Resoluções de Atividades
VOLUME 4 | QUÍMICA
1a Série – Ensino Médio | 1
Sumário
Capítulo 25 – Cálculo estequiométrico II ............................................................1
Capítulo 26 – Cálculo estequiométrico III ......................................................... 6
Capítulo 27 – Estudo dos gases I ..................................................................... 20
Capítulo 28 – Estudo dos gases II .....................................................................22
Capítulo 29 – Estudo dos gases III ................................................................... 28
Capítulo 30 – Estudo dos gases IV .................................................................. 34
Capítulo 25 Cálculo estequiométrico II
01 CaCO3 (M = 100g/mol), CaO (M = 56g/mol).
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)
↓ ↓
100g 56 · 0,8g
1000g m
rendimento dado
m = 1kg = 1000g m = ?
r = 80% = 0,8
mg
g
m g de CaO
=⋅ ⋅
= ⋅ ⋅
∴ =
1000 56 0 8100
10 56 0 8
448
,,
∆
Assim, a massa de óxido de cálcio produzida é de 448g.
02 B
CaCO3 (M = 100g/mol), CaO (M = 56g/mol).
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
↓ ↓
100g 56g · r
20g 10g
rendimento pedido
m = 20g m = 10g
r = ?
r r ou=⋅
⋅= ∴ =
100 1056 20
100112
0 892 89 2, , %
∆
Assim, o rendimento aproximado da reação é 89%.
03 Zn (M = 65g/mol), H2 (M = 2g/mol).
Zn(s) + 2HCl(aq) ZnCl2(aq) + H2(g)
↓ ↓
65g 2g · r
65kg 1,5kg
rendimento pedido
m = 65kg m = 1,5kgr = ?
r r ou=⋅
⋅= ∴ =
65 1 52 65
1 52
0 75 75, ,
, %
Assim, o rendimento da reação é de 75%.
Atividades para Sala
04 E
Ca(OH)2 (M = 74g/mol), CaSO4 (M = 136g/mol)
Ca(OH)2(aq) + H2SO4(aq) CaSO4(s) + 2H2O(l)
↓ ↓
74g 136g
740 · 0,8g m
pureza dada
m = 740g
p = 80% = 0,8, visto que, 20% são impurezas
m = ?
mg g
g
m g de CaSO
=⋅ ⋅
=⋅ ⋅
= ⋅
∴ =
740 0 8 13674
74 8 13674
8 136
1088 4
,
Logo, a massa de CaSO4 produzida é de 1088g.
05 B
NH4NO3 (M = 80g/mol), N2O (M = 44g/mol)
NH4NO3(s) N2O(g) + 2H2O(g)
↓ ↓
80g 44g
4g · p 2g
m = 2gm = 4gp = ?
∆
pureza dada
p p ou=⋅
= ∴ =⋅
80 24
8088
0 9 9044
, %
Assim, a porcentagem de pureza do nitrato de amônio (NH4NO3) é de 90%.
06 H2 (M = 2g/mol), H2O (M = 18g/mol)
H2(g) + 12
O2(g) H2O(g)
↓ ↓
2g 18 · 0,5g
200g m
m = ?m = 200g r = 50% = 0,5
rendimento dado
mg
g m g de H O=⋅ ⋅
= ⋅ ⋅ ∴ =200 18 0 5
2100 18 0 5 900 2
,,
Assim, a massa de água (H2O) produzida é 900g.
2 | 1a Série – Ensino Médio
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07 HCl (M = 36,5g/mol), NaCl (M = 58,5g/mol).
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)
↓ ↓
36,5g 58,5g
365g · 0,5 m
pureza dada
m = 365gp = 50% = 0,5
m = ?
mg g
g
m g de NaC
=⋅ ⋅
=⋅ ⋅
= ⋅
∴ =
365 0 5 58 536 5
36 5 5 58 536 5
5 58 5
292 5
, ,,
, ,,
,
, ll
Assim, a massa de NaCl produzida é de 292,5g.
08 B
Mg(OH)2 (M = 58g/mol), MgCl2 (M = 95g/mol)
Mg(OH)2(col.) + 2HCl(aq) → MgCl2(aq) + 2H2O(l)
↓ ↓
58g 95g
12,2g · p 16g
pureza pedida
m = 12,2gp = ?
m = 16g
pg
p ou=⋅⋅
= ∴ =58 16
12 2 95928
1150 8 80
,, %
Assim, a pureza do medicamento (Mg(OH)2) é 80%.
09 D
I. Cálculo da massa de calcário com 80% de pureza:
Para neutralizar uma tonelada de H2SO4, é necessário uma tonelada de CaCO3. Para neutralizar 10.000 tone-ladas de H2SO4, serão necessárias 10.000 toneladas de CaCO3.
Cada caminhão carrega 30 toneladas, contendo 80% de CaCO3. A massa de CaCO3 carregada será:
30 toneladas 100% x 80% x = 24 toneladas de CaCO3
II. Cálculo do número de caminhões necessários para carregar 10.000 toneladas:
1 caminhão 24 toneladas y 10.000 toneladas y = 416 caminhões
Dessa forma, o número de caminhões é de aproximada-mente 400.
10 A
Fe2O3 (M = 160g/mol), Fe (M = 56g/mol).
Fe2O3(s) + 3C(s) 2Fe(s) + 3CO(g)
↓ ↓
160g 2 · 56 · 0,8g
4,8ton m
rendimento dado
m = 4,8tonm = ?
r = 80% = 0,8
mton ton
mton
m
=⋅ ⋅ ⋅
=⋅ ⋅
∴ = ∴ =
4 8 2 56 0 8160
4 8 56 0 880
215 0480
2 688
, , , ,
,, tton ou m kg de Fe∴ = 2688
Assim, a massa de Fe produzida é de 2688kg.
11 E
NaNO3 (M = 85g/mol), H2SO4 (M = 98g/mol)
NaNO3(s) + H2SO4(aq) → NaHSO4(aq) + HNO3(aq)
↓ ↓
85g 98g
340g · 0,75 m
pureza dada
m = 340g m = ?p = 75% = 0,75
mg g
m g de H SO
=⋅ ⋅
=
∴ =
340 0 75 9885
2499085
294 2 4
,
Assim, a massa de H2SO4 consumida é de 294g.
12 A
C2H5OH (M = 46g/mol), H2O (M = 18g/mol)
C2H5OH + 3O2 2CO2 + 3H2O
↓ ↓
46g 3 · 18g · r
184g 54g
rendimento pedido
m = 54gm = 184gr = ?
r r ou=⋅⋅ ⋅
=⋅⋅
= ∴ =46 54
184 3 1846 3
184 346
1840 25 25, %
Assim, o rendimento da reação é 25%.
Atividades Propostas
01 a) A reação equacionada a seguir é de dupla-troca.
Na2CO3(aq) + H2SO4(aq) → Na2SO4(aq) + H2CO3(aq)
b) Na2CO3 (M = 106g/mol), H2SO4 (M = 98g/mol).
Na2CO3(aq) H2SO4(aq)
↓ ↓
106g 98g
0,5 · m 4,9ton
pureza dada
m = ? m = 4,9tonp = 50% = 0,5
mton ton ton
m tonelad
=⋅
⋅=
⋅∴
⋅
∴ =
106 4 90 5 98
106 4 949
10 6 4949
10 6
,,
, ,
, aas de Na CO2 3.
Assim, a massa de Na2CO3 necessária para neutralizar todo ácido sulfúrico (H2SO4) é de 10,6 toneladas.
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1a Série – Ensino Médio | 3
02 a) A equação da reação é dada por:
NH3(g) + CH4(g) → HCN(g) + 3H2(g)
b) I. Cálculo da massa do reagente NH3(g):
NH3(M = 17g/mol) HCN(M = 27g/mol)
NH3(g) HCN(g)
↓ ↓
17g 27 · 0,8g
m 2,7kg
rendimento dado
m = ? m = 2,7kgr = 80% = 0,8
mkg kg kg
m kg ou g d
=⋅
⋅=
⋅⋅
=
∴ =
17 2 70 8 27
1 7 270 8 27
1 70 8
2 125 2125
,,
,,
,,
, ee NH g3( )
Assim, a massa do reagente NH3 é 2,125kg ou 2125g.
II. Cálculo da massa do reagente CH4(g):
CH4(M = 16g/mol) HCN(M = 22g/mol)
CH4(g) HCN(g)
↓ ↓
16g 27 · 0,8g
m 2,7kg
rendimento dado
m = ? m = 2,7kgr = 80% = 0,8
mkg kg kg
m kg ou g de CH
=⋅⋅
=⋅
⋅=
∴ =
16 2 727 0 8
1 6 2727 0 8
1 60 8
2 2000 4
,,
,,
,,
(( )g
Assim, a massa do reagente CH4 é 2kg ou 2000g.
03 a) Cálculo da massa da hidrazina (N2H4):
N2H4 (M = 32g/mol), HNO3 (M = 63g/mol), H2O (M = 18g/mol).
7H2O2 + N2H4 2HNO3 + 8H2O
↓ ↓
32g 2 · 63 · 0,8g
m · 0,75 3,78kg
m = ? m = 3,78kgp = 75% = 0,75 r = 80% = 0,8
rendimento dado
pureza dada
mkg kg
m kg ou g de N H
=⋅⋅ ⋅ ⋅
=
∴ =
32 3 780 75 2 63 0 8
128 9675 6
1 7 1700 2 4
,, ,
,,
, ..
Assim, a massa de hidrazina (N2H4) impura é 1700g.
b) Cálculo da massa de água (H2O) formada:
HNO3(M = 63g/mol H2O(M = 18g/mol)
2HNO3 8H2O
↓ ↓
2 · 63g 8 · 18g
3,78kg m
m = 3,78kg m = ?
mkg kg
m kg ou g de H O
=⋅ ⋅⋅
=
∴ =
3 78 8 182 63
544 32126
4 32 4320 2
, ,
, .
Assim, a massa da água (H2O) produzida é 4320g.
04 a) BaSO4 (M = 233g/mol), BaCO3 (M = 197g/mol).
A equação da reação que ocorre no forno de calcina-ção é:
BaSO4(s) + 4C(s) ∆ 4CO(g) + BaS(s)
b) Equações das reações que ocorrem no forno de car-bonatação:
BaSO4(s) + 4C(s) ∆ 4CO(g) + BaS(s)
BaS(s) + Na2CO3(s)
∆ BaCO3(s) + Na2S(s)
BaSO4(M = 233g/mol) BaCO3(M = 147g/mol)
BaSO4(s) + 4C(s) + Na2CO3(s) BaCO3(g) + Na2S(s)
↓ ↓
233g 197 · 0,5g
4,66kg m
rendimento dado
m = 4,66kg m = ?r = 50% = 0,5
mkg kg
m kg de BaCO=⋅ ⋅
= ∴ =4 66 197 0 5
233459 01
2331 97 3
, , ,, .
Assim, a massa de carbonato de bário (BaCO3) obtida é 1,97kg.
05 I. A equação da reação:
HgS (M = 232,5g/mol), Hg (M = 200,5g/mol)
4HgS(s) + 4CaO(s) 4Hg(l) + CaSO4(s) + 4CaS(s)
II. Cálculo da massa de mercúrio (Hg):
4HgS(s) 4Hg(l)
↓ ↓
4 · 232,5g 4 · 200,5 · 0,8g
465kg m
rendimento dado
m = 465kg m = ?r = 80% = 0,8
mkg kg
m kg de Hg=⋅ ⋅
= ∴ =465 200 5 0 8
232 574586
232 5320 8
, ,, ,
,
Assim, a massa de mercúrio produzida é 320,8kg.
06 D
luminol composto IV
↓ ↓
177g 164 · 0,7g
54g m
m = 54g m = ?r = 70% = 0,7
rendimento dado
mg g
m g do composto IV
=⋅ ⋅
=
∴ =
54 164 0 7177
6199 2177
35
, ,
Assim, a massa do composto IV obtida é 35g.
07 A
CaCO3 (M = 100g/mol), CaO (M = 56g/mol).
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
↓ ↓
100g 56 · 0,9g
200g m
m = 200g m = ?r = 90% = 0,9
rendimento dado
mg
g
m g de CaO
=⋅ ⋅
= ⋅ ⋅
∴ =
200 56 0 9100
2 56 0 9
100 8
,,
,
∆
Assim, a massa de óxido de cálcio produzida é 100,8g.
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08 E
NaHCO3 (M = 84g/mol), Na2CO3 (M = 106g/mol)
2NaHCO3(s) Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g)
↓ ↓
2 · 84g 106g · r
2g 1,06g
m = 2g m = 1,06gr = ?
rendimento pedido
∆
r
r g ou
=⋅ ⋅
⋅=
⋅
∴ =
2 84 1 062 106
0 84 106106
0 84 84
, ,
, %
Assim, o rendimento da reação é 84%.
09 B
C7H6O3 (M = 138g/mol), C9H8O4 (M = 180g/mol).
t
C7H6O3 + C4H6O3 C9H8O4 + C2H4O2
↓ ↓
138g 180 · 0,8g
1,38ton m
m = 1,38ton m = ?r = 80% = 0,8
rendimento dado
mton ton
m ton
m
=⋅ ⋅
=⋅ ⋅
∴ = ⋅
∴ =
1 38 180 0 8138
138 1 8 0 8138
1 8 0 8
1 44
, , , ,, ,
, tton
Assim, a massa de "aspirina" produzida é 1,44 toneladas.
10 D
Ca2S (M = 159g/mol), Cu (M = 63,5g/mol)
Cu2S(s) + 2Cu2O(s) 6Cu(s) + SO2(g)
↓ ↓
159g 6 · 63,5g
200 · 0,795g m
m = 200g m = ?
p = 79,5% = 0,795, visto que, 20,5 é impureza
pureza dada
mg g
m g de Cu=⋅ ⋅ ⋅
= ∴ =200 0 795 6 63 5
15960579
159381
, ,
Assim, a massa de cobre (Cu) produzida é 381g.
11 C
H3PO4 (M = 98g/mol), CaO (M = 56g/mol).
2H3PO4(aq) + 3CaO(s) Ca3(PO4)2(s) + 3H2O(l)
↓ ↓
2 · 98g 3 · 56g
24,5 · 0,8ton m
m = 24,5ton m = ?
p = 80% = 0,8
pureza dada
mton ton
ton
m tonel
=⋅ ⋅ ⋅
⋅=
⋅ ⋅= ⋅ ⋅
∴ =
24 5 0 8 3 562 98
0 8 3 284
0 8 3 7
16 8
, , ,,
, aadas
Assim, a massa de óxido de cálcio (CaO) necessária para
reagir é 16,8 toneladas.
12 E
Nox ↓redução
Nox ↑oxidação
+3
+2 +4
0
Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2
Após análise da equação, concluí-se que:
I. (V) O ferro (Fe) é obtido por redução da hematita
(Fe2O3).
II. (F) Ocorre uma reação de oxirredução.
III. (V) Conforme os cálculos:
Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2
↓ ↓
160g 2 · 56 · 0,75g
1000 · 0,4kg 1,06g
m = 1ton = 1000kg m = ?
P = 40% = 0,4r = 75% = 0,75
rendimento dado
pureza dada
mkg kg kg
m k
=⋅ ⋅ ⋅ ⋅
=⋅ ⋅ ⋅
=
∴ =
1000 0 4 2 56 0 75160
4 2 56 75160
33600160
210
, ,
gg de Fe
IV. (F) No monóxido de carbono (CO), o carbono sofre
oxidação.
13 E
C(M = 12g/mol)
C(s) + O2(g) CO2(g)
↓ ↓
12g 6 · 1023 moléculas
10.000 · 0,8g x
m = 10kg = 10000g
no de moléculas (x) = ?
r = 80% = 0,8
x
x mol culas
=⋅ ⋅ ⋅
=⋅ ⋅
∴ = ⋅
10 000 0 8 6 1012
1000 8 102
4 10
23 23
26
. ,
é
Assim, são obtidas 4 · 1026 moléculas de CO2.
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1a Série – Ensino Médio | 5
14 A
C2H4 (M = 28g/mol), C2H4O (M = 44g/mol).
C2H4 + 12
O2 C2H4O
↓ ↓
28g 44g · r
28kg 22kg
m = 28kg m = 22kgr = ?
rendimento pedido
r r ou=⋅⋅
= ∴ =28 2228 44
2244
0 5 50, %
Assim, o rendimento do processo é 50%.
15 D
H2SO4 (M = 98g/mol), CaSO4 (M = 136g/mol).
H2SO4(aq) + Ca(OH)2(aq) CaSO4(s) + 2H2O(l)
↓ ↓
98g 136 · 0,9g
39,2g m
m = 39,2g m = ?r = 90% = 0,9
rendimento dado
mg g
m g
m g de
=⋅ ⋅
=⋅ ⋅
∴ = ⋅ ⋅
∴ =
39 2 136 0 998
392 13 2 0 998
4 13 2 0 9
48 96
, , , ,, ,
, CCaSO4
Assim, a massa de sulfato de cálcio (CaSO4) produzida é 48,96g.
16 C
KClO3 (M = 122,5g/mol), O2 (M = 32g/mol).
2KClO3(s) 2KCl(s) + 3O2(g)
↓ ↓
2 · 122,5g 3 · 32g
2,45g · p 0,72g
m = 2,45g m = 0,72gp = ?
pureza pedida
∆
pg
p ou=⋅ ⋅
⋅ ⋅= ∴ =
2 122 5 0 722 45 3 32
176 4235 2
0 75 75, ,
,,,
, %
Assim, a amostra de KClO3 apresenta uma pureza de 75%.
17 A
Ca(OH)2 (M = 74g/mol), CaSO4 (M = 136g/mol).
Ca(OH)2(aq) + H2SO4(aq) CaSO4(s) + 2H2O(l)
↓ ↓
74g 136g
185 · 0,6g m
m = 185g m = ?
p = 60% = 0,6, visto que, 40% é impurezas.
pureza dada
m
g gm g de CaSO=
⋅ ⋅= ∴ =
185 0 6 13674
1509674
204 4
,.
Assim, a massa de sulfato de cálcio (CaSO4) obtida é 204g.
18 D
NaOH (M = 40g/mol), NaCl (M = 58,5g/mol).
NaOH(s) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(l)
↓ ↓
40g 58,5g
200g · p m = 234g
m = 200g m = 234gP = ?
pureza pedida
p p ou=⋅⋅
= ∴ =40 234
200 58 59360
117000 8 80
,, %
Assim, a pureza da soda cáustica é 80%.
19 A
Na (M = 23g/mol), NaOH (M = 40g/mol).
Na(s) + H2O(l) NaOH(aq) + 12
H2(g)
↓ ↓
23g 40g
3g m
m = 3g m = ?
mg g
m g de NaOH=⋅
= ∴ =3 40
23120
235 2,
Assim, a massa de hidróxido de sódio produzida é 5,2g.
