UFRGS - INSTITUTO DE QUÍMICA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA
QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA - QUI-01-026
CONCEITOS FUNDAMENTAIS
MATÉRIA é qualquer coisa que tem massa e ocupa lugar no espaço. A matéria pode apresentar-se nos
estados sólido, líquido e gasoso. Os sólidos consistem de partículas arranjadas de maneira definida, com
forma rígida, que não muda muito com a variação da temperatura. Os líquidos também apresentam volume
definido, cuja variação com a temperatura é um pouco mais acentuada que nos sólidos. No entanto, os
líquidos não apresentam forma definida: as partículas que os constituem podem fluir de maneira que
assumam a forma do recipiente. Em contraste com sólidos e líquidos, as partículas dos gases ocupam
completamente o recipiente. Podem ser expandidos ou comprimidos em grandes intervalos de volume,
sugerindo que suas partículas constituintes estão muito separadas umas das outras.
ESQUEMA GERAL
MATÉRIA
SUBSTÂNCIAS PURAS
ELEMENTOS
COMPOSTOS
S. SIMPLES
MISTURAS
HOMOGÊNEAS
HETEROGÊNEAS
S. COMPOSTA
SUBSTÂNCIA PURA é uma forma de matéria que apresenta composição definida. Não pode ser
decomposta por métodos físicos. Apresenta temperatura constante durante mudanças de estado.
ELEMENTOS ou SUBSTÂNCIAS ELEMENTARES são as substâncias puras mais simples. Não podem
ser decompostos por métodos químicos. Exemplo: Metais e Gases Nobres
COMPOSTOS são combinações de dois ou mais átomos de elementos químicos iguais ou diferentes. Podem
ser decompostos por métodos químicos. Exemplo: N2, O3, H2O, CH4
Assim, SUBSTÂNCIA SIMPLES é aquela formada por um só tipo de átomos, ou seja, átomos do mesmo
elemento químico (Exemplo: N2, O3). SUBSTÂNCIA COMPOSTA é formada pela combinação de dois ou
mais tipos de átomos, ou seja, dois ou mais elementos químicos (Exemplo: H 2O, CH4).
MISTURA é uma combinação de duas ou mais substâncias na qual cada substância conserva sua identidade.
Apresenta composição variável. Os componentes podem ser separados por métodos físicos. Apresenta
temperatura variável durante mudanças de estado.
MISTURA HOMOGÊNEA é aquela formada por dois ou mais componentes numa só fase. Apresenta a
mesma composição em todos os pontos do sistema.
MISTURA HETEROGÊNEA é aquela formada por dois ou mais componentes em duas ou mais fases.
Apresenta composição diversa em diferentes pontos do sistema.
PROPRIEDADES FÍSICAS correspondem a um conjunto de características de uma substância que
determinam a sua identidade. Ex.: cor, ponto de fusão, ponto de ebulição, densidade, estado físico etc. Não
implicam em mudança de composição da substância.
PROPRIEDADES QUÍMICAS são aquelas em que a matéria sofre uma mudança de composição.
ÁTOMO é a menor partícula de um elemento que ainda conserva suas propriedades químicas.
MOLÉCULA é a menor porção de um composto que ainda conserva suas características químicas.
UNIDADE DE MASSA ATÔMICA (u.m.a. ou simplesmente “u” segundo a mais recente recomendação da
IUPAC) corresponde a 1/12 da massa do isótopo do carbono que apresenta seis prótons e seis nêutrons. É a
unidade pela qual são expressas as massas atômicas médias dos elementos químicos. Exemplo:
Isótopos do carbono:
Abundância relativa:
Massas atômicas:
C12
98,892%
12,00000 u
C13
1,108%
13,00335 u
C14
2.10 -10 %
l4,00317 u
Massa atômica média = 12 x 0,98892 + l3,00335x 0,01108 + 14,00317x 2.10 -12 = 12,011 u
MASSA MOLECULAR corresponde à soma das massas atômicas em u.m.a. (ou “u”) dos átomos que
compõem a molécula.
NÚMERO DE AVOGADRO OU MOL corresponde ao número de átomos, moléculas ou fórmulas
presentes em um mol de uma espécie química (ou seja, 6,02.l0 23 átomos, moléculas ou fórmulas)
Modernamente, MOL é definido como a quantidade de matéria que contém 6,02.l0 23 unidades estruturais da
substância em questão.
FÓRMULAS QUÍMICAS podem ser dos seguintes tipos:
Composição centesimal ou Análise Elementar: percentagem em massa de cada elemento no
composto Ex.: Hidrocarboneto C - 85,6 % H - 14,4 %
Fórmula mínima ou empírica: número relativo de átomos de cada tipo no composto. Ex.: CH2, H2O.
Fórmula molecular: número efetivo de átomos de cada tipo na molécula do composto Ex.: C 2H4,
H2O.
REAÇÕES QUÍMICAS são as transformações sofridas pelas substâncias de maneira a gerar novas espécies
químicas.
EQUAÇÕES QUÍMICAS são as representações gráficas das reações químicas de uma maneira
esquemática e concisa. Ex.:
Zn(s) + 2 HCl (aq) → Zn2+(aq) + 2 Cl -(aq) + H2(g)
Uma equação química está balanceada quando apresenta o mesmo número de átomos nos dois membros da
equação.
