Questões Sobre Gás Ideal - Física - concurso

Uma das atrações de um parque de diversões é a barraca de tiro ao alvo, onde espingardas de ar comprimido lançam rolhas contra alvos, que podem ser derrubados.

Ao carregar uma dessas espingardas, um êmbolo comprime 120 mL de ar atmosférico sob pressão de 1 atm, reduzindo seu volume para 15 mL. A pressão do ar após a compressão será, em atm,

Admita que o ar se comporte como um gás ideal e que o processo seja isotérmico.

Para resolver esse problema, precisamos utilizar a equação dos gases ideais, que é dada por PV = nRT, onde P é a pressão, V é o volume, n é a quantidade de substância, R é a constante dos gases ideais e T é a temperatura. Como o processo é isotérmico, a temperatura é constante, então podemos eliminar a variável T da equação. Além disso, como a quantidade de substância também é constante, podemos reescrever a equação como P1V1 = P2V2, onde P1 e V1 são a pressão e o volume inicial, e P2 e V2 são a pressão e o volume final.Substituindo os valores dados no problema, temos:P1V1 = P2V2 (1 atm)(120 mL) = P2(15 mL)Agora, basta resolver para P2:P2 = (1 atm)(120 mL) / (15 mL) = 8 atmPortanto, a resposta correta é E) 8,0.

• A)0,2
• B)0,4
• C)4,0
• D)6,0
• E)8,0

O conceito de ponto de ignição é fundamental em diversas áreas, como a química, a física e a engenharia. É importante entender como os gases desprendidos dos combustíveis reagem com o oxigênio do ar e como isso pode levar a uma combustão.

Além disso, é preciso considerar que o ponto de ignição não é o mesmo que o ponto de fulgor. O ponto de fulgor é a temperatura na qual um líquido começa a vaporizar rapidamente, enquanto o ponto de ignição é a temperatura na qual os gases desprendidos entram em combustão.

É importante notar que o ponto de ignição pode variar dependendo do tipo de combustível e das condições ambientais. Por exemplo, o ponto de ignição de um combustível líquido como a gasolina é diferente do ponto de ignição de um combustível gasoso como o metano.

Além disso, é preciso considerar a segurança em relação ao ponto de ignição. Em ambientes industriais ou em locais onde há risco de explosão, é fundamental ter cuidado para não alcançar o ponto de ignição e evitar acidentes.

Em resumo, o ponto de ignição é um conceito importante que precisa ser entendido e considerado em diversas áreas. É fundamental para a segurança e para o funcionamento correto de equipamentos e processos que envolvem combustíveis.

Outras definições relacionadas ao ponto de ignição incluem:

• Ponto de queima: é a temperatura na qual um material começa a queimar.
• Ponto de evaporação: é a temperatura na qual um líquido começa a evaporar.
• Ponto de luz: não é um conceito relacionado à temperatura ou à combustão.

Portanto, é importante lembrar que o ponto de ignição é um conceito específico que se refere à temperatura na qual os gases desprendidos dos combustíveis entram em combustão apenas pelo contato com o oxigênio do ar.

Além disso, é fundamental ressaltar que essas especificações técnicas são estabelecidas com base em estudos rigorosos sobre as propriedades dos gases, como sua densidade, solubilidade e ponto de ebulição. Isso porque cada gás apresenta características únicas que devem ser consideradas durante o armazenamento.

Por exemplo, o armazenamento de gases liquefeitos, como o oxigênio líquido, requer cilindros projetados para suportar pressões extremamente altas e temperaturas muito baixas. Já os gases mais leves, como o hélio, podem ser armazenados em cilindros menores e mais leves.

Além disso, as especificações técnicas também consideram a compatibilidade dos materiais utilizados nos cilindros com as propriedades químicas dos gases. Isso é especialmente importante para gases reativos, como o cloro, que podem reagir com os materiais dos cilindros e causar acidentes.

Portanto, é fundamental que os cilindros sejam projetados e construídos de acordo com as especificações técnicas adequadas para cada tipo de gás, garantindo assim a segurança durante o armazenamento e o transporte.

Outro fator importante a ser considerado é a rotulagem e a identificação correta dos cilindros. Isso inclui a indicação do tipo de gás contido, sua concentração, pressão e temperatura, além de informações sobre os riscos e precauções a serem tomadas durante o manuseio.

Com essa rotulagem e identificação correta, é possível evitar erros e acidentes durante o armazenamento e o transporte dos gases, garantindo a segurança dos profissionais envolvidos e do meio ambiente.

Verifica-se, experimentalmente, que a menor quantidade de calor necessária para fazer com que a temperatura de uma certa massa gasosa sofra um acréscimo de 30°C é 900 cal.Se, entretanto, a quantidade de calor for fornecida a essa mesma massa gasosa sob pressão constante,serão necessárias 1500 cal para que a temperatura sofra o mesmo acréscimo de 30°C. Suponha que o gás se comporte como ideal e considere a constante universal dos gases R = 2 cal/mol.K. Essa massa gasosa é constituída por:

• A)20 moles
• B)18 moles
• C)15 moles
• D)10 moles
• E)5 moles

Vamos calcular a quantidade de calor necessária para que a temperatura aumente 30°C. Para isso, vamos utilizar a fórmula Q = n * c * ΔT, onde Q é a quantidade de calor, n é o número de moles, c é a capacidade calorífica do gás e ΔT é a variação de temperatura.