20 B
TiO2 (M = 80g/mol), O2 (M = 32g/mol).
3TiO2(s) + 4BrF3(l) 3TiF4(s) + 2Br2(l) + 3O2(g)
↓ ↓
3 · 80g 3 · 32g
12g · p 0,96g
m = 12g m = 0,96gp = ?
pureza pedida
p p ou=⋅⋅
= ∴ =80 0 9612 32
76 8384
0 2 20, ,
, %
Assim, a porcentagem de pureza do TiO2 no minério é
20%.
6 | 1a Série – Ensino Médio
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21 C
C2H6O (M = 46g/mol), C4H8O2 (M = 88g/mol).
C2H4O2 + C2H6O C4H8O2 + H2O
↓ ↓
46g 88 · 0,7g
m 440g
m = ? m = 440gr = 70% = 0,7
rendimento dado
mg g
m g de C H O=⋅⋅
= ∴ =46 44088 0 7
2024061 6
328 5 2 6, ,, .
Assim, a massa de álcool (C2H6O) necessária é aproxima-damente 328g.
22 D
CaO (M = 56g/mol), NH3 (M = 17g/mol).
CaO(s) + 2NH4Cl(s) 2NH3(g) + H2O(g) + CaCl2(s)
↓ ↓
56g 2 · 17g · r
224g 102g
m = 224g m = 102gr = ?
rendimento pedido
r r ou=⋅⋅ ⋅
= ∴ =56 102
222 2 1757127616
0 75 75, %
Assim, o rendimento da reação é 75%.
23 CHCl3 (M = 119,5g/mol), CCl4 (M = 154g/mol).
I. Cálculo da massa de CCl4(g):
CHCl3(g) + Cl2(g) CCl4(g) + HCl(g)
↓ ↓
119,5g 154 · 0,75g
11,9g m
m = 11,9g m = ?r = 75% = 0,75
rendimento dado
mg g
m g de CC g=⋅ ⋅
= ∴ =11 9 154 0 75
119 51374 45
119 511 5 4
, ,,
,,
, ( )l
Assim, a massa de CCl4(g) é 11,5g.
II. Cálculo da massa de HCl(g):
CCl4 (M = 154g/mol), HCl (M = 36,5g/mol).
CHCl3(g) + Cl2(g) CCl4(g) + HCl(g)
↓ ↓
154g 36,5g
11,5g m
m = 11,5g m = ?
mg
m g de HC g=⋅
= ∴ =11 5 36 5
154419 75
1542 72
, , ,, ( )l
Assim, a massa de HCl(g) é 2,72g.
Capítulo 26 Cálculo estequiométrico III
Atividades para Sala
01 I. Identifique o reagente em excesso:
KCl(M=74,5g/mol), AgNO3(M=170g/mol),
AgCl(M=143,5g/mol
m = 7,45g m = 15,3g m = ?
KCl(oq) + AgNO3(oq) → AgCl(s) + KNO3(oq)
II. Considere o KCl como reagente limitante:
KCl AgNO3
↓ ↓
74,5g 170g
7,45g x
m = 7,45g m = ?
xg g
x g de AgNO=⋅
=⋅
∴ =7 45 170
74 574 5 17
74 517 3
,,
,,
III. Considere o AgNO3 como reagente limitante:
KCl AgNO3
↓ ↓
74,5g 170g
y 15,3g
m = ? m = 15,3g
yg g
y g de KC=⋅
= ∴ =74 5 15 3
1701139 85
1706 7
, , ,, l
Assim, concluímos que o KCl se encontra em excesso, posto que para consumir 15,3g de AgNO3, são neces-sários apenas 6,7g de KCl. Logo, o AgNO3 é o rea-gente limitante.
IV. Calcule a massa de AgCl produzida:
KCl(aq) + AgNO3(aq) AgCl + KNO3(aq)
↓ ↓ 17,0g 143,5g
15,3g m
mg g
m g de AgC=⋅
= ∴ =15 3 143 5
1702195 55
17012 9
, , ,, .l
Assim, a massa de AgCl produzida é 12,9g.
02 I. Identifique o reagente em excesso:
CO(g) + 2H2(g) CH3OH(l)
m = 74,5gm = 12g
CO(M = 28g/mol), H2(M = 2g/mol), CH3O(M = 32g/mol).
reagente em excesso
VOLUME 4 | QUÍMICA
1a Série – Ensino Médio | 7
II. Considere o CO(g) como reagente limitante:
CO 2H2
↓ ↓
28g 2 · 2g
74,5g x
m = 74,5g m = ?
xg g
x g de H g=⋅
= ∴ =74 5 4
28298
2810 64 2
,, .( )
III. Considere o H2(g) como reagente limitante.
CO 2H2
↓ ↓
28g 2 · 2g
y 12g
m = ? m = 12g
yg g
y g deCO g=⋅
= ∴ =28 12
4336
484 ( ).
Assim, concluímos que o H2 se encontra em excesso, visto que, para consumir 74,5g de CO, são necessários apenas 10,64g de H2. Logo, o CO é o reagente limitante.
IV. Calcule a massa do reagente em excesso (MRE)
MRE = MRE(dada) – MRE(que reage)
MRE = 12,0g – 10,64g ∴ MRE = 1,36g de H2(g). V. Massa do metanol (CH3OH) produzida:
2H2(g) + CO(g) CH3OH(l)
↓ ↓ 28g 32g
74,5g m
m = 74,5g
reagente em excesso
m = ?
mg g
m g de CH OH=⋅
= ∴ =74 5 32
282384
2885 14 3
,, ( )l
Assim, a massa de metanol (CH3OH) produzida é 85,14g.
03 A
I. Identifique o reagente em excesso:
M(CS2)=76g/mol), Cl2(M=71g/mol), CCl4(M=154g/mol).
m = 1kgm = 2kg
CS2(l) + 3Cl2(g) CCl4(l) + S2Cl2(l)
II. Considere o CS2(l) como reagente limitante:
CS2 3Cl2
↓ ↓
76g 3 · 71g
1kg x
m = 1kg m = ?
xkg kg
x kg de C=⋅ ⋅
= ∴ =1 3 71
76213
762 8 2, .l
III. Considere o Cl2(g) como reagente limitante:
CS2 3Cl2
↓ ↓
76g 3 · 71g
y 2kg
m = 1kg m = 2kg
ykg kg
y kg de CS=⋅⋅
= ∴ =76 2
3 71152
2130 713 2, .
Concluímos que o CS2 se encontra em excesso, posto
que, para consumir 2kg de Cl2, são necessários apenas
0,713kg de CS2. Logo, o Cl2 é o reagente limitante.
IV. Calcule a massa do reagente em excesso (MRE):
MRE = MRE(dada) – MRE (que reage)
MRE = 1,0kg – 0,713kg = 0,287kg de CS2(l).
V. Calcule a massa do CCl4(l) produzida:
CS2(l) + 3Cl2(g) CCl4(l) + S2Cl2(l)
↓ ↓
3 · 71g 154g
2kg m
m = 2kg m = ?
mkg kg
m kg de CC=⋅
⋅= ∴ =
2 1543 71
308213
1 446 4, .l
Assim, são produzidos 1,446kg de CCl4(l).
04 C
I. Identifique o reagente em excesso:
Al(M=27g/mol), Cr2O3(M=152g/mol), Cr(M=52g/mol)
m = 5,4kgm = 2kg
2Al(s) + Cr2O3(s) Al2O3(s) + 2Cr(s)
II. Considere o Al como reagente limitante.
2Al Cr2O3
↓ ↓
2 · 27g 152g
5,4kg x
m = 5,4kg m = ?
xkg kg
x kg de Cr O=⋅⋅
=⋅
∴ =5 4 152
2 2754 15 2
5415 2 2 3
, ,, .
reagente em excesso
8 | 1a Série – Ensino Médio
VOLUME 4 | QUÍMICA
III. Considere o Cr2O3 como reagente limitante:
2Al Cr2O3
↓ ↓
2 · 27g 152g
y 20kg
m = ? m = 20kg
ykg kg
y kg deA=⋅ ⋅
= ∴ =2 27 20
1522160
15214 2, l
Concluímos que o Cr2O3 se encontra em excesso,
visto que, para consumir 5,4kg de Al, são necessários
apenas 14,5kg de Cr2O3. Logo, o Al é o reagente limi-
tante.
IV. Calcule a massa de Cr produzida:
2Al(s) + Cr2O3(s) Al2O3(s) + 2Cr(s)
↓ ↓
2·27g 2·52g
5,4kg m
m = 5,4kg m = ?
reagente em excesso
mkg kg
m kg deCr=⋅
= ∴ =5 4 52
272808
2710 4
,, .
A massa de Cr produzida é 10,4kg.
05 I. Identifique o reagente em excesso:
H2(M = 2g/mol), O2(M = 32g/mol), H2O(M = 18g/mol).
m = 10gm = 2kg
H2(g) + 12
O2(g) H2O(g)
II. Considere o H2 como reagente limitante:
H2 12
O3
↓ ↓
2g 12
·32g
10g x
m = 10gm = ?
xg g
x g de O=⋅
= ∴ =10 16
2160
280 2.
III. Considere o O2 como reagente limitante:
H2 12
O2
↓ ↓
2g 12
32g
y 90kg
m = ?m = 90kg
yg g
y g de H=⋅
= ∴ =2 90
16180
1611 25 2,
Assim, concluímos que o O2 se encontra em excesso, visto que, para consumir 10g de H2, são necessários apenas 80g de O2. Logo, o H2 é o reagente limitante.
IV. Calcule a massa de H2O produzida:
m = 10kg m = ?
reagente em excesso
H2(g) + 12
O2(g) H2O(g)
↓ ↓
2g 18g
10g m
mg g
m g de H O=⋅
= ∴ =10 18
2180
290 2 .
Assim, a massa de H2O produzida é 90g.
06 I. Identifique o reagente em excesso:
NH3(M=17g/mol)
n = 27moln = 10mol
3H2(g) + N2(g) 2NH3(g)
II. Considerando o H2 como reagente limitante, temos:
3H2 N2
↓ ↓
3mols 1mol
27mols n
n = 27mols n = ?
nmol
n mol de N=⋅
∴ =27 1
39 2
III. Considere o N2 como reagente limitante:
3H2 N2
↓ ↓
3mols 1mol
y 10mols
n = ? n = 10mols
y mols y mol de H= ⋅ ∴ =3 10 30 2.
reagente em excesso
VOLUME 4 | QUÍMICA
1a Série – Ensino Médio | 9
Assim, concluímos que o N2 se encontra em excesso,
visto que, para consumir 27mols de H2, são necessários
apenas 9mols de N2. Logo, o H2 é o reagente limitante
IV. Calcule a massa de NH3 produzida:
n = 27mols m = ?
reagente em excesso
3H2(g) + N2(g) 2NH3(g)
↓ ↓
3 mols 2·17g
27mols m
mg g
m g deNH=⋅ ⋅
= ∴ =27 2 17
3918
3306 3.
Assim, a massa de NH3 produzida é 306g.
07 I. Identifique o reagente em excesso:
NaOH(M = 40g/mol), H2SO4(M = 98g/mol), H2O(M = 18g/mol)
m = 16g m = 20g
2NaOH(aq) + H2SO4(aq) Na2SO4(aq) + 2H2O(l)
II. Considere o NaOH como reagente limitante:
2NaOH H2SO4
↓ ↓
2 · 40g 98g
16g x
m = 16g m = ?
xg g
x g de H SO=⋅
= ∴ =16 98
801568
8019 6 2 4, .
III. Considere o H2SO4 como reagente limitante:
2NaOH H2SO4
↓ ↓
2 · 40g 98g
y 20g
m = ? m = 20g
yg g
y g de NaOH=⋅
= ∴ =80 20
981600
9816 32, .
Assim, concluímos que o H2SO4 se encontra em
excesso, posto que, para consumir 16g de NaOH, são
necessários apenas 16,32g de H2SO4. Logo, o NaOH é
o reagente limitante.
IV. Calcule a massa de H2O produzida:
2NaOH(aq) + H2SO4(aq) Na2SO4(aq) + 2H2O(l)
↓ ↓
2 · 40g 2 · 18g
16g m
m = 16g m = ?
reagente em excesso
mg g
m g deH O=⋅
= ∴ =16 18
40288
407 2 2, .
Assim, a massa de H2O produzida é 7,2g.
08 I. Identifique o reagente em excesso:
2SO2(g) + 1O2(g) 2SO3(g)
No de moléculas = 185No de moléculas = 381
II. Considere o SO2 como reagente limitante.
2SO2 1O2
↓ ↓
2 moléculas 1 molécula
185 molécula x
No de moléculas = 185No de moléculas = ?
xmol culas
deO=185
2 2
é.
III. Considere o O2 como reagente limitante:
2SO2 1O2
↓ ↓
2 moléculas 1 molécula
y 381 moléculas
No de moléculas = ?No de moléculas = 381
y mol culas y mol culas= ⋅ ∴ =2 381 762é é .
Assim, concluímos que o O2 se encontra em excesso, visto que, para consumir 185 moléculas de 1O2, são
necessárias apenas 1852
moléculas de O2. Logo, o SO2
é o reagente limitante.
IV. Cálculo do número de moléculas de SO3:
2SO2(g) + 1O2(g) 2SO3(g)
↓ ↓
2 moléculas 2 moléculas
185 moléculas x
No de moléculas = 185No de moléculas = ?
reagente em excesso
x mol culas deSO= 185 3é .
Assim, o número de moléculas de SO3 é 185.
10 | 1a Série – Ensino Médio
VOLUME 4 | QUÍMICA
09 I. Identifique o reagente em excesso.
N2(M=28g/mol), H2(M=2g/mol), NH3(M=17g/mol):
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3g
m = 140gm = 28g
II. Considere o H2 como reagente limitante:
N2 3H2
↓ ↓
28g 3 · 2g
m 18g
m = ? m = 18g
xg g
x g de N g=⋅
= ∴ =28 18
6504
684 2( ).
III. Considere o N2 como reagente limitante:
N2 3H2
↓ ↓
28g 6g
140g y
m = 140g m = ?
yg g
y g de H g=⋅
= ∴ =140 6
28848
2830 2( ).
Assim, concluímos que N2 se encontra em excesso, visto que, para consumir 18g de H2, são necessários apenas 84g de N2. Logo, o H2 é o reagente limitante.
IV. Calcule a quantidade máxima de NH3 produzida:
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
↓ ↓
3·2g 2·17g
18g m
m = 18g m = ?
reagente em excesso
mg g
m g deNH g=⋅ ⋅
⋅= ∴ =
18 2 173 2
3063
102 3
¨.( )
Assim, a quantidade máxima de NH3 produzida é 102g.
10 C
I. Balanceie e some as equações sucessivas para obten-ção da equação global:
S8(s) + 8O2(g) 8SO2(g)
8SO2(g) + 4O2(g) 8SO3(g)
8SO3(g) + 8H2O(l) 8H2SO4(aq)
+ _______________________________
S8(s) + 12O2(g) + 8H2O(l) 8H2SO4(aq)
II. Calcule a massa de H2SO4 produzida a partir da equa-ção global. S(M=32g/mol), H2SO4(M=98g/mol).
S8(s) + 12O2(g) + 8H2O(l) 8H2SO4(aq)
↓ ↓
8 · 32g 8 · 98g
12,8 · 0,025kg m
m = 12,8kgp = 2,5%=0,025
m = ?
pureza dada
mkg kg
m kg de H SO=⋅ ⋅
= ∴ =12 8 0 025 98
3231 36
320 98 2 4
, , ,, .
Assim, a massa de H2SO4 produzida é 0,98kg.
11 I. Balanceie e some as equações sucessivas para obten-ção da equação global.
3Fe(s) + 4H2O(v) 4H2(g) + Fe3O4(s)
Fe3O4(s) + 4CO(g) 3Fe(s) + 4CO2(g)
+ _____________________________________________
3Fe(s) + 4H2O(v) + 4CO(g) 3Fe(s) + 4H2(g) + 4CO2(g)
II. Calcular a massa de monóxido de carbono (CO) neces-sária a partir da equação global.
CO(M = 28g/mol), H2(M = 2g/mol).
3Fe(s) + 4H2O(v) + 4CO(g) 3Fe(s) + 4H2(g) + 4CO2(g)
↓ ↓
4 · 28g 4 · 2g
m 1 · 105kg
m = ? m = 1 · 105kg
Assim, a massa de CO necessária é 1,4·106kg de CO.
12 B I. Some as equações sucessivas para obtenção da equa-
ção global.
12
Ca3P2(s) + 3H2O(l) 32
Ca(OH)2(s) + PH3(g)
+ PH3(g) + 2O2(g) H3PO4(l)
________________________________________________
12
Ca3P2(s) + 3H2O(l) + 2O2(g) 32
Ca(OH)2(s) + H3PO4(l)
II. Calcule a quantidade de matéria de H2O a partir da equação global.
12
Ca3P2 3H2O
↓ ↓
12
mol 3mols
0,5mol n
n = 0,5moln = ?
nmols
n mols de H O=⋅
∴ =0 5 3
0 53 2
,,
..
VOLUME 4 | QUÍMICA
1a Série – Ensino Médio | 11
III. Calcule a quantidade de matéria de O2 a partir da equação global.
12
Ca3P2 2O2
↓ ↓
12
mol 2mols
0,5mol n
n = 0,5moln = ?
nmols
n mols de O=⋅
∴ =0 5 2
0 52 2
,,
.
Assim, as quantidades de matéria de H2O e O2 são, respectivamente, 3mols e 2mols.
01 I. Balanceie e some as equações sucessivas para obten-ção da equação global.
6C(s) + 3O2(g) → 6CO(g)
6CO(g) + 2Fe2O3(s) → 4Fe(s) + 6CO2(g)
+_________________________________________
2Fe2O3(s) + 6C(s) + 3O2(g) → 4Fe(s) + 6CO2(g)
II. Calcule a massa de carvão (C) consumida a partir da equação global.
6C(s) → 4Fe(s)
↓ ↓
6 · 12g 4 · 56g
m 1000kg
m = 1ton = 1000kgm = ?
mkg kg
m kg de C=⋅ ⋅
⋅= ∴ =
6 12 10004 56
72000224
321 4, .
Assim, a massa de carvão (C) consumida é 321,4kg.