PRECISÃO E EXATIDÃO DE MEDIDAS
A PRECISÃO de uma medida refere-se à concordância dos diversos valores obtidos (ou reprodutibilidade
dos valores obtidos).
A EXATIDÃO corresponde à concordância entre o valor medido e o valor aceito (ou real).
ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS
Os algarismos significativos de uma medida incluem todos os dígitos conhecidos com certeza mais um dígito
incerto. Ex.: Uma massa de 4,00 g medida com aproximação de 0,01 g implica em dizer que a massa se situa
entre 3,99 g e 4,01 g ou 4,00 + 0,01 g. (três algarismos significativos, com último dígito incerto )
.
EXEMPLOS:
medida
número de algarismos significativos
1,20 g
3
0,00123 g
3
2,0 g ou 0,020 g
2
1000 m/km
infinitos (pois é um valor exato)
130 g
2 ou 3 ( dígito incerto não especificado )
2
1,30.l0 g
3
REGRAS PARA AVALIAÇÃO DO NÚMERO DE ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS
1 - Todos os dígitos não-zero são significativos.
2- Zeros entre dígitos não-zeros são significativos
.
3- Zeros à esquerda do primeiro dígito não-zero não são significativos.
4- Zeros ao final de um número e à direita do ponto decimal são significativos.
5- Quando um número termina em zeros que não estão à direita do ponto decimal esses zeros não são
necessariamente significativos.
OPERAÇÕES COM ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS
1 - ADIÇÃO E SUBTRAÇÃO - O resultado não deve conter mais dígitos à direita do
ponto decimal do que a quantidade que apresenta o menor número de dígitos ä direita do ponto decimal.
Ex.:
49,146 + 72,13 + 5,9432 = (127,2192) = 127,22 .
2 - MULTIPLICAÇÃO E DIVISÃO - O resultado não deve apresentar mais algarismos significativos que o
fator com o menor número de algarismos significativos.
Ex.:
10,4 x 3,1416 = ( 32,67264 ) = 32,7
5,973 / 3,0 = ( 1,991 ) = 2,0
REGRAS PARA ARREDONDAMENTO
1 - Se o dígito mais à esquerda a ser removido é maior que cinco, o dígito precedente é aumentado de 1.
Ex.:
2,376 arredonda para: 2,4 ( para dois dígitos )
2,38 (para três dígitos )
2 - Se o dígito mais à esquerda a ser removido é menor que cinco, o dígito precedente não é alterado.
Ex.:
7,243 arredonda para 7,24 (para dois dígitos )
3 - Se o dígito mais à esquerda a ser removido é cinco, o dígito precedente não é alterado quando for par e é
aumentado de 1 quando for ímpar.
Ex:
2,25 arredonda para 2,2 e 4,35 arredonda para 4,4.
EXERCÍCIOS
1) 15,436 mL + 9,l mL + 105 mL =
2) 100,53 cm - 46,1 cm =
3) 73 m x 1340 m x 0,41 m =
4) 5,l79 g / 4,6 mL =
5) 1426 mL x 373 K / 204 K =
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EXERCÍCIOS SOBRE SISTEMAS MATERIAIS
1. O peso atômico do cádmio é 112. 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
90,02%
20,9940 u
0,257%
21,9914 u
8,82%
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 , C 9H8O4?
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 é queimado,
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?
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 200oC, 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 MgCO 3 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 1,0 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
obtido a partir de 2 toneladas de minério a 85%?
26. 400 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 seqüência 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 g de glicose, segunda a equação:
C6H12O6
2 C2H5OH + 2 CO2
28. Um certo cloreto de níquel hidratado apresenta a fórmula NiCl 2 (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 fornece 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 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)
Zn2+(aq) + H2(g)
+
Al(s) + 3 H (aq)
Al3+(aq) + 3/2 H2(g)
32. Massas iguais de zinco metálico e iodo são misturados e o iodo é completamente convertido em ZnI 2.
Que fração em massa do zinco original permanece inalterada?
33. 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
3
da liga produziu 415 cm de H2 medidos a 273 K e 1 atm. Qual a percentagem em massa de alumínio na
liga?
34. Quando aquecido a 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?
35. 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?
36. Uma amostra de um óxido de bário de composição desconhecida forneceu, após exaustivo aquecimento,
5,00 gramas de BaO e 366 mL de O 2 medidos nas CNTP. Qual a fórmula empírica do óxido desconhecido?
Qual a massa de óxido que existia inicialmente?
37. O catalisador de Sonogashira (publicado por K. Sonogashira, Y. Tohda e N. Hagihara, Tetrahedron Lett.,
1975, 4467) é um dos mais ativos catalisadores utilizados para a reação de acoplamento entre moléculas
contendo iodo e alcenos, formando moléculas com atividade biológica. Sua fórmula é [PduClvP w(CxHy)z]2.
