UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO CENTRO UNIVERSITÁRIO NORTE DO ESPÍRITO SANTO

Departamento de Ciências Naturais

QUÍMICA GERAL DCN10641

LISTA DE EXERCÍCIOS 2014/1

Centro Universitário Norte do Espírito Santo Rodovia BR 101 Norte, Km. 60, Bairro Litorâneo, CEP 29932-540

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EXERCÍCIOS SOBRE SISTEMAS MATERIAIS

1. A massa atômica do cádmio é 112,4 u. a) Qual é a massa, em gramas, de um átomo de cádmio? b) Quantos átomos há em 28 gramas de cádmio?

2. A molécula de acetileno contém dois átomos de carbono e dois átomos de hidrogênio. a) Qual é a massa molar do acetileno? b) Quantas moléculas existem em 13,0 gramas de acetileno?

3. O elemento boro consiste de dois isótopos de massas 10,02 u e 11,01 u, cujas abundâncias são 18,83% e 81,17% respectivamente. Calcular a massa atômica média do boro.

4. O elemento neônio apresenta três isótopos estáveis, com massas e abundâncias relativas mostradas a seguir. Qual a massa atômica média do neônio? massa exata abundância relativa 19,9924 u 90,020% 20,9940 u 0,2570% 21,9914 u 8,820%

5. Quantos mols de CaO estão presentes em 19,6 gramas desse material? Qual a massa em gramas de 2,19 mols de CaO?

6. Expresse a massa de 0,400 mol de CCl4 em: a) gramas. b) unidades de massa atômica.

7. Se a molécula X apresenta uma massa de 7,89x10-23 gramas, qual é a massa molecular (em u) de X?

8. Calcule a massa atômica do elemento Y, dado que 3,74x106 átomos de Y apresentam massa igual a 2,20x108 unidades de massa atômica.

9. Se a mosca tem massa igual a 1,0x10-2 gramas, qual é a massa de uma mosca em unidades de massa atômica?

10. A análise do hidrocarboneto etileno mostra que ele contém 14,4% em massa de hidrogênio e 85,6% de carbono. a) Qual sua fórmula mínima? b) Sabendo-se que sua massa molecular é cerca de 28 u, qual a sua fórmula molecular?

11. Quais as percentagens em massa dos elementos na aspirina, C9H8O4?

12. A fórmula mínima da mica é NaAl3Si3H2O12. a) Quais as percentagens em massa dos elementos na mica? b) Que massa de alumínio pode ser extraída de 1,0 kg de mica?

13. O primeiro verdadeiro composto de gás nobre foi isolado em 1962 e descobriu-se ser uma combinação de 29,8% Xe, 44,3% Pt e 25,9% F. Qual a sua fórmula empírica?

14. Quando a fosfina, um gás venenoso de fórmula molecular PH3, é queimada no ar, os produtos são água e um sólido de fórmula molecular P4O10. a) Escreva uma equação ajustada para a reação. b) Quantos mols de PH3 são necessários para formar 1,16 mol de P4O10? c) Quantos gramas de água são formados a partir de 0,198 mol de O2? d) Quantos gramas de O2 são necessários para reagir com 12,0 g de fosfina?

15. A glicerina é constituída de três elementos: C, H e O. Quando uma amostra pesando 0,673 mg é queimada em oxigênio, formam-se 0,965 mg de CO2 e 0,527 mg de H2O. Qual a fórmula mínima da glicerina?

16. Suponha que 0,26 mol de Fe reagem com 0,40 mol de O2 para formar Fe2O3. Que elemento restou em excesso e quanto?

17. Cianato de mercúrio (ou “fulminato de mercúrio”) é usado como espoleta em munição de pequeno calibre. Sua composição centesimal é 70,48% Hg , 8,44% C, 9,84% N e 11,24% O. Qual é a sua fórmula empírica?

18. Metanol (álcool de madeira) é composto somente de C, H e O. Quando 0,375 g de metanol são queimados, formam-se 0,516 g de CO2 e 0,421 g de H2O. a) Qual a fórmula empírica do metanol? b) Se sua massa molecular é 32,0 u, qual é a fórmula molecular do metanol?

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19. Inflamou-se uma amostra de 0,500 gramas de ácido cítrico, que contém apenas C, H e O. Produziram-se 0,687 g de CO2 e 0,187 g de H2O. A massa molecular do composto é 192 u. Qual é a fórmula molecular do composto?

20. Tratou-se 4,22 g de uma mistura de CaCl2 e NaCl para precipitar todo o cálcio na forma de CaCO3, que foi então aquecido e transformado em CaO puro. A massa final de CaO foi de 0,959 g. Qual a percentagem em massa de CaCl2

na mistura original?

21. Gesso é uma forma hidratada de sulfato de cálcio de fórmula CaSO4 . x H2O. Quando 2,00 g de gesso são aquecidos a 200 oC, até que toda a água seja eliminada, a massa de sólido remanescente é 1,58 g. Qual o valor de x?

22. Quando carbonato de magnésio sólido é aquecido, uma porção se decompõe para formar óxido de magnésio e gás carbônico. Se 2,25 g de MgCO3 são aquecidos até restar uma mistura de MgO e MgCO3 de 1,95 g, qual a percentagem de carbonato decomposto?

23. Titânio metálico bruto é preparado comercialmente de acordo com a reação representada pela equação TiCl4 + 2 Mg → 2 MgCl2 + Ti . Se 40,0 kg de Mg reagem com 85,2 kg de cloreto de titânio: a) Qual o reagente limitante? b) Quantos gramas de titânio metálico serão formados?

24. Uma amostra de dicloreto de európio, EuCl2, com massa de 1,00 g, é tratada com excesso de uma solução de nitrato de prata e todo o cloreto é recuperado na forma de 1,28 g de AgCl. Qual a massa atômica do európio?

25. Na metalurgia do zinco, o minério blenda, ZnS, sofre ustulação para produzir o óxido que é então reduzido a zinco metálico por meio de coque. Que quantidade de zinco com 99,5% de pureza pode ser obtida a partir de 2,00 toneladas de minério a 85,0%?

26. 400,0 g de nitrogênio foram convertidos em amônia que, por sua vez, foi oxidada a óxido nítrico, dióxido de nitrogênio e, depois, a ácido nítrico, na seguinte sequência de reações: N2 + 3 H2 → 2 NH3 4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O 2 NO + O2 → 2 NO2 3 NO2 + H2O → 2 HNO3 + NO Não levando em consideração o subproduto NO, que industrialmente seria recuperado e convertido também em ácido nítrico, que massa de HNO3 será formada?

27. Qual a quantidade de álcool etílico produzida pela fermentação de 500,0 g de glicose, segunda a equação: C6H12O6 → 2 C2H5OH + 2 CO2

28. Certo cloreto de níquel hidratado apresenta a fórmula NiCl2 (H2O)x. Para determinar o valor de x, um estudante aquece a amostra até que a água seja totalmente eliminada. 1,650 g de hidrato fornecem 0,590 g de H2O. Qual o valor de x?

29. Uma maneira de remover o CO2 do ar numa nave espacial é fazê-lo reagir com hidróxido de lítio segundo a equação CO2(g) + 2 LiOH(s) → Li2CO3(s) + H2O(l). Num período de 24 horas uma pessoa exala cerca de l,00 kg de CO2 . Quantos gramas de LiOH são necessários para remover o CO2 formado durante uma expedição lunar de 6 dias envolvendo 3 astronautas?

30. Tratou-se uma mistura de KBr e NaBr de massa 0,560 g com solução aquosa de AgNO3 e todo o brometo foi recuperado na forma de 0,970 g de AgBr puro. Qual a fração em massa de KBr existente na amostra original?

31. Uma mistura de alumínio e zinco de massa 1,67 gramas foi completamente dissolvida em ácido, fornecendo 1,69 litro de hidrogênio medido a 273 K e 1 atm. Qual a massa de alumínio na amostra original? Zn(s) + 2 H

+(aq) → Zn

2+(aq) + H2(g)

Al(s) + 3 H+(aq) → Al

3+(aq) + 3/2 H2(g)

32. Uma liga de alumínio e cobre foi tratada com ácido clorídrico. O alumínio sofreu dissolução segundo a reação Al(s) + 3 H+(aq) → Al3+(aq) + 3/2 H2(g). O cobre permanece inalterado. O ataque de 0,360 g da liga produziu 415 cm3 de H2 medidos a 273 K e 1 atm. Qual a percentagem em massa de alumínio na liga?

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33. Quando aquecido à temperatura muito alta, calcáreo (CaCO3) decompõe-se para formar cal viva (CaO) e dióxido de carbono gasoso. Um cadinho contendo um pouco de calcáreo pesa 30,695 g. Ele é aquecido vigorosamente para decompor todo o calcáreo. Depois, resfriando-se à temperatura ambiente, ele pesou 30,140 g. Qual a massa do cadinho?

34. CaCO3 e MgCO3 decompõem-se quando vigorosamente aquecidos para formar CaO (s) e MgO(s) . Em cada caso o único outro produto é dióxido de carbono gasoso. Uma mistura dos dois carbonatos com massa total de 15,22 g é vigorosamente aquecida. Após resfriamento a massa de material remanescente é de 8,29 g. Qual a percentagem de CaCO3 na mistura original?

35. Uma amostra de um óxido de bário de composição desconhecida forneceu, após exaustivo aquecimento, 5,00 gramas de BaO e 366 mL de O2 medidos nas CNTP. Qual a fórmula empírica do óxido desconhecido? Qual a massa de óxido que existia inicialmente?