02 I. Some as equações sucessivas para obtenção da equa-ção global.
SO2 + H2O H+ + HSO–3
HSO–3 + H+ +
12
O2 2H+ + SO42–
SO42– + 2H+ + Ca(OH)2 CaSO4 · 2H2O
+ _____________________________________________
SO2 + 12
O2 + Ca(OH)2 CaSO4 · 2H2O
II. Calcule a massa de gesso (CaSO4·2H2O) produzida a partir da equação global.
SO2(M=64g/mol), CaSO4 · 2H2O(M=172g/mol)
Atividades Propostas
SO2 CaSO4 · 2H2O
↓ ↓
64g 172g
192g m
m = ?m = 192g
mg g
m g de CaSO H O=⋅
= ∴ = ⋅192 172
6433024
64516 24 2
Assim, a massa de gesso produzida é 516g.
03 I. Some as equações sucessivas para obtenção da equa-ção global.
S(s) + O2 SO2(g)
SO2(g) + 12
O2(g) SO3(g)
+ _________________________
S(s) + 32
O2(g) SO3(g)
II. Calcule a massa de SO3 produzida a partir da equação global.
S(s) SO3(g)
↓ ↓
32g 80 · 0,5g
64g m
r = 50%=0,5m = 64g m=?
rendimento dado
mg g
m g de SO=⋅ ⋅
= ∴ =64 80 0 5
322560
3280 3
,.
Assim, a massa de SO3 produzida é 80g.
04 a) Calcule a massa de carbeto de cálcio (CaC2) a partir da equação a seguir:
CaO(M = 56g/mol), CaC2(M = 64g/mol).
CaO + 3C CaC2 + CO
↓ ↓
56g 64g
280,5g m
m = 280,5g m=?
mg g
m g de CaC=⋅
= ∴ =280 5 64
5617952
56320 57 2
,, .
Assim, a massa de CaC2 produzida é 320,57g.
b) Some as equação sucessivas para obtenção da equa-ção global.
CaO + 3C CaC2 + CO
CaC2 + 2H2O C2H2 + Ca(OH)2
+ __________________________________________
CaO + 3C + 2H2O C2H2 + CO + Ca(OH)2
Calcular a massa de gás acetileno (C2H2) a partir da equação global.
12 | 1a Série – Ensino Médio
VOLUME 4 | QUÍMICA
CaO(M = 56g/mol), C2H2(M = 26g/mol).
CaO C2H2
↓ ↓
56g 26g
280,5g m
m = 280,5g m=?
mg g
m g de C H=⋅
= ∴ =280 5 26
567293
56130 23 2 2
,, .
Assim, a massa de C2H2 produzida é 130,23g.
05 I. Identifique o reagente em excesso considerando a água (H2O) como reagente limitante.
2Fe2S3(s) + 6H2O(l) + 3O2(g) → 4Fe(OH)3(s) + 6S(3)
↓ ↓ ↓
2mols → 6mols → 6mols
x → 2mols → y
n = 1mol n = 2mols n = 3mols
II. x = ?
x
mol molx mol de Fe S=
⋅= ∴ =
2 26
66
0 67 2 3,
III. y = ?
y
mol molx mol deO=
⋅= ∴ =
2 36
66
1 2
Assim, concluímos que o Fe2S3 e o O2 se encontram em excesso, posto que, para consumir 2mols de H2O, são necessário apenas 0,67mol de Fe2S3 e 1mol de O2.
IV. Calcule a quantidade (em mols) de Fe(OH)3 produzida.
2Fe2S3(s) + 6H2O(l) + 3O2(g) 4Fe(OH)3(s) + 6S(s)
↓ ↓
6mols 4mols
2mols n
n = 1mol n = 2mols n = 3mols n = ?
reagente em excesso
nmol mol
n mol de Fe OH=⋅
= ∴ =2 4
68
61 33 3, ( ) .
Assim, a quantidade de Fe(OH)3 (em mols) é 1,33.
06 a) Identifique o reagente em excesso:
N2 (M = 28g/mol), H2 (M = 2g/mol), NH3 (M=17g/mol)
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
n = 7g n = 3g m = ?
Considere o H2 como reagente limitante:
N2 3H2
↓ ↓
28g 3·2g
x 3g
m = ? m=3g
xg g
x g de N=⋅
= ∴ =28 3
684
614 2.
Considere o N2 como reagente limitante:
N2 3H2
↓ ↓
28g 3·2g
7g y
m = 7g m=?
yg g
y g de H=⋅ ⋅
= ∴ =7 3 2
284228
1 5 2, .
Assim, concluímos que o H2 se encontra em excesso, visto que, para consumir 7g de N2, são necessário 1,5g de H2. Logo, o N2 é o reagente limitante.
II. Calcule a massa de amônia (NH3) produzida:
3H2(g) + N2(g) catalizador� ⇀�����↽ ������ 2NH3(g)
↓ ↓
28g 2 · 17g
3g m
m = 3g m = ?
reagente em excesso
mg
m g de NH=⋅ ⋅
= ∴ =3 2 17
2823828
8 5 3, .
Logo, a massa de NH3 produzida é 8,5g.
b) Sim. O hidrogênio é o reagente em excesso. Calcule a massa em excesso do reagente (MER):
MER = massa dada – massa que reage
↓ ↓ MER = 3,0g – 1,5g = 1,5g de H2
Assim, a massa em excesso do reagente é de 1,5g.
07 B
I. Identifique o reagente em excesso:
N2 + 3H2
catalizador� ⇀�����↽ ������ 2NH3
n = 30moln = 75mol
II. Considere o N2 como reagente limitante:
N2 3H2
↓ ↓
1mol 3mol
30mol x
n = 30mol n=?
x mol x mol de H= ⋅ ∴ =3 30 90 2.
III. Considere o H2 como reagente limitante.
N2 3H2
↓ ↓
1mol 3mol
y 75mol
n = 75moln=?
ymol
y mol de N= ∴ =75
325 2.
Assim, concluímos que o N2 se encontra em excesso, visto que, para consumir 75g de H2, são necessários 25mols de N2. Logo, o H2 é o reagente limitante.
VOLUME 4 | QUÍMICA
1a Série – Ensino Médio | 13
IV. Calcule a massa de amônia (NH3) produzida:
N2 3H2 � ⇀����↽ ����� 2NH3
↓ ↓
3mol 2mol
75mol n
n = 75mol n=?
reagente em excesso
nmol mol
n mol de NH=⋅
= ∴ =75 2
3150
350 3
Assim, a quantidade de NH3 produzida, em mols, teo-
ricamente é 50.
08 C
I. Identifique o reagente em excesso:
2H2S + SO2 3S + 2H2O
n = 5moln = 2mol
II. Considere o H2S como reagente limitante:
2H2S SO2
↓ ↓
2mol 1mol
5mol x
n = 5mol n=?
xmol
x mol de SO= ∴ =5
22 5 2, .
III. Considere o SO2 como reagente limitante:
2H2S SO2
↓ ↓
2mol 1mol
y 2mol
n = 2moln=?
y mol y mol de H S= ⋅ ∴ =2 2 4 2 .
Assim, concluímos que o H2S se encontra em excesso,
visto que, para consumir 2mols de SO2, são necessá-
rios 4mols de H2S. Logo, o SO2 é o reagente limitante.
IV. Calcule a quantidade de matéria de enxofre produ-
zida.
2H2S + SO2 3S + 2H2O
↓ ↓
1mol 3mol
2mol n
n = 2mol n = ?
reagente em excesso
n mo n mol de S= ⋅ ∴ =2 3 6l .
Assim, a quantidade de matéria de enxofre (S) produ-
zida é 6mols.
09 D
I. Identifique o reagente em excesso:
CO(g) + 2H2(g) CH3OH(l)
m = 336gm = 60g
II. Considere o CO como reagente limitante:
CO 2H2
↓ ↓
28g 2 · 2g
336g x
m = 336g m=?
xg g
x g de H=⋅
= ∴ =336 4
281344
2848 2.
III. Considere o H2 como reagente limitante:
CO 2H2
↓ ↓
28g 2 · 2g
y 60g
m = 60gm=?
yg g
y g de CO=⋅
= ∴ =28 60
41680
4420 .
Assim, concluímos que o H2 se encontra em excesso, visto que, para consumir 336g de CO, são necessários 48g de H2. Logo, o CO é o reagente limitante.
IV. Calcule a massa de metanol (CH3OH) produzida:
CO(g) + 2H2(g) CH3OH(l)
↓ ↓
28g 32g
336g m
m = 336g m = ?
reagente em excesso
mg g
m g de CH OH=⋅
= ∴ =336 32
2810752
28384 3 .
Assim, a massa máxima de metanol (CH3OH) produ-zida é 384g e o reagente em excesso é H2.
10 C
I. Identifique o reagente em excesso:
NaOH(M = 40g/mol), H2SO4(M = 98g/mol), H2O(M = 18g/mol) e Na = 6,02 · 1023mol–1
NaOH(aq) + H2SO4(aq) Na2SO4(aq) + 2H2O(l)
m = 80gm = 98g
II. Considere o NaOH como reagente limitante:
2NaOH H2SO4
↓ ↓
2 · 40g 98g
80g x
m = 80g m=?
xg
x g de H SO=⋅
∴ =80 98
8098 2 4.
14 | 1a Série – Ensino Médio
VOLUME 4 | QUÍMICA
III. Considere o H2SO4 como reagente limitante:
2NaOH H2SO4
↓ ↓
2 · 40g 98g
y 98g
m = 98gm=?
yg
y g de NaOH=⋅
∴ =98 80
9880 .
Assim, concluímos que não há reagente em excesso, visto que, para consumir 80g de NaOH, são necessá-rios 98g de H2SO4.
IV. Calcule a massa de água (H2O) produzida:
2NaOH 2H2O
↓ ↓
2 · 40g 2 · 18g
80g m
m = 80g m=?
mg
m g de H O=⋅
∴ =80 36
8036 2 .
Assim, a massa de H2O produzida é 36g.
V. Calcule o número de moléculas de H2O produzidas:
2NaOH 2H2O
↓ ↓
2 · 40g 2 · 6,02 · 1023 moléculas
80g x
m = 80g no de moléculas = ?
x x ou
x mol culas
=⋅ ⋅ ⋅
∴ = ⋅
∴ = ⋅
80 2 6 02 1080
12 04 10
1 204 10
2323
24
,,
, é
VI. Calcule a quantidade de matéria de H2O produzida:
2NaOH 2H2O
↓ ↓
2 · 40g 2mol
80g n
m = 80g n = ?
nmol
n mol de mol culas de H O=⋅
∴ =80 2
802 2é .
Assim, a quantidade de água obtida é 1,204 · 1024 moléculas.
11 I. Identifique o reagente em excesso:
6CO2 + 6H2O → C6H12O6 + 6O2
m = 13,2gm = 10g
clorofila
II. Considere a água (H2O) como reagente limitante:
6CO2 6H2O
↓ ↓
6 · 44g 6 · 18g
x 10g
m = 10gm=?
xg g
x g de CO=⋅
= ∴ =44 10
1844018
24 4 2, .
Assim, concluímos que a H2O se encontra em excesso, posto que, para consumir 13,2g de CO2, são necessá-rias apenas 5,4g de H2O. Logo, o CO2 é o reagente limitante.
III. Calcule a massa de glicose (C6H12O6) obtida:
6CO2 + 6H2O C6H12O6 + 6O2
↓ ↓
6 · 44g 180g
13,2g m
m = 13,2gm = ?
clorofila
reagente em excesso
mg g
m g de C H O=⋅⋅
= ∴ =13 2 180
6 442376
2648 96 6 12 6
,, .
Assim, a massa de glicose obtida é 8,96g.
12 C I. Some as equações sucessivas para obtenção da equa-
ção global: CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
CaO(s) + SO2(g) CaSO3(s)
+_____________________________________
CaCO3(s) + SO2(g) CaSO4(s) + CO2(g)
CaCO3 (M = 100g/mol), SO2(g) (M = 64g/mol)
II. Calcule a massa de calcário (CaCO3) consumida por hora:
CaCO3 SO2
↓ ↓
100g 64g
m 12,8kg
m = 12,8kgm = ?
mkg kg
m kg de CaCO hora=⋅
= ∴ =100 12 8
641280
6420 3
,/ .
VOLUME 4 | QUÍMICA
1a Série – Ensino Médio | 15
III. Calcule a massa de calcário (CaCO3) consumida por dia:
1hora 20kg
(1 dia) 24horas m
m kg m kg de CaCO dia= ⋅ ∴ =24 20 480 3 / .
Assim, a massa mínima de CaCO3, por dia, necessária
é 480kg.
13 D
I. Supondo-se a formação do N2O3, citado nas alternati-
vas A e E.
• Identifique o reagente em excesso:
N2(M=28g/mol), O2(M=32g/mol).
2N2 + 3O2 2N2O3
m = 32gm=20g
Suponha N2 como reagente limitante.
2N2 3O2
↓ ↓
2 · 28g 3 · 32g
20g x
m = 20g m=?
xg g
x g de O=⋅ ⋅
⋅= ∴ =
20 3 322 28
192056
34 28 2, .
Suponha O2 como reagente limitante:
2N2 3O2
↓ ↓
2 · 28g 3 · 32g
y 32g
m = 32gm=?
yg g
y g de N=⋅
= ∴ =2 28
356
318 7 2, .
Assim, concluímos que o N2 se encontra em excesso,
visto que, para consumir 32g de O2, são necessários
apenas 18,7g de N2.
Calcule a massa de N2 que está em excesso:
Massa de N2 em excesso = 20 – 18,7g = 1,3g de N2
• Calcule a massa de N2O3 produzida:
2N2 + 3O2 2N2O3
↓ ↓
3 · 32g 2 · 76g
32g m
m = 32gm = ?
reagente em excesso
mg g
m g de N O=⋅
= ∴ =2 76
3152
350 6 2 3, .
Assim, concluímos que a alternativas A e E estão incorretas.
II. Supondo-se a formação do NO citado nas alternativas B e C.
• Identifique o reagente em excesso:
N2 + O2 2NO
m = 32gm=20g
Suponha N2 como reagente limitante:
N2 O2
↓ ↓
28g 32g
20g x
m = 20g m=?
xg g
x g de O=⋅
= ∴ =20 32
28640
2822 8 2, .
Suponha O2 como reagente limitante:
N2 O2
↓ ↓
28g 32g
y 32g
m = 32gm=?
yg
y g de N=⋅
∴ =32 28
3228 2.
Assim, concluímos que o O2 se encontra em excesso, posto que, para consumir 20g de N2, são necessários apenas 22,8g de O2.
Calcule a massa de O2 que está em excesso: Massa de O2 em excesso = 32g – 22,8g = 9,2g de O2.
• Calcule a massa de NO produzida.
N2 O2 2NO
↓ ↓
28g 2 · 30g
20g m
m = 20g m=?
mg
m g de NO=⋅ ⋅
= ∴ =20 2 30
281200
2842 8, .
Assim, concluímos que as alternativas B e C são incorretas.
reagente em excesso
16 | 1a Série – Ensino Médio
VOLUME 4 | QUÍMICA
III. Supondo-se a formação do NO2 citado na alternativa D.
• Identifique o reagente em excesso:
N2 + 2O2 2NO2
m = 32gm=20g
Suponha N2 como reagente limitante:
N2 2O2
↓ ↓
28g 2 · 32g
20g m
m = 20g m=?
mg g
m g de O
=⋅ ⋅
=
∴ =
20 2 3228
128028
45 7 2,
Supondo O2 como reagente limitante:
N2 2O2
↓ ↓
28g 2·32g
y 32g
m = 32gm=?
yg
y g de N= ∴ =28
214 2.
Assim, concluímos que o N2 se encontra em excesso,
posto que, para consumir 32g de O2, são necessá-
rios apenas 14g de N2.
Calcule a massa de N2 que está em excesso:
Massa de N2 em excesso = 20g – 14g = 6g de N2
• Calcule a massa de NO2 produzida:
N2 → 2O2 2NO2
↓ ↓
2 · 32g 2 · 46g
32g m
m = 32g m=?
reagente em excesso
m g de NO= 46 2.
Portanto, a alternativa D está correta.
14 A
I. Identifique o reagente em excesso:
CaO(M=56g/mol), NH4Cl(M=53,5g/mol).
CaO(s) + 2NH4Cl(s) 2NH3(g) + H2O(g) + CaCl2(s)
m = 224gm=112g
II. Considere o CaO como reagente limitante:
CaO 2NH4Cl
↓ ↓
56g 2 · 53,5g
112g x
m = 112g m=?
xg g
g
x g de NH C
=⋅ ⋅
=⋅
= ⋅
∴ =
112 2 53 556
224 53 556
4 53 5
214 4
, ,,
l
III. Considere o NH4Cl como reagente limitante:
CaO 2NH4Cl
↓ ↓
56g 2 · 53,5g
y 224g
m = 224gm=?
yg g
y g de CaO
=⋅⋅
=
∴ =
56 2242 53 5
12544107
117 23,,
Assim, concluímos que o NH4Cl se encontra em excesso, visto que, para consumir 112g de CaO, são necessários 117,23g de NH4Cl. Logo, o CaO é o rea-gente limitante.
IV. Calcule a massa de amônia (NH3) produzida:
reagente em excesso
CaO(s) + 2NH4Cl(s) 2NH3(g) + H2O(g) + CaCl2(g)
↓ ↓
56g 2 · 17g
112g m
m = 112g m=?
mg
g m g de NH=⋅ ⋅
= ⋅ ⋅ ∴ =112 2 17
562 2 17 68 3.
Assim, a massa de NH3 produzida é 68g.
15 A I. Identifique o reagente em excesso: Al(M=27g/mol), Cl2(M=71g/mol), AlCl3(M=135,5g/mol)
2Al(s) + 3Cl2(g) 2AlCl3(s)
m = 4gm=2,7g
II. Considere o Al como reagente limitante:
2Al 3Cl2
↓ ↓
2 · 27g 3·71g
2,7g x
m = 2,7g m=?
xg g g
x g de C
=⋅ ⋅⋅
=⋅ ⋅⋅
=
∴ =
2 7 3 712 27
27 3 7 12 27
21 32
10 65 2
, , ,
, .l
VOLUME 4 | QUÍMICA
1a Série – Ensino Médio | 17
III. Considere o Cl2 como reagente limitante:
2Al 3Cl2
↓ ↓
2 · 27g 3 · 71g
y 4g
m = 4gm=?
yg g
y g de A
=⋅ ⋅
⋅=
∴ =
2 27 43 71
216213
1 01, .l
Assim, concluímos que o Al se encontra em excesso, visto que, para consumir 4g de Cl2, são necessários 1,01 de Al. Logo, o Cl2 é o reagente limitante.
IV. Calcule a massa de cloreto de alumínio (AlCl3) produ-zida:
reagente em excesso
2Al + 3Cl2(g) 2AlCl3(s)
↓ ↓
3 · 71g 2 · 133,5g
4g m
m = 4g m=?
mg g
m g de A C=⋅ ⋅
⋅= ∴ =
4 2 133 53 71
1068213
5 01 3
,, .l l
Assim, a massa de AlCl3 produzida é 5,01g.
