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Sandrogreco Gabarito Da Lista De ExercíCios 4 Q. Geral Eng. Pet. 2007

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Sandrogreco Gabarito Da Lista De ExercíCios 4 Q. Geral Eng. Pet. 2007

  1. 1. UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO CENTRO UNIVERSITÁRIO NORTE DO ESPÍRITO Departamento de Engenharia e Ciências Exatas LISTA DE EXERCÍCIOS Química Geral – Professor Sandro Greco Propriedades dos Gases 1ª Questão (4.46-Atkins): A nitroglicerina é um líquido sensível ao choque, que detona pela reação mostrada a seguir. 4 C3H5(NO3)3(l) → 6 N2(g) + 10 H20(g) + 12 CO2(g) Calcule o volume total de gases produzidos, em 215 kPa e 275 0C, na detonação de 454g de nitroglicerina. Solução - A massa molar da nitroglicerina é 227,1 g/mol. Todos os produtos estão no estado gasoso nessas condições, e, portanto, a quantidade de gás produzido é o somatório das pressões parciais de cada gás; a pressão é independente do tipo de gás. A partir da equação mostrada a seguir podemos ver que 29 mols do gás é produzido para cada 4 mols de nitroglicerina detonada. Podemos usar essa informação e a equação do gás ideal para calcular o volume do gás produzido (nit. = nitroglicerina). 2ª Questão (4.49-Atkins): O dióxido de carbono e a água produzem, através de uma série de etapas enzimáticas do processo de fotossíntese, glicose e oxigênio, de acordo com a equação mostrada abaixo. 6 CO2(g) + 6 H2O(l) → C6H12O6(s) + 6 O2(g) Sabendo-se que a pressão parcial do dióxido de carbono na troposfera é 0,26 Torr e que a temperatura é 25 0C, calcule o volume de ar necessário para produzir 10,0g de glicose. Solução - A massa molar da glucose é 180,15g/mol. A partir dela podemos calcular o número de mols de glucose formada e usando a estequiometria da reação determinar o número de mols de CO2 necessários. Com essas informações e com outras disponíveis no enunciado do problema podemos usar a lei dos gases ideais para calcular o volume de ar necessário. 3ª Questão (4.56-Atkins): Uma mistura de gases usada para simular a atmosfera de outro planeta contém 320 mg de metano, 175 mg de argônio e 225 mg de nitrogênio. A pressão parcial do nitrogênio em 300K é 15,2 kPa. (a) Calcule a pressão total da mistura e (b) Calcule o volume. Solução – Inicialmente calcularemos o número de mols de cada gás e o número total de mols.
  2. 2. UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO CENTRO UNIVERSITÁRIO NORTE DO ESPÍRITO Departamento de Engenharia e Ciências Exatas 4ª Questão (4.62-Atkins): Dois fracos idênticos estão cheios, cada um deles com um gás em 0 0C. Um frasco contém 1 mol de CO2 e, o outro, 1 mol de Ne. Em que frasco as partículas sofrem mais colisões por segundo com as paredes do recipiente? Explique a sua resposta. Solução – Esse exercício faz alusão à distribuição de velocidade de Maxwell, onde o número de colisões de uma molécula é proporcional a sua velocidade quadrática média. Como a energia cinética média de qualquer amostra de gás ideal é a mesma a uma dada temperatura e é independente da massa do gás. Desta forma, as moléculas do gás com maior massa molar desloca-se na média, mais lentamente do que moléculas mais leves (veja figura abaixo). O resultado é que moléculas de gases com menor massa molar tem um maior número de colisões por unidade de tempo. Comparando o neônio com o dióxido de carbono (20,18 g/mol e 44,01 g/mol) amostra de neônio deverá ter o maior número de colisões por segundo. 5ª Questão (4.71-Atkins): Considere a distribuição da velocidade de Maxwell mostrada na figura a seguir. (a) a partir do gráfico, encontre o ponto que representa a velocidade mais provável das moléculas. (b) O que acontece com a percentagem de moléculas que têm a velocidade mais provável quando a temperatura aumenta? Solução – (a) A velocidade mais provável é aquela que corresponde ao máximo da curva de distribuição; (b) O percentual de moléculas com a velocidade mais provável diminui com o aumento da temperatura. 6ª Questão (4.73-Atkins): A pressão de amostra de fluoreto de hidrogênio é mais baixa do que a esperada e, com o aumento da temperatura, sobe mais depressa do que o predito pela lei dos gases ideais. Forneça uma explicação. Solução – A ligação de hidrogênio é importante para o HF. Com a diminuição da temperatura ocorre um aumento da atração entre as moléculas de HF devido ao aumento da intensidade da ligação de hidrogênio. Como