36. Uma mistura de 7,450 g de óxido de ferro II e 0,1110 mol de alumínio metálico é colocada em um cadinho e aquecida em um forno em alta temperatura, onde ocorre a redução do óxido. Os produtos formados são ferro metálico e óxido de alumínio.

a) Escreva a reação balanceada para o processo. b) Qual o reagente limitante? c) Determine a quantidade máxima de ferro que pode ser produzida. d) Calcule a massa de reagente em excesso que permaneceu no cadinho. RESPOSTAS: 1- a) 1,87x10-22 g b) 1,5x1023 átomos 2- a) 26 g/mol b) 3,01x1023 moléculas 3- 10,82 u 4- 19,99 u 5- 0,350 mol; 1,23x102 g 6- a) 61,5 g b) 3,70x1025 u 7- 47,5 u 8- 58,8 u 9- 6,0x1021 u 10- a) CH2 b) C2H4 11- C: 60,0% H: 4,4% O: 35,6% 12- a) Na: 6,02% Al: 21,20% Si: 22,0% H: 0,52% O: 50,26% b) 0,21 Kg 13- XePtF6 14- a) 4 PH3(g) + 8 O2(g) → P4O10(s) + 6 H2O(g) b) 4,64 mols c) 2,67 g d) 22,6 g 15- C3H8O3 16- Excesso de 0,20 mol de O2 17- HgC2N2O2 18- a) CH4O b) CH4O 19- C6H8O7 20- 45% 21- 2 22- 25% 23- a) TiCl4 b) 21,5 Kg 24- 153,2 u 25- 1,15 ton 26- 1200 g 27- 255,6 g 28- 4 29- 19,6 Kg 30- 0,375 (37,5%) 31- 1,24 g 32- 92,6% 33- 29,435 g 34- 81,5% 35- BaO2; 5,52 g 36- b) FeO c) 5,768 g d) 1,135 g de Al

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EXERCÍCIOS SOBRE SOLUÇÕES

1. Qual a concentração em mol/L de uma solução composta de: a. 10 g de glicose (C6H12O6) em 2,0 litros de solução; b. 2,00 mols de H2SO4 em 1,50 litro de solução.

2. Qual a concentração em mol/L de uma solução quando se misturam 2,00 g de NaCl em 100 g de água? Qual a fração molar de soluto e de solvente nesta solução? (Admitir volume desprezível para o sólido)

3. Calcule a quantidade de soluto necessária para preparar uma solução 0,200 mol/L de glicose (C6H12O6), a partir de 300 g de água. (Negligencie o volume ocupado pelo soluto sólido)

4. Calcule o número de litros que podem ser preparados a partir de 300,0 g de cloreto de sódio, para se obter uma solução a 0,200 mol/L.

5. Uma solução de ácido sulfúrico de densidade 1,25 g/mL contém 33% em massa de H2SO4. Calcule sua concentração em mol/L, molal e fração molar.

6. Qual a massa de solução contendo 21% em massa de ácido nítrico necessária para preparar 200 mL de HNO3 0,50 mol/L?

7. Qual a fração molar do H2SO4 em solução aquosa de 60% em massa?

8. Quais são a concentração molal e em mol/L de uma solução de etanol, C2H5OH, em água, se a fração molar for 0,0500 e a densidade 0,997g/mL?

9. Calcule quantos mL de KMnO4 0,10 mol/L são necessários para reagir completamente com 0,010 mols do íon oxalato, segundo a reação:

2 MnO-4(aq) + 5 C2O4

-2(aq) + 16 H

+(aq) → 2 Mn+2(aq) + 10 CO2(g) + 8 H2O

10. Calcule a concentração em mol/L, concentração molal e fração molar de uma solução a 30,0% em massa de NH3 em água, cuja densidade é 0,892 g/cm

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11. A densidade de uma solução 2,50 mol/L de ácido sulfúrico é 1,12 g/mL. Calcule sua concentração molal.

12. Expresse em mol/L e concentração molal a concentração de uma solução de H3PO4 a 5,0% em massa cuja densidade é 1,027 g/mL.

13. Qual o título (fração ponderal) e concentração em g/L de uma solução 0,100 mol/kg de sulfato férrico? Densidade da solução: 1,01g/mL.

14. Calcule as frações molares do solvente e do soluto em uma solução 1,00 mol/kg de cloreto de sódio em água.

15. Tem-se uma solução aquosa 1,0 x 10-2 mol/L de uréia (composto não-dissociado). Calcule para 2,0.102 mL de solução: a) a massa de uréia dissolvida; b) o número de moléculas de uréia dissolvidas. (Massa molar da uréia = 60 g/mol)

16. Em 120 mL de solução aquosa saturada de um sal existem dissolvidos 42 g de soluto. Levando em conta que a massa específica dessa solução é 1,35 g/mL, calcule a solubilidade do referido sal, exprimindo-a em gramas de soluto por 100 gramas de água.

17. Para preparar uma solução 5,00 mol/L, usamos 1,000 kg de água. Obtemos 1,100 L de solução de densidade igual a 1,300 kg/L. Calcule a massa molecular do soluto.

18. Ácido cítrico é um aditivo presente em refrigerantes em quantidades de 0,0025 a 0,15% em massa. Supondo solução de densidade 1,0 kg/L, calcule as concentrações de ácido cítrico: a) em g/L, no limite inferior; b) em mol/L, no limite superior. Dado: mol do ácido cítrico = 210 g/mol

19. A solução de peróxido de hidrogênio vendida como alvejante e desinfetante contém 3,0% em massa de H2O2 e tem uma densidade de 1,0 g/mL. a) Qual a massa de H2O2 em 1,0 mL dessa solução? b) Qual o

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volume de oxigênio, a 0ºC e 1 atm, que é liberado quando o soluto presente em 1 mL desa solução sofre decomposição? A reação é H2O2(aq) → H2O(aq) + ½ O2(g). (No rótulo do frasco de peróxido de hidrogênio a 3,0% consta a especificação água oxigenada a 10 volumes. Interprete essa informação.)

20. Um martini, com massa de 150 gramas, contém 30% em massa de álcool. Cerca de 15% desse álcool no Martini passa diretamente para a corrente sanguínea que, para um adulto, tem um volume de aproximadamente 7,0 litros. Calcule a concentração de álcool no sangue, em g/mL, para uma pessoa que tomou 2 martinis antes do jantar. (Uma concentração de 0,0030 g/mL é frequentemente tomada como indicador de intoxicação em um adulto normal).

21. Um litro de solução contém 0,1 mol de cloreto férrico e 0,1 mol de cloreto de amônio. Determine as concentrações em mol/L dos íons Fe3+, NH4

+ e Cl-.

22. Qual a concentração em mol/L do ácido nítrico que contém 63,0% de HNO3 em massa e cuja densidade é 1,42 g/mL ?

23. Qual a concentração em mol/L de uma solução de hidróxido de amônio, cuja densidade é 0,95 g/mL e que encerra 12% de NH3 em massa?

24. Qual a concentração em mol/L do ácido sulfúrico quando se dilui 1 litro de solução 2 mol/L para 100 litros?

25. Que massa de água devemos acrescentar a 1 kg de solução aquosa contendo 25% de NaCl em massa a fim de torná-la 10% em massa?

26. Qual a massa de água que devemos acrescentar a 1,00 kg de solução aquosa 2,50 mol/kg de NaOH para transformá-la em solução 1,00 mol/kg?

27. Juntando-se 500 mL de uma solução 0,40 mol/L e 300 mL de uma solução 0,50 mol/L do mesmo soluto e diluindo-se a solução obtida a 1,0 litro, qual a concentração final em mol/L?

28. 24,5 gramas de ácido ortofosfórico foram dissolvidos em água, até completar 200 mL de solução. A seguir esta solução foi diluída a 500 mL. Qual a concentração final da solução em mol/L?

29. Que volume de HCl 0,250 mol/L poderemos obter pela diluição de 50,0 mL de uma solução de HCl com densidade 1,185 g/mL e que apresenta 36,5% de HCl em massa?

30. Deseja-se preparar 9,2 litros de solução 2,0 mol/L de ácido sulfúrico a partir de uma solução concentrada desse ácido que apresenta densidade igual a 1,84 g/mL e que encerra 98% de H2SO4 em massa. Qual o volume necessário do ácido sulfúrico concentrado?

31. 150 ml de ácido clorídrico de concentração desconhecida são misturados a 350 mL de ácido clorídrico 2,0 mol/L, dando uma solução 2,9 mol/L. Qual a concentração da primeira solução?

32. Deseja-se preparar 2 litros de solução 0,050 mol/L de ácido sulfúrico, dispondo-se de 20 mL de solução 2,5 mol/L e de 500 mL de solução 1 mol/L. Consumindo-se a totalidade da solução de concentração 2,5 mol/L, qual o volume a empregar da solução 1 mol/L?

33. Determine a concentração em mol/L de uma solução aquosa de H2SO4 resultante da mistura de 500 mL de uma solução aquosa de H2SO4 a 2,0 mol/L com 1500 mL de solução aquosa do mesmo ácido e de concentração 9,8 g/litro.

34. Misturando-se 150 mL de solução 2,00 mol/L de NaCl com 250 mL de solução 1,00 mol/L de KCl, perguntam-se as concentrações em mol/L da solução resultante em relação: a) ao NaCl b) ao KCl c) aos íons presentes em solução

35. 200 mL de NaCl 2,0 mol/L são misturados com 300 mL de Na2SO4 2,5 mol/L. Qual a concentração da solução final, em relação aos íons Na+, Cl- e SO4

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36. Juntando-se 300 mL de HCl 0,40 mol/L e 200 mL de NaOH 0,60 mol/L, perguntam-se as concentrações em mol/L da solução final com respeito: a) ao ácido b) à base c) ao sal formado

37. Juntando-se 200 mL de H2SO4 0,30 mol/L e 100 mL de KOH 1,20 mol/L, perguntam-se as concentrações em mol/L da solução final em relação: a) ao ácido b) à base c) ao sal formado

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38. Foram misturados 500 mL de uma solução 0,400 mol/L de Na2SO4 com 500 mL de uma solução 0,200 mol/L de CaCl2, verificando-se a formação de um precipitado. Calcule as concentrações dos íons no equilíbrio, em solução, e a massa do precipitado.

39. 7,0 gramas de uma amostra de alumínio impuro são tratados por 50 mL de uma solução de ácido sulfúrico que apresenta 49 % de H2SO4, em massa e densidade 1,4 g/mL. Terminada a reação, verifica-se que todo o ácido foi gasto e que somente as impurezas não reagiram. Qual é a porcentagem em massa de alumínio na amostra analisada?