Sobre ele são apresentados os seguintes dados:
a) uma análise por espectrometria de massas mostrou que sua massa molar é de 807 g;
b) uma amostra submetida a análise elementar revelou que sua composição é 53,76% de carbono e 3,74% de
hidrogênio;
c) uma amostra de 0,8070 g foi calcinada em excesso de oxigênio, produzindo 0,2440 g de PdO;
d) uma amostra de 0,4035 g foi atacada com ácido nítrico. A solução resultante foi tratada com excesso de
AgNO3, produzindo 0,1435 g de AgCl;
e) uma amostra de1,614 g foi tratada com ácido iodídrico, produzindo 1,662 g de PI 3.
A partir destes dados, determine o valor de u, v, w, x, y e z e escreva a fórmula mínima do composto.
38. Uma mistura de 7,45 g de óxido de ferro II e 0,111 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- 1,5x1023 átomos
2- a) 26 g/mol b) 3,01x1023 moléculas
3- 10,82 u
4- 19,99 u
5- 0,35 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% 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) 22,59 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- 25,5%
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- 0,742 (74,2%)
33- 92,6%
34- 29,435 g
35- 81,5%
36- BaO2; 5,52 g
37- [PdClP(C6H5)3]2
38- b) FeO c) 5,768 g d) 1,135 g de Al
INTERAÇÕES INTERMOLECULARES – FORÇAS DE VAN DER WAALS
As forças de atração intermoleculares são de extrema importância na determinação de propriedades
físicas dos compostos. Os aspectos importantes de cada tipo de força são:
- intensidade relativa
- diminuição da intensidade da força com o aumento da distância
- se a força é direcional ou não-direcional
TIPO DE FORÇAS QUÍMICAS
a) Ligação Covalente
- Fortemente direcional: depende da interpenetração de nuvens eletrônicas
- Força muito forte: da ordem de 250 a 400 kJ/mol
b) Ligação Iônica
- Força não direcional: atração eletrostática igual em qualquer direção
- Força muito forte: mesma ordem de grandeza da Ligação Covalente
- Longo alcance
Epar iônico = - │Z+│.│Z-│. e2 / 4 0r
→ E 1/r
c) Força Íon – Dipolo
Foi definido , como Momento de Dipolo Elétrico de uma molécula polar. Quando uma
molécula polar é colocada em um campo elétrico de um íon, seu dipolo tende a se alinhar.
- Força direcional: íon atrai polo de carga oposta do dipolo
- São mais fracas que a ligação iônica e diminuem mais rapidamente com a distância.
E = - │Z±│. / 4 0r2
→ E 1 / r2
- Forças importantes em soluções de compostos iônicos em solventes polares.
d) Forças de Van der Waals
d1) Interação Dipolo-Dipolo – Força de Debye
- Força direcional, moderadamente forte e de alcance pequeno.
E = - 1. 2 / 2 0r3
→ E 1 / r3
- Orientação dos dipolos somente em situações em que a energia atrativa é maior que a energia
térmica, que é o que ocorre em temperatura ambiente para sólidos e líquidos.
d2) Interação Dipolo-Dipolo Induzido
1º) Uma partícula carregada, como um íon, colocada na vizinhança de uma molécula apolar
vai provocar uma distorção da nuvem eletrônica da molécula apolar. A polarização da espécie apolar
depende da sua polarizabilidade ( ) e do campo polarizador do íon (Z±).
E = - │Z±│2. / 2 0r4
→ E 1 / r4
2º) Da mesma maneira, um dipolo pode produzir uma separação de cargas (dipolo induzido)
na espécie apolar.
E = - 2. / 2 0r6
→ E 1 / r6
Ambas as interações são muito fracas, pois as polarizabilidades da maioria das
espécies não são grandes. São efetivas em distâncias muito curtas. Sua importância está limitada a situações
de compostos iônicos ou polares em solventes apolares.
d3) Interações Dipolo Instantâneo-Dipolo Induzido – Forças de London ou Forças de
Dispersão
Mesmo em átomos neutros ou moléculas apolares, dipolos instantâneos podem surgir devido
a um desbalanço momentâneo na distribuição eletrônica. A flutuação da densidade eletrônica gera uma
polaridade instantânea (Momento Dipolar Instantâneo Médio = ’) que pode induzir dipolos em átomos ou
moléculas adjacentes.
E = - ’2 . / 2 0r6
→ E 1 / r6
Quanto mais volumosa a espécie, maior a sua capacidade de sofrer separação de cargas, ou
polarização.
“A capacidade de polarização ou polarizabilidade de uma espécie será tanto maior quanto
maior for seu volume atômico ou molecular. Quanto maior o número de elétrons, maior a probabilidade de
ocorrer momentaneamente uma distribuição desigual da densidade eletrônica”.
Esta é a mais fraca de todas as forças atrativas de interesse químico e é de muito curto
alcance. Como é diretamente proporcional a , as Forças de London aumentam com o volume molecular e o
número de elétrons polarizáveis.
OBS: Qualquer molécula polar ou apolar é suscetível a polarizabilidade induzida. Portanto,
as interações do tipo Dipolo – Dipolo Induzido e Dipolo Instantâneo – Dipolo Induzido sempre estarão
presente, mesmo em meios predominantemente polares. Como essas forças são muito fracas, elas podem ser
mascaradas pelas forças de Debye e, portanto, não serem detectadas.
e) Forças Repulsivas
Em oposição às forças atrativas, estão as forças resultantes da repulsão núcleo/núcleo e, mais
importante, repulsão dos elétrons mais externos. Em distâncias interatômicas extremamente pequenas, as
nuvens eletrônicas internas dos átomos que estão interagindo começam a se interpenetrar e ocorre repulsão.
