1) O documento resume constantes e fórmulas importantes relacionadas à quantidade de matéria, estado gasoso e transformações de gases. 2) Inclui definições de constante de Avogadro, massa atômica, massa molecular, massa molar, densidade, pressão e temperatura. 3) Detalha as leis de Boyle-Mariotte, Charles-Gay Lussac e equação geral dos gases, além de explicar cálculos envolvendo volumes de reagentes e produtos gasosos nas condições normais de temperatura e pressão.

1. Quantidade de matéria, estado gasoso e transformação dos
gases: Resumo das constantes e fórmulas mais importantes.
Quantidade de matéria.
*Constante de Avogadro: 6,02 x 10²³ entidades elementares (íons, átomos, elétrons, etc.)
*Massa atômica (MA) de um elemento (Oferecida quase sempre como dado): Pode ser
calculada quando se conhece a massa atômica dos isótopos que conformam o átomo do
elemento em questão, e a porcentagem que cada um deles representa no peso total de dito
átomo. É determinada achando a média ponderada destes valores.
Ex.: Massa atômica do cloro (Cl)
Isótopos do Cl:
Cl 35u --------------------- peso 75,4% (Onde u: Unidade de Massa Atômica.)
Cl 37u_____________peso 24,6%
Cl (MA)= 35 x 75,4 + 37 x 24,6
100
*Massa molecular (m) é a soma das massas atômicas dos elementos que conformam uma
molécula determinada.
Ex.: Massa molecular da água (H2O)
Dados: MA (H)= 1u MA (O)= 16u ; logo:
m (H2O)= 2 (1) + 1 (16)
m (H2O)= 18u
*Massa molar (M) dum elemento químico: para cada elemento apresenta o mesmo valor
numérico que o da massa atômica (MA) com a diferença de que seu valor é expressado em
g. Assim conhecendo o valor da massa atômica de um elemento, dito valor pode ser
convertido em massa molar apenas mudando a unidade de medida para g.

2. Ex.:
Massa Atômica Massa Molar
56u 56g
34u 34g
1u 1g
Lembrar que no caso da massa molar dum elemento, não está se referindo à massa dum
átomo e sim à massa dum mol (6,02 10²³) de átomos de dito elemento.
*Massa molar de uma substância química representa à massa dum mol de moléculas (em
substâncias moleculares) ou de um mol de fórmulas unitárias (em compostos iônicos) dessa
substância. Assim no caso duma substância molecular a sua massa molar seria igual
numericamente à massa molecular da mesma, com a diferença da unidade de medida, que
para M é g/mol.
Ex.: Massa molar da água.
M (H)= 1g/mol. M(O)=16 g/mol.
M(H2O) = 2(1g/mol) + 1(16g/mol).
M(H2O) = 18g/mol. Logo fica comprovado que numericamente: m (H2O) = M(H2O)
Outro Ex.:
Massa molar do cloreto de sódio.
M(Na) = 23g/mol. M(Cl) = 35,5g/mol.
M(NaCl) = 58,5g/mol
Estado Gasoso
Densidade é a grandeza que permite determinar quanto há de massa em um certo volume.
d= m/V (d=g/cm³, m=g, V=cm³)
Regras de conversão: 1 cm³= 1ml; 1000ml= 1000cm³= 1L; 1000L= 1M³.

3. Pressão é uma grandeza que altera muito o volume de uma substância gasosa.
Temperatura: Intimamente relacionada com o volume e a velocidade das moléculas, e no
caso das substâncias gasosas, exerce grande influência na expansão dos gases.
Quando se trabalha com gases, a unidade de medida utilizada na hora de
representar seu valor é o K (Kelvin).
K é a unidade de medida de T (temperatura termodinâmica) que
representa a escala absoluta de temperatura, na qual o zero equivale
a -273º C, tal que 0º C = 273 K.
Na hora de transformar º C a K, é suficiente somar o valor da
temperatura em º C a 273 k. (T=t/º C + 273)
Ex.: 40 º C = 313 K
23 º C= 300 K
-15º C= 258 K
0 K (-273 º C) indica a temperatura na qual as partículas dum gás não
teriam energia cinética e seu volume se reduziria a zero.
1mol moléculas de qualquer gás nas condições normais de temperatura e
pressão (CNTP) ocupa um volume de 22,7 L. Logo:
1mol CO2 ocupa um volume de 22,7 L
1mol H2O (g) ocupa um volume de 22,7 L
2 mol O3 (g) ocupam volume 45,4 L
½ mol N2 (g) ocupa um volume de 11.35 L
12,04 x 10²³ moléculas de H2 ocupam um volume de 45,4 L.
CNTP: t.: 0º C = T= 273 K; P.: 760 mm Hg= 1 atm.
Transformação dos gases.
Transformações isotérmicas (T= constante) Lei de Boyle Mariotte.
P V=P’ V’
P: Pressão inicial; V: Volume inicial; P’: Pressão final; V’: Volume final.
Transformações isobáricas (P= constante) Lei de Charles Gay Lussac.

4. V / T=V’ / T’
V: Volume inicial; T: Temperatura inicial; V’: Volume final; T’: Temperatura final.
Transformações isocóricas, isométricas ou isovolumétricas (V= constante)
P / T = P’ / T’
P: Pressão inicial; T: Temperatura inicial; Pressão final; T’: Temperatura final.
Na realidade as leis dos gases que foram expostas têm um limite para a sua verificação
nos gases reais. É por isso que surge a EQUAÇÃO GERAL DOS GASES, uma relação
matemática que correlaciona as três grandezas –pressão, volume e temperatura.
*Equação geral dos gases
PV /T= P’V’ /T’
*Volumes de reagentes e produtos gasosos nas CNTP.
Quando um problema oferece como dados a massa e/ou volume de determinada
substância reagente ou produto gasoso, assim como a representação da reação
química, para a partir destes dados obter a massa ou o volume duma outra substância
envolvida no processo, a solução da incógnita se resume a uma simples regra de três.
Isto é válido sempre que o processo aconteça nas CNTP
Ex.:
Quantos gramas de ácido clorídrico precisam reagir com carbonato de
cálcio, para que se obtenham 5,675L de gás carbônico nas CNTP?
Dada a equação:
2HCl + CaCO3 CO2

5. Resolução:
Como é oferecido volume como dado, e pedem achar uma massa, para calcular
devo estabelecer a relação massa M ----- volume V.
Logo segundo a equação oferecida
2HCl 1CO2= 22,7L
Logo restaria determinar qual é a massa dos 2 mols de ácido clorídrico que
aparecem na equação e que produzem 1 mol de gás carbônico.
M (H)= 1g M(Cl)= 35,5g
M(2HCl)= 2 [1(1g) + 1 (35,5g)]
= 73g
Logo:
73g HCl produzem 22,7L de gás carbônico.
Pergunta: Se 73g HCl produzem 22,7L de gás carbônico, quantos gramas de HCl
se precisam para obter 5,675L de gás carbônico?
Expressar a mesma pergunta na forma de regra de três:
73g HCl--------------------22,7L CO2
X --------------------5,675L CO2
73 x 5,675 / 22,7 = 18,25g R/ Precisam-se 18,25g de HCl para produzir 5,675 L de
CO2