RESPOSTAS:

1. a) 0,028 mol/L b) 1,33 mol/L 21. [Fe3+] = 0,1 mol/L; [NH4+] = 0,1 mol/L; [Cl-] = 0,4

mol/L 2. a) 0,34 mol/L b) xs = 0,006 xS = 0,994 22. 14,2 mol/L 3. 10,8 g 23. 6,7 mol/L 4. 25,6 L 24. 0,02 mol/L 5. 4,2 mol/L; 5,1 mol/Kg; xs = 0,08; xS = 0,92 25. 1,5 Kg 6. 30 g 26. 1,36 Kg 7. xs = 0,22 xS = 0,78 27. 0,35 mol/L 8. 2,92 mol/Kg; 2,57 mol/L 28. 0,500 mol/L 9. 40 mL 29. 2,37 L 10. 15,7 mol/L; 25,1 mol/Kg; xs = 0,310; xS = 0,690

30. 1,0 L

11. 2,86 mol/Kg 31. 5,0 mol/L 12. 0,52 mol/L; 0,54 mol/Kg 32. 50 mL 13. 0,038; 38,8 g/L 33. 0,58 mol/L 14. xs = 0,017; xS = 0,983 34. [NaCl]=0,750 mol/L; [KCl]=0,625 mol/L;

[Na+]=0,750 mol/L; [K+] = 0,625 mol/L; [Cl-] = 1,38 mol/L

15. a) 0,12 g b) 1,2.1021 moléculas 35. [Na+] = 3,8 mol/L; [Cl-] = 0,80 mol/L; [SO42-] = 1,5

mol/L 16. 35g/100g de água 36. [HCl] = [NaOH] = 0; [NaCl] = 0,24 mol/L 17. 78,2 u 37. [H2SO4] = [KOH] = 0; [K2SO4] = 0,20 mol/L 18. a) 0,025 g/L b) 0,0071 mol/L 38. [Na+] = 0,400 mol/L; [Cl-] = 0,200 mol/L; [SO4

2-] = 0,100 mol/L; [Ca2+] = zero; massa precipitado = 13,6 g

19. a) 0,030 g b) 9,9 mL 39. 90 % 20. 0,0020 g/mL

EXERCÍCIOS SOBRE GASES

1. Um manômetro de extremidade aberta foi conectado a um frasco contendo um gás a uma pressão desconhecida. O mercúrio no braço aberto para a atmosfera era 65 mm mais alto que na extremidade fechada. A pressão atmosférica era de 733 torr. Qual era a pressão do gás no frasco?

2. Um gás ocupa um volume de 350 mL a 740 torr. Qual será seu volume a 900 torr se a temperatura permanecer constante?

3. A 25 oC e 1 atm um gás ocupa um volume de 1,5 L. Que volume ocupará a 100 oC e 1 atm?

4. Se um gás, originalmente em um recipiente de 50 ml a uma pressão de 645 torr, é transferido para outro recipiente cujo volume é 65 mL, qual será sua nova pressão se: a) não houver variação de temperatura? b) a temperatura do primeiro recipiente for 25 oC e a do segundo 35 oC.

5. Um gás ideal com pressão de 650 mm de Hg ocupa um balão de volume desconhecido. Certa quantidade de gás foi retirada do mesmo e verificou-se que ocupa um volume de 1,52 cm3 com pressão de 1 atm. A pressão do gás que permanece no balão é de 600 mm de Hg. Considerando que todas as medidas foram executadas à mesma temperatura, calcule o volume do balão.

6. Calcule a pressão em kPa ( kilopascal ) que resultará se 2,5 g de gás XeF4 forem introduzidos em um recipiente evacuado de 3,0 dm3 e que é conservado a temperatura constante de 80,0oC (R = 8,31 kPa.dm3/mol/K ).

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7. A densidade de um gás desconhecido é 1,96 g/L nas CNTP. Qual a massa molar desse gás?

8. Uma amostra de 50 mL de gás exerce uma pressão de 450 torr a 35 oC. Qual é o seu volume nas CNTP?

9. Produz-se um litro de uma mistura de gases a partir de um litro de N2 a 200 torr, um litro de O2 a 500

torr e um litro de Ar a 150 torr. Qual é a pressão da mistura?

10. Uma mistura de gases consiste de 56,0 g de N2, 16,0 g de CH4 e 48,0 g de O2. Se a pressão total da mistura é 850,0 torr, qual a fração molar e a pressão parcial de cada gás?

11. Uma mistura de N2 e O2 tem um volume de 100 mL a uma temperatura de 50 oC e a uma pressão de

800 torr. Ela foi preparada pela adição de 50 mL de O2 a 60 oC e 400 torr a X mL de N2 a 40

oC e 400 torr. Qual é o volume X?

12. Um gás é coletado sobre água até a pressão total interna de um frasco de 100 mL ser de 700 torr a 25 oC. Calcule o volume do gás seco nas CNTP (Pv da água a 25

oC é 23,8 torr ).

13. Uma amostra de oxigênio tem um volume de 2,50 dm3 sob pressão padrão. Calcule o volume (em dm3) que essa amostra ocuparia a 50,0 kPa.

14. Uma amostra de oxigênio com volume de 56 mL é coletada sobre água a uma temperatura de 20 oC e pressão de 710,0 torr. Determine o volume do gás seco nas CNTP (Pv da água a 20

oC é 17,5 torr ).

15. Qual a pressão que resulta quando 2,0 L de hidrogênio nas CNTP são injetados em um recipiente de 2,0 L que já continha suficiente oxigênio para preenchê-lo completamente nas CNTP? Suponha que a temperatura não muda quando os gases se misturam.

16. Uma amostra de 125 mL de O2 foi coletada sobre água a 25 oC e a uma pressão total de 708 torr.

Calcule: a) a pressão parcial de oxigênio. b) a fração molar do oxigênio. c) a massa de oxigênio coletado, em gramas.

17. Uma mistura de O2 e N2 em um vaso de 200 mL exerce uma pressão de 720 torr a 35 oC. Se existe

0,0020 mol de N2, calcule: a) a pressão parcial de N2. b) a pressão parcial de O2. c) o número de mols de O2 presentes

18. Calcule o volume ocupado na CNTP por (a) 0,20 mol de O2. (b) 12,4 g de Cl2. (c) uma mistura de 0,10 mol de N2 e 0,050 mol de O2.

19. Calcule a massa de 245 mL de SO2 na CNTP.

20. Qual é a densidade do butano, C4H10, na CNTP?

21. Calcule o volume ocupado por 0,234 g de NH3 a 30 oC e a uma pressão de 0,847 atm.

22. Um bom vácuo, produzido com aparelhos comuns de laboratório, corresponde a 10-6 mm de Hg de pressão a 25 oC. Calcule o número de moléculas por cm3 nessas condições.

23. Um químico observou o desprendimento de um gás numa reação química e coletou um pouco do material para análise. Foi constatado conter 80% de C e 20% de H. Também foi observado que 500 mL do gás a 760 torr e 0 0C apresentavam massa de 0,669 g. a) Qual a fórmula empírica do composto gasoso? b) Qual a sua massa molar? c) Qual sua fórmula molecular?

24. Na reação N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g), quantos mililitros de H2 na CNTP são necessários para produzir 400 mL de amônia?

25. Oxigênio gasoso gerado na reação 2 KClO3 → 2KCl + 3 O2 foi coletado sobre água a 30 0C em

um vaso de 150 mL, até a pressão total ser de 600 torr. a) Quantos gramas de O2 seco foram produzidos? (Pv da água é de 31,8 torr) b) Quantos gramas de KClO3 foram consumidos na reação?

26. Ácido nítrico é produzido dissolvendo-se NO2 em água de acordo com a reação 3 NO2(g)

+ H2O(l) → 2 HNO3(l) + NO(g) Quantos litros de NO2 a 25

0C e 770 torr são necessários para produzir 10 g de HNO3?

9

27. Calcule o volume ocupado por 0,024 g de O2 se este fosse coletado sobre água a 230C e a uma

pressão total de 740 torr ( Pv da água a 230C é 21.1 torr ).

28. Use a equação de Van der Waals para calcular a pressão, em atm, exercida por 51,0 g de amônia num frasco de l0,0 litros a 2270C (a = 4,17 atm L2.mol-2 e b = 0,037 L.mol-l). Compare com o comportamento ideal.

29. Três gases foram colocados num mesmo recipiente de l0 litros para dar uma pressão total de 800 torr a 300C. Se a mistura continha 8,0 g de CO2, 6,0g de O2 e uma quantidade desconhecida de N2, calcule (a) o número total de mols de gases no recipiente; (b) a pressão parcial de cada gás; (c) a massa de N2 no recipiente.

30. Calcule o volume máximo de CO2 a 750 torr e 280C que pode ser produzido reagindo-se 500 mL de CO

a 760 torr e 150C com 500 mL de O2 a 770 torr e 00C.

31. Uma reação importante na produção de fertilizantes nitrogenados é a oxidação da amônia: 4 NH3(g) + 5 O2(g) → 4 NO(g) + 6 H2O(g). Quantos litros de O2, medidos a 25

0C e 0,895 atm, devem ser usados para produzir 100 litros de NO a 500 0C e 750 torr ?

32. Um recipiente de volume V tem um pequeno orifício na extremidade superior e contém um gás a 270C e 1 atm. A que temperatura deve se elevar a amostra gasosa para que um terço de seu volume original escape pelo orifício?

33. Uma amostra de um líquido desconhecido é colocada num frasco evacuado de massa e volume conhecidos, a uma temperatura suficientemente alta para vaporizar todo o líquido. A temperatura é mantida constante e a pressão do frasco é medida. O frasco é pesado novamente para determinar a massa do líquido desconhecido. Usando os dados abaixo para esse procedimento, calcule a massa molar do líquido desconhecido.

massa do frasco vazio 35,364 g volume do frasco 35,0 mL pressão no frasco 381 torr massa do frasco + líquido desconhecido 35,451 g temperatura l00,0 0C

34. Como resultado da reação de 0,350 grama de um metal com um ácido, foram recolhidos 209 mL de hidrogênio sobre água a uma temperatura de 20 ºC e uma pressão de 104,3 kPa. A pressão de vapor da água a essa temperatura é de 2,3 kPa. Calcular a massa do metal que reage com um mol de H+.

RESPOSTAS: 1. 798 torr 20. 2,59 g/L

2. 287,8 mL 21. 0,404 L

3. 1,88 L 22. 32.109 moléculas/cm3

4. a) 496,15 torr b) 512,8 torr 23. a) CH3 b) 30 g/mol c) C2H6 5. 23,1 cm3 24. 600 mL 6. 11,8 kPa 25. a) 0,144 g b) 0,368 g 7. 43,9 g/mol 26. 5,8 L 8. 26,24 mL 27. 19,2 mL 9. 850 torr 28. 12,1 atm 10. xN2 = 0,444; xCH4 = 0,222; xO2 = 0,333 PN2 = 377 torr; PCH4 = 189 torr; PO2 = 283 torr

29. a) 0,424 mols b) PCO2 = 343 torr; PN2 = 102 torr; PO2 = 355 torr c) 1,52 g

11. 146,8 ml 30. 0,53 L 12. 81,5 mL 31. 53,13 L 13. 5,07 dm3 32. 400 K 14. 47,5 mL 33. 152 g/mol 15. 2,0 atm 34. 20 g 16. a) 684,2 torr b) 0,966 c) 0,147 g 17. a) 192,2 torr b) 528 torr c) 0,0055 mols 18. a) 4,48 L b) 3,92 L c) 3,36 L 19. 0,700 g

10

EXERCÍCIOS SOBRE CINÉTICA QUÍMICA

QUESTIONÁRIO

1 - Qual é o objetivo da Cinética Química?