Erepulsão = + k / rn
k = constante; n = valor elevado
As forças repulsivas somente ocorrem em distâncias extremamente pequenas.
RESUMO
Tipo de Interação
Ligação Covalente
Ligação Iônica
Íon-Dipolo
Dipolo-Dipolo
Íon-Dipolo Induzido
Dipolo-Dipolo Induzido
Forças de London
Força
Muito Forte
Muito Forte
Forte
Moderadamente Forte
Fraca
Muito Fraca
Muito Fraca
Energia em função da distância
Complexa, mas comparativamente de longo alcance
1 / r → comparativament longo alcance
1 / r2 → alcance pequeno
1 / r3 → alcance pequeno
1 / r4 → alcance muito pequeno
1 / r6 → alcance extremamente pequeno
1 / r6 → alcance extremamente pequeno
f) Ligações de Hidrogênio
São situações extremas da interação Dipolo-Dipolo. Podem ser observadas em espécies que
contém hidrogênio ligado aos elementos F, O ou N (elementos pequenos e muito eletronegativos). Como
esses elementos são muito eletronegativos, a ligação covalente fica muito polarizada o que faz com que o
hidrogênio interaja fortemente com o outro átomo dos elementos F, O ou N, também polarizados, na
molécula vizinha ou, em alguns, casos na mesma molécula.
H----F - - - - H----F
---- Ligação covalente
- - - - Ligação de H
E ~115 kJ/mol
As energias envolvidas nas ligações de H são elevadas e são quase da ordem de grandeza de
uma ligação química. As ligações de H provocam elevação do Ponto de Fusão e Ebulição nas espécies em
que esta interação existe.
Nº de ePE (ºC)
PE (ºC)
PE (ºC)
PE (ºC)
10
CH4
- 162
NH3
- 33 *
H2O
+ 100 *
HF
+ 20 *
18
SiH4
- 112
PH3
-87
H2S
- 61
HCl
- 85
36
GeH4
- 90
AsH3
- 55
H2Se
- 41
HBr
- 67
54
SnH4
- 52
SbH3
- 18
H2Te
-2
HI
- 35
* Existência de Ligações de H
OBS: com o aumento do nº de elétrons, aumenta a intensidade das Forças de London devido ao aumento da
polarizabilidade.
As Ligações de Hidrogênio podem ser:
- Intermoleculares
- Intramoleculares
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DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA
QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA - QUI-01026
FORÇAS INTERMOLECULARES - Exercícios
1) Qual composto tem ponto de ebulição maior: éter etílico ou butanol? Ambos têm fórmula C 4H10O, mas
suas fórmulas estruturais são diferentes, conforme pode-se ver a seguir. Justifique.
CH3CH2OCH2CH3 (éter etílico)
CH3CH2CH2CH2OH (butanol)
2) Comparar e explicar os valores das energias de sublimação dos compostos abaixo, através das interações
intermoleculares:
_____________Massa Molar
Volume Molar das Moléculas
Energia de Sublimação
Cl2
71 g/mol
34,5 cm3/mol
7,43 kcal/mol
CO
28 g/mol
25,7 cm3/mol
1,90 kcal/mol
NH3
17 g/mol
20,7 cm3/mol
7,14 kcal/mol
.
3) Considere as seguintes substâncias: HF, HCl, CCl4, CH3CH2OH, e CS2.
Em quais delas estão presentes forças intermoleculares do mesmo tipo?
4) Os hidretos da família do carbono e os da família do nitrogênio têm os pontos de ebulição:
C
N
C H4
Teb = -164ºC
NH3
Teb = -33ºC
SiH4
Teb = -112ºC
PH3
Teb = -88ºC
GeH4
Teb = -88ºC
AsH3
Teb = -55ºC
SnH4
Teb = -52ºC
SbH3
Teb = -17ºC
Explique o seguinte:
a) A tendência geral dos pontos de ebulição dos hidretos binários.
b) O ponto de ebulição excepcionalmente elevado da amônia
c) O fato dos hidretos da família do nitrogênio terem pontos de ebulição notavelmente mais elevados que os
da família do carbono.
RESPOSTAS:
1) Éter etílico: CH3 – CH2 – O – CH2 – CH3
Butanol: CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – OH
Éter etílico é apolar e só tem interações do tipo dipolo instantâneo-dipolo induzido. Butanol tem um grupo
hidroxila e pode interagir por pontes de hidrogênio. Logo, o butanol tem maior ponto de ebulição.
2) Cl2 – Molécula Apolar; interações por Forças de London. Mas como tem grande volume, as moléculas
são bastante polarizáveis, o que eleva a Energia de Sublimação.
CO – Molécula Polar; interações do tipo Dipolo-Dipolo que são moderadamente fortes. Mas as
moléculas tem pequeno volume e são muito pouco polarizáveis o que contribui para uma baixa Energia de
Sublimação.
NH3 – Molécula Polar; interações por Pontes de H. Apesar do pequeno volume das moléculas e da baixa
polarizabilidade as interações fortes contribuem para uma elevada Energia de Sublimação.