Como a quantidade de calor necessária é de 900 cal e a variação de temperatura é de 30°C, podemos rearranjar a fórmula para encontrar a capacidade calorífica do gás: c = Q / (n * ΔT) = 900 cal / (n * 30°C).

Já sabemos que, sob pressão constante, a quantidade de calor necessária é de 1500 cal. Portanto, podemos igualar as duas expressões: 1500 cal = n * c * 30°C.

Substituindo a expressão de c encontrada anteriormente, temos: 1500 cal = n * (900 cal / (n * 30°C)) * 30°C.

Cancelando os termos, obtemos: n = 10 moles.

Portanto, a resposta correta é a opção D) 10 moles.

Um laboratório químico descartou um frasco de éter, sem perceber que, em seu interior, havia ainda um resíduo de 7,4 g de éter, parte no estado líquido, parte no estado gasoso. Esse frasco, de 0,8 L de volume, fechado hermeticamente, foi deixado sob o sol e, após um certo tempo, atingiu a temperatura de equilíbrio T = 37 oC, valor acima da temperatura de ebulição do éter. Se todo o éter no estado líquido tivesse evaporado, a pressão dentro do frasco seria

• A)0,37 atm.
• B)1,0 atm.
• C)2,5 atm.
• D)3,1 atm.
• E)5,9 atm.

Vamos calcular a pressão exercida pelo éter no interior do frasco. Primeiramente, precisamos calcular a massa molar do éter, que é de 74 g/mol. Em seguida, podemos calcular a quantidade de substância (n) presente no frasco:

n = massa / massa molar

n = 7,4 g / 74 g/mol = 0,1 mol

Agora, vamos utilizar a equação de estado dos gases ideais para calcular a pressão:

PV = nRT

Onde R é a constante dos gases ideais, igual a 0,082057 L atm/mol K.

Substituindo os valores conhecidos, podemos calcular a pressão:

P = nRT / V

P = (0,1 mol) × (0,082057 L atm/mol K) × (310 K) / 0,8 L

P ≈ 3,1 atm

Portanto, a resposta correta é D) 3,1 atm.

Essa questão ilustra a importância de considerar as propriedades físicas e químicas das substâncias em problemas de termologia e termodinâmica. Além disso, destaca a necessidade de utilizar conceitos fundamentais, como a equação de estado dos gases ideais, para resolver problemas práticos.

Julgue os itens que se seguem, a respeito de termodinâmica e
eletromagnetismo.

Se um gás ideal sofrer uma expansão isotérmica quase estática, então o trabalho realizado por esse gás será igual à variação de sua energia interna.

• C) CERTO
• E) ERRADO

O gabarito correto é E). Isso ocorre porque, durante uma expansão isotérmica, a temperatura do gás se mantém constante. Consequentemente, a energia interna do gás também permanece constante, pois a temperatura é uma medida diretamente relacionada à energia interna de um sistema.

Portanto, como a energia interna do gás não muda durante a expansão, o trabalho realizado pelo gás não é igual à variação de sua energia interna. Em vez disso, o trabalho realizado pelo gás é igual à pressão vezes a variação do volume.

Além disso, é importante lembrar que a expansão isotérmica é um processo reversível, ou seja, o gás pode voltar ao seu estado inicial sem que haja perda de energia. Isso significa que o trabalho realizado pelo gás durante a expansão é igual ao trabalho realizado pelo meio externo sobre o gás durante a compressão.

Agora, vamos analisar outro item relacionado à termodinâmica:

Se um sistema fechado sofrer uma variação de temperatura, então a entropia do sistema aumentará.

• C) CERTO
• E) ERRADO

O gabarito correto é C). Isso ocorre porque a entropia é uma medida da desordem ou do grau de aleatoriedade de um sistema. Quando um sistema fechado sofre uma variação de temperatura, as moléculas do sistema começam a se mover mais rápido ou mais devagar, dependendo do sentido da variação de temperatura.

Consequentemente, a desordem ou o grau de aleatoriedade do sistema aumentam, o que implica um aumento na entropia do sistema. Além disso, é importante lembrar que a entropia é uma função de estado, ou seja, ela depende apenas do estado atual do sistema e não do caminho pelo qual o sistema alcançou esse estado.

Portanto, independentemente de como o sistema fechado sofreu a variação de temperatura, a entropia do sistema aumentará. Isso é uma consequência direta do segundo princípio da termodinâmica, que estabelece que a entropia total de um sistema fechado sempre aumenta ou permanece constante ao longo do tempo.

Agora, vamos analisar outro item relacionado ao eletromagnetismo:

Se dois condutores estiverem muito próximos um do outro, então a força eletromagnética entre eles será atraente.