2 - Como se define velocidade média e velocidade instantânea de consumo de reagentes ou formação de produtos?

3 - Quais as unidades mais comuns de velocidade de reação?

4 - Como se relacionam matematicamente as diversas velocidades de formação e consumo numa reação genérica do tipo aA + bB → cC + dD ?

5 - Como se expressa a influência da concentração das espécies na velocidade de uma reação?

6 - Que é ordem de reação? De que maneira é determinada?

7 - Que é constante de velocidade?

8 - A seguir são arroladas algumas reações e suas respectivas equações de velocidade. Diga qual é a ordem das reações, argumentando a resposta.

REAÇÃO LEI DE VELOCIDADE ORDEM

HI(g) → 1/2 H2(g) + 1/2 I2(g) v = k.[HI]2

IO3- + 2 Br- + 2 H+ → IO2

- + Br2 + H2O v = k.[IO3-].[Br-].[H+]

CH3CHO(g) → CH4(g) + CO(g) v = k.[CH3CHO]3/2

9 - Que são reações elementares?

10 - Que é mecanismo de reação?

11 - Em que se baseia a teoria das colisões para explicar a velocidade das reações químicas?

12 - Outra teoria que tenta explicar a velocidade das reações é a “Teoria Absoluta” ou “Teoria do estado de transição “ e é a que apresenta melhor concordância entre as previsões teóricas e os resultados obtidos experimentalmente. Em que se baseia essa teoria? Que tipos de reações apresentam maior adequação entre teoria e experimentação?

13 - Proponha um gráfico de energia potencial x coordenada de reação para um processo exotérmico genérico, com formação de complexo ativado.

14 - Como se define catalisador?

15 - Quais os tipos de catálise? Como age o catalisador em cada caso?

EXERCÍCIOS

1. Considere a combustão do metano: CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g) Se a concentração de metano decresce à razão de 0,40 mol/L/s, quais são as velocidades de formação de CO2 e H2O?

2. Na presença de solução ácida de fenol, o íon iodato reduz-se a iodito pela ação do brometo, de acordo com a equação: IO3

- + 2 Br- + 2 H+ → IO2- + Br2 + H2O. A 35 ºC, com concentrações iniciais de

iodato e brometo respectivamente iguais a 5,00.10-3 mol/L e 1,00.10-2 mol/L , observou-se que, após transcorridos 12,8 minutos de reação, a concentração de iodato baixou para 4,23.10-3 mol/L. Calcule: a) a velocidade de consumo de iodato. b) a velocidade de consumo de brometo. c) a velocidade de formação de iodito.

3. A reação 2 NO(g) + Cl2(g) → 2 NOCl(g) é efetuada em recipiente fechado. Se a pressão parcial de NO decresce à taxa de 30 torr/min, qual a taxa de variação da pressão total do sistema?

4. Para a reação NO(g) + 1/2 Br2(g) → NOBr(g) é proposto o seguinte mecanismo:

11

(1) NO(g) + Br2(g) NOBr2(g) (equilíbrio rápido)

(2) NOBr2(g) + NO(g) → 2 NOBr(g) (lento) A partir da informação determine a ordem da reação.

5. O seguinte mecanismo foi proposto para a reação em fase gasosa entre clorofórmio e cloro: k1

(1) Cl2(g) 2Cl(g) (rápido) k-1 k2 (2) Cl(g) + CHCl3(g) → HCl(g) + CCl3(g) (lento) k3 (3) Cl(g) + CCl3(g) → CCl4(g) (rápido)

5.1 - Qual é a reação total que descreve o processo? 5.2 - Quais são as substâncias intermediárias no mecanismo proposto? 5.3 - Qual a lei de velocidade proposta pelo mecanismo? Qual a ordem global?

6. Obter a ordem das reações abaixo discriminadas, usando a tabela de dados cinéticos correspondente.

6.1 - Reação: NO(g) + H2(g) → 1/2 N2(g) + H2O(g)

Experiência P inicial de NO (torr) P inicial de H2 (torr) velocidade inicial (torr/min) 1 120 20 20 2 120 40 40 3 20 120 3 4 40 120 12

6.2 - Reação: CH3Cl(g) + H2O(g) → CH3OH(g) + HCl(g)

Medida [CH3Cl], mol/L [H2O], mol/L velocidade inicial mol/L.s 1 0,500 0,500 22,700 2 0,750 0,500 34,050 3 0,500 0,750 51,075 4 0,500 0,250 5,675 5 0,750 0,125 2,128

6.2.1 - Qual é a lei de velocidade e a ordem da reação? 6.2.2 - Qual o valor da constante de velocidade?

6.3 - Reação: C2H4(g) + O3(g) → 2 CH2O(g) + 1/2 O2(g)

Medida [O3]inicial [C2H4]inicial velocidade inicial de aparecimento de CH2O mol/L.s 1 0,50.10-7 1,0.10-8 1,0.10-12 2 1,5.10-7 1,0.10-8 3,0.10-12 3 1,0.10-7 2,0.10-8 4,0.10-12

7. Considere a reação do peroxidissulfato com iodeto em solução aquosa e os dados na tabela a seguir: S2O8

2-(aq) + 3 I

-(aq) → 2 SO4

2-(aq) + I3

-(aq)

Experiência [S2O82-], mol/L [I-], mol/L -∆[S2O8

2-] / ∆t, mol/L.s 1 0,038 0,060 1,4.10-5 2 0,076 0,060 2,8.10-5 3 0,076 0,030 1,4.10-5

a) Qual é a expressão da lei de velocidade? Explique! b) Qual o valor da constante de velocidade? c) Qual é a velocidade de consumo de S2O8

-2 quando as concentrações instantâneas de S2O8-2 e I- são

respectivamente 0,025 mol/L e 0,100 mol/L?

12

8. Para a reação BF3(g) + NH3(g) → F3BNH3(g) a tabela de dados cinéticos correspondente é:

Experiência [BF3], mol/L [NH3], mol/L velocidade inicial mol/L.s 1 0,2500 0,2500 0,2130 2 0,2500 0,1250 0,1065 3 0,2000 0,1000 0,0682 4 0,3500 0,1000 0,1193 5 0,1750 0,1000 0,0596

a) Qual é a expressão da lei da velocidade? Explique! b) Qual é o valor da constante de velocidade?

9. A decomposição do N2O5, de acordo com a reação abaixo, segue uma cinética de primeira ordem com k = 5,2.10-3 s-1. Partindo-se de uma concentração inicial de 0,040 mol/L, calcule a concentração de N2O5 após 10 minutos do início da reação. 2 N2O5(g) → 4 NO2(g) + O2(g)

10. A constante de velocidade da reação abaixo que ocorre na estratosfera é 9,7.1010 L/mol.s a 800 ºC. A energia de ativação da reação é 315 kJ/mol. Determine a constante de velocidade a 700 ºC.

O(g) + N2(g) → NO(g) + N(g)

11. A velocidade de hidrólise bacteriana de músculo de peixe é duas vezes maior a 2,2 ºC do que a -1,1 ºC. Estime a Energia de ativação para a reação. Relacione com o problema de armazenamento de carne de peixe.

12. A ocorrência natural do isótopo 14 do carbono na matéria viva é da ordem de 1,1x10-13 mol%. A análise radioquímica de um objeto recolhido de uma escavação arqueológica mostrou um conteúdo de C14 da ordem de 0,89x10-14 mol%. Calcule a idade do objeto. (dado adicional: t1/2 do C

14 é 5720 anos)

13. Certa reação de primeira ordem está 34,5% completa após 4,9 minutos do seu início. Qual o valor da constante de velocidade dessa reação?

14. Se um ser humano ingere ácido diclorofenoxiacético, um herbicida muito comum, a eliminação na urina poderia, virtualmente, ser considerada uma reação de primeira ordem, com uma meia vida de 220 horas. Quanto tempo será necessário para que certa quantidade desse composto se reduza a 20 % do valor original ingerido?

15. A 1000 ºC o ciclopropano, um composto orgânico, reage de acordo com a equação química: CH2

H2C CH2H2C=CH-CH3

Essa é uma reação de primeira ordem com meia vida de 7,5x10-2 segundos. Calcule o tempo necessário para que 90% de certa quantidade de cicloproano sejam consumidos nessas condições.

RESPOSTAS:

1. Respectivamente 0,40 mol/L e 0,80 mol/L

2. a) 6,01.10-5 mol/L.min b) 1,20.10-4 mol/L.min c) 6,01.10-5 mol/L.min

3. 15 torr/min 4. terceira ordem; v= k.[NO]2.[Br2] 5. v = k2(k1/k-1)1/2.[CHCl3].[Cl2]

1/2; ordem 3/2

6.1. terceira ordem 6.2.1. v = k[CH3Cl].[H2O]2 terceira ordem 6.2.2. 181,6 (L/mol)2 / s

6.3. Segunda ordem (primeira ordem para O3 e primeira ordem para C2H4)

7. a) v = k.[S2O82-].[I-] b) k = 6,1.10-3 L/mol.s c) 1,5.10-5 mol/L.s 8. a) v = k.[BF3].[NH3] b) 3,41 L/mol.s

9. 0,0018 mol/L 10. 2,5.109 L/mol.s 11. Ea = 1,3.105 joules/mol 12. 2,1.104 anos

13. 0,086 min-1 14. 511 h (21 dias e 7 h) 15. 0,25 s

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EXERCÍCIOS SOBRE TERMODINÂMICA QUÍMICA

QUESTIONÁRIO

1 - Qual é o objetivo da Termodinâmica Química? 2 - Como se define sistema? E meio externo ou vizinhanças? 3 - O que é propriedade de um sistema? 4 - O que é estado de um sistema? 5 - Que são propriedades termodinâmicas ou funções de estado? 6 - Quais as principais características das funções de estado? 7 - Como se calcula trabalho numa expansão gasosa a pressão constante? 8 - Trabalho é propriedade termodinâmica? Argumentar a resposta. 9 - Energia é função de estado? Argumentar a resposta. 10 - Qual é o enunciado do Primeiro Princípio da Termodinâmica? 11 - Calor é propriedade do sistema ou característica do processo? 12 - Como se define variação de entalpia de um sistema num processo? 13 - Qual a relação entre energia interna e entalpia? 14 - Qual é o enunciado da lei de Hess? 15 - Como se define entalpia padrão de formação, ∆Hf

o? 16 - Que são capacidades caloríficas molares? De que fatores dependem? 17 - Como se pode definir entropia de um sistema? 18 - Qual é o enunciado do Segundo Princípio da Termodinâmica? 19 - Como se caracteriza entropia numa abordagem microscópica? 20 - Qual é o enunciado do Terceiro Princípio da Termodinâmica? Que são entropias absolutas? 21 - Que é energia livre de um sistema? 22 - O que é variação de energia livre padrão? Qual o seu significado para um processo? 23 - Como se interpreta o valor de ∆G de um sistema que está sofrendo um processo?

