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  1. Muitos gases utilizados na indústria são tóxicos e podem causar graves acidentes. São alguns exemplos:
Amônia (\mathrm{NH} 3) \rightarrow \mathrm{M}=17,031 \mathrm{~g} / \mathrm{mol}
Dióxido de enxofre (SO2) \rightarrow \mathrm{M}=64,066 \mathrm{~g} / \mathrm{mol}
Gás cloro (\mathrm{Cl} 2) \rightarrow \mathrm{M}=70,906 \mathrm{~g} / \mathrm{mol}
Monóxido de carbono (\mathrm{CO}) \rightarrow \mathrm{M}=28,01 \mathrm{~g} / \mathrm{mol}
À temperatura ambiente ( 300 K ), ordene os gases de acordo com sua velocidade quadrática média do menor para o maior.
A. \mathrm{Cl} 2<\mathrm{SO} 2<\mathrm{CO}<\mathrm{NH} 3.
B. \mathrm{NH} 3<\mathrm{SO} 2<\mathrm{Cl} 2<\mathrm{CO}.
C. \mathrm{CO}<\mathrm{NH} 3<\mathrm{Cl} 2<\mathrm{SO} 2.
D. \mathrm{SO} 2<\mathrm{Cl} 2<\mathrm{CO}<\mathrm{NH} 3.
E. \mathrm{SO} 2<\mathrm{CO}<\mathrm{NH} 3<\mathrm{Cl} 2.

Passo 1

O enunciado nos dá quatro gases com suas massas molares e pede para ordenar suas velocidades quadráticas médias à mesma temperatura (300 K). O conteúdo envolvido é a teoria cinética dos gases, em particular a fórmula da velocidade quadrática média:
v_{\mathrm{rms}} = \sqrt{\frac{3 R T}{M}}
onde R é a constante universal dos gases, T a temperatura e M a massa molar do gás. Como T e R são iguais para todos, teremos
v_{\mathrm{rms}}\propto \frac{1}{\sqrt{M}}.

Passo 2

Listamos as massas molares M em g/mol: \displaystyle M_{\mathrm{NH_3}}=17{,}031,\;M_{\mathrm{CO}}=28{,}01,\;M_{\mathrm{SO_2}}=64{,}066,\;M_{\mathrm{Cl_2}}=70{,}906.
Como v_{\mathrm{rms}}\propto1/\sqrt{M}, o gás mais leve terá maior v_{\mathrm{rms}} e o mais pesado terá menor v_{\mathrm{rms}}.

Passo 3

Ordenando as massas de menor para maior:
17{,}031\;<\;28{,}01\;<\;64{,}066\;<\;70{,}906,
logo as velocidades decrescem assim:
v_{\mathrm{NH_3}}>v_{\mathrm{CO}}>v_{\mathrm{SO_2}}>v_{\mathrm{Cl_2}}.
Invertendo para ir da menor para a maior velocidade, obtemos
\mathrm{Cl_2}<\mathrm{SO_2}<\mathrm{CO}<\mathrm{NH_3}.

Resposta

A. \mathrm{Cl_2}<\mathrm{SO_2}<\mathrm{CO}<\mathrm{NH_3}

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