vem do gás sendo queimado. Sabendo que se formou 1 mol de CO (44g equivale a 1 mol desse composto), concluímos que havia 1 mol de átomos C no gás CH

1)

A equação (balanceada) da combustão é

2 2 2 4 2 x y y y C H _x _O xCO  H O   1

Perceba que todo o carbono presente no CO vem do gás sendo queimado. Sabendo que ₂

se formou 1 mol de CO (44g equivale a 1 mol desse composto), concluímos que havia ₂

1 mol de átomos C no gás C Hx y.

Além disso, perceba que todo o hidrogênio presente na água vem, também, do composto x y

C H . Logo, como formamos 4

3 mol de água na combustão (pois 18g de água

corresponde a 1 mol) – e como cada molécula de água tem 2 átomos de hidrogênio – podemos concluir que havia 2. 4 8

3 3

    

  mols de hidrogênio no gás C Hx y.

Falta saber quantos mols (n) de C H_{x y} possuíamos. Para isso, notamos que a quantidade desse gás envolvida na reação ocupava 8 L a 1 atm e 300 K. Logo, pela equação de Clapeyron, vem: PV nRT 2

  

1 8 n



0,08 300





3 1 mol 3 n   4

Resumindo as informações coletadas: Em 1

3 de mol de C Hx y, temos 1 mol de carbono e

8

3 mols de hidrogênio. Proporcionalmente, em 1 mol de C H , teremos 3 mols de x y

carbono e 8 mols de hidrogênio.

Por isso, concluímos que a fórmula procurada é C H _{3 8}

ALTERNATIVA D

2)

Numa reação química, é mais conveniente trabalhar com número de mols das substâncias envolvidas. Então, vamos determinar quantos mols de metano (

4

CH

n ) correspondem a 40 g, pois, conhecendo a estequiometria da combustão, usaremos

4

CH

mols de oxigênio (

2

O

n ) serão necessários. A partir de

2

O

n , a equação de Clapeyron nos informará do volume ocupado pelo O₂.

Primeiro passo: 4 1 mol CH                   16 gramas 5 4 40 gramas CH n                      6 4 2,5 mols CH n   7 Segundo passo: 4 2 2 2

Reação de combustão balanceada : CH 2O CO 2H O 8

Estequiometria: * 4 2 1 mol CH               2 mols O 9 4 2,5 2 CH O n               n 10 2 5 mols O n   11 Terceiro passo: PV nRT 12

 

1V 

 

5 0,082 273 27







13 2 123 litros de O V   14 ALTERNATIVA A 3)

Suponhamos que nos fossem dados

2 2

, e

He N O

n n n – as quantidades de matérias que possuímos de cada gás – e o volume V de cada recipiente. Se assim fosse, a equação de Clapeyron poderia nos informar facilmente a pressão do sistema ao final, pois saberíamos

a quantidade de gás





2 2

He O N

n n n , além da temperatura (300 K) e do volume (3V, pois as válvulas estariam abertas). Aplicando a equação de Clapeyron, teríamos:

PV nRT 15



3





2 2





0,082 300

 

final recipiente He N O P V  n n n 16

 

2 2 8,2 . He O N final recipiente n n n P V       _ _   17

Resta-nos analisar os estados iniciais dos gases, na tentativa de descobrirmos quanto vale a fração envolvida na eq.17. Vamos aplicar, então, a equação de Clapeyron para cada um dos 3 gases na situação inicial de cada um deles:

Hélio PV nRT 18

 

3



V_recipiente





 

n_He 0,082 400





19



0,75



8,2 recipiente He V n   20 Nitrogênio PV nRT 21

 

4,5



Vrecipiente





 

nN2



0,082 600





22





2 0,75 8,2 recipiente N V n   23 Oxigênio PV nRT 24

 

1



Vrecipiente





 

nO2



0,082 200





25

 

2 0,5 8,2 recipiente O V n   26

Substituindo os resultados das eq.20, eq.23 e eq.26 na eq. 17, conseguimos:

 



0,75





0,75



 

0,5

8,2 8,2 8,2

8,2 .

recipiente recipiente recipiente

final recipiente V V V P V                 27

 

8,2



0,75 0,75 0,5



8,2 recipiente final recipiente V P V                     28 2 atm final P   29 ALTERNATIVA B

4)

Segundo o enunciado, o carro produz 68 mols de CO , que é transformado em 68 mols ₂

de O₂ nas CNTP. Basta lembrar que CNTP significa “condições normais de temperatura e pressão”, e é definida como pressão de 1 atm associada à temperatura de 0 ºC (273 K). Ora, já sabemos

2 68

O

n  , P1 atm, T 273 K e nos é perguntado o volume V ocupado pelo gás, então, sem dúvida, usaremos a equação de Clapeyron para determiná-lo: PV nRT 30

 

1V 

 

68 0,082 273

 

31 1522,248 litros V   32 ALTERNATIVA A 5)

Já que a questão pede densidade de gás, vamos deduzir uma fórmula para ela:

Imagine que você tenha n mols de um gás cuja massa molar é M gramas/mol. A

equação de Clapeyron nos dá o volume ocupado por ele: nRT V P  33 Assim, a densidade do gás é m nM nM nRT V V P           34 PM RT    35

Podemos usar essa equação (bonitinha) para responder à questão:

  



 

2 1 32 1,4 g/L 0,082 273 O    36 ALTERNATIVA C 6)

É dada a nós a massa de NH NO contida no cartucho (160 g). Podemos descobrir a _{4 3}

quantos mols isso corresponde (

4 3

NH NO

n ). A partir daí, usando a estequiometria da reação de decomposição, somos capazes de prever o número de mols de gás (n_gás) que será liberado no cartucho. Nesse ponto, usando a equação de Clapeyron, esperamos descobrir a pressão que esses gases exercerão dentro da cápsula.

Primeiro passo: 4 3 4 3 4 3 4 3 160 2 mols 80 NH NO NH NO NH NO NH NO m n n M     37 Segundo passo: Estequiometria: * 4 3 1 mol NH NO           1 2 0,53,5 mols de gás 38 4 3 2 mols mols NH NO gás n          n 39 7 gás n   40 Terceiro passo: PV nRT 41

   

1 7 0,082 273 167





P   42

 

2 252,5 2,5 .10 atm P    43 ALTERNATIVA C 7)

Calculemos quantos átomos de hidrogênio possuímos, pela equação de Clapeyron: PV nRT 44

 

2 22,4



n



0,082 273

 

45

0,5 mols

n

  46

Como cada molécula de hidrogênio tem dois átomos, concluímos que há 2. 0,5

 

1 mol de átomos hidrogênio.

Procedendo da mesma forma para os outros 5 gases, verificaremos que o único gás cujo número de átomos é também 1 mol será o hélio.