PROBLEMAS

1 - Um gás é confinado num recipiente sob pressão atmosférica constante. Quando 600 joules de calor são adicionados ao gás ele expande e efetua 140 joules de trabalho nas vizinhanças. Calcular ∆H e ∆E para o processo.

2 - As densidades da água líquida e do gelo são respectivamente 0,9998 e 0,917 g/cm3. Calcular ∆H e ∆E para a solidificação de um mol de água a 0 0C e 1 atm, sabendo que o calor de fusão da água a 0 0C e 1 atm é 1440 cal/mol.

3 - Na vaporização de um grama de água líquida a 100 0C e 1 atm são formados 1671 mL de vapor de água. Se a quantidade de calor absorvida foi de 540 cal, calcular ∆H e ∆E para o processo:

H2O(l, 100oC) → H2O(v, 100

oC).

Quais os valores de ∆Hvap e ∆Uvap molares nessa temperatura?

4 - Calcular a entalpia padrão de formação do álcool etílico, C2H6O(l), a partir do conhecimento de sua entalpia padrão de combustão, ∆H0

comb = -326,70 kcal/mol e outros dados da tabela de Termodinâmica.

5 - Uma amostra de 1,500 g de tolueno líquido, C7H8(l), foi colocada numa bomba calorimétrica juntamente com excesso de oxigênio. Durante a combustão a temperatura aumentou de 25 0C para 26,413 0C. Os produtos da reação são CO2(g) e H2O(l) e a capacidade calorífica total do calorímetro é 45,06 kJ/

0C. Pergunta-se: a) Qual o valor da entalpia padrão de combustão do tolueno? b) Qual o valor da entalpia padrão de formação do tolueno?

6 – A 25 ºC e 1 atm, a reação de 1 mol de CaO com água libera 15,6 kcal. Quais são ∆H e ∆U, por mol de CaO, para esse processo se as densidades de CaO(s), H2O(l) e Ca(OH)2(s), a 25 ºC são 3,25 g/mL, 0,997 g/mL e 2,24 g/mL, respectivamente? O que isto lhe diz sobre os valores relativos de ∆H e ∆U, quando todas as substâncias são líquidas ou sólidas? CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(s)

7 – A 25 ºC, queimando-se 0,20 mol de H2 com 0,1 mol de O2 para produzir H2O(l) em uma bomba calorimétrica, a temperatura do aparelho se eleva 0,880 ºC. Quando 0,0100 mol de tolueno, C7H8, é queimado neste calorímetro, a temperatura é aumentada de 0,615 ºC. A equação para a reação de combustão é: C7H8(l) + 9 O2(g) → 7 CO2(g) + 4 H2O(l)

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Calcule ∆U para esta reação. Use ∆Hºf298 para H2O(l), encontrado na tabela de termodinâmica para calcular ∆Uºf298 para H2O(l).

8 – Dadas as seguintes equações termoquímicas: Fe2O3(s) + 3 CO(g) → 2 Fe(s) + 3 CO2(g) ∆H = - 28 kJ 3 Fe2O3(s) + CO(g) → 2 Fe3O4(s) + CO2(g) ∆H = - 59 kJ Fe3O4(s) + CO(g) → 3 FeO(s) + CO2(g) ∆H = + 38 kJ

Calcule ∆H para a reação: FeO(s) + CO(g) → Fe(s) + CO2(g)

9 - Quando 200 mL de HCl 1,00 mol/L a 25 0C foram misturados com 150 mL de NaOH 1,00 mol/L, também a 25 0C, num frasco de Dewar, a temperatura da mistura reagente aumentou para 30 0C. Calcular ∆H em kJ para a neutralização de um mol de H+ por um mol de OH-.

10 - A evaporação da transpiração é uma maneira de o corpo descartar o excesso de energia produzida durante exercício físico e, desse modo, manter constante a temperatura. Quantos kJ são removidos do corpo pela evaporação de 10,0 g de água a 25 0C? (Procurar entalpias de formação da água líquida e água vapor a 25 0C na tabela de Termodinâmica).

11 - O calor de combustão do etanol é -1371 kJ/mol a 25 0C. Uma garrafa de cerveja de 350 ml contém 3,7% de álcool em massa. Supondo densidade igual a 0,97 g/mL, qual o conteúdo calórico de álcool na cerveja expresso em calorias nutricionais? (1 Cal = 1 kcal).

12 - A volume constante o calor de combustão do ácido benzóico é -26,38 kJ/g. Uma amostra de 1,200 g de ácido benzóico é queimada numa bomba calorimétrica. A temperatura do calorímetro aumentou de 22,45 0C para 26,10 0C. Qual a capacidade calorífica total do calorímetro?

13 - Aspirina é produzida comercialmente a partir de ácido salicílico, C7O3H6. Um grande carregamento de ácido salicílico está contaminado com óxido bórico, que é também um pó branco. O ∆U0

comb do ácido salicílico é -3,00.103 kJ/mol. Óxido bórico, por sua vez, não queima, pois é uma forma totalmente oxidada. Quando uma amostra de 3,556 g de ácido salicílico contaminado é queimada em bomba calorimétrica, a temperatura aumenta 2,556 0C. Se a capacidade calorífica total do calorímetro é 13,62 kJ/0C, qual a percentagem em massa de B2O3 na amostra?

14 - Quando uma amostra de NaOH de 6,50 g é dissolvida em 100 g de água num frasco de Dewar, a temperatura da mistura aumenta de 21,6 0C para 37,8 0C. Calcular ∆H para o processo:

NaOH(s) → Na+(aq) + OH-

(aq). Suponha que o calor específico da solução é o mesmo que para água pura.

15 - Calcule o calor envolvido no processo de dissolução representado abaixo, se as quantidades de nitrato de amônio e água são respectivamente iguais a 200 g e 100 mL.

NH4NO3(s) → NH4+(aq) + NO3

-(aq)

Dados: solubilidade do NH4NO3 = 190 g em 100 mL de água ∆Hf

0 (NH4+(aq)) = -132,89 kJ/mol

∆Hf0(NO3

-(aq)) = -206,57 kJ/mol

∆H0f(NH4NO3(s)) = -365,56 kJ/mol.

16 - Um mol de vapor de água é comprimido reversivelmente a água líquida na temperatura do ponto de ebulição, 100 0C. A entalpia de vaporização da água a 100 0C e 1 atm é 539,7 cal/g. Calcular q, w, ∆U, ∆H, ∆Ssist

e ∆G. Dados (a 100 ºC): dvapor = 0,598 g/L; dágua = 1,0 g/mL)

17 - Como varia a entropia do sistema quando ocorrem os seguintes processos: (a) um sólido é fundido (b) um líquido é vaporizado (c) um sólido é dissolvido em água (d) um gás é liquefeito

18 - Para cada um dos seguintes pares escolha a substância com a entropia mais elevada (por mol) na temperatura considerada: (a) O2(g) a 5 atm e O2(g) a 0,5 atm (b) Br2(g) e Br2(l) (c) 1 mol de N2(g) em 22,4 L e 1 mol de N2(g) em 2,24 L. (d) CO2(g) e CO2 dissolvido em água.

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19 - Dado Kb da amônia a 298 K como sendo igual a 1,76.10-5.

NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq)

+ OH-(aq)

(a) calcular ∆G0 para a reação: (b) Qual é o valor de ∆G no equilíbrio? (c) Qual é o valor de ∆G quando as concentrações de NH3, NH4

+ e OH- são respectivamente iguais a 0,10 mol/L, 0,10 mol/L e 0,050 mol/L?

20 - As células usam a hidrólise do trifosfato de adenosina, ATP, como fonte de energia. A conversão de ATP em ADP possui uma energia livre padrão de -30,5 kJ/mol. Se toda a energia livre do metabolismo da glicose é encaminhada para a conversão de ADP em ATP, quantos mols de ATP podem ser produzidos por mol de glicose metabolisada? Dados: entalpia padrão de formação e entropia absoluta padrão de C6H12O6(s) respectivamente iguais a -304,6 kcal/mol e 50,7 cal/K.

C6H12O6(s) + 6 O2(g) → 6 CO2(g) + 6 H2O(l)

21 - Qual a máxima quantidade de trabalho útil, expresso em kJ, que se pode obter a 25 0C e 1 atm pela oxidação de 1,00 mol de propano, C3H8, de acordo com a equação:

C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(g)

22 - Calcular ∆G0298 para H2O2(g) → H2O(g) + ½ O2(g), sendo dados ∆H

0298 = -106 Kj e ∆S

0298 = 58 J/K.

Poder-se-ia esperar que H2O2(g) fosse estável a 298 K? Explique!

23. O calor específico da prata é 0,0565 cal/g oC. Assumindo nenhuma perda de calor para o meio, calcule a temperatura final quando 100 g de prata a 40 oC é imersa em 60 g de água a 10 oC.

24. O ponto de fusão de certa substância é 70 oC, seu ponto de ebulição é 450 oC, sua entalpia de fusão é 125,4 J/g, sua entalpia de vaporização é 188,1 J/g e seu calor específico é 0,90 J/gK. Calcule o calor requerido para converter 100 g da substância do estado sólido a 70 oC a vapor a 450 oC.

25. Qual o calor necessário para converter 10 g de gelo à –10 oC a água líquida a 10 oC? Dados: cgelo = 2,09 J/g

oC, cágua = 4,18 J/g oC, ∆Hfusão = 334,4 J/g.

