9.4: Estequiometria de substâncias gasosas, misturas e reações

Objetivos de

Ao final desta seção, você poderá:

• Use a lei do gás ideal para calcular as densidades do gás e as massas molares
• Realizar cálculos estequiométricos envolvendo substâncias gasosas
• Indique a lei de Dalton sobre pressões parciais e use-a em cálculos envolvendo misturas gasosas

O estudo do comportamento químico dos gases foi parte da base talvez da revolução química mais fundamental da história. O nobre francês Antoine Lavoisier, amplamente considerado como o “pai da química moderna”, mudou a química de uma ciência qualitativa para uma quantitativa por meio de seu trabalho com gases. Ele descobriu a lei da conservação da matéria, descobriu o papel do oxigênio nas reações de combustão, determinou a composição do ar, explicou a respiração em termos de reações químicas e muito mais. Ele foi vítima da Revolução Francesa, guilhotinada em 1794. Sobre sua morte, o matemático e astrônomo Joseph-Louis Lagrange disse: “A multidão levou apenas um momento para remover sua cabeça; um século não será suficiente para reproduzi-la”. ² Muito do conhecimento que temos sobre as contribuições de Lavoisier se deve à sua esposa, Marie-Anne Paulze Lavoisier, que trabalhou com ele em seu laboratório. Artista treinada e fluente em vários idiomas, ela criou ilustrações detalhadas do equipamento em seu laboratório e traduziu textos de cientistas estrangeiros para complementar seu conhecimento. Após sua execução, ela foi fundamental na publicação do grande tratado de Lavoisier, que unificou muitos conceitos de química e lançou as bases para um estudo mais aprofundado.

Conforme descrito em um capítulo anterior deste texto, podemos recorrer à estequiometria química para obter respostas a muitas das perguntas que perguntam “Quanto?” A propriedade essencial envolvida nesse uso da estequiometria é a quantidade de substância, normalmente medida em moles (n). Para gases, a quantidade molar pode ser derivada de medições experimentais convenientes de pressão, temperatura e volume. Portanto, essas medições são úteis na avaliação da estequiometria de gases puros, misturas de gases e reações químicas envolvendo gases. Esta seção não apresentará nenhum material ou ideia nova, mas fornecerá exemplos de aplicações e formas de integrar conceitos já discutidos.

Densidade do gás e massa molar

A lei do gás ideal descrita anteriormente neste capítulo relaciona as propriedades da pressão P, volume V, temperatura T e quantidade molar n. Essa lei é universal, relacionando essas propriedades de forma idêntica, independentemente da identidade química do gás:

$$PV=nRT$$

A densidade d de um gás, por outro lado, é determinada por sua identidade. Conforme descrito em outro capítulo deste texto, a densidade de uma substância é uma propriedade característica que pode ser usada para identificar a substância.

$$d=\frac{m}{V}$$

Reorganizar a equação do gás ideal para isolar V e substituí-la na equação de densidade produz

$$d=\frac{mP}{nRT}=\left(\frac{m}{n}\right)\frac{P}{RT}$$

A razão m/n é a definição de massa molar,:

$$ℳ=\frac{m}{n}$$

A equação de densidade pode então ser escrita

$$d=\frac{ℳP}{RT}$$

Essa relação pode ser usada para calcular as densidades de gases de identidades conhecidas em valores especificados de pressão e temperatura, conforme demonstrado no Exemplo 9.11.

Exemplo 9.11

Medição da densidade do gás

Qual é a densidade do gás nitrogênio molecular no STP?

Solução

A massa molar do nitrogênio molecular, N ₂, é 28,01 g/mol. Substituir esse valor pela temperatura e pressão padrão na equação da densidade do gás produz

$$d=\frac{\mathcal{ℳ}P}{RT}=\frac{(28.01\text{g/mol})(\mathrm{1,00}\text{caixa eletrônico})}{(\mathrm{0,0821}{\text{L · ATM · mol}}^{\text{−1}}{\text{K}}^{\text{−}1})(273\text{K})}=\mathrm{1,25}\text{g/L}$$

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Qual é a densidade do gás hidrogênio molecular a 17,0 °C e uma pressão de 760 Torr?

