Acesso em: 5 jan. 2016.
<284>
PE: explosão de gás hélio deixa mutilados e feridos em parque

Os visitantes e funcionários do Parque de Dois Irmãos, localizado no bairro de mesmo nome em Recife, Pernambuco, testemunharam uma tragédia [...]. Um vazamento no cilindro de gás, supostamente hélio, causou uma explosão em frente ao zoológico deixando quatro pessoas feridas. Entre as vítimas estão os dois vendedores de balões que utilizavam o gás e acabaram perdendo as duas pernas no acidente.

[...] a manipulação do gás hélio não é permitida dentro do parque, porém barracas instaladas em frente ao zoológico fazem uso desse material para encher balões de festa para comercialização. [...]

Mais PB, 19 abr. 2012. Disponível em: . Acesso em: 5 jan. 2016.


a) Analise os títulos das três notícias: em qual(is) dele(s) se percebem inadequações em relação aos conhecimentos básicos de Química?

b) Na segunda notícia, o nome da “substância perigosa” a que o texto se refere foi substituédo pela letra A. Qual é esse nome?

c) O texto a seguir refere-se ao acidente ocorrido no Parque de Dois Irmãos, em Recife, e traz o depoimento de um engenheiro: Cilindros para encher balões devem ser alaranjados e passar por testes

[...]


De acordo com o engenheiro, o gás correto para encher balão é o hélio. “É um gás inerte, ou seja, não apresenta nenhuma reação, não é tóxico, não tem cor e não tem nenhum cheiro”, comentou. No local da explosão, foram encontradas limalha de alumínio e soda cáustica, o que pode indicar um dos motivos do acidente [...].

G1 – PE, 15 out. 2012. Disponível em: . Acesso em: 26 jan. 2016.

• A descrição do hélio está correta?

• Em outro trecho desse texto, o engenheiro fala a respeito do que foi encontrado no local da explosão: “[...] isso é um indício de que ocorreu uma mistura de produtos que gerava o gás hidrogênio, que também é mais leve que o ar, mas é extremamente inflamável”. Nessa fala, há algumas imprecisões do ponto de vista científico. Reescreva o trecho, eliminando tais imprecisões.

d) Na segunda notícia, é feita menção às substâncias que foram usadas para obter o gás empregado para encher as bolas. Para entender o processo, baseie-se no seguinte:

O alumínio e o zinco são metais que reagem com bases fortes em solução aquosa. Ao reagir com hidríxido de sódio em água, o alumínio origina aluminato de sódio, NaAℓO2, de acordo com a equação, não balanceada:

NaOH + Aℓ + H2O NaAℓO2 + H2

Balanceie a equação, indicando a oxidação, a redução e o agente redutor.

e) Como voc. explicaria o fato de o cilindro citado na segunda notícia ter explodido?

f) Em sua opinião, os fabricantes de “gás hélio” e os vendedores ambulantes mencionados nas notícias sabiam que sua forma de trabalhar era tão arriscada? De que forma você poderia usar essas notícias para conscientizar as pessoas sobre a importância dos conhecimentos químicos adquiridos na escola?

6. Em um aterro sanitário, ocorrem processos de decomposição anaeróbia da matéria orgânica, que levam à produção de uma mistura gasosa, o biogás, em que predomina o metano. Suponha um volume de 300 m3 de biogás, no qual há cerca de 60% em volume de metano (CH4).

a) Se a pressão no interior do aterro for de 2 atm, calcule a pressão parcial do metano.

b) Se a temperatura no interior do aterro é de 27 oC, qual deve ser a massa de metano produzida no aterro? São dados: R = 0,082 atm ? L mol—1 K—1; massa molar do CH4: 16 g/mol.
Resgatando o que foi visto

Nesta unidade, você teve a oportunidade de estudar vários conceitos envolvendo o estado gasoso, o que deve ajudar a compreender tanto aquilo que você observa no cotidiano como conceitos estudados anteriormente. Volte ao início do capítulo e responda novamente às questões feitas na seção Para situá-lo. Você acha que agora tem mais clareza sobre o assunto, percebe se as respostas que havia dado precisam ser revistas ou complementadas? Entre os conceitos e leis que estudou na unidade, anote os que considerou mais relevantes para sua aprendizagem sobre o assunto, explicando o que entende por cada um deles.


<285>
Testando seus conhecimentos

1. Fuvest-SP (2011) Um laboratário químico descartou um frasco de éter, sem perceber que, em seu interior, havia ainda um resíduo de 7,4 g de éter, parte no estado líquido, parte no estado gasoso. Esse frasco, de 0,8 L de volume, fechado hermeticamente, foi deixado sob o sol e, após um certo tempo, atingiu a temperature de equilíbrio T = 37 oC, valor acima da temperatura de

ebulição do éter. Se todo o éter no estado líquido tivesse evaporado, a pressão dentro do frasco seria:

Note e adote

No interior do frasco descartado havia apenas éter.