16 E I. Balanceie e some as equações sucessivas para obten-
ção da equação global: 4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2
8SO2 + 4O2 8SO3 8SO3 + 8H2O 8H2SO4
+ ________________________________________
4FeS2 + 15O2 + 8H2O 8H2SO4 + 2Fe2O3
II. Calcule a massa de H2SO4 produzida a partir da equa-ção global:
FeS2 (M = 120g/mol), H2SO4 (M = 98g/mol).
4FeS2 + 15O2 + 8H2O → 8H2SO4 + 2Fe2O3
↓ ↓
4 · 120g 8 · 98g
60kg m
m = ?m = 60kg
mkg kg
m kg de H SO=⋅ ⋅
⋅= ∴ =
6 8 984 12
470448
98 2 4.
Assim, a massa de H2SO4 produzida é 98kg.
17 B I. Identifique o reagente em excesso: C4H10(M=58g/mol), O2(M=32g/mol), H2O(M=18g/mol)
2C4H10 + 13O2 → + 8CO2 + 10H2O
m = 10gm=10g
II. Considere o CH4 como reagente limitante:
2CH4 13O2
↓ ↓
2 · 58g 13 · 32g
10g x
m = 10g m=?
xg g
x g de CH
=⋅ ⋅
⋅=
∴ =
10 13 322 58
4160116
35 8 4,
III. Considere o O2 como reagente limitante:
2CH4 13O2
↓ ↓
2 · 58g 13 · 32g
y 10g
m = 10gm=?
yg g
y g de O
=⋅ ⋅
⋅=
∴ =
2 58 1013 32
1160416
2 7 2,
Assim, concluímos que o CH4 se encontra em excesso, visto que, para consumir 10g de O2, são necessários apenas 2,7g de O2. Logo, o O2 é o reagente limitante.
IV. Calcule a massa de água (H2O) produzida:
2C4H10 + 13O2 8CO2 + 10H2O
↓ ↓
13 · 32g 10 · 18g
10g m
m = 10g
reagente em excesso
mg g
m g de H O=⋅ ⋅
⋅= ∴ =
10 10 1813 32
1800416
4 3 2, .
Assim, a massa de H2O produzida é 4,3g
18 B I. Equação da reação:
2Na(s) + Cl2(g) 2NaCl(s) ou
Na(s) + 12 2C gl ( ) NaCl(s)
II. Identifique o reagente em excesso:
Na(M=23g/mol), Cl2(M=71g/mol).
m = 1gm=1g
2Na(s) + Cl2(g) 2NaCl(s)
III. Considere o sódio (Na) como reagente limitante:
2Na Cl2
↓ ↓
2 · 23g 2 · 35,5g
1g x
m = 1g m=?
xg
x g de C= ∴ =35 5
231 543 2
,, l
18 | 1a Série – Ensino Médio
VOLUME 4 | QUÍMICA
IV. Considere o cloro (Cl2) como reagente limitante:
2Na Cl2
↓ ↓
2 · 23g 2 · 35,5g
y 1g
m = 1gm=?
yg
y g de Na= ∴ =2335 5
0 647,
,
Assim, concluímos que o Na se encontra em excesso, posto que, para consumir 1g de Cl2, são necessários 0,647g de Na. Logo, o Cl2 é o reagente limitante.
V. Calcule a massa de Na em excesso: Massa de Na em excesso = massa dada – massa que
reage Massa de Na em excesso = 1g – 0,647g = 0,362g Assim, há excesso de 0,647g de sódio (Na).
19 E I. Equação da reação:
2H2(s) + O2(g) 2H2O(g) ou H2(g) + 12 2O g( )
H2O(g)
II. Identifique o reagente em excesso:
m = 2g m=32g
2H2(g) + O2(g) 2H2O(g)
Considere o H2 como reagente limitante:
2H2 O2
↓ ↓
2 · 2g 32g
2g x
m = 2g m=?
xg
x g de O= ∴ =32
216 2
Considere o O2 como reagente limitante:
2H2 O2
↓ ↓
2 · 2g 32g
y 32g
m = 32gm=?
y g y g de H= ⋅ ∴ =2 2 4 2
Assim, concluímos que o O2 se encontra em excesso, posto que, para consumir 2g de H2, são necessários apenas 16g de O2. Logo, o H2 é o reagente limitante.
III. Calcule a massa de O2 em excesso: Massa de O2 em excesso = massa dada – massa que
reage Massa de O2 em excesso = 32g – 16g = 16g Assim, a massa de O2 em excesso é 16g.
IV. Calcule a massa de água (H2O) produzida:
2H2(g) + O2 2H2O(g)
↓ ↓
2 · 2g 2 · 18g
2g m
m = 2g m=?
reagente em excesso
mg
m g de H O
=⋅
∴ =
2 182
18 2
Logo, há excesso de 16g de O2 e são produzidos 18g
de água (H2O).
20 E
I. Equação da reação:
H2SO4(aq) + 2NaOH(aq) Na2SO4(aq) + 2H2O(l)
II. Identifique o reagente em excesso:
H2SO4(M=98g/mol)
NaOH(M=40g/mol)
H2O(M=18g/mol)
m = 40g m = ?
H2SO4(aq) + 2NaOH(aq) Na2SO4(aq) + 2H2O(l)
III. Considere o H2SO4 como reagente limitante:
H2SO4 2NaOH
↓ ↓
98g 2 · 40g
40g x
m = 40g m = ?
xg
x g de NaOH
=⋅ ⋅
=
∴ =
40 2 4098
320098
32 65,
IV. Considere o NaOH como reagente limitante:
H2SO4 2NaOH
↓ ↓
98g 2 · 40g
y 40g
m = ? m = 40g
yg
y g de H SO= ∴ =98
249 2 4
Assim, concluímos que o NaOH se encontra em
excesso, posto que, para consumir 40g de H2SO4, são
necessários apenas 32,65g de NaOH. Logo, o NaOH é
o reagente limitante.
V. Calcule a massa de NaOH em excesso:
Massa de NaOH em excesso = massa dada – massa que
reage
Massa de NaOH em excesso = 40g – 32,65g = 7,35g
Logo, a massa de NaOH em excesso é aproximada-
mente 7,4g.
VOLUME 4 | QUÍMICA
1a Série – Ensino Médio | 19
21 I. Some as equações sucessivas para obtenção da equa-ção global:
rendimento dado
C6H6 + H2SO4(conc) C6H5SO3H + H2O r = 80% = 0,8Ƈcido benzeno-
-sulfônicobenzeno
rendimento dado
C6H5SO3H + NaOH(aq) C6H5SO3Na + H2O r = 60% = 0,6benzeno-sulfonato
de sódioácido benzeno-
-sulfônico
rendimento dado
C6H5SO3Na + NaOH(aq) C6H5OH + Na2SO3 r = 70% = 0,7benzeno-sulfonato
de sódiofenol
∆CaO
+ _____________________________________________________
fenol
C6H6 + H2SO4 + 2NaOH C6H5OH + Na2SO3 + 2H2Obenzeno
II. Calcule a massa de fenol obtida:
p = 75% = 0,75 rt = 0,8 · 0,6 · 0,7 = 0,336
m = 520kg
pureza dada
m = ?
C6H6 + H2SO4 + 2NaOH C6H5OH + Na2SO3 + 2H2O
↓ ↓
78g 94 · 0,336g
520 · 0,75kg m
mkg kg
m g de C H OH
=⋅ ⋅ ⋅
=
∴ =
520 0 75 94 0 33678
12317 7678
157 92 6 5
, , ,
,
produto dos rendimentos dados
Assim, a massa de final obtida é 157,92kg.
22 a. Identifique o reagente em excesso:
C2H2(M=26g/mol) HCl(M=36,5g/mol) C2H3Cl(M=62,5g/mol)
C2H2 + HCl C2H3Cl
m = 51gm=35g
Considere o C2H2 como reagente limitante.
C2H2 HCl
↓ ↓
26g 36,5g
35g x
m = 35g m=?
xg g
x g de HC
=⋅
=
∴ =
35 36 526
1277 526
49 13
, ,
, l
Considere o HCl como reagente limitante:
C2H2 HCl
↓ ↓
26g 36,5g
y 51g
m = 51gm=?
yg g
y g de C H
=⋅
=
∴ =
26 5136 5
132636 5
36 32 2 2
, ,,
Assim, concluímos que o HCl se encontra em excesso, posto que, para consumir 35g de C2H2, são necessários apenas 49,13g de HCl. Logo, o C2H2 é o reagente limi-tante.
Assim, a massa de fenol obtida é 125,92kg. b. Calcule a massa de C2H3Cl formada:
C2H2 C2H3Cl
↓ ↓
26g 62,5g
35g m
m = 35g m=?
mg g
m g de C H C
=⋅
=
∴ =
35 62 526
2187 526
84 13 2 5
, ,
, l
Logo, a massa de C2H3Cl formada é 84,13g.
23 I. Balanceie e some as equações sucessivas para obten-ção da equação global:
4NO2(g) + 43 2H O g( )
83 3HNO aq( ) +
43
NO g( ) r = 82% = 0,82
4NH3(g) + 5O2(g) 4NO(g) + 6H2O(g) r = 82% = 0,82
4NO(g) + 2O2(g) 4NO2(g) r = 82% = 0,82
+ _____________________________________________________
4NH3(g) + 7O2 (g) + 43 2H O( )l
83 3HNO aq( ) +
43
NO g( )
II. Calcule a massa de HNO3 produzida: NH3(M=17g/mol), HNO3(M=63g/mol).
rt = 0,82 · 0,82 · 0,82 = 0,551368
m = 1 · 104 = 10.000g
rendimento dado
m = ?
4NH3(g) + 7O2(g) + 43 2H O( )l
→ 83 3HNO aq( ) +
43
NO g( )
↓ ↓
4·17g 83
· 63g · 0,551368
10.000g m
mg g g
m
=⋅ ⋅
⋅=
⋅ ⋅ ⋅=
∴
10 00083
63
4 1710 000 8 21 0 551368
68926298 24
68
. . , ,
== ⋅13622 1 36 1043g ou g de HNO,
Assim, a massa de ácido nítrico (HNO3) obtida é 1,36 · 104g.
24 I. Identifique o reagente em excesso:
2KO2(s) + 2H2O(l) 2KOH(aq) + O2(g) + H2O2(l)
Considere a H2O como reagente limitante:
2KO2 2H2O
↓ ↓
2mol 2mol
x 0,10mol
n = 0,10moln=?
xmol
x mol de KO
=⋅
∴ =
2 0 102
0 10 2
,
,
20 | 1a Série – Ensino Médio
VOLUME 4 | QUÍMICA
05 E
Considerando que o volume e a temperatura mantenham--se constantes, o fator que pode aumentará a pressão é a injeção de maior quantidade de matéria. Assim,P n.α
06 E
Se o saco preso ao balão é permeável, haverá dissolução do sal contido em seu interior. Assim, por difusão, deverá ocorrer passagem do soluto para fora, liberando o balão que se apresenta menos denso e sobe.
07 D
Lei de Charles: V α T.
08 E
I. Considerando a equação de Clapeyron (a ser vista no próximo capítulo), temos:
M e P são iguais
P V =mM
RT
P V =mM
RT
m TV
=m T
V
m 3001
=3m
1 11
11
2 22
22
1 1
1
2 2
2
1
⋅ ⋅⇔
⇔⋅ 11 2
2
T4
T = 400K⋅
⇒
09 D
P V = P V
P 1= 0,9 P V
V =1,1L
1 1 2 2
1 1 2
2
⋅ ⋅
10 B
VT
=VT
V
T=
74
V
TT =
74
T1
1
2
2
1
1
1
22 1⇔ ⇒
11 B
Os gases apresentam a propriedade da expansibilidade e da compressibilidade. Desse modo, ocupam um volume maior. Entre os itens, o CO2 é o único gás.
Atividades Propostas
01 O volume é diretamente proporcional à temperatura. Desse modo, durante o dia, a maior temperatura dilata o ar, aumentando o volume.
02
2500
1500
V1
200 300 T3 T (K)
V (cm³)
Atividades para Sala
Capítulo 27 Estudo dos gases I
01 B
O aumento da temperatura faz com que o ar presente dentro do balão sofra expansão. Como consequência, haverá diminuição de densidade. O interior do balão pas-sará a ter menor número de moléculas de ar por unidade de volume.
02 B
PVT
=P V
T=
P VT
P =
V = 2 V
P(2V + V ) = 3 P 2V +P V
3 V P
A A B B A B
A B
B B B B B B
B
3 ⋅
⋅
⋅
P
== 7P V P =73
PB B B⋅
03 C
a) (F) A massa não muda. b) (F) Ec depende da temperatura. c) (V) Porque o volume foi reduzido. d) (F) A molécula não pode mudar de volume. e) (F) O gás ideal não apresenta força intermolecular.
04 A
O volume do sistema gasoso é diretamente proporcional à temperatura.
Considere o KO2 como reagente limitante:
2KO2 2H2O
↓ ↓
2mol 2mol
0,15mol y
n = 0,15mol n=?
ymol
y mol deH O
=⋅
∴ =
0 15 22
0 15 2
,
,
Assim, concluímos que o KO2 se encontra em excesso, posto que, para consumir 0,10mol de H2O, são neces-sários apenas 0,10mol de KO2. Logo, o H2O é o rea-gente limitante.
II. Calcule a quantidade de O2 (em mols) produzida:
2KO2(s) + 2H2O(l) 2KOH(aq) + O2(g) + H2O2(l)
↓ ↓
2mol 1mol
0,1mol n
n = 0,10mol
reagenteem excesso
n=?
nmol mol
n mol de O=⋅
= ∴ =0 1 1
20 1
20 05 2
, ,,
Assim, a quantidade de O2 produzida é 0,05mol.
VOLUME 4 | QUÍMICA
1a Série – Ensino Médio | 21
II.VT
=VT
V200
=1500300
V =1000cm
III.VT
=VT
15 0030
1
1
2
2
1
5
13
2
2
3
3
⇔ ⇒
⇔00
=25 00
TT = 500K
33⇒
03
1,5L
1,0atm
300K
1,5L
P2
330K
a) PT
=PT
1300
=P
330P = 1,1atm1
1
2
2
22⇔ ⇒
b) P = 1atm. É a mesma da pressão atmosférica.
04 V, V, F, V, F
(V) Lei de Charles, V Tα . (V) Lei de Boyle, V 1
Pα . (F) Lei de Gay-Lussac, P Tα . (V) O aumento do número de mols provoca aumento da
pressão quando o volume é constante. (F) Se P1 é maior do que P2 , haverá passagem da esquerda
para a direita.
05 C
I. 1 a 2 é isotérmico. IV. 4 a 2 é isotérmico. II. 2 a 3 é isométrico. V. 3 a 4 é isobárico. III. 3 a 4 é isobárico.
06 C
A pressão do gás contido no pneu é diretamente pro-porcional à temperatura. Assim, o aquecimento aumenta a aderência do pneu ao asfalto, ou seja, a pressão.
07 E
I. Observe o gráfico:
3
2
1
10 20 30
2
3
1
P
T
300 kV
II.VT
VT
1
1
2
2
= ⇔ = ⇒ =10300
20600
22T
T K
III. Considerando os pontos no gráfico, o item E está cor-reto, pois P2 é 2atm, já que a transformação é isobárica.
08 B
Pode-se considerar que a pressão total de inspiração deve ser igual à de expiração. Assim, tem-se:
157,9 + 0,2+ 590,2+ 7,0 + 4,7 = 115 + x + 560,1+ 6,6 + 46,6
x = 31,7 mmHg
09 B
I. H2 são dois átomos por cada molécula.
II. O2 são dois átomos por cada molécula.
III. H2O são dois átomos de hidrogênio unidos a oxigênio.
10 B
A pressão e o volume são grandezas inversamente pro-porcionais quando a temperatura mantém-se constante. Desse modo:
I. P1V
α , se o gráfico for P em função de 4v deve produ-zir uma reta.
II. PVT
, se P ou V variam deve manter-se constante.
O item B está errado porque PV
em função de V é constante.
11 B
I. Deve-se ter a reação balanceada para poder aplicar a estequiometria.
II. 1N + 3 H 2 NH2(g)
4 volumes
2(g) 3(g)1,5� �� ��
→L
III. 4L 2L
V 1,5L V = 3L
→
→ ⇒
12 A
O que permite a flutuação do hélio é o fato de sua massa específica ser inferior a do ar atmosférico.
13 C
Considerando a temperatura constante, a pressão é inversamente proporcional ao volume. Portanto, se houve expansão (aumento de volume), a pressão deve diminuir com as moléculas, encontrando-se mais afastadas.
14 B
Avogadro considera que, para o mesmo número de moléculas, deve-se ter o mesmo volume.
15 D
Lei de Boyle: em uma transformação isotérmica, a pressão e o volume são grandezas inversamente proporcionais.
16 D
Um gás real assume um comportamento idealizado em altas temperaturas e baixas pressões, porque tais condi-ções impedem que haja alguma possibilidade de intera-ção entre as partículas.
17 E
Nas mesmas condições de pressão e temperatura, deve-se ter o mesmo número de moléculas.
22 | 1a Série – Ensino Médio
VOLUME 4 | QUÍMICA
Capítulo 28 Estudo dos gases II
Atividades para Sala
01 Considerando que a Lei de Avogadro relaciona-se com o número de moléculas e com o volume, pode-se utilizá-la na determinação (demonstração) na equação de Clapeyron.
V n PV = nRTα ⇔
02 A
m = ?
V = 9,84L
T = 27 + 273 = 300K
P = 5atm
Ar = (M = 40g/mol)
Com esses dados, usamos a equação de Clapeyron:
PV = nRT ou PV = mM
RT
∴ = =⋅ ⋅
⋅ ⋅ ⋅
∴ =
mPVmRT
atm L g molatm L mol K K
mg
5 9 84 400 082 300
196824
, /, /
,,680∴ =m g de Ar
Assim, a massa do gás argônio contida no cilindro é 80g.
03 A
P = ?
V = 8,2L
T = 27 + 273 = 300K
R = 0,082atm · L/mol · K
O2 = (M = 32g/mol)
m = 9,6g
PVmM
P
P
= ∴ =
∴ = ∴ =
RT9,6 0,082 300atm
32 8,2
P ,9atm
· ··
,,
236 16262 4
0
04 E
P = ?
m= 4,4g
V = 44,8L
CO2 (M = 44g/mol)
T = 273 + 273 = 546K
R = 0,082atm · L/mol · K
Com esses dados, fazemos uso da equação de Clapeyron:
PV = nRT ou PV = mM
RT
∴ = =⋅ ⋅ ⋅ ⋅
⋅
∴ =⋅
PmRTVM
atm L mol K K
L g mol
P
4 0 082 546
44 8 44
44 0 08
, , /
, /
,
4g
22 54 644 8 44
4 477244 8
0 09
⋅⋅
=
∴ =
,,
,,
,
atm atm
P atm
Assim, a pressão do gás carbônico é 0,09atm.