  3. 3. UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO CENTRO UNIVERSITÁRIO NORTE DO ESPÍRITO Departamento de Engenharia e Ciências Exatas conseqüência ocorre uma diminuição da pressão. Quando a temperatura é aumentada ocorre a quebra das ligações de hidrogênio e a pressão aumenta mais rapidamente do que num gás ideal. Dímeros (duas moléculas de HF ligadas uma a outra) e uma cadeia de moléculas de HF são formadas. 7ª Questão (4.76-Atkins): Use a equação do gás ideal para calcular a pressão, em 298K, exercida por 1,00 mol de H2(g) quando limitado ao volume de (a) 30,00 L; (b) 1,00 L e (c) 50,00 mL. Repita esses cálculos usando a equação de Van der Waals. O que esses cálculos indicam sobre a precisão da dependência da pressão na lei dos gases ideais. Solução – As pressões são calculadas a partir da lei dos gases ideais. Calculando para os volumes específicos solicitados as pressões obtidas são: (a) 0,815 atm; (b) 24,15 atm e (c) 489 atm. Os cálculos podem agora ser repetidos usando a equação de Van der Waals: Podemos rearranjar essa equação em função da pressão: Usando os três valores de V fornecidos iremos obter as seguintes pressões: (a) 0,816 atm; (b) 24,9 atm e (c) 946 atm. Note que para volumes maiores (pressões menores) a lei dos gases ideais mostra essencialmente os mesmos valores se comparados com a equação de van der Waals. Contudo, para volumes menores (pressões maiores), existe uma diferença significativa. Visto que as pressões calculadas, para volumes menores, são maiores do que as pressões obtidas pela lei dos gases ideais devemos concluir que as forças repulsivas representada por b na equação de Van der Waals são dominantes para o hidrogênio nessas condições de temperatura e volume. 8ª Questão (4.93-Atkins): O espalhamento de odores pelo ar se deve a difusão de moléculas de gás. Supondo que uma pessoa tenha aberto um frasco de octanoato de etila na extremidade norte de uma sala de 5 m de comprimento e, simultaneamente, uma outra pessoa abriu um frasco de p-anisaldeído na extremidade sul da sala (isto é, a 5 m de distância do primeiro frasco). O octanato de etila (C10H20O2) tem odor semelhante ao de frutas e o p-anisaldeído, odor igual ao de hortelã. A que distância (em metros) da extremidade norte da sala deve estar uma pessoa para sentir primeiro o odor de hortelã? Solução – Os dois odores irão difundir-se de acordo com a equação mostrada a seguir. Supondo que x = distância percorrida pelo octanoato de etila e y = distância percorrida pelo p-anisaldeído no mesmo intervalo de tempo. Então, x + y = 5m e x/y = 0,889 m / 1m ou x = 0,889y. Substituindo por x, iremos obter: Então o octanoato de etila irá percorrer 5-2,65m = 2,35 m ao mesmo tempo em que o p-anisaldeído irá percorrer 2,65 m. A pessoa deverá estar a uma distância maior do que 2,35 m da sala para poder sentir primeiro o odor de hortelã. 9ª Questão (4.95-Atkins): Uma amostra sólida, finamente pulverizada, de um óxido de ósmio (que funde em 40 0 C e ferve em 130 0C), cuja massa é 1,509 g, foi colocada em um cilindro dotado de um pistão móvel que pode se expandir contra a pressão atmosférica de 745 Torr. Imagine que a quantidade de ar residual inicialmente presente no cilindro é desprezível. Quando a amostra é aquecida até 200 0C, ocorre vaporização completa e o
  4. 4. UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO CENTRO UNIVERSITÁRIO NORTE DO ESPÍRITO Departamento de Engenharia e Ciências Exatas volume do cilindro se expande até 235 mL. Qual é a massa molar do óxido? Imaginando que a fórmula do óxido é OsOx, qual é o valor de x? Solução – A massa molar pode ser obtida a partir da lei dos gases ideais. Se a fórmula molecular for OsOx então a massa molar pode ser obtida da seguinte maneira. A fórmula molecular é OsO4.

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