Massa molar do éter = 74 g

K = oC 1 273

R (constante universal dos gases) = 0,08 atmL / (mol K)

a) 0,37 atm.

b) 1,0 atm.

c) 2,5 atm.

d) 3,1 atm.

e) 5,9 atm.

2. PUC-PR (2016) A atmosfera é uma camada de gases que envolve a Terra; sua composição em volume é basicamente feita de gás nitrogênio (78%), gás oxigênio (21%) e 1% de outros gases, e a pressão atmosférica ao nível do mar é de aproximadamente 100 000 Pa. A altitude altera a composição do ar, diminui a concentração de oxigênio, tornando-o menos denso, com mais espaços vazios entre as moléculas; consequentemente, a press.o atmosf.rica diminui. Essa alteração na quantidade de oxigênio dificulta a respiração, caracterizando o estado clínico conhecido como hipóxia, que causa náuseas, dor de cabeça, fadiga muscular e mental, entre outros sintomas. Em La Paz, na Bolívia, capital mais alta do mundo, situada 3 600 metros acima do nível do mar, a pressão atmosférica é cerca de 60 000 Pa e o teor de oxigênio no ar atmosférico é cerca de 40% menor que ao nível do mar. Os 700 000 habitantes dessa região estão acostumados ao ar rarefeito da Cordilheira dos Andes e comumente mascam folhas de coca para atenuar os efeitos da altitude. Em La Paz, a pressão parcial do gás oxigênio, em volume, é aproximadamente de:

a) 10 200 Pa.

b) 12 600 Pa.

c) 16 000 Pa.

d) 20 000 Pa.

e) 24 000 Pa.

3. UEM-PR (2013) Considere uma mistura gasosa formada por 8 g de H2 e 32 g de O2 que exerce uma pressão total igual a 50 kPa em um recipiente de 40 litros e assinale o que for correto.

(01) A fração, em mols, de hidrogênio é 0,8.

(02) A pressão parcial do oxigênio é 10 kPa.

(04) O volume parcial do hidrogênio é 32 litros.

(08) A porcentagem, em volume, do oxigênio é 20%.

(16) A pressão parcial do hidrogênio é 45 kPa.

Dê como resposta a soma dos números associados às afirmações corretas.

4. Unicamp-SP (2013) Pressão parcial é a pressão que um gás pertencente a uma mistura teria se o mesmo gás ocupasse sozinho todo o volume disponível. Na temperatura ambiente, quando a umidade relative do ar é de 100%, a pressão parcial de vapor de água vale 3,0 . 103 Pa. Nessa situação, qual seria a porcentagem de moléculas de água no ar?

a) 100%. b) 97%. c) 33%. d) 3%.

Dados: a pressão atmosférica vale 1,0 . 105 Pa. Considere que o ar se comporta como um gás ideal.

5. Fuvest-SP (2014) A tabela abaixo apresenta informações sobre cinco gases contidos em recipientes separados e selados.


Recipiente Gás Temperatura (K) Pressão (atm) Volume (L)

1 O3 273 1 22,4

2 Ne 273 2 22,4

3 He 273 4 22,4

4 N2 273 1 22,4

5 Ar 273 1 22,4

Qual recipiente contém a mesma quantidade de átomos que um recipiente selado de 22,4 L, contend H2, mantido a 2 atm e 273 K?

a) 1. b) 2. c) 3. d) 4. e) 5.

6. Enem (2012) No Japão, um movimento nacional para a promoção da luta contra o aquecimento global leva o slogan: 1 pessoa, 1 dia, 1 kg de CO2 a menos! A ideia é cada pessoa reduzir em 1 kg a quantidade de CO2 emitida todo dia, por meio de pequenos gestos ecológicos, como diminuir a queima de gás de cozinha. Um hamburguer ecológico? É pra já!

Disponível em: . Acesso em: 24 fev. 2012. (adaptado).

Considerando um processo de combustão complete de um gás de cozinha composto exclusivamente por butano (C4H10), a mínima quantidade desse gás que um japonês deve deixar de queimar para atender à meta diária, apenas com esse gesto, é de:

Dados: CO2 (44 g/mol); C4H10 (58 g/mol)

Dica dos autores: A combustão completa é aquela em que se formam apenas CO2 e H2O.

a) 0,25 kg.

b) 0,33 kg.

c) 1,0 kg.

d) 1,3 kg.

e) 3,0 kg.