05 C
M = ?
m= 135g
V = 3L
P = 5atm
R = 0,082atm · L/mol · K
T = 27 + 273 = 300K
Com esses dados, usaremos uso da equação de Clapeyron:
PV = nRT ou PV = mM
RT
∴ = =⋅ ⋅ ⋅ ⋅
⋅
∴ = ∴
MmRTPV
g atm L mol K Katm L
Mg mol
M
135 0 082 3005 3
332115
, /
/== 221 4, /g mol
Assim, a massa molar da substância é 221,4g/mol.
18 C
O aumento da temperatura eleva o número de choques das partículas contra as paredes do recipiente (botijão). Tal fato pode provocar acidentes. Entretanto, o aqueci-mento não altera o número de mols.
19 A
Pelo gráfico, o volume e a pressão são inversamente proporcionais. Desse modo, o produto P × V permanece constante.
20 V, F, F, F
(V) Em volume constante, P e T são diretamente propor-cionais.
(F) A densidade torna-se menor com o aumento da tem-peratura.
(F) O volume é fixo. (F) O volume molar é constante.
21 F, F, V, V
(F) As pressões das duas isobáricas são diferentes. (F) É um mol para ambas. (V) Isobárica. (V) Pelo gráfico, sim.
22 A
Lei de Boyle: se T é constante, P1V
α .
23 A
O aquecimento reduz a densidade do gás.
VOLUME 4 | QUÍMICA
1a Série – Ensino Médio | 23
06 A
n = 4mol
P = 2,4atm
T = 300K
V = ?
R = 0,082atm · L/mol · K
Com esses dados, usamos a equação de Clapeyron:
PV = nRT ∴ = =⋅ ⋅ ⋅ ⋅
∴ = ∴ =
VnRT
Pmol atm L mol K K
atm
VL
V L
4 0 082 3002 4
98 42 46
40
, /,
,,
CCO
Assim, o volume ocupado pelo gás CO é 40L.
07 A
n = ?
V = 1L
P = 22,4atm
T = 273K
R = 0,082atm · L/mol · K Com esses dados, usamos a equação de Clapeyron:
PV = nRT ∴ = =⋅
⋅ ⋅ ⋅
∴ = ∴ =
nPVRT
atm Katm L mol K K
nmol
n
22 4 10 082 273
22 422 386
,, /
,.
11 2mol de SO
Assim, a quantidade de matéria de dióxido de enxofre é 1mol.
08 C
m = 29g V = 8,20L T = 127+273 = 400K P = 1520mmHg R = 62,3mmHg M = ? Com esses dados, usamos a equação de Clapeyron:
PV = nRT ou PV = mM
RT
∴ = =
⋅ ⋅ ⋅ ⋅⋅
∴ =
MmRTPV
g mm Hg L mol K K
mm Hg L
M
29 62 3 400
1520 8 20
722 6
, / /
/ ,
. 88012 464
57 9g mol
M/
.,∴ = g/mol
Assim, a massa molar do provável gás é 58,0g/mol.
09 E V = 5L m = 3kg = 3000g V = ? T = 25 + 273 = 298K P = 1atm R = 0,082atm · L/mol · K C3H8 (M = 44g/mol) Com esses dados, usamos a equação de Clapeyron:
PV = nRT ou PV = mM
RT
∴ = =
⋅ ⋅ ⋅ ⋅⋅
∴ =
VmRTPm
g atm L mol K Katm g mol
VL
3000 0 082 2981 44
733084
, //
441666 3 8∴ =V L de C H
Assim, o volume que deve ter a quantidade de C3H8 é 1666L.
10 C m = 30g V = 12,3L T = 327 + 273 = 600K P = 3atm M = ? R = 0,082atm · L/mol · K Com esses dados, usamos a equação de Clapeyron:
PV = nRT ou PV = mM
RT
∴ = =⋅ ⋅ ⋅ ⋅
⋅
∴ =
MmRTPV
g atm K Katm L
M
30 0 082 6003 12 3
147636
,,
L /mol
g/mol,,9
40∴ =M g/mol
Assim, a massa molar dessa substância é 40g/mol.
11 A m = 4,4kg ou 4400g CO2(M = 44g/mol) V = ? T = 27 + 273 = 300K P = 1atm
R = 0,082atm · L / mol · K
Com esses dados, usamos a equação de Clapeyron:
PV = nRT ou PV = mM
RT
∴ = =⋅ ⋅ ⋅ ⋅
⋅
∴ =
VmRTPM
g atm L mol K Katm
VL
4400 0 082 3001 44
108240
, /g/mol
4442460 2∴ =V L de CO
Assim, o volume máximo de gás que é liberado na atmos-fera é 2460L
Atividades Propostas
01 I. Calcule a quantidade de matéria do gás N2 produzido:
P = 2atm
V = 50L
T = 27 + 273 = 300K
R = 0,082atm · L / mol · K
PV = nRT
nPVRT
n mol de N
= =⋅
= =
∴ =
2 500 082 300
1008 2 3
10024 6
4 06 2
, , ,
,
· ·
24 | 1a Série – Ensino Médio
VOLUME 4 | QUÍMICA
II. Calcule a massa de NaN3 consumida:
2NaN3(s) 2Na(s) + 3N2(g)
↓ ↓
2 · 65g 3mol
m 4,06mol
m = ? n = 4,06mol
mg g
m g de NaN= = ∴ =2 65 4 06
3527 8
3175 9 3
· · , ,,
Assim, massa de NaN3 consumida é 175,9g.
02 V1 = 30L V2 = ?
P1 = 2atm P2 = 4atm
T1 = 50L T2 = 600K
Com esses dados, usamos a equação geral dos gases:
P VT
P VT
VP V TP T
atm L Katm K
VL
1 1
1
2 2
22
1 1 2
2 1
2 30 6004 300
3601
= ∴ = =⋅
⋅
∴ =
·
2230∴ =V L de gás
Assim, o volume que o gás passará a ocupar é 30L.
03 I. Calcule a quantidade de matéria de He na mistura final: Mistura inicial
H2
He nHe =?
mH2 = 4g
MH2 = 2g/mol
nm
Mn molH
H
HH2
2
2
22= = ∴ =
4g
2g/mol
• Quantidade total de matéria da mistura inicial:
(nT) = nHe + n= 2 mol + nHe.
• (NasCNTP):Volume=2V,P=1atm,R=0,082T=273K
• AplicandoaequaçãodeClapeyron:
PV = nTRT ∴ 1 · V = (nH2 + nHe)RT
∴ V = (2mol + nHe)RT (I)
• Mistura Final: (H2 +H2 + He)
H2 → nH2 = 2mol
adicionado
He→ nHe = ?
Hm g
M g moln
m
M
gn mol
H
HH
H
HH2
2
2
2
2
2
2
10
2
10
25
=
=
= = ∴ =
/ g/mol
• Quantidadetotaldematériadamisturafinal:
(nT) = nH2 + nH2
+ nHe = 7 mol + nHe
• (NasCNTP):Volume=2V;P=1atm;R=0,082;T=273K
• AplicandoaequaçãodeClapeyron:
PV = nTRT ∴ 1 · 2V = (nH2 + RTnHe)
∴ =
+( )V
mol n RTIIHe7
2( )
Fazendo I = II , temos:
27
2mol n R T
mol n R THe
He+( ) ⋅ =+( ) ⋅
∴ 2(2mol+ nHe) = 7 mol + nHe
∴ 4mol+ 2nHe = 7 mol + nHe
∴ 2nHe+ nHe = 7 mol – 4mol
∴ nHe=3mol
II. Calcule a massa de He presente na mistura
He(M = 4g/mol):
1mol de He 4g
3mol de He mm = 3 · 4g ∴m = 12g
1
2
3
Assim, a massa de He presente na mistura é 12g.
04 a) V = 1L ou 1000cm3
dN2 = 0,81g/cm3
m ?
d
mV
m d V m cm
m g de N
= ∴ = ⋅ ∴ = ⋅
∴ =
0 81 1000
810
3
2
, g/cm3
Assim, a massa de N2 colocada no recipiente é 810g.
b) m = 810g de N2
N2 (M = 28g/mol)
T = 27 + 273 = 300K
V = 30L
R = 0,082atm · L/mol · K
PN2 = ?
Com esses dados, usamos a equação de Clapeyron para
calcular a pressão do N2:
PN2V = nRT ou PN2
V = mM
RT
∴ = =
⋅ ⋅ ⋅ ⋅⋅
∴ =
PmRTVM
g atm K K
L
P
N
N
2
2
810 0 082 300
30 28
19926
, L/mol
g/mol
aatmP atmN840
23 72
∴ = ,
Calcule a pressão final dentro do recipiente:
PN2 = 23,7atm Ptotal = PN2
+ Par
Par = 1atm Ptotal = 23,7atm + 1atm = 24,7atm
Ptotal = ?
Assim, a pressão final será 24,7atm.
VOLUME 4 | QUÍMICA
1a Série – Ensino Médio | 25
05 MM = ?
m = 45g
V = 3L
P = 5atm
T = 27 + 273 = 300K
R = 0,082atm · L / mol · K
Com esses dados, usamos a equação de Clapeyron:
PV = nRT ou PV = mM
RT
∴ = =⋅ ⋅ ⋅ ⋅
⋅
∴ = ∴ =
MmRTPV
g atm L mol K K
atm L
Mg
M
45 0 082 300
5 3
110715
73 8
, /
, gg mol MM/ ,→ =73 84
Assim, a massa molecular da substância é 73,84.
06 a) Dados 1L de gasolina 3 · 107 joule
3mol de H2 2,4 · 105 joule1
2
3
Calcule a quantidade de matéria de hidrogênio:
1mol de H2 2,4 · 105 joule
n 3,0 · 107 joule
n
molmol
n mol mol
=⋅ ⋅
⋅= ⋅
∴ = ⋅
3 0 10 12 4 10
3 02 4
10
1 25 10
7
52
2
,,
,,
, ou 125 dde H2
Calcule a pressão do gás hidrogênio:
P = ?
V = 1L
n = 125mol
T = 27 + 273 = 300K
R = 8 · 10–2atm · L/ mol · K
Com esses dados, usamos a equação de Clapeyron:
PV = nRT ∴ = =⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅−
PnRT
Vmol atm L mol K K
L125 8 10 300
1
2 /
∴ P = 3000atm
Assim, a pressão do gás H2 é 3000atm.
b) I. A combustão do hidrogênio não polui a atmosfera.
II. A gasolina é obtida do petróleo que é uma fonte
finita, enquanto que o hidrogênio é obtido a partir
da água que é uma fonte inesgotável.
07 C
X(g)
P, V, T
quem é o gás x?Mx=?mx=0,34g
Y(g)
P, V, T
o gás y é o ozônio (O3)My = 48g/molmy=0,48g
Segundo Avogadro, (nx = ny)
nmMx
x
x
=
nm
Myy
y
=
∴ = ∴ = ∴ =⋅
∴
∴ =
mM
m
M
g
M
g
gM
M
x
x
y
y xx
x
0 34 0 48
480 34 48
0 48
34
, , ,,/mol
g/mol
⋅⋅∴ =
4848
34g/mol
g/molMx
A única substância com essa massa molar é o H2S.
08 B
M = ?
m = 0,8g
V = 656mL = 0,656L
P = 1,2atm
T = 63 + 273 = 336K
R = 0,082atm · L/mol · K
Com esses dados, usamos a equação de Clapeyron:
PV nRT VmM
RT
MmRTPV
g atm K
atm
= =
∴ = =⋅ ⋅ ⋅
⋅
ou P
L/mol0 8 0 082 336
1 2 0
, ,
, ,,,
,
65622 0416
0 787228
L
M M∴ = ∴ =g/mol
g/mol
A única substância dada com essa massa molar é o N2.
09 D
n = 5mol
T = 27 + 273 = 300K
V = 16,4L
P = ?
R = 0,082atm · L/mol · K
Com esses dados, usamos a equação de Clapeyron:
PV nRT PnRT
Vmol atm K K
L
Patm
= ∴ = =⋅ ⋅ ⋅ ⋅
∴ =
5 0 082 30016 4
12316 4
,,
,
K/mol
∴∴ =P atm7 5,
Assim, a pressão exercida por esse gás é 7,5atm.
26 | 1a Série – Ensino Médio
VOLUME 4 | QUÍMICA
10 B
V = 8,2m3 = 8200L T = –23 + 273 = 250K P = 2atm m = ? R = 0,082atm · L/mol · K
I. Com esses dados, aplicamos a equação de Clapeyron para encontrarmos a quantidade de matéria do gás oxigênio perdido no vazamento:
Antes: 2atm · V = n1RT Depois: –1,5atm · V = n2RT
0,5atm · V = (n1 –n2) RT
∴ ⋅ = ⋅ ⋅ ⋅ ⋅
∴ = ⋅
∴
−
0 5 8200 0 082 250
410 2 05 1
, ,
,
atm L n atm K K
n mol
n
∆
∆
∆
L/mol
== ∴ =410
2 05200
moln mol
,∆
II. Calcule a massa de oxigênio que foi perdida: ∆n = 200mol O2(M = 32g/mol) m = ?
∆ ∆nmM
m n M
m mol mol
m g kg
= ∴ = ⋅
∴ = ⋅∴ =
200 32
6400 6 4 2
g/
ou de O,
Assim, a massa de oxigênio que foi perdida é 6,4kg.
11 D
V = 12,3L P = 1atm T = 27 + 273 = 300K R = 0,082atm · L/mol · K n = ? I. Com esses dados, usamos a equação de Clapeyron
para calcularmos a quantidade de matéria do aceti-leno (C2H2):
PV nRT
nPVRT
atm Latm L K K
nmol
=
∴ = =⋅
⋅ ⋅ ⋅
∴ =
1 12 30 082 300
12 324
,,
,,
/mol
660 5 2 2∴ =n mol H, de C
II. Calcule a massa de carbeto de cálcio (CaC2) necessária:
CaC2 + 2H2O Ca(OH)2 + C2H2
m = ?
64g
m
1mol
0,5mol
n = 0,5mol
↓ ↓
∴ m = 64 · 0,5g ∴ m = 32g de CaC2
Assim, a massa de carbeto de cálcio (CaC2) é 32g.
12 C
m = 1400g de N2
N2 (M = 28g/mol) T = 27 + 273 = 300K P = 1atm
+
R = 0,082atm · L/mol · K
V = ?
Com esses dados, usamos a equação de Clapeyron:
PV nRT PVmM
RT
VmRTPM
g atm K Katm
= =
∴ = =⋅ ⋅ ⋅ ⋅
⋅
ou
L/mol1400 0 082 3001
,228
3444028
1230 2
g/mol
de N∴ = ∴ =VL
V L
Assim, o volume de N2 liberado é 1230L.
13 E
Ao nível do mar:
V1 = 4L
P1 = 1atm
T1 = 25°C
Abaixo do nível do mar:
V2 = ?
P2 = 5atm
T2 25°C
Como se trata de uma transformação isotérmica, usamos a equação da Lei de Boyle:
P V P V V
P VP
atm Latm
LV L1 1 2 2 2
1 1
22
1 45
45
0 8= → = =⋅
= ∴ = , de ar
Assim, o volume de ar inalado é de 0,8L.
14 C
Em Vênus (V):
% (em volume) de N2 na atmosfera = 4
Temperatura = 750K
Pressão = 100atm
Na Terra (T):
% (em volume) de N2 na atmosfera = 80
Temperatura = 300K
Pressão = 1atm
Com esses dados, usamos a equação de Clapeyron para
calcular a relação nn
V
T
.
Considerando 100 volumes de atmosfera, tem-se para o N2:
em Vênus: PV = nVRT → 100atm · 4V = nV · R · 750K
na Terra: PV = nTRT → 1atm · 80V = nT · R · 300K
100 41 80
750300
400 30080 750
atm Vatm V
n R Kn R K
nn
n
V
T
V
T
V
⋅⋅
=⋅ ⋅− ⋅
∴ =⋅⋅
∴nn
nnT
V
T
= → =1200600
2
Assim, a relação entre as quantidades de matéria do gás N2 nos dois planetas é igual à relação entre o número de moléculas.
VOLUME 4 | QUÍMICA
1a Série – Ensino Médio | 27
15 D I. Calcule a quantidade de matéria do haleto de alquila:
1mol do haleto de alquila 41Ln 82mL (0,082L)
nmol
n mol= ∴ =0 082
410 002
,, do haleto
II. Calcule a massa molar do haleto de alquila:
0,002mol do haleto1mol do haleto
0,212gM
∴ = ∴ =M M
0 2120 002
106,,
g/mol
Assim, dentre os compostos dados, o C5H11Cl é o único cuja massa molar é 106g/mol.
16 A
I. Calcule a quantidade de matéria do gás (N2):
1mol de N2
n
25L
100L
n
moln mol=
⋅∴ =
100 125
4 2 de N
II. Calcule a massa do (N2):
1mol do N2
4mol do N2
28g
m m = 4 · 28g ∴ m = 112g de N2
Assim, a massa de N2 é 112g.
17 D
V = 16,4L T = 127 + 273 = 400K P = 2atm R = 0,08L · atm · L/mol ·K n = ? Com esses dados, usamos a equação de Clapeyron:
PV nRT nPVRT
atm Latm K K
nmo
= ∴ = =⋅
⋅ ⋅ ⋅
∴ =
2 16 40 082 400
32 832 8
,,
,,
L /mol
lln mol− ∴ =1 1
Assim, dentre as substâncias cujas massas foram dadas, a única que corresponde a 1(um) mol é 64g de SO2.
18 C
Recipiente II:
32g
de CH4(g)
m = 32g
no de moléculas
M = 16g/mol
NA = 6,0 · 1023mol–1
16g de CH4
32g de CH4
6 · 1023 moléculasx
x =
⋅ ⋅= ⋅ ⋅
32 6 1016
2 6 1023
23
∴ x = 12,0 · 1023 moléculas de CH4
Assim, o número de moléculas no recipiente II é 12,0 · 1023.
19 C
C4H10
Vm = 25L/mol
M = 58g/mol
m = 116g
V = ?
58g de C4H10
116g de C4H10
25LV
V
LL V L H=
⋅= ⋅ ∴ =
116 2558
2 25 50 4 10 de C
Assim, o volume ocupado por esse gás é 50L.
20 A
V = 1530L
T = 100 + 273 = 373K
P = 1atm
R = 0,082atm · L/mol · K
m = ?