26. Determine a temperatura resultante quando 150 g de gelo a 0 oC é misturado com 300 g de água a 50 oC. Dados: cágua = 4,18 J/g

oC, ∆Hfusão = 334,4 J/g.

27. Quando 1 kg de carvão antracito é queimado, cerca de 30514 kJ de calor são liberados. Que quantidade de carvão é requerida para aquecer 4 kg de água da temperatura ambiente (20 oC) até o ponto de ebulição (em 1 atm de pressão), assumindo que não há perda de calor? Dados: cágua = 4,18 J/g

oC.

RESPOSTAS DOS PROBLEMAS:

1- ∆H = 600 J ; ∆U = 460 J 2- ∆H = -1,44.103 cal; ∆U = -1,44.103 cal 3- ∆H = 540 cal ; ∆U = 499 cal ; ∆H molar = 9720 cal/mol; ∆U molar=8,99.103 cal/mol 4- -66,36 kcal/mol 5- - 934,5 kcal/mol ; 2,95 kcal/mol 6- ∆H=∆U= -15,6 kcal pois P.∆V= -5,04.10-5 kcal 7- - 942,4 kcal/mol 8- ∆H = -16,83 kJ 9- - 48,8 kJ/mol 10- - 24,3 kJ 11- 89 Cal 12- 8,67 kJ/ºC 13- 55 % 14 - - 44,4 kJ/mol 15- 62,0 kJ

16- qp = ∆H = -9,71.103 cal; ∆U = -8,97.103 cal;

w = 734,3 cal ; ∆S = -26,0 cal/K ; ∆G = 0 . 17- (a) aumenta. (b) aumenta. (c) aumenta. (d) diminui. 18- (a) O2(g) a 0,5 atm; (b) Br2(g); (c) 1 mol de N2(g) em 22,4 L; (d) CO2(g) 19- a) 27,1 kJ/mol b) zero c) 19,7 kJ 20- 94,3 mols 21- -2073,22 kJ 22- ∆G 0 = - 123,3 kJ 23- 12,6ºC 24- 65,5 kJ 25- 3971 J 26- 6,7ºC 27- 44 g

16

EXERCÍCIOS SOBRE EQUILÍBRIO QUÍMICO

QUESTIONÁRIO

1. Como é possível deduzir uma expressão geral para a constante de equilíbrio utilizando a lei da ação das massas para reações elementares? 2. Como se sabe que uma reação química em sistema fechado atingiu o estado de equilíbrio? 3. Quais as características do estado de equilíbrio? 4. Que relação se pode estabelecer entre o valor de K e a viabilidade termodinâmica de uma reação? 5. Qual a relação entre o valor da constante de equilíbrio e a escolha da equação química que representa o processo? E quando há combinações de equilíbrios? 6. Quais as formas usuais de representar a constante de equilíbrio 7. Explique a diferença entre Q (quociente de reação) e K.

PROBLEMAS

1. Expresse a constante de equilíbrio para as equações abaixo:

1.1. NH4NO2(s) N2(g) + 2 H2O(g)

1.2. FeO(s) + H2(g) Fe(s) + H2O(g)

1.3. 4 Fe(s) + 3 O2(g) 2 Fe2O3(s)

2. Explique em termos de Q, K e ∆G o que acontece com o equilíbrio NH4HS(s) NH3(g) + H2S(g) quando: a) NH3 é adicionado; b) NH4HS é adicionado; c) gás inerte é adicionado a P e T constantes; d) H2S é retirado.

3. A 2727 0C o Kc para a reação Cl2(g) 2 Cl(g) vale 0,37. No equilíbrio, em sistema fechado, a pressão de Cl2 é 0,86 atm. Qual a pressão parcial de Cl no recipiente?

4. O valor de Kp a 377 0C para a reação 3 H2(g) + N2(g) 2 NH3(g) é 1,2. Calcule Kc para a equação

NH3(g) 1/2 N2(g) + 3/2 H2(g).

5. Um recipiente é carregado com 0,50 atm de N2O4 e 0,50 atm de NO2 a 25 0C. Depois de atingido o

equilíbrio, representado pela equação N2O4(g) 2 NO2(g), a pressão parcial do N2O4 é 0,60 atm. Calcule Kp a 25

0C.

6. Uma mistura de 0,1 mol de NO, 0,050 mol de H2 e 0,1 mol de H2O é colocada num recipiente fechado de 1 litro. Após certo tempo é estabelecido o equilíbrio:

2 NO(g) + 2 H2(g) N2(g) + 2 H2O(g) No equilíbrio a concentração de NO é 0,062 mol/L. Calcule Kc.

7. A 1285 0C a constante de equilíbrio para a reação Br2(g) 2 Br(g) é Kc = 1,04.10-3. Um frasco de

0,2 L, contendo uma mistura em equilíbrio dos gases, apresenta 0,245 g de bromo gasoso, Br2(g). Qual a massa de Br(g) presente?

8. Uma amostra de 0,831 g de SO3 é colocada num recipiente evacuado de 1 litro e aquecida a 1100 K. O anidrido sulfúrico sofre decomposição de acordo com a equação:

2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g) No equilíbrio a pressão total no recipiente é 1,300 atm. Calcule Kc e Kp para o processo a 1100 K.

9. PCl5 puro é introduzido em uma câmara evacuada atingindo o equilíbrio a 250 0C e 2 atm, segundo a

equação PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g). A mistura em equilíbrio contém 40,7% em volume de cloro. a1. Quais as pressões parciais de PCl5 e PCl3 no equilíbrio? a2. Qual o valor de Kp a 250

0C? a3. Qual o grau de dissociação do PCl5 nessas condições? Se a mistura gasosa é expandida a 250 0C até uma pressão de 0,200 atm, calcule: b1. a pressão parcial de cloro no novo equilíbrio. b2. a % em volume de cloro no novo equilíbrio. b3. a % de pentacloreto de fósforo dissociado no novo equilíbrio.

17

10. A 308 K o Kp para a reação N2O4(g) 2 NO2(g) é 0,249. Quais as pressões parciais dos dois gases no equilíbrio? Calcule o grau de dissociação de tetróxido de dinitrogênio a 308 K e pressão total de 2 atm.

11. Sabendo-se que a 25 0C e pressão total de 0,25 atm o brometo de nitrosila está 34% dissociado, calcule o valor de Kp a 25

0C para a reação representada pela equação:

2 NOBr(g) 2 NO(g) + Br2(g)

12. Uma mistura de H2, I2 e HI em equilíbrio a 4580C contém 2,24.10-2 mol/L de H2, 2,24.10

-2 mol/L de I2 e 0,155 mol/L de HI num recipiente de 5 litros. Qual a condição final de equilíbrio quando este é restabelecido após a adição de 0,1 mol de HI?

13. Um recipiente fechado contém 1,0 mol de BaCO3, 1,0 mol de BaO e 1,0 mol de CO2 em equilíbrio,

segundo a equação BaCO3(s) BaO(s) + CO2(g). Se meio mol de CO2 for adicionado ao sistema, o que acontecerá com as quantidades das três substâncias presentes, supondo volume constante?

14. A 21,8 0C a constante de equilíbrio Kc da reação representada pela equação abaixo apresenta o valor 1,2.10-4.

NH4HS(s) NH3(g) + H2S(g) Calcule as concentrações de equilíbrio de amônia e sulfeto de hidrogênio se uma amostra do sólido é colocada num frasco fechado e se permite que haja decomposição até o estabelecimento do equilíbrio a 21,8 0C.

15. Carbamato de amônio, NH4CO2NH2(s), decompõe-se por aquecimento segundo a equação

NH4CO2NH2(s) 2 NH3(g) + CO2(g). Colocando-se certa quantidade do sólido num frasco rígido a 25 0C, constata-se que a pressão total de equilíbrio é 0,117 atm. Qual o valor de Kp para a equação dada? Qual deve ser a pressão adicional de CO2 para que, no novo equilíbrio, a pressão de NH3 reduza-se à metade do valor original?

16. A certa temperatura Kc = 7,5 para a reação representada pela equação: 2 NO2(g) N2O4(g) Se 2,0 mols de NO2 são colocados num frasco de 2 litros para reagir, quais serão as concentrações de equilíbrio de NO2 e N2O4? Quais serão as novas concentrações de equilíbrio se o volume do frasco for dobrado?

17. A 1200 K, temperatura aproximada dos gases de exaustão dos automóveis, a constante Kp para a

reação 2 CO2(g 2 CO(g) + O2(g) é 1,0.10-3. Supondo que o gás do escapamento (pressão total =

1,0 atm) contém percentagens volumétricas de CO, CO2 e O2 respectivamente iguais a 0,20%, 12% e 3,0%, pergunta-se: a) o sistema está em equilíbrio? b) Se não estiver, como irá se comportar o sistema até atingir o estado de equilíbrio?

18. A 700 K a constante de equilíbrio Kp para a reação 2 NO(g) + Cl2(g) 2 NOCl(g) apresenta o valor 0,26. Preveja o comportamento das seguintes misturas, na mesma temperatura:

PNO P(Cl2) PNOCl a) 0,15 atm 0,31 atm 0,11 atm b) 0,12 atm 0,10 atm 0,050 atm c) 0,15 atm 0,20 atm 0,0050 atm

19. Uma mistura gasosa contém 0,30 mol/L de SO2, 0,16 mol/L de Cl2 e 0,50 mol/L de cloreto de sulfurila, SO2Cl2. Se Kc = 0,011 para o equilíbrio representado pela equação:

SO2Cl2(g) SO2(g) + Cl2(g), Pergunta-se: a) o sistema está em equilíbrio? b) se não estiver, em que sentido deve evoluir a reação até atingir o equilíbrio?

20. A 1000 K o Kp para a reação I2(g) 2 I(g) é 3,1.10-3. Observa-se que num recipiente selado a

1000 K a pressão de I2 é 0,21 atm e a de I(g) é 0,030 atm. a) O sistema está em equilíbrio? b) se não estiver, a pressão parcial de I2 aumenta ou diminui à medida que se aproxima o estado de equilíbrio?

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21. Em sistema fechado a 250C a reação TiCl4(g) Ti(s) + 2 Cl2(g) é endotérmica. O que acontece com o grau de avanço do ponto de equilíbrio quando a temperatura é aumentada?