<286>
Principais anions
Halogênios

F-

Cℓ-



Br-

I-

CℓO-



CℓO2-

CℓO3-


CℓO4-

BrO3-


IO3-

Fluoreto


Cloreto

Brometo


Iodeto

Hipoclorito

Clorito

Clorato


Perclorato

Bromato


Iodato
Carbono

CN-


CNO-

H3C — COO-

CO3-

C2O24-


Cianeto

Cianato


Acetato

Carbonato

Oxalato
Outros

H-

O2-



O22-

OH-


CrO24-

Cr2O27-


MnO4-

MnO24-


AℓO2-

ZnO22-


SiO44-

AsO34-


BO33-

Hidreto


óxido

Peróxido


Hidróxido

Cromato


Dicromato

Permangato

Manganato

Aluminato

Zincato

(Orto)silicato

Arseniato

Borato
Nitrogênio

NO2-

NO3-


Nitrito

Nitrato
Fósforo

H2PO2-

HPO23-


PO34-

Hipofosfito

Fosfito

(Orto)fosfato


Enxofre

S2-


SO23-

SO24-


S2O22-

Sulfeto


Sulfito

Sulfato


Tiossulfato
Principais cátions
Monovalentes

H+ ou H3O+

NH4+

Li+


Na+

K+

Rb+



Cs+

Ag+


Cu+

Hg22+


Au+

Hidroxônio

Amônio

Lítio


Sódio

Potássio


Rubídio

Césio


Prata

Cobre(I)


Mercúrio(I)

Ouro(I)
Bivalentes

Be2+

Mg2+


Ca2+

Sr2+


Ba2+

Ra2+


Zn2+

Cd2+


Cu2+

Berílio


Magnésio

Cálcio


Estrôncio

Bário


Rádio

Zinco


Cádmio

Cobre(II)

Hg2+

Fe2+


Co2+

Ni2+


Sn2+

Pb2+


Mn2+

Pt2+


Mercúrio(II)

Ferro(II)

Cobalto(II)

Níquel(II)

Estanho(II)

Chumbo(II)

Mangan.s(II)

Platina(II)


Trivalentes

Aℓ3+


Bi3+

Cr3+


Au3+

Fe3+


Co3+

Ni3+


Alumínio

Bismuto(III)

Cromo(III)

Ouro(III)

Ferro(III)

Cobalto(III)

Níquel(III)
Tetravalentes

Sn4+


Pb4+

Mn4+


Pt4+

Estanho(IV)

Chumbo(IV)

Manganês(I)

Platina(IV)
<287>
Respostas
Respostas da seção Testando seus conhecimentos
Unidade 1 – Introdução ao estudo da Química

1. c


2. d

3. a


4. c

5. e


6. a

7. c
Unidade 2 – Introdução à estrutura da matéria

1. c

2. 02 e 08



3. e

4. e


5. c

6. d


7. a

8. c


9. a
Unidade 3 – Eletrólitos e reações químicas: fundamentos qualitativos e quantitativos

1. c


2. e

3. d


4. e

5. b


6. e

7. a)


H .. S .. H

b) K2S(aq) + 2 HCℓ(aq) – 2 KCℓ(aq) + H2S(g)

8. a

9. b


10. d
Unidade 4 – Estado gasoso

1. d


2. b

3. 01 + 02 + 04 + 08 = 15

4. d

5. c


6. b
<288>
Referências bibliográficas
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Sites consultados

Acessos em: 15 abr. 2015.

Associação Brasileira da Indústria Química

Grupo de Pesquisa em Educação Química



Revista Química Nova na Escola (QNEsc)



Revista Fapesp



Revista Ciência Hoje



Site oficial do Prêmio Nobel



Siglas das universidades

Cefet-MG – Centro Federal de Educação Tecnológica de Minas Gerais

Enem – Exame Nacional do Ensino Médio

FGV-SP – Fundação Getúlio Vargas

IFCE – Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia do Ceará

IFSP – Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia de São Paulo

PUC-PR – Pontifícia Universidade Católica do Paraná

UEM-PR – Universidade Estadual de Maringá

UEPG-PR – Universidade Estadual de Ponta Grossa

Uespi – Universidade Estadual do Piauí

UFPB – Universidade Federal da Paraíba

UFTM-MG – Universidade Federal do Triângulo Mineiro

Unicamp-SP – Universidade Estadual de Campinas



UPE/SSA – Universidade de Pernambuco/Sistema Seriado de Avaliação
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OBRAS%20PNLD%202018%20EM%20EPUB -> Manual do professor
OBRAS%20PNLD%202018%20EM%20EPUB -> Manual do Professor História Global
VOLUME%201 -> Química volume 1
VOLUME%201 -> Vivá Química Volume 1 Ensino Médio Sumário


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