M(H2O) = 18g/mol
Com esses dados, usamos a equação de Clapeyron:
PV nRT PVmM
RT
mPVMRT
atm Latm
= =
∴ = =⋅ ⋅
⋅
ou
g/molL/mol
1 1530 180 082, ⋅⋅ ⋅
∴ = ∴ =
K K
mg
m g O
3732754030 586
900 2, de H
Calcule o volume de água (H2O) líquida a 20°C:
d = 1g/mL
m = 900g
1g de H2O
900g de H2O
1mL
V
V = 900 · 1mL ∴ V = 900mL ∴ V = 0,9L
Assim, o volume de água (H2O) a 20°C é 0,9L.
21 C
Com os dados fornecidos, calcule a quantidade de matéria:
a)
CNTP
H2(g)
n = ?
V = 1L
Vm = 22,4L/mol
22,4L de H2
1L de H2
1moln
n
moln mol= ∴ =
122 4
0 044 2,, de H
b)
CNTP
N2(g)
n = ?
V = 1L
Vm = 22,4L/mol
22,4L de N2
1L de N2
1moln
n
moln mol= ∴ =
122 4
0 044 2,, de N
c)
H2(g)
P = 2atmV = 1L
n = ?T = –73 + 273 = 200KR = 0,082atm · L/mol · K
28 | 1a Série – Ensino Médio
VOLUME 4 | QUÍMICA
Capítulo 29 Estudo dos gases III
Atividades para Sala
01 A
Após a leitura do problema, temos:
Para o nitrogênio (N2):
V=2,0L;m=42g;T=300K;M=28g/mol
I. Cálculo e quantidade de matéria (n) do nitrogênio (N2): 1mol de N2 28g
n 42g nmol
n mol= ∴ =42
281 5,
II. Cálculo da pressão parcial do N2: Segundo Clapeyron: PN2
V = nN2RT
Pn RT
Vmol atm L mol K K
L
P
NN
N
2
2
2
15 10 82 10 3 102
15 41
1 3 2
= =⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅
= ⋅
− − /
⋅⋅ ⋅ ⋅ ∴ = ⋅ ⋅
=
− − −3 10 10 45 41 10
18 45
4 2 22
2
P atm
P atmN
N ,
Para o oxigênio (O2): V=2,0L;m=16g;T=300K;M=32g/mol
I. Cálculo da quantidade de matéria (n) do oxigênio (O2): 1mol 32g
n 16g nmol
n mol= ∴ =16
320 5,
II. Cálculo da pressão parcial do O2: Segundo Clapeyron: PO2
V = nO2RT
I. Com esses dados, usamos a equação de Clapeyron para calcular a quantidade de matéria de H2:
PV nRT nPVRT
natm L
atm K Kmol
n
= ∴ =
∴ =⋅
⋅ ⋅ ⋅=
∴ =
2 10 082 200
216 4
0, ,,
L/mol112 2mol de H
d)
H2(g)
P = 1atmV = 1L
n = ?T = 27 + 273 = 300KR = 0,082atm · L/mol · K
Com esses dados, usamos a equação de Clapeyron para calcular a quantidade de matéria de H2:
PV nRT nPVRT
atm Latm K K
nmol
n
= ∴ = =⋅
⋅ ⋅ ⋅
∴ = ∴ =
1 10 082 300
124 6
0
,
,,
L/mol
004 2mol de H
e)
H2(g) + N2(g)
P = 1,5atmV = 1L
n = ?T = 127 + 273 = 400KR = 0,082atm · L/mol · K
Com esses dados, usamos a equação de Clapeyron para calcular a quantidade de matéria da mistura:
PV nRT nPVRT
atm Latm L K
nmol
= ∴ = =⋅
⋅ ⋅ ⋅
∴ = ∴
1 5 10 082 400
1 532 8
,,
,,
L/mol
nn mol N= +0 045 2 2, ) de (H
O maior número de moléculas relaciona-se com o maior número de mols (quantidade de matéria). Assim, conse-guimos que a ordem crescente do número de moléculas é: D < A = B < E < C
22 C m = 29g
V = 8,20L
T = 127 + 273 = 400K
P = 1520mmHg = 2atm
R = 0,082atm · L/mol · K
M = ? Com esses dados, usamos a equação de Clapeyron para
calcular a massa molar da substância orgânica:
PV nRT PVmM
RT
MmRTPV
g atm K Katm
= =
∴ = =⋅ ⋅ ⋅ ⋅
⋅
ou
L/mol29 0 082 4002 8
,,22
2 8 2 42 8 2
29 2 58
L
M M∴ =⋅ ⋅
⋅∴ ⋅ ∴ =
,,g/mol
g/mol g/mol
Assim, dentre as substâncias de fórmulas moleculares dadas, a única com essa massa molar é C4H10.
23 B
V = 0,56L
T = 0°C = 273K
P = 2atm
R = 0,082atm · L/mol · K
n = ?
I. Com esses dados, usamos a equação de Clapeyron
para calcular a quantidade de matéria do gás hidrogê-
nio (H2):
PV nRT nPVRT
atmatm K K
nmol
= = = =⋅
⋅ ⋅ ⋅
∴ =
2 0 560 082 273
11222
,,
,,
LL/mol
33860 05 2∴ =n mol, de H
II. Calcule a massa de zinco (Zn) que reagiu com HCl:
↓↓
Zn(s)
m = ? n = 0,05mol
H2(g)2HCl(aq) ZnCl2(aq) ++
65,4g
m
1mol
0,05mol
m = 65,4 · 0,05g ∴ m = 3,27g de Zn
Assim, a massa de Zn que reagiu com HCl é 3,27g.
VOLUME 4 | QUÍMICA
1a Série – Ensino Médio | 29
Pn RT
Vmol atm L mol K K
L
P
OO
O
2
2
2
5 10 82 10 3 102
5 41 3
1 3 2
= =⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ⋅
= ⋅ ⋅
− − /
⋅⋅ ⋅ ∴ = ⋅ ⋅
=
− −10 10 15 41 10
6 16
4 2 22
2
P atm
P atmO
O ,
02 D
CH4(g)
C2H6(g)
V = 30L
PCH4 = ?
n = 0,5mol
n = 1,5mol
T = 300K
Com esses dados, usamos a equação de Clapeyron para calcular a pressão parcial do CH4(g):
P V n RT Pn RT
V
Pmol atm L mol L
CH CH CHCH
CH
4 4 4
4
4
0 5 0 082 30
⋅ = ∴ =
∴ =⋅ ⋅ ⋅ ⋅, , / 00
300 5 0 082 10 0 41
4 4
KL
P atm P atmCH CH∴ = ⋅ ⋅ ∴ =, , ,
Assim, a pressão parcial do CH4 é 0,41atm.
03 Pressão parcial do O2 nos pulmões (PO2) = 0,20atm
Pressão total (PT) = 2,5atm
Fração molar do O2 (XO2) = ?
P P X X
P
Patm
atmXO T O O
O
TO2 2 2
2
2
0 202 5
0 4= ⋅ ∴ = = ∴ =,,
,
Assim, a fração molar do O2 é 0,4.
04
H2(g)
CH4(g)
n = 2mols
VH2 = ?
n = 4mols
VCH4 = ?
T = 27 + 273 = 300K
R = 0,082atm · L/mol · K
P = 4,1atm
Com esses dados, usamos a equação de Clapeyron para calcularmos os volumes parciais do H2(g):
Para o H2(g): VH2
= ?
P V n RT
Vn R T
Pmol atm L mol K K
atm
H H
HH
⋅ =
∴ =⋅ ⋅
=⋅ ⋅ ⋅ ⋅
∴
2 2
2
24 0 082 300
4 1, /
,
VVL
V L de HH H2 2
98 44 1
24 2= ∴ =,,
Para o CH4(g): VCH4
= ?
P V n RT
Vn R T
Pmol atm L mol K K
CH CH
CHCH
⋅ =
∴ =⋅ ⋅
=⋅ ⋅ ⋅ ⋅
4 4
4
42 0 082 300
4 1, /
, aatm
VL
V L de CHCH CH∴ = ∴ =4 4
49 24 1
12 4
,,
Assim, os volumes parciais da mistura gasosa são, 24L de H2 e 12L de CH4.
05 V, F, V, F, V
Após a análise dos itens, conclui-se que:
(V) A liquefação é um processo físico e pode ser obtida com o aumento de pressão do sistema.
(F) Considerando-se um balão contendo 1L de ar atmos-férico à temperatura ambiente, a pressão parcial do N2 é maior que a pressão parcial de O2.
(V) Na mesma temperatura e pressão, volumes iguais de N2 e O2 irão conter o mesmo número de moléculas (Lei de Avogadro).
(F) A 0ºC e 1atm (CNTP), o volume molar de 44g de CO2 é 22,4L.
(V) A presença de poluentes sólidos faz com que a mistura homogênea se transforme em heterogênea.
06
Estado inicial do gás
P1 = 1atm
V1 = 50L
T1 = 127 + 273 = 400K
Estado final do gás
P2 = 2atm
V2 = ?
T2 = 227 + 273 = 500K
Com esses dados, usamos a equação geral dos gases:
P VT
P VT
VP V TTP
atm L KK atm
L
V
1 1
1
2 2
22
1 1 2
1 2
1 50 500400 2
2508
= ∴ = =⋅ ⋅
⋅=
∴ 22 31 25= , L do g sá
Assim, o volume final do gás é 31,25L.
07 C
Segundo Avogadro, "volumes iguais, de gases diferentes, nas mesmas condições de temperatura e pressão contêm o mesmo número de moléculas".
V = 8m3
N2(g) H2(g)
V = 8m3
T, P T, PContém o mesmo número de moléculas
144424443
08 C
V PO2 = 525mmHg
M = 42g/mol
PC3H6 = 160mmHg
mO2 = ?
mC3H6 = ?
M = 32g/mol
T
R
O2(g)
C3H6(g)
Com esses dados, usamos a equação de Clapeyron para
30 | 1a Série – Ensino Médio
VOLUME 4 | QUÍMICA
calcular a relação
m
mC H
O
3 6
2
= ?.
Para o C3H6:
PVmRT
Mm
PVMRT
IC H= ∴ =3 6
( )
Para o O2:
PVmRT
Mm
PVMRT
IIO= ∴ =2
( )
Dividindo (I ÷ II):
m
m
P V
R TP V
R T
P V m
R TR T
PC H
O
C H m
O O
C H C H
C H
m2 6
2
2 6 2 6
2 2
3 6 2 6
⋅ ⋅⋅
⋅⋅
=⋅ ⋅
⋅⋅
⋅⋅
OO O
C H C H
O O
V
P M
P M
mmHg g mol
mmHg g mo
m2 2
3 6 3 6
2 2
160 42
525 32
⋅∴
⋅⋅
∴⋅⋅
⋅
/
/ ll
m
mC H
O
∴
∴ = = = =3 6
2
672016800
160400
1640
25
42
42
10
10
8
8
Assim, a reação m
mC H
O
3 6
2
25
é .
09 B
A partir das informações dadas:
I. Calcule a quantidade de matéria (n) de O2 e H2 na mistura:
Sabemos que 100g da mistura com
64% de O2 tem m = 64g de O2
36% de H2 tem m = 36g de H2
O2 (M = 32g/mol), H2 (M = 2g/mol)
Assim: nmM
g
g moln mol
nmM
g
g moln mol
O O
H H
2 2
2 2
64
322
36
218
= = ∴ =
= = ∴ =
/
/
Logo, a quantidade de matéria total (nT) da mistura é: nT = nO2
+ nH2 ∴ nT = 2 + 18 = 20mol
II. Calcule as frações molares de O2 e H2:
X
n
nmolmol
X
Xn
nmolmol
X
OO
TO
HH
TH
2
2
2
2
2
2
220
0 1 10
1820
0
= = ∴ =
= = ∴ =
, ( %)
,, ( %)9 90
Analisando as alternativas dadas, temos:
a) (F) A mistura ocupa um volume de 492L. P = 1atm, V = ?, R = 0,082atm · L/mol · K,
T = 27 + 273 = 300K, nT = 20mol. Usamos Clapeyron para calcular o volume da mis-
tura: PV = nTRT
∴ = =⋅ ⋅ ⋅ ⋅
∴ = ⋅ ⋅ ∴
Vn RT
Pmol atm L mol K K
atmV L V
T 20 0 082 3001
20 0 082 300
, /
, == 492L
b) (V) A mistura apresenta composição molar 10% de O2 e 90% de H2.
c) (F) A massa molecular média da mistura é 5.
MMmn
MMm diaT
m diaé é= = ∴ =10020
5
d) (F) A pressão parcial do O2 na mistura é 0,1atm. PO2
= ? XO2 = 0,1 PT = 1atm
PO2 = XO2
· PT ∴ PO2 = 0,1 · 1atm ∴ PO2
= 0,1atm
e) (F) O número de mols da mistura é 20.
10 D
Após a análise das afirmações, concluímos que:
a) (V) Um litro de ar contém 0,209L de O2.
100L de ar 20,9L de O2
1L de ar V
VL
V L de O= ∴ =20 9100
0 209 2
,,
b) (V) Um mol de ar contém 0,209mols de O2. 100mols de ar 20,9mols de O2
1mols de ar n
nmols
n mols de O= ∴ =20 9
1000 209 2
,,
c) (V) Um volume molar de ar nas CNTP contém 6,7g de O2. I. Calcule o volume de O2 em 22,4L de ar nas CNTP: 100L de ar 20,9L de O2
22,4L de ar V
VL L
V L de O nas CNTP
=⋅
=
∴ =
22 4 20 9100
468 16100
4 68 2
, , ,
,
II. Calcule a massa de O2 no volume de 4,68L: 22,4L de O2 32g
4,68L de O2 m
mg g
m g de O=⋅
= ∴ =4 68 32
22 4149 76
22 46 68 2
,,
,,
,
d) (F) A concentração em massa dos componentes do ar é diferente da concentração em volume porque as massas molares dos componentes do ar são dife-rentes entre si. Portanto, 20,9% de O2 em volume não representa 20,9% de O2 em massa.
e) (V) A concentração de O2 expressa como uma relação de volume ou uma relação de mol não se altera, se a temperatura ou a pressão são modificadas.
11 I. Calcule o volume O2 nas CNTP:
22,4L de O2 100%
V 20,9%
VL L
V L de O=⋅
= ∴ =22 4 20 9
100468 16
1004 68 2
, , ,, .
II. Calcule a massa de O2:
O2(M = 32g/mol)
22,4L de O2 32g
4,68L de O2 m
mg g
m g de O=⋅
= ∴ =4 68 32
22 4149 76
22 46 68 2
,,
,,
, .
Dessa forma, a afirmação está correta.
VOLUME 4 | QUÍMICA
1a Série – Ensino Médio | 31
Atividades Propostas
01
n = 4mols
XN2 = ?
nT = 2 + 4 + 4 = 10mols
n = 2mols
n = 4mols
XO2 = ?
XH2 = ?
V = 22L
T = 0ºC ou 273K
O2(g)H2(g)
N2(g)
a) Cálculo das frações molares: Do nitrogênio (XN2
):
Xn
nmolsmols
X ouNN
TN2
2
2
210
0 2 20= = ∴ = , %
Do oxigênio (XO2):
Xn
nmolsmols
X ouOO
TO2
2
2
410
0 4 40= = ∴ = , %
Do hidrogênio (XH2):
X
n
nmolsmols
X ouHH
TH2
2
2
410
0 4 40= = ∴ = , %
b) Cálculo da pressão total exercida pela mistura: P V n RT
Pn RT
Vmol atm L mol K K
L
P
T T
TT
T
⋅ = ⋅ ∴
=⋅
=⋅ ⋅ ⋅ ⋅
∴ =
10 0 082 27322
22
, /
,338622
10 17atm
P atmT∴ = ,
Assim, a pressão total da mistura gasosa é 10,17atm.
02 a) O aumento da pressão eleva a solubilidade dos gases, favorecendo a dissolução no sangue, evitando o apa-recimento de bolhas.
b) A diferença de pressão não é drástica, o que não altera a solubilidade de forma brusca. Desse modo, não são formadas bolhas.
c) A mudança brusca na pressão altera bastante a solu-bilidade de gás, reduzindo-a intensamente, promo-vendo o aparecimento de bolhas.
03 a)
n = 0,4mol
nCH4 = 0,2mol
T = 25 + 273 = 298K
V = 10L
nT = 0,2 + 0,3 + 0,4 = 0,9mol
PCH4 = ?
PH2 = ?
nH2 = 0,3mol
PN2 = ?
R = 0,082atm · L/mol · K
PT = ?
H2(g)N2(g)
CH4(g)
Com esses dados, usamos a equação de Clapeyron para calcular a pressão total (PT).
P V n RT
Pn RT
Vmol atm L mol K K
L
P
T T
TT
T
⋅ = ⋅ ∴
=⋅
=⋅ ⋅ ⋅ ⋅
∴ =
0 9 0 082 29810
21
, , /
,,,
910
2 19atm
P atmT∴ =
Assim, a pressão no interior da mistura é 2,19atm.
b) Calcule a pressão parcial dos gases: CH4, H2 e N2. • Pressão parcial do CH4 (PCH4
):
P V n RT Pn RT
V
Pmol atm L mol K
CH CH CHCH
CH
4 4 4
4
4
0 2 0 082
⋅ = ⋅ ∴ =⋅
∴ =⋅ ⋅ ⋅ ⋅, , / 2298
104 8
100 48
4
KL
atm
P atmCH
=
∴ =
,
,
• Pressão parcial do H2 (PH2):
P V n RT P
n RT
V
Pmol atm L mol K K
H H HH
H
2 2 2
2
2
0 3 0 082 2981
⋅ = ⋅ ∴ =⋅
∴ =⋅ ⋅ ⋅ ⋅, , /
007 3
100 73
2
Latm
P atmH
=
∴ =
,
,
• Pressão parcial do N2 (PN2):
P V n RT P
n RT
V
Pmol atm L mol K K
N N NN
N
2 2 2
2
2
0 4 0 082 2981
⋅ = ⋅ ∴ =⋅
∴ =⋅ ⋅ ⋅ ⋅, , /
009 7
100 97
2
Latm
P atmN
=
∴ =
,
,
Assim, as pressões parciais dos gases são: 0,48atm para o CH4, 0,73atm para o H2 e 0,97atm para o N2.
04 a) A → B representa a Lei de Boyle, que é relacionada à hipérboles equiláteras, como a da figura.
B → C representa a Lei de Charles, em que se observa a manutenção da pressão, mas a variação do volume varia.
