Teoria Completa
Os gases estão presentes em quase todas as reações químicas, seja como reagentes principais, seja nas reações secundárias, e por isso é taaaão importante saber lidar com reagentes e produtos gasosos nas reações!
O gases tem algumas particularidades que fazem com que sua estequiometria seja tratada de forma diferente da dos componentes líquidos e sólidos. Na real, são uns macetinhos que, muitas vezes, se você não conhecer, você fica empacado nos exercícios!
Lei dos gases ideais ou equação de Clapeyron
É a famosa formulinha:
Onde é a pressão, é o volume, o número de mols, a constante universal dos gases e a temperatura.
Gases ideais são gases que obedecem essa relação sob todas as condições.
A maioria dos gases que lidamos nos exercícios são gases ideais, e a gente pode usar a equação de Clapeyron pra calcular qualquer um dos parâmetros, tendo os outros.
Um exemplo de exercício: A reação abaixo é a reação dos airbags dos carros:
O é o responsável pelo airbag inchar e proteger a gente durante os acidentes. Se um airbag tem um volume de 36 L e contém gás nitrogênio a uma pressão de 1,15 atm à temperatura de , quantos gramas de devem ser decompostos?
Ok, a relação que a gente procura é entre e , né? Mas a relação que a equação química nos dá é uma relação molar, e não podemos comparar pressão, volume ou temperatura e número de mols!
Então, precisamos achar um jeito de escrever esses dados do em mol 😊 Para isso, vamos usar a lei dos gases ideais!
Voltando para a relação
Da reação química:
Dos dados do problema:
Ou seja, para conseguirmos um airbag com , a e precisamos decompor .
Gases na CNTP
As CNTP são as condições normais de temperatura e pressão, definidas à e . O volume ocupado por 1 mol de qualquer gás ideal nessas condições de temperatura e pressão vale 22,4 L.
Essa regrinha vem do Princípio de Avogrado, que diz que nas mesmas condições de temperatura e pressão, um mol de gás ocupa o mesmo volume, independente da sua identidade química. Ou seja, tanto faz se o gás for ou , na mesma ele vai ocupar o mesmo volume.
Exemplo de exercício: Considerando a reação:
Qual a massa de devemos colocar para reagir com de a e 1 atm?
Sabemos que com 1 atm e o volume molar de um gás é . Ou seja,
Como a relação entre o e o é:
Como a massa molar do é 71 g, a massa necessária de é
Densidade dos gases
A densidade é sempre calculada por
A massa é sempre calculada pela massa molar o número de mols , e, a partir da lei dos gases ideais, conseguimos escrever o número de mols como:
Assim, podemos escrever a densidade como:
Mistura de gases
E quando a reação é entre vários gases? Ou entre uma mistura de gases e um sólido? Como a gente relaciona eles?
A gente pode fazer relacionando mol – mol, como com os compostos sólidos e líquidos, mas existe um conceito que pode ajudar, o conceito de pressão parcial.
A pressão parcial de um gás em uma mistura de gases é a pressão que esse gás exerceria se ele estivesse sozinho no recipiente! Ou seja, se eu tiver uma mistura de e de pressão total 1 atm, podemos escrever que:
Outro método de expressar a pressão parcial, é através da fração molar!
Ou seja,
E para uma mistura de A, B, C...
A dica para ficar craque em estequiometria em geral é praticar muiiiiito! Então vamos fazer uns exercícios? 😊
Exercício Resolvido #1
O processo de Haber de síntese da amônia é um dos processos industriais mais importantes para o bem-estar da humanidade. Ele é muito usado na produção de fertilizantes, polímeros e outros produtos. Sua reação é:
a) Que volume de hidrogênio em e deve ser usado para produzir tonelada de
b) Que volume de hidrogênio seria necessário em (a) se o gás fosse fornecido em 376 atm e
Passo 1
a) Da reação química a gente tira a relação estequiométrica entre o e o em mol, porém queremos comparar volume de e massa de né?
Para ficar mais fácil, vamos passar o que a gente tem pra mol! Queremos produzir 1 tonelada (de que tem massa molar 17g.
Ou seja, precisamos produzir 58823,53 mols de . E precisamos descobrir quantos mols de precisamos usar pra isso!
Da reação:
Dos dados do problema:
Passo 2
Ok, agora precisamos transformar esse número de mols em volume, que é o que o problema pede. Para isso, basta usar a lei dos gases ideais 😊
Como o enunciado quer que seja a , então . Já a temperatura tem que ser . Jogando os dados
Passo 3
b) Se trocarmos as condições que o gás é fornecido, só mudamos o passo 2, já que o número de mols segue o mesmo!