Resposta:

d = 0,0847 g/L

Quando a identidade de um gás é desconhecida, as medições da massa, pressão, volume e temperatura de uma amostra podem ser usadas para calcular a massa molar do gás (uma propriedade útil para fins de identificação). Combinando a equação do gás ideal

$$PV=nRT$$

e a definição de massa molar

$$ℳ=\frac{m}{n}$$

produz a seguinte equação:

$$ℳ=\frac{mRT}{PV}$$

A determinação da massa molar de um gás por meio dessa abordagem é demonstrada no Exemplo 9.12.

Exemplo 9.12

Determinando a fórmula molecular de um gás a partir de sua massa molar e fórmula empírica

O ciclopropano, um gás antes usado com oxigênio como anestésico geral, é composto por 85,7% de carbono e 14,3% de hidrogênio em massa. Encontre a fórmula empírica. Se 1,56 g de ciclopropano ocupar um volume de 1,00 L a 0,984 atm e 50 °C, qual é a fórmula molecular do ciclopropano?

Solução

Primeiro determine a fórmula empírica do gás. Suponha 100 g e converta a porcentagem de cada elemento em gramas. Determine o número de moles de carbono e hidrogênio na amostra de 100 g de ciclopropano. Divida pelo menor número de moles para relacionar o número de moles de carbono com o número de moles de hidrogênio. Na última etapa, perceba que a menor proporção de números inteiros é a fórmula empírica:

$$\text{85,7 g C}\times \frac{\text{1 mol C}}{\text{12,01 g C}}=\text{7,136 mol C}\frac{7.136}{7.136}=\text{1,00 mol C}$$

$$\text{14,3 g H}\times \frac{\text{1 mol H}}{\text{1,01 g H}}=\text{14,158 mol H}\frac{14.158}{7.136}=\text{1,98 mol H}$$

A fórmula empírica é CH ₂ [massa empírica (EM) de 14,03 g/unidade empírica].

Em seguida, use os valores fornecidos para massa, pressão, temperatura e volume para calcular a massa molar do gás:

$$ℳ=\frac{mRT}{PV}=\frac{(\mathrm{1,56}\text{g})(\mathrm{0,0821}{\text{L · ATM · mol}}^{\text{−}1}{\text{K}}^{-1})(323\text{K})}{(\mathrm{0,984}\text{caixa eletrônico})(\mathrm{1,00}\text{L})}=\mathrm{42,0}\text{g/mol}$$

A comparação da massa molar com a massa da fórmula empírica mostra quantas unidades de fórmula empírica compõem uma molécula:

$$\frac{ℳ}{EM}=\frac{\mathrm{42,0}\text{g/mol}}{\mathrm{14,0}\text{g/mol}}=3$$

A fórmula molecular é, portanto, derivada da fórmula empírica multiplicando cada um de seus subscritos por três:

$${({\text{CH}}_2)}_3={\text{C}}_3{\text{H}}_6$$

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O acetileno, um combustível usado nas tochas de solda, é composto por 92,3% de C e 7,7% de H em massa. Encontre a fórmula empírica. Se 1,10 g de acetileno ocupar um volume de 1,00 L a 1,15 atm e 59,5° C, qual é a fórmula molecular do acetileno?

Resposta:

Fórmula empírica, CH; Fórmula molecular, C ₂ H ₂

Exemplo 9.13

Determinando a massa molar de um líquido volátil

A massa molar aproximada de um líquido volátil pode ser determinada por:

1. Aquecer uma amostra do líquido em um frasco com um pequeno orifício na parte superior, que converte o líquido em gás que pode escapar pelo orifício
2. Removendo o frasco do calor no instante em que o último pedaço de líquido se torna gás, momento em que o frasco será preenchido apenas com amostra gasosa à pressão ambiente
3. Selar o frasco e permitir que a amostra gasosa se condense em líquido e, em seguida, pesando o frasco para determinar a massa da amostra (veja a Figura 9.19)