3)
a) HF, HCl, e CH3 – CH2 – OH: são polares, com forças de interação Dipolo-Dipolo (OBS: HF e
CH3 – CH2 – OH tem Pontes de H).
b) CCl4 e CS2: são apolares com forças de interação Dipolo Instantâneo-Dipolo Induzido (Forças de
London).
4) a) Família do C: moléculas apolares; Forças de London – Ponto de ebulição aumenta com a
polarizabilidade
Família do N: moléculas polares; Interações Dipolo-Dipolo – Ponto de Ebulição aumenta com a
polarizabilidade
b) NH3 tem massa molar pequena e baixa polarizabilidade, mas tem interações Dipolo-Dipolo fortes do
tipo Pontes de H, o que eleva o Ponto de Ebulição.
c) Os hidretos da família do C são apolares enquanto os hidretos da família do N são polares. Então,
quando as massas molares forem próximas e as polarizabilidades semelhantes, os compostos polares
terão mais alto Ponto de Ebulição.
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DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA
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LÍQUIDOS
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SOLUÇÕES
Características: É uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias. A homogeneidade implica que as
partículas das diferentes espécies presentes (moléculas, átomos ou íons) tenham tamanho molecular igual ou
inferior a 50 angstrons (5,000x10-9 m) e estejam distribuídas ao acaso.
As soluções podem existir em qualquer um dos três estados físicos, conforme descrito na Tabela 1:
TABELA 1: Tipos de Soluções
Tipo de Solução
Soluções gasosas
Gás dissolvido em gás
Líquido dissolvido em gás
Sólido dissolvido em gás
Soluções Líquidas
Gás dissolvido em líquido
Líquido dissolvido em líquido
Sólido dissolvido em líquido
Soluções Sólidas
Gás dissolvido em sólido
Líquido dissolvido em sólido
Sólido dissolvido em sólido
Exemplo
Oxigênio dissolvido em nitrogênio
Clorofórmio dissolvido em (evaporado em) nitrogênio
Gelo seco dissolvido em (sublimado em) nitrogênio
Dióxido de carbono dissolvido em água
Álcool dissolvido em água
Açúcar dissolvido em água
Hidrogênio dissolvido em paládio
Mercúrio dissolvido em ouro
Cobre dissolvido em níquel (ligas metálicas)
Classificação das Soluções: Quando um componente da solução está presente em grande quantidade em relação
aos outros, ele é denominado solvente, e os demais são denominados solutos. A relação de quantidade entre soluto
e solvente permite classificar as soluções em diluídas e concentradas. Estes são termos relativos geralmente
usados para indicar qualitativamente a concentração da solução. Uma classificação mais objetiva é a que segue:
- Solução Saturada: contém a máxima quantidade possível de soluto dissolvido numa certa quantidade de
solvente a uma determinada temperatura (e pressão, se for soluto gasoso); se for adicionado mais soluto, o
solvente não consegue mais dissolve-lo e este precipitará, não fazendo parte da solução, mas ficando em
equilíbrio com a mesma.
- Solução Insaturada: contém uma concentração de soluto menor do que a concentração de uma solução
saturada; se for adicionado mais soluto, o solvente continuará dissolvendo até atingir a saturação.
- Solução Supersaturada: contém uma concentração maior do que a concentração de uma solução saturada; é
uma solução instável e se for adicionado mais soluto, este desencadeará a precipitação do excesso de soluto
relativo à saturação.
Solubilidade: A solubilidade de um soluto em um dado solvente é definida como a concentração daquele soluto
na solução saturada. A solubilidade depende das propriedades do soluto e do solvente, da temperatura e da pressão
(solutos gasosos). Formas usuais de expressar solubilidade:
- massa de soluto (g) / 100 g de solvente
- massa de soluto (g) / 100 mL de solvente
- massa de soluto (g) / 100 mL de solução
A solubilidade de um sólido em água pode aumentar ou diminuir com a temperatura, ao passo que a
solubilidade de gases sempre diminui com o aumento da temperatura. Pode-se ver alguns exemplos na Tabela 2:
TABELA 2: Solubilidade e Temperatura
Soluto
Sacarose
Carbonato de lítio
Solubilidade em massa de soluto (g) / 100 g de água
20 ºC
80 ºC
204
312
1,33
0,85
Solubilidade e Temperatura: Pode-se aplicar o Princípio de Le Chatelier para explicar a influência da
temperatura, a qual é dependente do calor de dissolução, sobre a solubilidade de uma substância num determinado
solvente.
solução saturada
excesso de soluto
No equilíbrio, a velocidade de dissolução é igual à velocidade de deposição.
a) Processo de Dissolução Exotérmico:
soluto + solvente
solução + calor
- Se T for aumentada (fornecimento de calor), o equilíbrio se desloca no sentido inverso, ou seja, no sentido de
diminuir a solubilidade
- Se T for diminuída (retirada de calor), o equilíbrio se desloca no sentido direto, ou seja, no sentido de
aumentar a solubilidade.