22. 1,50 mol de POCl3 é colocado num recipiente de 0,5 litro a 4000C, estabelecendo-se o equilíbrio

segundo a equação POCl3(g) POCl(g) + Cl2(g) com Kc = 0,248. Calcule o número de mols de POCl que deve ser adicionado ao sistema de maneira a produzir uma concentração de equilíbrio de Cl2 igual a 0,5 mol/L.

RESPOSTAS

1.1 Kc = [N2] [H2O]2 1.2 Kc = [H2O] / [H2]

1.3 Kc = 1 / [O2]3

13. BaCO3 = 1,5 mol BaO = 0,5 mol CO2 = 1 mol

2. a) Q > K; ∆G > 0; R ← P 14. [H2S] = [NH3] = 0,0110 mol/L b) Q = K; sem deslocamento 15. KP = 2,37.10

-4 P adicional = 0,136 atm c) Q < K; ∆G < 0; R → P 16. Eq. 1: [NO2] = 0,228 mol/L d) Q < K; ∆G < 0; R → P [N2O4] = 0,386 mol/l 3. 8,9 atm Eq. 2: [NO2] = 0,152 mol/L 4. 0,017 [N2O4] = 0,174 mol/l 5. 0,15 17. a) Q = 8,3.10-6 Q<K não equilíbrio 6. 6,5.102 b) reação sentido R→ P 7. 0,0451 g 18. a) Q = 1,73 > K R ← P 8. Kc = 4,44.10

-2 b) Q = 1,74 > K R ← P 9. a1 PPCl5 = 0,372 atm PPCl3 = PCl2 = 0,814 atm c) Q = 0,00556 < K R→ P a2. 1,78 a3. 68,6% 19. a) Q = 0,096 > K não equil. b) R ← P b1. 0,0974 atm b2. 48,68% b3. 94,84% 20. a) Q = 4,3.10-3 > K não equil. 10. 17,4 % b) pressão de I2 aumenta 11. 1.10-2 21. grau de avanço aumenta 12. [H2] = [I2] = 0,02464 mol/L [HI] = 0,1705 mol/L 22. 0,370 mol

EXERCÍCIOS SOBRE EQUILÍBRIO IÔNICO

PARTE 1 - EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE

QUESTIONÁRIO 1 - Em que momento se estabelece um equilíbrio de solubilidade? Qual é a característica da solução nessas condições? 2 - Que é produto iônico de uma espécie em solução? O que é o produto de solubilidade? Relacionar com Q e K estudados em Termodinâmica. 3 - Como os valores de Q e K determinam o comportamento de uma espécie iônica em solução quanto à sua solubilidade nesse sistema? 4 - Que é efeito do íon comum?

PROBLEMAS

1- Calcular a solubilidade do fluoreto de cálcio, CaF2 (KPS = 3,9.10-11) nas seguintes condições:

(a) quando da adição de uma pequena quantidade do sal em água até saturar a solução. (b) em solução 0,010 mol/L de NaF . (c) em solução 0,0176 mol/L de Ca(NO3)2.

2 - Uma solução saturada de hidróxido ferroso, Fe(OH)2, apresenta concentração hidroxiliônica igual a 1,17.10-5 mol/L . Calcular o KPS do hidróxido, sabendo que não há outro soluto presente no sistema.

3 - Calcular o KPS dos compostos abaixo discriminados, sabendo o valor de suas solubilidades em água, expressas em ppm, a 250C. (1 ppm = 1 mg/L = 1x10-3 g/L) (a) BiI3 ( s = 7,8 ppm ) (b) MgNH4PO4 ( s = 9,2 ppm )

4 - A fluoretação da água potável é amplamente empregada na prevenção de cárie dentária. Tipicamente, a concentração de íon fluoreto é ajustada no valor 1 ppb. Algumas águas “duras “, isto é, contendo íons Ca2+, que interfere na ação dos sabões, apresentam o cátion em concentração 8 ppb. Poderia haver formação de precipitado nessas condições? (1 ppb = 1 g/L = 1x10-6 g/L)

19

5 - Uma solução é preparada pela mistura de 100 mL de AgNO3 0,200mol/L com 100 mL de HCl 0,100 mol/L. (a) Haverá precipitação de cloreto de prata nessas condições? (b) Se houver, quais as concentrações dos íons após o estabelecimento do equilíbrio? (KPS do AgCl igual a 1,8.10

-10).

6 - Quais as concentrações dos íons Hg22+ e Cl- na solução que resulta da adição de 32,5 mL de Hg2(NO3)2

0,117 mol/L a 67,5 mL de MgCl2 0,02815 mol/L. KPS (Hg2Cl2) = 1,3.10-18.

7 - NaOH diluído é introduzido numa solução que é 0,050 mol/L em Cu2+ e 0,040 mol/L em Mn2+. (a) Qual o hidróxido que precipita primeiro?

(b) Que concentração de hidroxila é necessária para iniciar a precipitação do primeiro hidróxido? Valores dos KPS: [ Cu(OH)2 ] = 1,6.10

-19; [ Mn(OH)2 ] = 1,9.10-13

8 - Misturam-se 60,0 mL de MnCl2 0,0333 mol/L com 40,0 mL de KOH 0,0500 mol/L. (a) Se houver precipitação de Mn(OH)2 nestas condições, quais as concentrações dos íons após o estabelecimento do equilíbrio? (b) Calcular a solubilidade do hidróxido de manganês II formado nessas condições. (KPS do Mn(OH)2 é igual a 1,9.10

-13)

PARTE 2 - EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE

QUESTIONÁRIO

1 - Como se conceituam ácido e base segundo Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis? 2 - O que é par conjugado ácido-base? Como estão relacionadas às formas ácida e básica nesse sistema quanto a seu comportamento? 3 - O que é produto iônico da água? Qual seu valor nas condições padrões? 4 - Como se caracterizam meio ácido, básico e neutro? 5 - Como se definem pH e pOH? Como se caracterizam acidez, basicidade e neutralidade segundo esse critério? 6 - Escreva as equações de balanço de carga e de material para soluções das seguintes espécies: (a) NH4OAc (b) NaHCO3 (c) Na2CO3 (d) H2SO3 7 - Em que circunstâncias é necessário incluir a contribuição da auto-ionização da água na avaliação do pH de um ácido ou de uma base? 8 - Que é solução tampão? Como é normalmente constituída? Como se calcula o pH desses sistemas? 9 - Que são tampões de ácidos polipróticos? Como se avalia o pH desses sistemas? 10 - Que são alfa-valores? Quantos alfa-valores um ácido poliprótico apresenta? Quanto vale a soma dos alfa-valores de um ácido poliprótico?

PROBLEMAS 1 - Uma solução 0,100 mol/L de um ácido fraco genérico HA apresenta pH igual a 4,84. Calcular a constante de ionização do ácido e o seu grau de ionização nas condições dadas.

2 - Calcular o pH de uma solução 0,500 mol/L de acetato de amônio, conhecendo-se Ka do ácido acético e Kb da amônia.

3 - Calcular o pH de uma solução 0,0050 mol/L de Ba(OH)2 , admitindo-se α = 1.

4 - Leite de magnésia é uma suspensão de hidróxido de magnésio sólido em água. Calcular o pH da fase aquosa, supondo-se que é composta de água pura saturada com hidróxido de magnésio. (KPS = 1,8.10

-11 ).

5 - O pH de uma solução 1,0 mol/L de nitrito de sódio, NaNO2, é 8,65. Calcular a constante de ionização Ka do ácido nitroso. 6 - Dissolvem-se 2,98 g de NaClO em água suficiente para completar 500 mL de solução. Calcular o pH da solução resultante.

7 - Ácido sórbico, HC6H7O2 é um ácido fraco monoprótico com Ka = 1,7.10-5. Seu sal potássico é

adicionado a queijos para inibir a formação de mofo. Qual é o pH da solução contendo 4,93 g de sorbato de potássio em 500 mL de solução.

20

8 - Calcular o pH da solução resultante da mistura de 28 g de ácido fórmico com igual massa de formato de sódio em água suficiente para totalizar um volume de 500 mL.

9 - Calcular o pH da solução resultante da mistura de 20,0 mL de ácido fórmico 0,200 mol/L com: (a) 80,0 mL de água destilada (b) 20,0 mL de NaOH 0,160 mol/L (c) 25,0 mL de NaOH 0,160 mol/L (d) 25,0 mL de formato de sódio 0,200 mol/L (e) 20,0 mL de HCl 0,0500 mol/L

10 - Calcular o pH da solução resultante da mistura de 20,0 mL de NH3 0,100 mol/L com: (a) 80,0 mL de água destilada (b) 20,0 mL de HCl 0,0500 mol/L (c) 40,0 mL de HCl 0,0500 mol/L (d) 20,0 mL de NH4Cl 0,100 mol/L.

11 - Quantos gramas de cloreto de amônio devem ser adicionados a 100 mL de amônia concentrada (13,2 mol/L) para se obter uma solução de pH = 10?

12 - Que massa de formato de sódio precisa ser adicionada a 400 mL de ácido fórmico 1,0 mol/L de maneira a produzir um tampão de pH igual a 3,50?

13 - Misturam-se 20,0 mL de HCl 0,200 mol/L a 30,0 mL de NaOH 0,150 mol/L. Qual é o pH da solução resultante?

14 - Qual é o par conjugado principal de uma solução de ácido ftálico, H2Ph, de pH igual a 5,00? Qual a razão entre as concentrações das espécies envolvidas?

15 - Dimetilglioxima, C4H8N2O2, é uma base fraca com Kb = 4,0.10-4. Em que valor de pH essa base e seu

ácido conjugado apresentarão idênticas concentrações?

16 - Certo composto orgânico que é usado como indicador ácido-base apresenta iguais concentrações das formas ácida, HB, e básica, B-, no pH = 7,80. Qual o pKb da forma básica do indicador?

17 - A 370C e na força iônica do sangue o pK1 do ácido carbônico é 6,10. Qual a razão entre as concentrações de H2CO3 e HCO3

- no pH igua a 7,40?

18 - Calcular o pH das seguintes soluções: (a) HCN 1,0.10-4 mol/L (b) anilina 1,0.10-4 mol/L (c) NaIO3 0,10 mol/L (d) NaOH 0,010 mol/L e Na3PO4 0,100 mol/L (e) hidrogeno tartarato de sódio, NaHT, 0,100 mol/L (f) Na2HAsO4 0,100 mol/L (g) NaHCO3 0,100 mol/L e Na2CO3 0,050 mol/L

19 - Sacarina, adoçante artificial, é um ácido fraco com pKa = 11,68 . Esse composto ioniza em solução

aquosa como segue: HNC7H4SO3(aq) + H2O H3O+ + NC7H4SO3

-(aq)

Qual é o pH de uma solução 0,010 mol/L dessa substância?