• C) CERTO
• E) ERRADO

O gabarito correto é E). Isso ocorre porque a força eletromagnética entre dois condutores depende do tipo de cargas elétricas presentes neles. Se os dois condutores estiverem carregados com cargas elétricas do mesmo sinal (ou seja, ambos positivos ou ambos negativos), então a força eletromagnética entre eles será repulsiva.

Já se os dois condutores estiverem carregados com cargas elétricas de sinais opostos (ou seja, um positivo e outro negativo), então a força eletromagnética entre eles será atraente. Portanto, não é possível afirmar que a força eletromagnética entre os dois condutores será sempre atraente.

Além disso, é importante lembrar que a força eletromagnética entre dois condutores também depende da distância entre eles. Quanto menor a distância entre os condutores, maior a força eletromagnética entre eles.

Essas são apenas algumas das questões que podem ser feitas sobre termodinâmica e eletromagnetismo. É fundamental que você esteja bem preparado para enfrentar essas questões e outras semelhantes em uma prova.

Para resolver este problema, precisamos utilizar a fórmula que relaciona a variação da energia interna (ΔU) com o calor específico molar a volume constante (c) e a variação de temperatura (ΔT). Essa fórmula é dada por:

ΔU = n × c × ΔT

Onde n é o número de moles do gás.

No problema, temos 2 moles de gás ideal monoatômico, então n = 2. Além disso, a variação de temperatura é de 300K até 500K, então ΔT = 200K. Substituindo esses valores na fórmula, temos:

ΔU = 2 × 12,45 J/mol.K × 200K

ΔU = 4980 J

Portanto, a resposta correta é a opção D) 4980J.

Vale notar que o fato de o aquecimento ser realizado isocoricamente não interfere na resolução do problema, pois a variação da energia interna não depende do tipo de processo (isocórico, isobárico, etc.).

Além disso, é importante lembrar que o calor específico molar a volume constante (c) é uma propriedade do gás ideal monoatômico, e seu valor é de 12,45 J/mol.K.

Essa propriedade é utilizada em muitos problemas de termodinâmica, então é fundamental conhecê-la.

Em resumo, para resolver problemas de termodinâmica, é necessário conhecer as fórmulas e propriedades relevantes dos gases ideais, além de saber aplicá-las corretamente.

Para resolver este problema, vamos utilizar a equação de estado dos gases ideais, que relaciona a pressão, volume e temperatura de um gás ideal. Além disso, vamos utilizar a lei da termodinâmica que define a variação da energia interna de um sistema como a diferença entre o calor absorvido e o trabalho realizado pelo sistema.

Primeiramente, vamos calcular o trabalho realizado pelo gás durante o processo de compressão. Como a pressão é constante, o trabalho realizado é dado por:

Substituindo os valores dados, temos:

Note que o volume diminui, então o trabalho realizado é negativo.

Como o gás perde 1,8·10³ J de calor, a variação da energia interna do gás é dada por:

Portanto, a resposta correta é:

• D)-1,0·10³ J

Essa resposta indica que a energia interna do gás diminuiu em 1,0·10³ J durante o processo de compressão.

Uma dada quantidade de um gás ideal é armazenada em um recipiente de volume fixo, de paredes não condutoras de calor, e a uma temperatura T constante. Suponha que outra porção do mesmo gás, com massa igual à primeira, seja colocada em outro recipiente, também de paredes não condutoras de calor, e à mesma temperatura do primeiro. Entretanto, o volume do segundo recipiente é igual a x% do volume do primeiro. Pode-se afirmar corretamente que a razão entre a pressão do gás no segundo recipiente e a pressão no primeiro é

• A)1/x
• D)100/x

Vamos analisar essa questão mais a fundo. Primeiramente, é importante lembrar que a equação de estado dos gases ideais é dada por PV = nRT, onde P é a pressão do gás, V é o volume do recipiente, n é a quantidade de substância (número de mols) do gás, R é a constante universal dos gases ideais e T é a temperatura do gás em kelvin.

No caso apresentado, temos duas porções do mesmo gás, com a mesma temperatura e a mesma quantidade de substância (número de mols), mas com volumes diferentes. Vamos chamar o volume do primeiro recipiente de V1 e o volume do segundo recipiente de V2. Como o volume do segundo recipiente é x% do volume do primeiro, podemos escrever V2 = x% V1.

Vamos aplicar a equação de estado dos gases ideais para cada recipiente. Para o primeiro recipiente, temos P1V1 = nRT, e para o segundo recipiente, temos P2V2 = nRT. Note que a temperatura e a quantidade de substância são as mesmas para ambos os recipientes, portanto, nRT é igual para ambos.

Agora, vamos dividir a equação do segundo recipiente pela equação do primeiro recipiente. Isso nos dará a razão entre as pressões dos dois recipientes:

P2V2 / P1V1 = nRT / nRT

Como nRT é igual para ambos os recipientes, podemos cancelá-lo:

P2V2 / P1V1 = 1

Agora, vamos substituir V2 por x% V1:

P2(x% V1) / P1V1 = 1

Podemos cancelar V1:

P2x% / P1 = 1

Agora, podemos isolar a razão entre as pressões:

P2 / P1 = 100/x

Portanto, a resposta correta é D) 100/x.