C → D representa a Lei de Gay-Lussac, em que o volume é constante, mas a pressão varia.
b)
A
B
P
T=constante
Boyle
C
B
V
P=constante
Charles T
D
C
P
V=constante
Gay-Lussac TV
05 a) Sim. A alimentação contínua da cabine por O2 puro causará uma substituição total do ar atmosférico por este. Nessa situação, a pressão do O2 será 2,2 · 104Pa. Tal pressão está na faixa C (1 a 6) · 106Pa, de modo que o piloto irá sobreviver.
b) 4,2% I. Cálculo da pressão do ar na superfície (Psup): 2,1 · 104Pa 21%
Psup 100%
PPa Pa
P Pasup sup
,=
⋅ ⋅=
⋅ ⋅∴ = ⋅
2 1 10 1021
21 10 1021
1 104 2 3 2
5
32 | 1a Série – Ensino Médio
VOLUME 4 | QUÍMICA
II. Cálculo da pressão do ar a 40m. P40 = ? Psup = 1 · 105Pa
P40 = 5 · Psup ∴ P40 = 5 · 1 · 105Pa ∴ P40 = 5 · 105Pa
III. Cálculo da % de O2 na mistura respirada pelo mer-gulhador:
PO2 = 2,1 · 104Pa P40 = 5 · 105Pa %O2 = ?
% %
,
%
de de
de
OP
PO
PaPa
O
O2
402
4
5
2
2 1002 1 105 10
100
21
= ⋅ ∴ =⋅
⋅⋅
∴ =⋅⋅ ⋅
⋅= ∴ =
10 10
5 10
2 15
4 23 2
5 2
,% , % de O
06 Dados:
Estado inicial do gás:
P1 = 120atm
V1 = 10L
T1 = 327 + 273 = 600K
Estado final do gás:
P2 = 20atm
V2 = 40L
T2 = ?
Com esses dados, usamos a equação geral dos gases:
P VT
P VT
TT P V
P VK atm L
atm L
T
1 1
1
2 2
22
1 2 2
1 2
2
600 20 40120 10
= ∴ =⋅ ⋅
=⋅ ⋅
⋅
∴ =6600 2 4
124800
12400 1272
⋅ ⋅= ∴ =
K KT K ou Cº .
Assim, o gás deve ser resfriado, portanto de 327ºC para 127ºC.
07 B Uma vez que no início os gases têm volumes e tempera-
turas iguais, suas quantidades em mols serão proporcio-nais às suas pressões. Portanto, se tivermos n mols de H2, teremos 5n mols de Cl2, visto que, a proporção entre as pressões é de 1 : 5.
Na equação da reação, teremos:
H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g)
↓ ↓ ↓Reagem: n mol de H2 + n mol de Cl2 → 2n mol de HCl
Havia: n mol de H2 + 5n mol de Cl2 → zero
Final: zero 4n mol de Cl2 → 2n mol de HCl
+
Assim, a razão entre as quantidades, em mols, de Cl2(g) e
de HCl(g) é: 42
2nn
= .
08 Dados:
Estado inicial do gás:
P1 = 90atm
V1 = 300mL
T1 = 50 + 273 = 323K
Estado final do gás:
P2 = ?
V2 = 500cm3 ou 500mL
T2 = 100 + 273 = 373K
Com esses dados, usamos a equação geral dos gases:
P VT
P VT
PP V T
V Tatm mL K
mL K
P
1 1
1
2 2
22
1 1 2
2 1
90 300 373500 323
= ∴ =⋅ ⋅
=⋅ ⋅
⋅
∴ 22 2
90 3 3735 323
1007101615
62 35=⋅ ⋅
⋅= ∴ =
atm atmP atm,
Assim, a pressão que esse gás exerce é 62atm.
09 A I. Calcule a quantidade de matéria de O2 consumida na
combustão do butano (C4H10):
2C4H10(g) + 13O2(g) → 8CO2(g) + 10H2O(g)
↓ ↓
2 · 58g 13mol
23,2g n
m = 23,2g n = ?
nmol mol
n mol de O
=⋅
=
∴ =
23 2 13116
301 6116
2 6 2
, ,
,
II. Calcule o volume de O2: P = 1atm R = 0,082atm · L/mol · K V = ? T = 27 + 273 = 300K n = 2,6mol Com esses dados, usamos a equação de Clapeyron: P V n RT
Vn RT
Pmol atm K K
atmV
⋅ = ⋅ ∴
∴ =⋅
=⋅ ⋅ ⋅ ⋅
∴ =
2 6 0 082 3001
63 96
, ,
,
L/ mol
dde O2
III. Calcule o volume de ar:
63,96L de O2 20%
V 100%V
L L
V L de ar
=⋅
=
∴ =
63 96 10020
639620
319 8
,
,
Assim, o volume de ar é 319,8L.
10 D Após a análise das informações dadas, conclui-se que: I. (V) É maior do que a pressão parcial que esse gás
exerce no ar externo à cabine a 10.000m de altitude. II. (V) Pode ser calculada pelo emprego da expressão:
pressão parcial de O2 = fração em mol de O2 · pres-são total do ar.
III. (F) Como a 2.400m de altitude o ar da cabine é mais seco que o atmosférico, sua composição é dife-rente e, por isso, as pressões parciais também são diferentes.
11 A
CO2
A
V = 20LP = 20atmT = constante
CO2
B
V = 40LP = 10atmT = constante
C
CO2
V = 80LP = 5atmT = constante
Com esses dados, usamos a equação de Clapeyron para calcular a massa de gás em cada cilindro:
A: P VmM
RT mP V M
RTm
MRT
mM
RT
P VmM
RT m
A AA
AA A
A A
B BB
B
= ∴ = ∴ =⋅ ⋅
∴ =⋅
= ∴
20 20 400
== ∴ =⋅ ⋅
∴ =⋅
= ∴ = ∴ =
P V MRT
mM
RTm
MRT
P VmM
RT mP V M
RTm
B BB B
C CC
CC C
C
10 40 400
55 80 400⋅ ⋅∴ =
⋅MRT
mM
RTC
B:
C:
Assim, concluímos que os três cilindros apresentam a mesma massa.
VOLUME 4 | QUÍMICA
1a Série – Ensino Médio | 33
12 C I. Calcule a pressão total do argônio (PT) no cilindro:
Patm = 1atm PT = ?
PT = 100 · Patm ∴ PT = 100 · 1atm = 100atm
II. Calcule a pressão parcial do argônio (Par) no cilindro: PT = 100atm Par = ? Xar = 0,9% = 0,009
Par = PT · Xar ∴ Par = 100 · 0,009atm ∴ Par = 0,9atm
13 V, F, F, V, F (V) Sob pressão constante, o volume de uma amostra de
gás é diretamente proporcional à sua temperatura (Lei de Charles).
(F) Com volume constante, para determinada massa de gás, a pressão é função linear da temperatura. Tal afir-mação refere-se à Lei de Gay-Lussac.
(F) A fração em volume não é a mesma em mols. (V) Para gases, P e T constantes, V = K(N), em que V =
volume, N = número de moléculas e K é uma constante. Essa é a expressão matemática da Lei de Avogadro.
(F) Na equação geral dos gases, PV = nRT, R é denomi-nado constante universal dos gases ideais.
14 B XN2
= 75% = 0,75 XCO2 = 25% = 0,25
PT = 1,2atm PN2 = ?
Usamos a equação da pressão parcial do gás: PN2
= PT · XN2 ∴ PN2
= 1,2atm · 0,75 ∴ PN2 = 0,90atm
Assim, a pressão parcial do N2 é 0,90atm.
15 A As pressões parciais do CO2 e do NO2 não se alteram
durante o processo. Portanto, ao CO2 e ao NO2 corres-ponderão duas retas horizontais, estando a do CO2 acima da do NO2, pois a quantidade de mols do primeiro é maior que a do segundo (0,5mol de CO2 e 0,2mols de NO2). A pressão parcial do N2 vai aumentando até se introduzir os 0,3mol de N2 no recipiente. Sua representação será uma reta crescente que termina entre as horizontais do CO2 e do NO2 pois: 0,5mol de CO2 > 0,3mol de N2 > 0,2mol de NO2. A representação da pressão total também será uma reta crescente, pois é a soma das pressões parciais.
16 V, V, V, F, F
(V) As frações molares de H2 e N2 são respectivamente 23
13
e 23
13
.
Xn
nmol
mol molmolmol
Xn
nmol
mol mol
HH
T
NN
T
2
2
2
2
22 1
23
23
12 1
= =+
= =
= =+
== =13
13
molmol
(V) As pressões parciais de H2 e N2 são, respectivamente, 2,0atm e 1,0atm.
P V n RT
Pn RT
Vmol atm L mol K K
L
P
T T
TT
T
⋅ = ⋅ ∴
=⋅
=⋅ ⋅ ⋅ ⋅
∴
3 0 082 273 1522 4
, / ,,
== ∴ =67 2
22 43
,,atm
P atmT
• PH2 = PT · XH2
PH2 = 3atm ·
23
13
∴ PH2 = 2atm
• PN2 = PT · XN2
PN2 = 3atm ·
23
13
∴ PN2 = 1atm
(V) A pressão total no vaso é de 3,0atm (Lei de Dalton). PT = PH2
+ PN2 ∴ PT = 2atm + 1atm ∴ PT = 3atm
(F) Ao comprimirmos os gases até a metade do volume inicial do frasco, teremos uma pressão final de 6,0atm.
P
Vn RT
Pn RT
Vmol atm L mol K K
L
T T
TT
⋅ = ⋅ ∴
=⋅
=⋅ ⋅ ⋅ ⋅
2
2
3 0 082 273 1522 4
2
, / ,,
∴∴ = ∴ =Patm
P atmT T
67 211 2
6,
,
(F) Gases sempre formam misturas homogêneas.
17 B
Válvula
Fechada
Aberta (A + B): TF = T, PF = ?
VF = VA + VB = 2VB + VB = 3VB
Frasco A: TA = T, PA = 3PB, VA = 2VB
Frasco B: TB = T, PB = PB, VB = VB
Com esses dados, usamos a equação geral dos gases ideais.
P VT
P VT
P VT
P VT
P VT
P VT
F F
F
A A
A
B B
B
F F A A B B⋅= + ∴
⋅= +
∴ ⋅ = +∴ ⋅ = ⋅ + ⋅
∴ ⋅ = ⋅ +
∴
P V P V P V
P V P V P V
P V V P P
F F A A B B
F B B B B B
F B B B B
3 3 2
3 3 2( )
PP P
P P
F B
F B
⋅ =
∴ =
3 7
73
Assim, a pressão do sistema frasco (A + B) é igual
∴ ⋅ = +∴ ⋅ = ⋅ + ⋅
∴ ⋅ = ⋅ +
∴
P V P V P V
P V P V P V
P V V P P
F F A A B B
F B B B B B
F B B B B
3 3 2
3 3 2( )
PP P
P P
F B
F B
⋅ =
∴ =
3 7
73
.
18 B Não se pode determinar pela ausência de dados, mas se
a temperatura e o número de moléculas e o volume é o mesmo, deve-se ter a mesma pressão.
19 D T = 27 + 273 = 300K P = 750torr m = 1,04g V = 0,496L R = 62torr · L · mol–1 · K–1
M = ?
Com esses dados, usamos a equação de Clapeyron.
34 | 1a Série – Ensino Médio
VOLUME 4 | QUÍMICA
P V n RT ou P V
mM
RT
Mm RTP V
g torr L mol K Kt
⋅ = ⋅ ⋅ =
∴ =⋅⋅
=⋅ ⋅ ⋅ ⋅1 04 62 300
750, /
oorr L L
Mg mol
M g mol
⋅ ⋅
∴ = ∴ =
0 4919344
37252
,/
/
Assim, dentre as fórmulas moleculares dadas, a única que corresponde a massa molar de 52g/mol é C2N2.
20 A Estado inicial: P1 = ? m1 = 320g T1 = 27 + 273 = 300K O2 = M = 32g/mol V1 = 8,2L R = 0,082atm · L/mol · K
Com esses dados, usamos a equação de Clapeyron:
P V n RT ou P VmM
RT
Pm RTP M
g atm L mol
1 1 1 1 1 1 1
11
1
320 0 082
⋅ = ⋅ ⋅ =
∴ =⋅⋅
=⋅ ⋅, / ⋅⋅ ⋅
⋅
∴ = ∴ =
K KL g mol
Patm
P atm
3008 2 32
7872262 4
301 1
, /
,
Estado final: P2 = 7,5atm m2 = ? T2 = 300K V2 = V1 = 8,2L
Com esses dados, usamos a equação de Clapeyron:
P V
P V
n R T
n R TPP
nn
PP
mMmM
PP
mM
Mm
1 1
2 2
1 1
2 2
1
2
1
2
1
2
1
2
1
2
1
2
⋅⋅
=⋅⋅
∴ = ∴ = ∴ = ⋅
∴∴ = ∴ = ∴ =⋅
=
∴ =
PP
mm
atmatm
gm
mg g
m g d
1
2
1
2 22
2
307 5
320 320 7 530
2403
80
,,
ee O2
Calcule a massa liberada.
Mliberada = M1 – M2 ∴ Mliberada = 320g – 82g
∴ Mliberada = 240g de O2.
21 C
Balão
A uma profundidade de 10m
VP = volume de profundidade
VS = volume na superfície
TS = temperatura na superfície
TP = Temperatura na profundidade
Na superfície
VS = VS
PS = PS
TS = ?
VV
PS<
2
Nessas condições, usamos a equação geral dos gases:
P VT
P VT
mas P P e VPV
ent oP V
TP V
T
ou s
S S
S
P P
PP S
S S S
S
S P
P
⋅=
⋅= <
⋅=
⋅, , :2
22
ã
eejaP V
T
PV
T T TT T ou T TS S
S
SS
P S PP S S P: .
⋅<
∴ < ∴ < >2
2 1 1
Assim, a temperatura na superfície é maior que 10m de profundidade.
22 C A reação que ocorre é representada por:
H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g)
Nota-se que o H2 está em excesso de 1mol. Então, após a reação, resta no recipiente 1mol de H2 que não reagiu a 2mols de HCl que foram produzidos, totalizando 3mols de gases.
Cálculo da pressão parcial de HCl:
PHCl
= XHCl
· Pfinal
Analisando a equação química, conclui-se que o número de mols de gases permanece constante.
Então:
Pinicial = Pfinal = 9,3atm
PHCl
= 23
13
· 9,3
PHCl
= 6,2atm
23 E Usando-se as fórmulas moleculares e o Princípio de Avo-
gadro, temos:
Número de moléculas em cada recipiente
V = 20L V = 10LV = 20L V = 10L
Número de átomos em cada molécula
Número total de átomos em cada recipiente
(vezes)
(igual)
2 3 2 6
CO
(T, P) (T, P) (T, P) (T, P)
CO2 C2H4O2
2x 2x x x
4x
2 · 2x 3 · 2x 2 · x 6 · x
mesmo no de átomos
2x 6x6x
Portanto, o número de átomos será igual nos recipientes contendo CO2 e C2H4.
24 A pressão parcial de um gás em uma mistura gasosa é a pressão que o gás exerceria se estivesse sozinho no reci-piente, na temperatura do sistema.
Capítulo 30 Estudo dos gases IV
Atividades para Sala
01 D
M = ?
d = 0,08g/L
T = 27 + 273 = 300K
P = 1atm
R = 8 · 10–2 atm · L/mol · K
VOLUME 4 | QUÍMICA
1a Série – Ensino Médio | 35
Com esses dados usamos a equação de Clapeyron:
PV
mM
RT ou PMmV
RT
PM dRT
MdRT
Patm
= nRT PV ou
g/ L
= =
∴ =
= =⋅ ⋅ ⋅−0 08 8 10 2, LL mL K
atm/ ⋅ ⋅1 300
1
d
∴M = 8 · 10–2 · 0,08 · 300g/L ∴ M = 1,92g/mol
Assim, a massa molar do composto é, aproximadamente, 2.
02 C
H2(g)
VH2 = 27km/min = 1620km/h
M = 2g/mol{ O2(g)
VO2 = ?
M = 32g/mol{ Usando a Lei de Graham, temos:
V
V
m
mk
V
Vkm
H
O
O
O O
O
2
2
2
2 2
2
1620 32
216 4
1620 44
= ∴ = = =
∴ ∴
m/h g/mol
g/mol
/VVO2
405= km/h
Assim, a velocidade de difusão do O2 é 405km/h.
03 a) n = 100mol
T = 77 + 273 = 350K
R = 62,3mmHg · L/mol · K
P = 100mm/tg
V = ?
Com esses dados, usamos a equação de Clapeyron:
PV = nRT
VnRT
P
mol mmHg K L
mmHg
V L V
= =⋅ ⋅ ⋅ ⋅
∴ = ⋅ ∴ =
100 62 3 350
100
62 3 350 2
,
,
L/ mol
11805
21 8
1 1000
3
3
L ou
V m
m L
=
=
,
Lembre-se:
Assim, o volume do balão meteorológico é 21,8m3.
b) d = ? P = 100mmHg, M = 4g/mol, T = 350K,
R = 62,3mmHg · L/mol · K
dPMRT
mmHgmmHg K K
g
d
= =⋅
⋅ ⋅ ⋅= ∴
=
−
100 462 3 350
400218051 1
g/ molL/ mol,
00 0183, /g L
Assim, a densidade do He é 0,0183g/L.
04 D
Equação: CaC2(s) + 2H2O(l) → Ca(OH)2(aq) + C2H2(g)
M = 64g/mol
m = ?P = 1atmT = 27 + 273 = 300Kn = ?
V = 12,3L
I. Calcule a quantidade de acetileno (C2H2) em mol, usando Clapeyron:
PV nRT nPVRT
atm Latm L mol K K
mol
= ∴ = =⋅
⋅ ⋅ ⋅
∴ −
1 12 30 082 300
12 324 6
,, /
,, 11 2 20 5∴ =n mol de C H,
II. Calcule a massa de carbureto, usando a equação:
CaC2(s) + 2H2O(l) → Ca(OH)2(aq) + C2H2(g)
64gm
M = 64g/mol
?P = 1atmT = 27 + 273 = 300Kn = ?
V = 12,3L
1 mol0,5 mol
↓↓
m = 64 · 0,5g ∴ m = 32g de CaC2.
Assim, a massa de carbureto é 32g.
05 B
A densidade de um gás é inversamente proporcional à temperatura. Assim, a densidade aumentará se a tempe-ratura diminuir.
06 C
Após a análise das afirmações, conclui-se que:
I. (F) A massa específica do gás é alterada pela elevação
da temperatura.
II. (V) A energia cinética média das moléculas aumenta
com a elevação da temperatura.
III. (V) A temperatura não altera a massa do gás.
IV. (F) O produto pressão × volume não permanece cons-tante porque houve variação na temperatura.
07 Equação da reação:
Zn(s) + 2HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g)
m = 65,3g
m = ?P = 1atmV = 1LT = 25 + 273 = 298K
n = ?