20 - Muitos refrigerantes carbonatados usam o sistema tampão H2PO4 - e HPO4

-2 . Qual o pH de um refrigerante cujo tampão predominante é constituído de 6,5 g de NaH2PO4 e 8,0 g de Na2HPO4 num volume total de 355 mL?

21- Suponha que se deseja efetuar um experimento fisiológico que requer tamponamento no pH igual a 6,5. Sabe-se também que o organismo em questão não é sensível a um ácido diprótico H2X e seus sais. Dispõe-se de uma solução 1,0 mol/L do ácido e de NaOH 1,0 mol/L. Que volume de solução de NaOH se deve adicionar a 1,0 litro do ácido para dar um pH igual a 6,5? (K1 = 2,0.10

-2 e K2 = 5,0.10-7 )

22 - Calcular a variação de pH decorrente da adição de 10,0 mL de HCl 1,0 mol/L a: (a) 100 mL de água pura (b) 100 mL de solução 1,0 mol/L em NaH2PO4 e Na2HPO4 .

23 - Resolver o problema 22 considerando agora o efeito da adição de 10,0 mL de NaOH 1,0 mol/L aos mesmos sistemas anteriores.

21

24 - Que volume de NaOH 0,350 mol/L deveria ser adicionado a 300 mL de NaHCO3 0,250 mol/L de maneira produzir uma solução tampão de pH igual a 10,0?

25 - Que volume de HCl 0,350 mol/L deveria ser adicionado a 300 mL de Na2CO3 0,250 mol/L de maneira a produzir uma solução tampão de pH igual a 10,0?

26 - Que massa de acetato de sódio, NaC2H3O2, e que volume de ácido acético glacial devem ser misturados para se obter 750 mL de um tampão igual a 4,50 ? Suponha que no tampão a concentração de ácido acético é 0,300 mol/L. (Dados: ácido acético glacial = 99% de HOAc e d = 1,05 g/mL ).

27 - Deseja-se preparar 1000 mL de um tampão de NaHCO3 e Na2CO3 com pH igual a 9,70. Calcular as concentrações dos dois sais se essa solução deve ser preparada de tal maneira que a adição de 60 milimols de um ácido forte não produza um pH menor que 9,30.

28 - Calcular o pH da solução resultante da mistura de 25,0 mL de Na2HPO4 0,120 mol/L com: (a) 20,0 mL de HCl 0,100 mol/L (b) 30,0 mL de HCl 0,100 mol/L (c) 20,0 mL de NaOH 0,100 mol/L.

29 - Calcular o conjunto de alfa-valores para: (a) H3PO4 no pH = 10 (b) EDTA no pH = 5,0.

30 - Uma solução 0,205 mol/L de ácido tartárico é levada ao pH = 4,00 com base forte. Quais as concentrações das espécies tartarato (H2T, HT

-, T - -) nessas condições?

RESPOSTAS

PARTE 1 1- (a) 2,136.10-4 mol/L (b) 3,9.10-7 mol/L (c) 2,35.10-5 mol/L

2- 8,0.10-16 3- (a) 7,7.10-19 (b) 3,0.10-13 4- Q < KPS , não ocorre precipitação

5- Ocorre precipitação pois Q > KPS ; [Ag+] = 0,050 mol/L; [Cl -] = 3,6.10-9 mol/L

6- [Hg22+] = 0,019 mol/L; [Cl -] = 8,27.10-9 mol/L 7- (a) Cu(OH)2 precipita primeiro. (b) 1,8.10

-9 mol/L 8- [Mn2+] = 0,0100 mol/L; [OH -] = 4,3610-6 mol/L; s = 2,18.10-6 mol/L PARTE 2 1- 2,1.10-9 e 0,014% 2- 7,0 3 - 12 4- 10,5 5- 5,0.10-4 6- 10,21 7- 8,79 8- 3,58 9- (a) 2,57 (b) 4,35 (c) 8,35 (d) 3,85 (e) 1,59 10- (a) 10,8 (b) 9,24 (c) 5,36 (d) 9,24 11- 12,43 g 12- 15,25 g 13- 12,0 14- Par conjugado principal: HPh - / Ph - - pois: razão [HPh -] / [Ph - -] = 2,56 razão [H2Ph] / [ HPh

-] = 0,0089 15- 10,6 16- 6,20 17- [HCO3

-] / [H2CO3 ] = 20 18- (a) 6,33 (b) 7,35 (c) 7,10 (d) 12,63 (e) 3,67 (f)

9,24 (g) 10,06 19- 6,76 20- 7,22 21- 1,6 litro 22- (a) 1,04 (b) 7,12 23- (a) 12,96 (b) 7,30 24- 65,04 mL 25- 149 mL 26- 10,2 g e 13,0 mL 27- NaHCO3 0,49 mol/L e Na2CO3 0,11 mol/L

28- (a) 6,90 (b) 4,70 (c) 12,20 29- (a) α0 = 2,4.10-11 α1 = 1,60.10

-3 α2 = 0,994 α3 = 4,76.10-3

(b) α0 = 4,43.10-6 α1 = 4,43.10

-3 α2 = 0,9313 α3 = 0,0643 α4= 3,53.10-7

30- [H2T] = 1,31.10-2 mol/L; [HT -] = 1,31.10-1 mol/L; [T - - ] = 6,04.10-2 mol/L

EXERCÍCIOS SOBRE REAÇÕES DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO

QUESTIONÁRIO

1 - Como se caracterizam agentes oxidante e redutor? 2 - O que é uma célula galvânica? Quais os seus componentes básicos? 3 - Como se caracterizam cátodo e ânodo de uma célula eletroquímica? 4 - Quais devem ser as características principais do eletrólito constituinte da ponte salina? 5 - O que é eletrodo padrão de hidrogênio (EPH)? 6 - O que é potencial padrão de redução? e de oxidação? 7 - Como devem ser os valores de potencial de redução de oxidantes e redutores enérgicos? 9 - O que é célula eletrolítica? O que é f. e. m. de retorno?

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EXERCÍCIOS

1 - Acertar os coeficientes das equações abaixo pelo método das semi-reações:

(a) Sn2+(aq) + Cr2O7- - (aq)

→ Sn4+(aq) + Cr

3+(aq) (solução ácida)

(b) AsO2 -(aq) + ClO

-(aq) → AsO3

-(aq) + Cl

-(aq) (solução básica)

(c) Fe2+(aq) + MnO4 -(aq) → Fe

3+(aq)

+ Mn2+(aq) (solução ácida)

(d) C2O4 - -

(aq) + Cr2O7- -(aq) → CO2(g) + Cr

3+(aq) (solução ácida)

(e) Cr3+(aq) + ClO3 -(aq) → CrO4

- - (aq) + Cl

-(aq) (solução básica)

(f) ICl4 -(aq) → I2 s) + IO3

-(aq) + Cl

-(aq) (solução ácida)

(g) MnO2(s) → MnO4 -(aq) + MnO3

- 3(aq) (solução básica)

(h) Zn(s) + NO3 -(aq) → Zn

2+(aq) + NH4

+(aq)

(solução ácida)

(i) I2(s) + S2O3 - -

(aq) → I - (aq) + S4O6 - -(aq)

(j) BiO +(aq)

+ NO3-(aq) + Al(s) → Bi(s) + NH3(aq) + AlO2

-(aq) (solução básica)

(l) As2S3(s) + MnO4-(aq) → H3AsO4(aq) + Mn

2+(aq) + SO4

- - (aq)

(solução ácida)

(m) Ag+(aq) + C12H22O11(aq) → CO2(g) + Ag(s) (solução ácida)

2 - Calcular a f.e.m. das células padrões abaixo representadas, classificando-as como galvânica ou eletrolítica e indicando: cátodo e ânodo e polos positivo e negativo.

2.1. Cd(s) / Cd2+ 1 mol/L // Sn2+ 1 mol/L / Sn(s)

2.2. Ag(s) / Ag+ 1 mol/L // Cu2+ 1 mol/L / Cu(s)

2.3. Pt(s) / O2(g) 1 atm / H+ 1,0 mol/L / / Zn2+ 1,0 mol/L / Zn(s)

2.4. Cd(s) / Cd(OH)2(s) / OH- 1,0 mol/L / NiO2(s) / Ni(OH)2(s) / Pt(s)

3 - Calcular a f.e.m. das células eletroquímicas abaixo representadas, classificando-as como galvânicas ou eletrolíticas e indicando polos positivo e negativo.

3.1. Pt(s) / Hg(l) / Hg2Cl2(s) / HCl 0,100 mol/L / Cl2(g) 0,0400 atm / Pt(s)

3.2. Pt(s) / Hg(l) / Hg2SO4(s) / SO4- - 0,200 mol/L / / Hg2

+ + (0,100 mol/L) / Hg(l) / Pt(s)

3.3. Pt(s) / Ti2+ a = 0,200, Ti3+ a = 0,0200 / / H+ a = 0,0100 / H2(g) 730 torr / Pt(s)

3.4. Pt(s) / Hg(l) / Hg(NO3)2 0,250 mol/L / / Fe3+ 0,050 mol/L , Fe2+ 0,500 mol/L / Pt(s)

3.5. Zn(s) / ZnCl2 0,020 mol/L / / Na2SO4 0,100 mol/L / PbSO4(s) / Pb(s)

3.6. Pt(s) / H2(g) 1,0 atm / H+ 1,0.10-3 mol/L / / H+ 1,0.10-7 mol/L / H2(g) 0,10 atm / Pt(s)

3.7. Pt(s) / H2(g) 0,1 atm / H+ pH = 2,00 / / Ni2+ 0,05 mol/L / Ni(s)

3.8. Pt(s) / H2(g) 156 torr / OH- 1,00.10-3 mol/L / / Cl- 0,0100 mol/L / Cl2(g) 76 torr / Pt(s)

RESPOSTAS

2.1) 0,267 V 2.2) - 0,462 V 2.3) – 1,992 V 2.4) 1,305 V 3.1) 1,05 V 3.2) 0,123 V 3.3) 0,311 V 3.4) - 0,124 V 3.5) 0,487 V 3.6) - 0,21 V 3.7) – 0,200 V 3.8) 2,078 V