Figura 9.19 Quando o líquido volátil no frasco é aquecido além do ponto de ebulição, ele se torna gás e expulsa o ar do frasco. Em$t_{l⟶g},$o frasco é preenchido com gás líquido volátil na mesma pressão da atmosfera. Se o frasco for então resfriado até a temperatura ambiente, o gás se condensa e a massa do gás que encheu o frasco, e agora é líquido, pode ser medida. (crédito: modificação do trabalho de Mark Ott)

Usando este procedimento, uma amostra de gás clorofórmio pesando 0,494 g é coletada em um frasco com um volume de 129 cm ³ a 99,6 °C quando a pressão atmosférica é 742,1 mm Hg. Qual é a massa molar aproximada do clorofórmio?

Solução

Desde$\text{ℳ}=\frac{m}{n}$e$n=\frac{PV}{RT},$substituindo e reorganizando dá$\text{ℳ}=\frac{mRT}{PV},$

depois

$$\text{ℳ}=\frac{mRT}{PV}=\frac{\left(\text{0,494 g}\right)\times \text{0,08206 L · ATM/mol K}\times \text{372,8 KM}}{\text{0,976 atm}\times \text{0,129 L}}=120\text{g/mol}.$$

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Uma amostra de fósforo que pesa 3.243$\times$10 ⁻² g exerce uma pressão de 31,89 kPa em um bulbo de 56,0 mL a 550 °C. Quais são a massa molar e a fórmula molecular do vapor de fósforo?

Resposta:

124 g/mol P ₄

A pressão de uma mistura de gases: Lei de Dalton

A menos que eles reajam quimicamente uns com os outros, os gases individuais em uma mistura de gases não afetam a pressão um do outro. Cada gás individual em uma mistura exerce a mesma pressão que exerceria se estivesse presente sozinho no recipiente (Figura 9.20). A pressão exercida por cada gás individual em uma mistura é chamada de pressão parcial. Essa observação é resumida pela lei das pressões parciais de Dalton: A pressão total de uma mistura de gases ideais é igual à soma das pressões parciais dos gases componentes:

$$P_{Tot\mathrm{uma}l}=P_{\mathrm{UMA}}+P_B+P_C+\mathrm{...}={\text{Σ}}_{\text{eu}}{P}_{\text{eu}}$$

_{Na equação P Total é a pressão total de uma mistura de gases, P A é a pressão parcial do gás A; P B é a pressão parcial do gás B; P C é a pressão parcial do gás C; e assim por diante.}

Figura 9.20 Se cilindros de igual volume contendo gases em pressões de 300 kPa, 450 kPa e 600 kPa estiverem todos combinados no mesmo tamanho de cilindro, a pressão total da mistura gasosa será de 1350 kPa.

A pressão parcial do gás A está relacionada à pressão total da mistura gasosa por meio de sua fração molar (X), uma unidade de concentração definida como o número de moles de um componente de uma solução dividido pelo número total de moles de todos os componentes:

$$P_{\mathrm{UMA}}=X_{\mathrm{UMA}}\times P_{Tot\mathrm{uma}l}\text{onde}{X}_{\mathrm{UMA}}=\frac{n_{\mathrm{UMA}}}{n_{Tot\mathrm{uma}l}}$$

onde P _A, X _A e n _A são a pressão parcial, a fração molar e o número de moles de gás A, respectivamente, e n _Total é o número de moles de todos os componentes da mistura.

Exemplo 9.14

A pressão de uma mistura de gases

Um recipiente de 10,0 L contém 2,50$\times$10 ⁻³ mol de H ₂, 1,00$\times$10 ⁻³ mol de He e 3,00$\times$10 ⁻⁴ mol de Ne a 35 °C.

(a) Quais são as pressões parciais de cada um dos gases?

(b) Qual é a pressão total nas atmosferas?

