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Na equação de Clapeyron, PV = nRT, o que a letra "n" representa?
Gabarito: A) O número de mols do gás
Na equação de Clapeyron PV = nRT, cada letra representa uma grandeza: P é a pressão, V é o volume, n é o número de mols do gás, R é a constante universal dos gases e T é a temperatura absoluta (em kelvin). O número de mols pode ser obtido também por n = m/M, em que m é a massa da amostra e M é a massa molar do gás.
Em um problema de gases em que a pressão é dada em atm e o volume em litros, qual valor da constante universal dos gases R deve ser utilizado na equação de Clapeyron?
Gabarito: B) R = 0,082 atm·L/(mol·K)
A constante R possui diferentes valores numéricos dependendo do sistema de unidades utilizado. Quando a pressão está em atmosferas (atm) e o volume em litros (L), utiliza-se R = 0,082 atm·L/(mol·K). Quando a pressão está em pascal (Pa) e o volume em metros cúbicos (m³), utiliza-se R = 8,314 J/(mol·K), pois nesse sistema o produto P·V já resulta em joules.
Um balão contém gás ideal a 2 atm e 600 K, ocupando um volume de 2,46 L. Qual é o número de mols de gás presente no balão? (Use R = 0,082 atm·L/(mol·K))
Gabarito: B) 0,1 mol
Pela equação de Clapeyron: n = PV/(RT) = (2 × 2,46)/(0,082 × 600) = 4,92/49,2 = 0,1 mol.
Em um problema de gases em que a pressão é dada em pascal (Pa) e o volume em metros cúbicos (m³), qual valor da constante R deve ser utilizado?
Gabarito: C) R = 8,314 J/(mol·K)
No Sistema Internacional de Unidades, com a pressão em pascal (Pa) e o volume em metros cúbicos (m³), o produto P × V resulta em joules (J), de modo que se deve utilizar R = 8,314 J/(mol·K) na equação de Clapeyron.
A Lei de Dalton das pressões parciais estabelece que:
Gabarito: A) a pressão total de uma mistura gasosa é igual à soma das pressões parciais de cada gás componente
A Lei de Dalton afirma que, em uma mistura de gases ideais que não reagem entre si, a pressão total exercida pela mistura é igual à soma das pressões parciais exercidas individualmente por cada componente: Ptotal = P1 + P2 + P3 + ... A pressão parcial de cada gás é proporcional à sua fração molar na mistura.
A densidade de um gás é 1,79 g/L quando medida a 1 atm e 300 K. Qual é a massa molar aproximada desse gás? (Use R = 0,082 atm·L/(mol·K))
Gabarito: B) 44 g/mol
A partir de d = PM/(RT), isola-se M: M = dRT/P = (1,79 × 0,082 × 300)/1 = 1,79 × 24,6 ≈ 44 g/mol, valor próximo ao do gás carbônico (CO2).
Uma amostra de 8,8 g de um gás ideal ocupa 3,28 L sob pressão de 1 atm e temperatura de 200 K. Determine a massa molar do gás e identifique de qual substância provavelmente se trata. (Use R = 0,082 atm·L/(mol·K))
Gabarito: E) 44 g/mol — corresponde ao gás carbônico (CO2)
Primeiro calcula-se o número de mols: n = PV/(RT) = (1 × 3,28)/(0,082 × 200) = 3,28/16,4 = 0,2 mol. A massa molar é M = m/n = 8,8/0,2 = 44 g/mol, valor que corresponde ao gás carbônico (CO2).
Um balão contém gás a 1 atm, 3 L e 27 °C (300 K). Ele é expandido para 6 L e aquecido até 127 °C (400 K), mantendo-se constante a quantidade de mols. Qual é a nova pressão?
Gabarito: B) 0,67 atm
Pela equação geral dos gases: P1V1/T1 = P2V2/T2. Logo, P2 = (P1V1T2)/(T1V2) = (1 × 3 × 400)/(300 × 6) = 1200/1800 ≈ 0,67 atm.
Um recipiente de 24,6 L a 300 K contém uma mistura de 2 mol de N2 e 1 mol de O2. Qual é a pressão parcial exercida pelo O2? (Use R = 0,082 atm·L/(mol·K))
Gabarito: E) 1 atm
O número total de mols é ntotal = 2 + 1 = 3 mol. A pressão total é Ptotal = ntotalRT/V = (3 × 0,082 × 300)/24,6 = 73,8/24,6 = 3 atm. A fração molar do O2 é xO2 = 1/3, logo PO2 = xO2 × Ptotal = (1/3) × 3 = 1 atm.
Uma amostra de 6,6 g de CO2 (massa molar 44 g/mol) ocupa um volume de 3,69 L à temperatura de 27 °C (300 K). Qual é a pressão exercida pelo gás? (Use R = 0,082 atm·L/(mol·K))
Gabarito: E) 1 atm
Primeiro calcula-se o número de mols: n = m/M = 6,6/44 = 0,15 mol. Em seguida, aplica-se PV = nRT: P = nRT/V = (0,15 × 0,082 × 300)/3,69 = 3,69/3,69 = 1 atm.
Uma amostra de 4,4 g de um gás ideal ocupa 2,05 L a 1 atm e 250 K. Mantendo-se o volume constante, a amostra é aquecida até 500 K. Determine a identidade do gás e a pressão final. (Use R = 0,082 atm·L/(mol·K); massas molares: N2 = 28, O2 = 32, CO2 = 44, CH4 = 16 g/mol)
Gabarito: B) CO2; pressão final de 2 atm
Primeiro calcula-se o número de mols: n = PV/(RT) = (1 × 2,05)/(0,082 × 250) = 2,05/20,5 = 0,1 mol. A massa molar é M = m/n = 4,4/0,1 = 44 g/mol, que corresponde ao CO2. Como o volume e a quantidade de mols permanecem constantes ao aquecer o gás, P2 = P1 × (T2/T1) = 1 × (500/250) = 2 atm.
Um recipiente rígido de 20 L contém uma mistura de 2 mol de N2 e 3 mol de O2 a 300 K. A temperatura da mistura é elevada para 450 K, mantendo-se o volume constante. Qual é a pressão parcial do O2 no estado final? (Use R = 0,082 atm·L/(mol·K))
Gabarito: D) 5,54 atm
O número total de mols é 2 + 3 = 5 mol. A pressão total inicial é Ptotal,1 = ntotalRT1/V = (5 × 0,082 × 300)/20 = 123/20 = 6,15 atm. Como o volume e a quantidade de mols não mudam, a pressão total final é Ptotal,2 = Ptotal,1 × (T2/T1) = 6,15 × (450/300) = 6,15 × 1,5 = 9,225 atm. A fração molar do O2 é xO2 = 3/5 = 0,6, logo PO2 = 0,6 × 9,225 ≈ 5,54 atm.
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