I. Calcule a quantidade de hidrogênio, (H2) em mol, usando Clapeyron:
PV nRT nPVRT
atm Latm L mol K K
moln
= ∴ = =⋅
⋅ ⋅ ⋅=
∴ =−
1 10 082 298
124 4
01
, /
,,004 2mol de H
m = 65,3 · 0,04g ∴ m = 2,61g de zn.
II. Calcule a massa de zinco (Zn):
↓↓
Zn(s) + 2HCl(aq)
65,3g 1molm 0,04mol
ZnCl2(aq) + H2(g)
M = 65,3g/molm = ? n = 0,04mol
m = 65,3 · 0,04g ∴ m = 2,61g de Zn
Assim, a massa de zinco introduzida é 2,61g.
08 A
O gás hélio é inerte (não corre de inflamar e mais leve que o ar (sobe).
36 | 1a Série – Ensino Médio
VOLUME 4 | QUÍMICA
01 a)
{
CaO(s) + 3C(s) CaC2(s) + CO(g)
56g 64gm280,5g
M = 64g/molM = 56g/mL
m = 280,5g m = ?
mg g
m g de CaC=⋅
= ∴ =280 5 64
5617952
56320 57 2
,,
↓↓
Assim, a massa de CaC2 produzida é 320,5g.
b) Equações sucessivas:
CaO(s) + 3C(s) → CaC2(s) + CO(g)
CaC2(s) + 3H2O(l) → C2H2(g) + Ca(OH)2(aq)
Atividades Propostas
CaO(s) + 3C(s) + 3H2O(l) C2H2(g) + Ca(OH)2(aq) + CO(g),
56g 26gm280,5g
M = 56g/mL
m = 280,5gM = 26g/mol
m = ?
mg g
m g de C H g=⋅
= ∴ =280 5 26
567293
56130 23 2 2
,, ( )
↓ ↓
Assim, a massa de acetileno produzida é 130,23g.
c) P = 1atm
V = ?
M = 26g/mol
m = 130,23g
R = 0,082atm · L / mol · K
T = 300K
Com esses dados, usamos a equação de Clapeyron:
PV nRTmM
VmRTPM
Vg atm K K
atm
= =
=
=⋅ ⋅ ⋅ ⋅
⋅
ou PV
L/mol130 23 0 082 300
1
, ,
22632036 58
26
123 21 2 2
g/mol∴ =
∴ =
Vg
V L de C H g
,
, ( )
Assim, o volume de acetileno (C2H2) obtido é 123,21L.
02 Calcule a quantidade de CO2 em mol:
I.
2LiOH(s) + CO2(g) → Li2CO3(s) + H2O(l)
1moln
M = 24g/mL
m = 348mg = 348 · 10–3gn = ?
2 · 24g
348 · 103g
{ ng
g
n mol
=⋅
= ⋅
∴ =
−−348 10
487 25 10
0 00725
33,
,
↓ ↓
II. Calcule o volume de CO2, usando a equação de CO2 de Clapeyron:
P = 781mmHg
R = 62,3mmHg · L/mol · K
T = 21 + 273 = 294K
n = 0,00725 mol
V = ?
PV = nRT
∴ = =⋅ ⋅ ⋅ ⋅
=
VnRT
Pmol mm Hg K K
mmHg
VL
0 00725 62 3 294781
132 7978
, ,
,
L/mol
110 17 2∴ =V L de CO,
Assim, o volume máximo de CO2 é 0,17L.
09 a) H2 (MM = 2u)
H22 ou D2 (MM = 4u) {M
Muu
M
MH
D
H
D
2
2
2
2
24
12
= ∴ =
b)
dH2 =0,09 g/L
dD2 = ? {d
d
M
M dd
d
H
D
H
D DD
D
2
2
2
2 2
2
2
0 09 12
2 0 09
0 18
= ∴ = ∴ = ⋅
∴ =
,,
,
g/Lg/L
g/L
10 B
A velocidade de efusão de um gás é inversamente propor-cional a sua massa molar. Portanto, o gás de menor massa molar deverá sair primeiro: H2S (massa molar 34 g/mol). O segundo a sair é o que apresenta massa molar intermediá-ria: (CH3)2O (massa molar 62g/mol). O último a sair é o que apresenta massa molar maior: SO2 (massa molar 64g/mol).
11 B
Equação:
Zn(s) + 2HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g)
M = 65,4g
m = ?P = 2atmT = 0ºC + 273 = 273KV = 0,56L
n = ?
I. Calcule a quantidade de hidrogênio (H2) em mol, usando Clapeyron:
PV nRT nPVRT
natm L
atm L K mo
= ∴ =
∴ =⋅
⋅ ⋅ ⋅=
2 0 560 082 273
11222 3
,,
,,L /mol ll
n mol de H
−
∴ =
1
20 05,
II. Calcule a massa de zinco (Zn):
Zn(s) + 2HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g)
M = 65,4g/moln = 0,05mol
m = ?
65,4g 1 mol0,05 molm
↓↓
m = 65,4 · 0,05g ∴ m = 3,27g de Zn
Assim, a massa de zinco produzida é 3,27g.
VOLUME 4 | QUÍMICA
1a Série – Ensino Médio | 37
03 a) I. Calcule a quantidade de nitrogênio (N2), em mols, usando a equação de Clapeyron:
n = ?
P = 1atm
T = 27 + 273 = 300K
V = 73,8L
R = 0,082atm · L/mol · K
PV = nRT
∴ = =⋅
⋅ ⋅ ⋅=
∴ =
−nPVRT
atm Latm L mol K K mol
n m
1 73 80 082 300
73 824 6
3
1
,, /
,,
ool de N g2( )
II. Calcule a quantidade de azida de sódio (NaN3) em mols, usando a equação da reação química:
6NaN3(s) + Fe2O3(s) → 3Na2O(s) + 2Fe(s) + 9N2(g)
9mols3mols
n = ? n = ?
6moln
∴ =⋅
= ∴ =nmol mol
n mol de N g
6 39
189
2 2( )
n = 3mol
↓ ↓
Assim, são necessários 2 mols de N2(g).
b) Como a temperatura se mantém constante, usamos a lei de Boyle para calcular a pressão interna:
Situação 1 Situação 2
P1 = 1atm P2 = ?
VI = V VV
2 3=
PIVI = P2V2
1
332 2atm V P
VP atm⋅ = ⋅ ∴ = .
Assim, a pressão interna do air bag é 3 atm.
04 C
I. Calcule a quantidade de nitrogénio (N2) em mols:
Vm = 22,7L / mol
22 7 1
10
1022 7
0 44
2
2
2
,
,, ( )
L de N mol
L de N n
nmol
n mol de N g
→
→
= ∴ =
II. Calcule a massa de azoteto de sódio (NaN3), usando a equação da reação:
2NaN3(s) → 2Na(s) + 3N2(g
m = ? n = 0,44mol
2 · 65gm
M = 65g/mol
3mols0,44mols
m=2 65 0 44
357 2
319 06 3
⋅ ⋅= ∴ =
, ,, ( )
gm g de NaN s
↓↓
Assim, a massa de azoteto de sódio NaN3(s) é, aproxima-damente, 19g.
05 D
I. Calcule a quantidade de nitrogênio (N2), em mol, usando a equação da reação:
2NaN3(s) 2Na(s) + 3N2(g
m = 65g n = ?
M = 65g/mol
3 molsn
2.65g65g
nmol mol
n mol de N g=⋅⋅
= ∴ =65 3
2 653
21 5 2, ( )
↓ ↓
II. Calcule a quantidade de nitrogênio (N2) produzida em litros, usando a equação de Clapeyron:
P = 1atm
n = 1,5 mol
V = ?
R = 0,082atm · L/mol · K
T = 27 + 273 = 300K
PV = nRT
VnRT
Pmol atm L mol K K
atm
V L de N g
= =⋅ ⋅ ⋅ ⋅
∴ =
1 5 0 082 3001
36 9 2
, , /
, ( )
Assim, o volume de N2 produzido é 36,9 L.
06 C
Os balões que contêm os gases menos densos que o ar ficam na parte superior da sala. Os balões contendo os gases mais densos que o ar ficam na parte inferior da sala.
07 E
Equacione a reação e, por meio dela, calcule a massa de CO2 produzida:
CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g)
V = 5,6L m = ?
44gm
22.4L5,6L
M = 44g/mol
mg g
m g de CO=⋅
= ∴ =5 6 44
22 444
411 2
,,
↓↓
Assim, a massa de CO2 produzida é 11g.
08 A
I. Calcule a quantidade em mols de H2 produzida, usando a equação de Clapeyron:
P = 3atm V = 8,2 L n = ? R = 0,082atm · L / mL · K T = 27 + 273 = 300K
38 | 1a Série – Ensino Médio
VOLUME 4 | QUÍMICA
PV = nRT
n
PVRT
atm Latm L mol K K mol
= =⋅
⋅ ⋅ ⋅=
⋅⋅ −
3 8 20 082 300
3 8 23 8 2 1
,, /
,,
∴n = 1mol de H2(g)
II. Calcule a massa de LiH, usando a equação da reação:
LiH(s) + H2O(l) → LiHO(aq) + H2(g)
m = ?
7 · 94gm
n = 1mol
M = 7,94g/mol
1 mol1 mol
↓↓
m = 7,94g de LiH
Assim, a massa de LiH necessária é 7,94g.
09 D
I. Calcule a quantidade de nitrogênio (N2), em mol,
usando a equação de Clapeyron:
P = 1atm
V = 74L
n = ?
R = 0,082atm · L / mol · K
T = 27 + 273 = 300K
PV = nRT
∴ = =
⋅⋅ ⋅ ⋅
= −nPVRT
atm Latm L mol K K mol
1 740 082 300
7424 6 1, / ,
n = 3mol de N2(g)
II. Calcular a massa de azida de sódio (NeN3), usando a
equação química:
NaN3(s) 2Na(s) + 3N2(g
m = ? n = 3mol
M = 65g/mol
3mols3mols
65gm
↓↓
∴ m = 65g de NaN3
Assim, a massa de azida de sódio necessária é 65g.
10 C
I. Calcule a quantidade de CO2, em mols, usando a
equação da reação:
Ca(OH)2(s) + CO2(g) CaCO3(s) + H2O(l)
n = 2mol
n1moL 1moL
n = 2 mol de CO2(g)2moL
m = ?
{↓↓
II. Calcule o volume de CO2 usando a equação de Cla-peyron:
P = 1atm
V = ?
n = 2 mol
R = 0,082atm · L/mol · K
T = 27 + 273 = 300K
PV = nRT
V
nRTP
mol atm L mol K Katm
= =⋅ ⋅ ⋅ ⋅2 0 082 300
1, /
∴ V = 2 · 0,082atm · 300L ∴ V = 49,2L de CO2
Assim, o volume de CO2 que reage é 49,2L.
11 E
Equacione a reação e, por meio dela, calcule a quanti-dade de O2 em mols:
2KClO3(s) ∆ 2KCl(s) + 3O2(g
n = 1moln = ?
3mol2mols1mols n
↓↓
n
moln mol de O g= ∴ =
32
1 5 2, ( )
Calcule o valor de oxigênio (O2) produzido usando a equação de Clapeyron:
P = 1atm
V = ?
n = 1,5 mol
R = 0,082 atm · L / mol · K
T = 273K
PV = nRT
V
nRTP
mol atm L mol K Katm
= =⋅ ⋅ ⋅ ⋅1 5 0 082 273
1, , /
V = 33,6L de O2
Assim, o volume de O2 produzido é 33,6L.
12 D
H2
VH2 = 20km/min = 1200km/h
MH2 = 2g/mol
12
3
O2
VO2 = ?
MO2 = 32g/mol
12
3
Calcule a velocidade de difusão do oxigênio usando a Lei de Graham:
V
V
M
M V
Vk
H
O
O
H O
O
2
2
2
2 2
2
1200 32
216 4
12004
= ∴ = = =
= ∴
km/h g/mol
g/mol
m/LVV kO2
300= m/h
Assim, a velocidade de difusão do gás oxigênio é 300km/h
13 B
Gás HeMHe = 4g/mol
VHe = 3Vx
12
3
Gás xMx = ?
12
3
VH2
3
VOLUME 4 | QUÍMICA
1a Série – Ensino Médio | 39
Por meio da Lei de Graham, calcule a massa molar do gás x.
VV
MM
VMVx M
VxVx M
x
He
He
x
He
x
x x
= ∴ = ∴ =
∴
=
34
34
13
42
g/mol g/mol
g/mmol g/molg/mol
M =36g/molx
M MM
x xx
∴ = ∴ = ⋅
∴
219
44 9
Assim a massa molar de x é 36g/mol.
14 B
Como o volume se manteve constante, trata-se de uma transformação isovolumétrica e, assim, usamos a Lei de Charles:
PI = 24lb/pol2
P2 = ?
TI = 27 + 273 = 300K
T2 = 57 + 273 = 330K
PT
PT
I
I
= 2
2
∴⋅
=⋅
= ∴ =
PP T
T
l K
T
Pl
P
I2
1 22
2
2 22
24 330
79230
26 4
l
l
l
b/po
b/pob/pol,
Assim, a pessoa medirá uma pressão de 26,4lb/pol2.
15 A
Para uma temperatura constante, como é o caso, pode-mos reescrever: PV = nK, em que K é uma constante. Se n também for constante, podemos escrever PV = K, em que K será outra constante. Neste último caso, temos a expressão da Lei de Boyle: o produto PV é constante para uma mesma quantidade de gás à temperatura constante. Para os três balões, podemos escrever:
Balão 1: P1V1 = n1K, Balão 2: P2V2 = n2K, Balão 3: P3V3 = n3K. De acordo com os dados fornecidos, V2 = 2V1 e
V3 = 3V1, podemos escrever:
para o balão 1: PI VI = n1K;paraobalão2:2P2VI = n2K. Para o Balão 3: 3P3VI = n3K.
I. (F) A pressão em B1 é igual à pressão em B2. Nos balões 1 e 2, o número de mols é o mesmo, ou seja, 0,5 mol para cada um. Se P1V1 = 2P2V1, logo se deduz que P1 = 2P2.
II. (F) Os produtos P1V1, P2V2 e P3V3 são iguais entre sí. Considerando os valores de n em cada balão, temos que: PIVI=0,5K;P2V2 = 0,5K e P3V3 = K. Por-tanto, PIVI = P2V2 ≠ P3V3.
III (V) Se apenas a torneira T1, for aberta, a pressão em B2 ficará igual à pressão em B3. Se abrirmos a torneira T1, o sistema conjunto balão 1 + balão 2 se tornará igual ao balão 3 em mol e volume, logo a pressão em B1 será igual à pressão em B2, que é igual a pressão em B3.
IV. (V) Se apenas a torneira T2 for aberta, haverá difusão do gás de B3 para B2.
Um gás flui de um sistema de pressão maior para sis-tema de pressão menor. Vamos comparar as pressões
nos balões 2 e 3, vejamos: 2P2VI = 0,5K e 3P3VI = K (con-forme mostrado anteriormente). Matematicamente,
temos que: 4P2VI = 3P3VI o que P3 = PP V
VP
32 1
1
24
343
=
ou que P3 = 1,3 vezes maior que P2, logo, haverá difusão do gás de B3.
V. (F) Se as torneiras T1 e T2 fossem abertas, o número 4de mols em B1 continuaria sendo igual a 0,5. Final-mente, se as duas torneiras fossem abertas, tere-mos um total de 2mols de gás, em um volume igual a 6V1. Portanto, a pressão total será K/3V1. A pres-são em B1 é dada por P1 = n1 · K/V1. Após a abertura das torneiras, P1 será igual a pressão total, temos que: K/3V1 = n1K/V1. Logo, n1 = 0,33mol.
16 D
Se a temperatura do gás aumenta, aumentará a energia cinética medida das moléculas, aumentando assim, o número de colisões das moléculas do gás contra as pare-des do recipiente e, como consequência, a pressão do gás aumenta.
17 D
Bolha
A uma profundidade de 5mV1 = V
PI = 1atm + x = 1atm + 12
atm
∴ PI = 32
atm
12
3
Calcule x = ?
V2 = ?
P2 = 1 atmNa superfície
10m
5m
1atm
x atm=12
12
3
Como a temperatura se mantém constante, usamos a Lei de Boyle para calcular o volume da bolha:
PIVI = P2V2 ∴ V2 = VPVP
atm V
atmV V V VI I
22
2 2
32
132
1 5= =⋅
∴ = ∴ = , .
Assim, o volume da bolha na superfície é 1,5V.
18 D
a) (V) Enunciado da Lei de Boyle.
b) (V) P
V
c) (V) PV = K ouP1V
= K
d) (F) Só se a variação do aumento for o produto. e) (V) Inversamente proporcional.
40 | 1a Série – Ensino Médio
VOLUME 4 | QUÍMICA
19 B
Para que analisemos as afirmativas é necessário lem-brar que: dentro do pote havia ar e como este estava na geladeira, ele era frio e mais denso. Ao se retirar o pote da geladeira, o ar esquenta e se expande, estufando a tampa.
a) (F) O fenômeno não ocorreria se o recipiente fosse fechado a vácuo (sem ar), isso porque, é o ar que faz a tampa estufar.
b) (V) Houve aumento de pressão proveniente do aumento de temperatura.
c) (F) Não, porque houve variação na temperatura. d) (F) O valor da grandeza (PV na escala Kelvin), para o ar
do recipiente, é igual quando a tampa está a ponto de saltar, do que quando o recipiente está na gela-deira.
e) (F) O resultado do experimento depende da tempera-tura do ambiente.
20 B a) (F) A energia interna depende da temperatura. b) (V) São grandezas inversas (supondo-se T=CTE). c) (F) Adiabática refere-se a calor. d) (F) Depende do trabalho envolvido. e) (F) São diretamente proporcionais.
21 A Com o aumento da temperatura, a densidade do ar pre-
sente no tubo de ensaio diminui. Parte desse ar passa para o balão, fazendo com que o volume deste aumente.
22 C De acordo com a figura, o êmbolo é livre (para se mover
verticalmente) e, consequentemente, a pressão externa não varia. Logo V e T são diretamente proporcionais.
VαT ou V = KT ∴ VT
K= = constante.
23 O oxigênio, porque apresenta a menor massa molecular.
24 C Calcule o volume do cloreto de hidrogênio (HCl) usando
a equação da reação:
H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g)
V = 10L m = ?
2LV
1L10L
m = 44g/mol
V = 10 · 2L ∴ V = 20L de HCl(g)
12
3
↓↓
Assim, o volume de HCl(g) produzido é 20L.
Elaborado por: Cícero Waldemir Vital da Silva
Omar Landim
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