Solução

Os gases se comportam de forma independente, então a pressão parcial de cada gás pode ser determinada a partir da equação do gás ideal, usando$P=\frac{nRT}{V}$:

$$P_{{\text{H}}_2}=\frac{\left(\mathrm{2,50}\times {10}^{\text{−3}}\sout{\text{toupeira}}\right)\left(\mathrm{0,08206}\sout{\text{L}}\text{caixa eletrônico}\sout{{\text{toupeira}}^{\text{−1}}{\text{K}}^{\text{−1}}}\right)\left(308\sout{\text{K}}\right)}{\mathrm{10,0}\sout{\text{L}}}=6.32\times {10}^{\text{−3}}\text{caixa eletrônico}$$

$$P_{\text{Ele}}=\frac{\left(\mathrm{1,00}\times {10}^{\text{−3}}\sout{\text{toupeira}}\right)\left(\mathrm{0,08206}\sout{\text{L}}\text{caixa eletrônico}\sout{{\text{toupeira}}^{\text{−1}}{\text{K}}^{\text{−1}}}\right)\left(308\sout{\text{K}}\right)}{\mathrm{10,0}\sout{\text{L}}}=\mathrm{2,53}\times {10}^{\text{−3}}\text{caixa eletrônico}$$

$$P_{\text{Ne}}=\frac{\left(\mathrm{3,00}\times {10}^{\text{−4}}\sout{\text{toupeira}}\right)\left(\mathrm{0,08206}\sout{\text{L}}\text{caixa eletrônico}\sout{{\text{toupeira}}^{\text{−1}}{\text{K}}^{\text{−1}}}\right)\left(308\sout{\text{K}}\right)}{\mathrm{10,0}\sout{\text{L}}}=7.58\times {10}^{\text{−4}}\text{caixa eletrônico}$$

A pressão total é dada pela soma das pressões parciais:

$$P_{\text{T}}=P_{{\text{H}}_2}+P_{\text{Ele}}+P_{\text{Ne}}=\left(\mathrm{0,00632}+\mathrm{0,00253}+\mathrm{0,00076}\right)\text{caixa eletrônico}=\mathrm{9,61}\times {10}^{\text{−3}}\text{caixa eletrônico}$$

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Um frasco de 5,73 L a 25 °C contém 0,0388 mol de N ₂, 0,147 mol de CO e 0,0803 mol de H ₂. Qual é a pressão total no frasco em atmosferas?

Resposta:

1,137 atm

Aqui está outro exemplo desse conceito, mas lidando com cálculos de fração molar.

Exemplo 9.15

A pressão de uma mistura de gases

Uma mistura gasosa usada para anestesia contém 2,83 mol de oxigênio, O ₂ e 8,41 mol de óxido nitroso, N ₂ O. A pressão total da mistura é de 192 kPa.

(a) Quais são as frações molares de O ₂ e N ₂ O?

(b) Quais são as pressões parciais de O ₂ e N ₂ O?

Solução

A fração molar é dada por$X_{\mathrm{UMA}}=\frac{n_{\mathrm{UMA}}}{n_{Tot\mathrm{uma}l}}$e a pressão parcial é P _A = X _A$\times$P _Total.

Para O ₂,

$$X_{O_2}=\frac{n_{O_2}}{n_{Tot\mathrm{uma}l}}=\frac{\text{2,83 ml}}{\left(\mathrm{2,83}+8.41\right)\text{toupeira}}=\mathrm{0,252}$$

e$P_{O_2}=X_{O_2}\times P_{Tot\mathrm{uma}l}=\mathrm{0,252}\times \text{192 kPa}=\text{48,4 kPa}$

Para N ₂ O,

$$X_{N_{2}O}=\frac{n_{N_{2}O}}{n_{\mathrm{Total}}}=\frac{\text{8,41 ml}}{\left(\mathrm{2,83}+8.41\right)\text{toupeira}}=\mathrm{0,748}$$

e

$P_{N_{2}O}=X_{N_{2}O}\times P_{\mathrm{Total}}=\mathrm{0,748}\times \text{192 kPa}=\text{144 kPa}$

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Qual é a pressão de uma mistura de 0,200 g de H ₂, 1,00 g de N ₂ e 0,820 g de Ar em um recipiente com volume de 2,00 L a 20 °C?