Exemplo:
LiI(s)
Li+(aq)
+
I-(aq)
Hdissolução =
- 71 kJ/mol
b) Processo de Dissolução Endotérmico:
soluto + solvente +
calor
solução
- Se T for aumentada (fornecimento de calor), o equilíbrio se desloca no sentido direto, ou seja, no sentido de
aumentar a solubilidade
- Se T for diminuída (retirada de calor), o equilíbrio se desloca no sentido inverso, ou seja, no sentido de
diminuir a solubilidade.
Exemplo:
KI(s)
K+(aq)
+
I-(aq)
Hdissolução = + 21 kJ/mol
Solubilidade e Pressão: Pode-se também aplicar o Princípio de Le Chatelier:
-
soluto gasoso + solvente
solução líquida
Se P aumentar, o equilíbrio se desloca no sentido de dissolver mais soluto gasoso e a solubilidade aumenta.
Se P diminuir, o equilíbrio se desloca no sentido de dissolver menos soluto gasoso e a solubilidade diminui.
“A solubilidade de um gás dissolvido em um líquido é proporcional à pressão parcial do gás acima do líquido”
Mecanismo de Dissolução: Quando uma substância se dissolve em outra, partículas de soluto se distribuem no
solvente e passam a ocupar posições que normalmente são ocupadas por partículas de solvente. Se o soluto for
sólido, ocorre a destruição da estrutura do sólido quando as partículas do solvente atacam a superfície do retículo
cristalino removendo partículas de soluto da rede e rodeando-as de forma que as partículas de soluto ficam
dispersas entre as partículas de solvente. As energias envolvidas nesse processo são:
a) as partículas de soluto são separadas umas das outras e este processo absorve energia para que as ligações (ou
interações) soluto/soluto sejam rompidas. Esta energia chama-se Energia Reticular ( Hreticular)
Hreticular > 0
b) as partículas de soluto passam a interagir com as partículas do solvente e este processo libera energia chamada
Energia de Solvatação ( Hsolvatação); quando o solvente for água, chama-se Energia de Hidratação ( Hhidratação).
Hsolvatação < 0
c) as partículas de soluto passam a ocupar posições que seriam normalmente ocupadas por partículas do
solvente, ou seja, as partículas do solvente são afastadas umas das outras para que ocorra a intrusão de
partículas de soluto. Para romper as interações solvente/solvente é preciso absorver energia a qual chama-se
Energia de Intrusão ( Hintrusão).
Hintrusão > 0
Logo, a energia envolvida no processo de dissolução ( Hdissolução) é uma combinação de todas essas
energias:
Hdissolução =
Hreticular +
Hsolvatação +
Hintrusão
(+ ou -)
(+)
(-)
(+)
Se:
Se:
Hreticular +
Hreticular +
Hintrusão >
Hsolvatação
Hintrusão < | Hsolvatação |
Então:
Então:
Hdissolução > 0
Hdissolução < 0
Processo Endotérmico
Processo Exotérmico
Em resumo, a maior ou menor facilidade com que um determinado soluto dissolve em um determinado
solvente depende da intensidade das interações soluto/soluto e solvente/solvente (que precisam ser destruídas) e
das interações soluto/solvente que se estabelecem:
“Quanto mais intensas as forças de atração entre soluto e solvente, maior a solubilidade. Forças de
atração intensas soluto/soluto e/ou solvente/solvente desfavorecem a solubilidade, mas podem ser compensadas
por uma interação soluto/solvente intensa”.
Fator Entálpico versus Fator Entrópico: Quando duas substâncias se misturam para formar uma solução,
ocorre um aumento da desordem microscópica. Logo o Fator Entrópico é favorável à dissolução.
- Se a mistura de duas substâncias na formação de uma solução implica em queda de energia (processo
exotérmico), a miscibilidade é grande, pois o Fator Entálpico também será favorável à dissolução.
- Mas se a mistura de duas substâncias na formação de uma solução implica em aumento de energia
(processo endotérmico), a miscibilidade depende do balanço das influências do Fator Entrópico favorável e do
Fator Entálpico desfavorável.
Exemplos de Interações: soluto/soluto, solvente/solvente e soluto/solvente podem ser vistas na Tabela 3.
TABELA 3: Exemplos de Interações
Solvente
H2O
H2O
CCl4
H2O
Hexano
H2O
H2O
H2O
Hexano
Soluto
NaCl
Açúcar
I2
CCl4
CCl4
CH3OH
Hexano
Acetona
Sacarose
solvente/solvente
Forte
Forte
Fraca
Forte
Fraca
Forte
Forte
Forte
Fraca
Interações
soluto/soluto
Forte
Forte
Fraca
Fraca
Fraca
Forte
Fraca
Fraca
Forte
soluto/solvente
Forte
Forte
Fraca
Fraca
Fraca
Forte
Fraca
Forte
Fraca
Resultado
grande solubilidade
grande solubilidade
grande solubilidade
insolubilidade
grande solubilidade
grande solubilidade
insolubilidade
grande solubilidade
insolubilidade
Pode-se enunciar a regra geral: “Semelhante dissolve Semelhante”, ou seja: compostos polares são mais
solúveis em compostos polares e compostos apolares são mais solúveis em compostos apolares.