Então precisamos só refazer o cálculo com a lei dos gases ideais usando os novos paramêtros:
Agora o enunciado quer que seja a , então . Já a temperatura tem que ser . Jogando os dados
Faz sentido acharmos menos litros do que em (a), já que a pressão e o volume são grandezas inversamente proporcionais! Ou seja, quanto maior a pressão, menor o volume e vice-versa 😊
Resposta
a)
b)
Exercício Resolvido #2
O carbonato de cálcio, , decompõe-se com aquecimento para produzir e . Uma amostra de é decomposta e o dióxido de carbono é coletado em um frasco de 250 ml. Depois de a decomposição se completar, o gás tem pressão de 1,3 atm à temperatura de . Qual a quantidade de matéria de gás produzida? Qual a massa da amostra de ?
Passo 1
Para saber quantos mols de foram formados, basta a gente aplicar a lei dos gases ideais, já que queremos e já temos a pressão, a temperatura e o volume...
Passo 2
Já para a segunda pergunta, precisamos montar a equação, já que precisamos saber a relação entre o e o 😊
Nesse caso o enunciado já dá a equação e ela tem proporção 1:1:1, ou seja, ela já está balanceada! Mas é sempre bom verificar o balanceamento antes de fazer os cálculos estequiométricos, ein?
Da reação, temos:
Dos dados do problema:
A amostra tem, portanto, 0,013 mol de , que tem massa molar de .
Resposta
É produzido 0,013 mol de e a amostra tem .
Exercício Resolvido #3
Que condição inicial produziria o maior volume de dióxido de carbono na combustão de com excesso de gás oxigênio para produzir dióxido de carbono e água:
a) 2 L de ;
b) 2 g de ?
O sistema é mantido na temperatura de e 1 atm.
Passo 1
Como qualquer combustão, a reação vai ser a fonte de carbono + gerando e . No caso do , a reação é:
Ou seja, quanto mais mols de envolvidos, maior o volume de gerado (já que mais mols vão ser formados!).
Então, precisamos comparar os números de mols encontrados em (a) e em (b) e ver qual dos dois é maior.
a) Temos volume, temperatura e pressão: só usar a lei dos gases ideais!
b) A massa molar do é 16g, e, portanto:
Portanto, a opção b tem mais mols de e gera mais e 😊
Resposta
A letra b.
Exercício Resolvido #4
O dióxido de carbono e a água produzem, por meio de uma série de etapas enzimáticas do processo de fotossíntese, glicose e oxigênio, de acordo com a equação:
Sabendo-se que a pressão parcial do dióxido de carbono na troposfera é e que a temperatura é , calcule o volume de ar necessário para produzir 10g de glicose.
Dado: a pressão do ar na troposfera é a pressão atmosférica (1 atm).
Passo 1
Vamos com calma que esse exercício tem uns dados meio difíceis de manipular! Ok, ele diz que queremos 10g de glicose e precisamos saber a quantidade de ar para produzir isso. Mas não tem ar na reação química, certo?
O que tem é o , que está presente no ar com uma pressão parcial de Ou seja, precisamos primeiro calcular quanto de precisamos para produzir 10g de glicose para, a partir dele, calcular o volume de ar!
Então vambora!
A relação molar é dada pela equação química, e a massa molar da glicose é .
Ou seja, para produzirmos 10g de glicose, precisamos de 0,334 mols de .
Passo 2
Ok, esse passo agora é mais difícil porque a relação não é nem um pouco óbvia... Sabemos que a pressão do ar na atmosfera é .
Ou seja, a pressão total é . Com a pressão parcial e a fração molar, conseguimos calcular o número de mols de ar necessário, já que .
Como
Agora é só calcular isso em litros!
Resposta
Exercício Resolvido #5
Um estudo dos efeitos de certos gases no crescimento de plantas requer uma atmosfera sintética composta de mol de , mol de e de Ar.
a) Calcule a pressão parcial de na mistura se a pressão atmosférica total for 745 Torr.
b) Se a atmosfera é para ser mantida em um espaço de 120L a 295K, qual é a quantidade de matéria de necessária?
Passo 1
a) Para calcular a pressão parcial de , é só a gente usar a definição, já que o enunciado dá pra gente a fração molar (18% em mol de ):
Passo 2
b) A atmosfera inclui todos os gases, inclusive o ... Então, usando a lei dos gases ideais, conseguimos calcular o número total de mols, com o incluso!
Como a porcentagem de é 18% em mol do número total de mols, ela vai correponder a:
Resposta
a) 134,1 Torr
b) 0,875 mols de
Exercício Resolvido #6
A nitroglicerina é um líquido sensível ao choque, que detona pela reação
Calcule o volume total de gases produzido, em 215 kPa e , na detonação de 454g de nitroglicerina. Qual a fração molar do e do
Passo 1
Para cada 4 mols de glicerina que reagem, produzimos 29 mols de gases em geral. Assim, se reagirmos 454g de nitroglicerina, de massa molar 227g/mol:
Ou seja,
Quando a gente coloca na lei dos gases ideais...