Resposta:

1,87 atm

Coleta de gases sobre a água

Uma forma simples de coletar gases que não reagem com a água é capturá-los em uma garrafa que foi enchida com água e invertida em um prato cheio de água. A pressão do gás dentro da garrafa pode ser igualada à pressão do ar externo elevando ou abaixando a garrafa. Quando o nível da água é o mesmo dentro e fora da garrafa (Figura 9.21), a pressão do gás é igual à pressão atmosférica, que pode ser medida com um barômetro.

Figura 9.21 Quando uma reação produz um gás que é coletado acima da água, o gás preso é uma mistura do gás produzido pela reação e do vapor de água. Se o frasco coletor estiver posicionado adequadamente para igualar os níveis de água dentro e fora do frasco, a pressão da mistura gasosa aprisionada será igual à pressão atmosférica fora do frasco (veja a discussão anterior sobre manômetros).

No entanto, há outro fator que devemos considerar ao medir a pressão do gás por esse método. A água evapora e sempre há água gasosa (vapor de água) acima de uma amostra de água líquida. Quando um gás é coletado sobre a água, ele fica saturado com vapor de água e a pressão total da mistura é igual à pressão parcial do gás mais a pressão parcial do vapor de água. A pressão do gás puro é, portanto, igual à pressão total menos a pressão do vapor de água — isso é chamado de pressão do gás “seco”, ou seja, somente a pressão do gás, sem vapor de água. A pressão de vapor da água, que é a pressão exercida pelo vapor de água em equilíbrio com a água líquida em um recipiente fechado, depende da temperatura (Figura 9.22); informações mais detalhadas sobre a dependência da temperatura do vapor de água podem ser encontradas na Tabela 9.2, e a pressão de vapor será discutida com mais detalhes no próximo capítulo sobre líquidos.

Figura 9.22 Este gráfico mostra a pressão de vapor da água ao nível do mar em função da temperatura.

Pressão de vapor de gelo e água em várias temperaturas ao nível do mar

Temperatura (°C)	Pressão (torr)	Temperatura (°C)	Pressão (torr)	Temperatura (°C)	Pressão (torr)
—10	1,95	18	15,5	30	31,8
—5	3.0	19	16,5	35	42.2
—2	3.9	20	17,5	40	55,3
0	4.6	21	18,7	50	92,5
2	5.3	22	19,8	60	149,4
4	6.1	23	21.1	70	233,7
6	7.0	24	22.4	80	355.1
8	8.0	25	23,8	90	525,8
10	9.2	26	25,2	95	633,9
12	10,5	27	26,7	99	733,2
14	12,0	28	28.3	100,0	760,0
16	13,6	29	30,0	101,0	787,6

Tabela 9.2

Exemplo 9.16

Pressão de um gás coletado sobre a água

Se 0,200 L de argônio for coletado sobre a água a uma temperatura de 26° C e uma pressão de 750 torr em um sistema como o mostrado na Figura 9.21, qual é a pressão parcial do argônio?

Solução

De acordo com a lei de Dalton, a pressão total na garrafa (750 torr) é a soma da pressão parcial do argônio e da pressão parcial da água gasosa:

$$P_{\text{T}}=P_{\text{Ar}}+P_{{\text{H}}_2\text{O}}$$

Reorganizar essa equação para resolver a pressão do argônio fornece:

$$P_{\text{Ar}}=P_{\text{T}}-P_{{\text{H}}_2\text{O}}$$

A pressão do vapor de água acima de uma amostra de água líquida a 26 °C é de 25,2 torr (Apêndice E), então:

$$P_{\text{Ar}}=750\text{rasgar}-\mathrm{25,2}\text{rasgar}=725\text{rasgar}$$

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Uma amostra de oxigênio coletada sobre a água a uma temperatura de 29,0 °C e uma pressão de 764 torr tem um volume de 0,560 L. Qual volume o oxigênio seco dessa amostra teria nas mesmas condições de temperatura e pressão?