Expressão de Concentração de Soluções: Como soluções não apresentam composição fixa, não podem ser
designadas por fórmulas químicas fixas. Ao invés disso, as quantidades relativas do soluto e do solvente são
especificadas de formas alternativas as quais chamamos de concentração de solução. A concentração pode ser
expressa de várias maneiras através de Unidades de Concentração:
1) Fração Pondero-Volumétrica:
2) Fração Ponderal:
massa de soluto (g) .
volume de solução (L)
massa de soluto (g) .
massa de solução (g)
3) Fração Volumétrica:volume de soluto (L) .
volume de solução (L)
(multiplicando por 100: percentagem em massa de soluto)
(multiplicando por 100: percentagem em volume de soluto)
4) Fração Molar (xi): nº de mol de cada componente
nº total de mols
(x1 + x2 + x3 + ..... = 1)
5) Concentração Molar:
(concentração molar = molaridade)
nº de mol de soluto .
volume de solução (L)
6) Concentração Molal (W):
nº de mol de soluto
massa de solvente (kg)
.
(concentração molal = molalidade)
7) Regra geral para diluição: C1.V1 = C2 .V2
8) Regra geral para mistura de duas ou mais soluções de mesmo soluto e mesmo solvente:
Cmistura = C1.V1 + C2.V2 + ...........
V1 + V2 + .......
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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 litros de solução;
b. 2 mols de H2SO4 em 1,5 litro de solução.
2. Qual a concentração em mol/L de uma solução quando se misturam 2 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 0,2 mol/L de glicose (C 6H12O6), 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 g de cloreto de sódio, para se obter
uma solução a 0,2 mol/L.
5. Uma solução de ácido sulfúrico de densidade 1,25 g/mL contém 33% em massa de H 2SO4. 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 0,5 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, C 2H5OH, em água, se a fração
molar for 0,05 e a densidade 0,997g/mL?
9. Calcule quantos mL de KMnO4 0,10 mol/L são necessários para reagir completamente com 0,01 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% em massa de
NH3 em água, cuja densidade é 0,892 g/cm3.
11. A densidade de uma solução 2,5 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 H 3PO4 a 5% em massa cuja
densidade é 1,027 g/mL.
13. Qual o título (fração ponderal) e concentração em g/L de uma solução 0,10 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 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
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% 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 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% de HNO 3 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 kg de solução aquosa 2,5 mol/kg de NaOH para
transformá-la em solução 1 mol/kg?
27. Juntando-se 500 mL de uma solução 0,4 mol/L e 300 mL de uma solução 0,5 mol/L do mesmo soluto e
diluindo-se a solução obtida a 1 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 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 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 H 2SO4 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
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 H 2SO4 resultante da mistura de 500 mL
de uma solução aquosa de H2SO4 a 2 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 mol/L de NaCl com 250 mL de solução 1 mol/L de KCl, perguntamse 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 Na 2SO4 2,5 mol/L. Qual a concentração da
solução final, em relação aos íons Na +, Cl- e SO42-?
36. Juntando-se 300 mL de HCl 0,4 mol/L e 200 mL de NaOH 0,6 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 0,3 mol/L e 100 mL de KOH 1,2 mol/L, perguntam-se as concentrações
em mol/L da solução final em relação:
a) ao ácido
b) à base
c) ao sal formado
38. Foram misturados 500 mL de uma solução 0,40 mol/L de Na 2SO4 com 500 mL de uma solução 0,20 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 H 2SO4, 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
2. a) 0,34 mol/L b) xs = 0,006 xS = 0,994
3. 10,8 g
4. 25,6 L
5. 4,2 mol/L; 5,07 mol/Kg; xs = 0,08; xS = 0,92
6. 30 g
7. xs = 0,22 xS = 0,78
8. 2,92 mol/Kg; 2,57 mol/L
9. 40 mL
10. 15,70 mol/L; 25,14 mol/Kg; xs = 0,31; xS = 0,69
11. 2,86 mol/Kg
12. 0,52 mol/L; 0,54 mol/Kg
13. 0,038; 38,8 g/L
14. xs = 0,017; xS = 0,983
15. a) 0,12 g b) 1,20.1021 moléculas
16. 35g/100g de água
17. 78,2 u
18. a) 0,025 g/L b) 0,00714 mol/L
19. a) 0,03 g b) 9,9 mL
20. 0,002 g/mL
21. [Fe3+] = 0,1 mol/L; [NH4+] = 0,1 mol/L; [Cl-] = 0,4 mol/L
22. 14,20 mol/L
23. 6,7 mol/L
24. 0,02 mol/L
25. 1,5 Kg
26. 1,36 Kg
27. 0,35 mol/L
28. 0,500 mol/L
29. 2,37 L
30. 1,0 L
31. 5,0 mol/L
32. 50 mL
33. 0,58 mol/L
34. [NaCl] = 0,75 mol/L; [KCl] = 0,625 mol/L; [Na +] = 0,75
mol/L; [K+] = 0,625 mol/L; [Cl-] = 1,375 mol/L
35. [Na+] = 3,8 mol/L; [Cl-] = 0,80 mol/L; [SO42-] = 1,5
mol/L
36. [HCl] = [NaOH] = 0; [NaCl] = 0,24 mol/L
37. [H2SO4] = [KOH] = 0; [K2SO4] = 0,20 mol/L
38. [Na+] = 0,40 mol/L; [Cl-] = 0,20 mol/L; [SO42-] = 0,10
mol/L; [Ca2+] = zero; massa precipitado = 13,6 g
39. 90 %
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PROPRIEDADES COLIGATIVAS
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EXERCÍCIOS SOBRE PROPRIEDADES COLIGATIVAS
Solvente
Clorofórmio
Água
Benzeno
CCl4
Tcongelamento
- 63,5ºC
0ºC
5,5ºC
- 23ºC
Kc (K . Kg.mol-1)
4,68
1,86
5,12
29,8
Tebulição
61,2ºC
100ºC
80,1ºC
76,5ºC
Ke (K . Kg.mol-1)
3,63
0,51
2,53
4,95
1. Calcular o ponto de congelação de uma solução contendo 600 g de CHCl3 e 42,0 g de eucaliptol,
C10H8O, substância aromática encontrada nas folhas de eucalipto.
