Este documento contém 9 questões sobre propriedades dos gases, incluindo cálculos envolvendo leis dos gases ideais e equações químicas. As questões abordam tópicos como volume de gases produzidos em reações químicas, distribuição de velocidades de Maxwell, pressão em diferentes volumes, difusão de odores e vaporização de substâncias.

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.

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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

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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

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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.