Resposta:

0,537 L

Estequiometria química e gases

A estequiometria química descreve as relações quantitativas entre reagentes e produtos em reações químicas.

Anteriormente, medimos quantidades de reagentes e produtos usando massas para sólidos e volumes em conjunto com a molaridade das soluções; agora também podemos usar volumes de gás para indicar quantidades. Se soubermos o volume, a pressão e a temperatura de um gás, podemos usar a equação ideal do gás para calcular quantos moles do gás estão presentes. Se soubermos quantos moles de um gás estão envolvidos, podemos calcular o volume de um gás em qualquer temperatura e pressão.

Lei de Avogadro revisitada

Às vezes, podemos aproveitar uma característica simplificadora da estequiometria de gases que sólidos e soluções não apresentam: todos os gases que apresentam comportamento ideal contêm o mesmo número de moléculas no mesmo volume (na mesma temperatura e pressão). Assim, as proporções dos volumes de gases envolvidos em uma reação química são dadas pelos coeficientes na equação da reação, desde que os volumes de gás sejam medidos na mesma temperatura e pressão.

Podemos estender a lei de Avogadro (que o volume de um gás é diretamente proporcional ao número de moles do gás) às reações químicas com gases: os gases se combinam ou reagem em proporções definidas e simples por volume, desde que todos os volumes de gás sejam medidos na mesma temperatura e pressão. Por exemplo, uma vez que os gases nitrogênio e hidrogênio reagem para produzir gás amônia de acordo com${\text{N}}_2(g)+3{\text{H}}_2(g)⟶2{\text{NH}}_3(g),$um determinado volume de gás nitrogênio reage com três vezes esse volume de gás hidrogênio para produzir duas vezes esse volume de gás amônia, se a pressão e a temperatura permanecerem constantes.

A explicação para isso é ilustrada na Figura 9.23. De acordo com a lei de Avogadro, volumes iguais de N ₂, H ₂ e NH ₃ gasosos, na mesma temperatura e pressão, contêm o mesmo número de moléculas. Como uma molécula de N ₂ reage com três moléculas de H ₂ para produzir duas moléculas de NH ₃, o volume de H ₂ necessário é três vezes o volume de N ₂ e o volume de NH ₃ produzido é duas vezes o volume de N ₂.

Figura 9.23 Um volume de N ₂ se combina com três volumes de H ₂ para formar dois volumes de NH ₃.

Exemplo 9.17

Reação de gases

O propano, C ₃ H ₈ (g), é usado em churrasqueiras a gás para fornecer calor para cozinhar. Qual volume de O ₂ (g) medido a 25 °C e 760 torr é necessário para reagir com 2,7 L de propano medido nas mesmas condições de temperatura e pressão? Suponha que o propano sofra combustão completa.

Solução

A razão dos volumes de C ₃ H ₈ e O ₂ será igual à razão de seus coeficientes na equação balanceada para a reação:

$$\begin{array}{l}{\text{C}}_3{\text{H}}_8(g)+5{\text{O}}_2(g)⟶3{\text{CO}}_2(g)+4{\text{H}}_2\text{O}\left(l\right)\\ \text{1 volume}+\text{5 volumes}\text{3 volumes}+\text{4 volumes}\end{array}$$

A partir da equação, vemos que um volume de C ₃ H ₈ reagirá com cinco volumes de O ₂:

$$2.7\sout{\text{L}{\text{C}}_3{\text{H}}_8}\times \frac{\text{5 L}{\text{O}}_2}{1\sout{\text{L}{\text{C}}_3{\text{H}}_8}}=\text{13,5 L}{\text{O}}_2$$

Será necessário um volume de 13,5 L de O ₂ para reagir com 2,7 L de C ₃ H ₈.

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Um tanque de acetileno para uma tocha de solda de oxiacetileno fornece 9340 L de gás acetileno, C _{2 H 2}, a 0 °C e 1 atm. Quantos tanques de oxigênio, cada um fornecendo 7,00$\times$10 ³ L de O ₂ a 0 °C e 1 atm, serão necessários para queimar o acetileno?

$$2{\text{C}}_2{\text{H}}_2+5{\text{O}}_2⟶4{\text{CO}}_2+2{\text{H}}_2\text{O}$$

Resposta:

3,34 tanques (2,34)$\times$10 ⁽⁴ L)

Exemplo 9.18

Volumes de gases reagentes

A amônia é um importante fertilizante e produto químico industrial. Suponha que um volume de 683 bilhões de pés cúbicos de amônia gasosa, medido a 25 °C e 1 atm, tenha sido fabricado. Qual volume de H ₂ (g), medido nas mesmas condições, foi necessário para preparar essa quantidade de amônia por reação com N ₂?

$${\text{N}}_2(g)+3{\text{H}}_2(g)⟶2{\text{NH}}_3(g)$$

Solução

Como volumes iguais de H ₂ e NH ₃ contêm números iguais de moléculas e cada três moléculas de H ₂ que reagem produzem duas moléculas de NH ₃, a proporção dos volumes de H ₂ e NH ₃ será igual a 3:2. Dois volumes de NH ₃, neste caso em unidades de bilhões de pés ³, serão formados a partir de três volumes de H ₂:

$$683\sout{\text{bilhão}{\text{pés}}^3{\text{NH}}_3}\times \frac{\text{3 bilhões}{\text{pés}}^3{\text{H}}_2}{2\sout{\text{bilhão}{\text{pés}}^3{\text{NH}}_3}}=\mathrm{1,02}\times {10}^3\text{bilhão}{\text{pés}}^3{\text{H}}_2$$

A fabricação de 683 bilhões de pés ³ de NH ₃ exigiu 1020 bilhões de pés ³ de H ₂. (A 25 °C e 1 atm, esse é o volume de um cubo com um comprimento de borda de aproximadamente 1,9 milhas.)

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Qual volume de O ₂ (g) medido a 25 °C e 760 torr é necessário para reagir com 17,0 L de etileno, C ₂ H ₄ (g), medido nas mesmas condições de temperatura e pressão? Os produtos são CO ₂ e vapor de água.

Resposta:

51,0 L

Exemplo 9.19

Volume de produto gasoso

Qual volume de hidrogênio a 27 °C e 723 torr pode ser preparado pela reação de 8,88 g de gálio com um excesso de ácido clorídrico?

$$2\text{Ga}\left(s\right)+6\text{HCl}\left(\mathrm{uma}q\right)⟶2{\text{GaCl}}_3\left(\mathrm{uma}q\right)+3{\text{H}}_2(g)$$

Solução

Converta a massa fornecida do reagente limitante, Ga, em moles de hidrogênio produzido:

$$8.88\sout{\text{1 kg Gay}}\times \frac{1\sout{\text{mol Ga}}}{69.723\sout{\text{1 kg Gay}}}\times \frac{\text{3 mol}{\text{H}}_2}{2\sout{\text{mol Ga}}}=0.191{\text{mol H}}_2$$

Converta os valores de temperatura e pressão fornecidos em unidades apropriadas (K e atm, respectivamente) e, em seguida, use a quantidade molar de gás hidrogênio e a equação do gás ideal para calcular o volume de gás:

$$V=\left(\frac{nRT}{P}\right)=\frac{0.191\sout{\text{toupeira}}\times \text{0,08206 L}\sout{\text{caixa eletrônico}{\text{toupeira}}^{\text{−1}}{\text{K}}^{\text{−1}}}\times \text{300 KG}}{\mathrm{0,951}\sout{\text{caixa eletrônico}}}=\text{4,94 L}$$

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O dióxido de enxofre é um intermediário na preparação do ácido sulfúrico. Qual volume de SO ₂ a 343° C e 1,21 atm é produzido pela queima de 0,00 kg de enxofre em excesso de oxigênio?

Resposta:

1,30$\times$10 ³ L

Como as ciências se interconectam

Gases de efeito estufa e mudanças climáticas

A fina pele da nossa atmosfera impede que a Terra seja um planeta gelado e a torna habitável. Na verdade, isso se deve a menos de 0,5% das moléculas de ar. Da energia do sol que chega à terra, quase$\frac{1}{3}$é refletido de volta ao espaço, com o resto absorvido pela atmosfera e pela superfície da terra. Parte da energia que a Terra absorve é reemitida como radiação infravermelha (IR), uma parte da qual passa de volta pela atmosfera para o espaço. A maior parte dessa radiação infravermelha, no entanto, é absorvida por certos gases atmosféricos, retendo efetivamente o calor na atmosfera em um fenômeno conhecido como efeito estufa. Esse efeito mantém as temperaturas globais dentro da faixa necessária para sustentar a vida na Terra. Sem nossa atmosfera, a temperatura média da Terra seria mais baixa em mais de 30 °C (quase 60 °F). Os principais gases de efeito estufa (GEE) são vapor de água, dióxido de carbono, metano e ozônio. Desde a Revolução Industrial, a atividade humana tem aumentado as concentrações de GEE, que mudaram o balanço energético e estão alterando significativamente o clima da Terra (Figura 9.24).

Figura 9.24 Os gases de efeito estufa retêm energia solar suficiente para tornar o planeta habitável — isso é conhecido como efeito estufa. As atividades humanas estão aumentando os níveis de gases de efeito estufa, aquecendo o planeta e causando eventos climáticos mais extremos.

Há fortes evidências de várias fontes de que níveis atmosféricos mais altos de CO ₂ são causados pela atividade humana, com a queima de combustíveis fósseis representando cerca de$\frac{3}{4}$do recente aumento do CO ₂. Dados confiáveis de núcleos de gelo revelam que a concentração de CO ₂ na atmosfera está no nível mais alto nos últimos 800.000 anos; outras evidências indicam que ela pode estar em seu nível mais alto em 20 milhões de anos. Nos últimos anos, a concentração de CO ₂ aumentou os níveis pré-industriais de ~ 280 ppm para mais de 400 ppm hoje (Figura 9.25).

Figura 9,25 Os níveis de CO ₂ nos últimos 700.000 anos foram normalmente de 200 a 300 ppm, com um aumento acentuado e sem precedentes nos últimos 50 anos.

Link para o aprendizado

Clique aqui para ver um vídeo de 2 minutos explicando os gases de efeito estufa e o aquecimento global.

Retrato de um químico

Susan Solomon

A cientista atmosférica e climática Susan Solomon (Figura 9.26) é autora de um dos livros do ano do The New York Times (The Coldest March, 2001), uma das 100 pessoas mais influentes da revista Time no mundo (2008) e líder do grupo de trabalho da Painel Intergovernamental sobre Mudanças Climáticas (IPCC), que recebeu o Prêmio Nobel da Paz de 2007. Ela ajudou a determinar e explicar a causa da formação do buraco de ozônio sobre a Antártica e é autora de muitos artigos importantes sobre mudanças climáticas. Ela recebeu as melhores honras científicas nos EUA e na França (a Medalha Nacional da Ciência e a Grande Medaille, respectivamente) e é membro da Academia Nacional de Ciências, da Royal Society, da Academia Francesa de Ciências e da Academia Europeia de Ciências. Ex-professora da Universidade do Colorado, ela agora está no MIT e continua trabalhando na NOAA.

Para obter mais informações, assista a este vídeo sobre Susan Solomon.

Figura 9.26 A pesquisa de Susan Solomon se concentra nas mudanças climáticas e tem sido fundamental para determinar a causa do buraco de ozônio na Antártica. (crédito: Administração Nacional Oceânica e Atmosférica)

Notas de pé

• 2 “Citações de Joseph-Louis Lagrange”, última modificação em fevereiro de 2006, acessado em 10 de fevereiro de 2015, http://www-history.mcs.st-andrews.ac... /Lagrange.html