2. Liste as soluções abaixo arroladas em ordem crescente de seus pontos de ebulição e congelação.
- CaCl2 0,060 molal
- NaCl 0,15 molal
- HCl 0,10 molal
- C12H22O11 0,15 molal
- Na3PO4 0,080 molal
- CH3COOH 0,20 molal (grau de ionização = 1,3 %)
3. Calcular a pressão de vapor da solução preparada pela adição de:
a) 32,5 g de glicerina, C3H8O3, a 120 g de água a 65ºC
b) 5,00 g de sulfato de sódio, Na2SO4, a 115 g de água a 65ºC
OBS: pressão de vapor da água a 65ºC = 187,5 torr
4. Uréia, CO(NH2)2, é um produto do metabolismo de proteínas em mamíferos. Qual a pressão
osmótica de uma solução contendo 1,10 g de uréia em 100 mL de água a 20ºC?
5. A água do mar contém 3,4 g de sais para cada litro de solução. Supondo-se que o soluto é constituído
inteiramente de NaCl (mais de 90% é, realmente), calcule a pressão osmótica da água do mar a 20ºC.
6. O álcool laurílico é obtido a partir de óleo de coco e é usado para preparar detergentes. Uma solução
de 5,00 g desse álcool em 100 g de benzeno congela a 4,1ºC. Qual a massa molar do álcool laurílico?
7. O sistema de arrefecimento de um automóvel é preenchido com uma solução contendo iguais
volumes de água (d = 1 g/mL) e etilenoglicol (HOC 2H4OH; d = 1,12 g/mL). Estime os pontos de
congelação e de ebulição dessa mistura.
8. A adrenalina é o hormônio que desencadeia a liberação de moléculas excedentes de glicose em casos
de “stress” e emergência. Uma solução de 0,64 g de adrenalina em 36 g de tetracloreto de carbono
causa uma elevação de 0,49ºC no ponto de ebulição. Qual é a massa molar da adrenalina?
9. A pressão de vapor do bezeno (C6H6) á 25ºC é 93,4 torr. Qual será a pressão de vapor, a 25ºC, de
uma solução preparada pela dissolução de 56,4 g do soluto não volátil C 20H42 em 1000 gramas de
benzeno?
10. O heptano (C7H16) tem uma pressão de vapor de 791 torr a 100ºC. A mesma temperatura, o octano
(C8H18) tem uma pressão de vapor de 352 torr. Qual será a pressão de vapor de uma mistura de 25
gramas de heptano e 35 gramas de octano?
11. Quais serão os pontos de congelamento e de ebulição de uma solução aquosa contendo 55 gramas de
glicerol, C3H5(OH)3, e 250 gramas de água?
12. Quais são a massa molecular e a fórmula molecular de um composto não dissociável, cuja fórmula
empírica é C4H2N, se 3,84 gramas do composto em 500 gramas de benzeno provocam um
abaixamento do ponto de congelamento de 0,307ºC?
13. Calcule o ponto de congelamento de uma solução aquosa 0,100 molal de um eletrólito fraco que
esteja 7,5% dissociado e tenha n = 2.
14. Calcule a pressão osmótica de uma solução aquosa contendo 5,0 gramas de sacarose (C 12H22O11) em
1 litro de água a 25ºC.
15. Uma solução aquosa congela a -2,47ºC. Qual é o seu ponto de ebulição?
16. Qual seria a pressão osmótica de uma solução aquosa 0,010 mol/L de NaCl a 25ºC?
17. Qual a percentagem de ionização de um ácido monoprótico fraco em água se uma solução 0,250
molal deste ácido tem um ponto de congelamento de - 0,500ºC?
RESPOSTAS:
1. – 65,8ºC
2. ponto de ebulição: C12H22O11 / CaCl2 / HCl / CH3COOH / NaCl / Na3PO4
ponto de congelação; Na3PO4 / NaCl / CH3COOH / HCl / CaCl2 / C12H22O11
3. a) 178,1 torr b) 184,4 torr
4. 4,40 atm
5. 2,80 atm
6. 182,9 g/mol
7 . -33,6ºC e 109,2ºC
8. 180 g/mol
9. 91,7 torr
10. 546,6 torr
11. 101,2ºC
12. massa molecular = 128 u
fórmula molecular = C8H4N2
13. – 0,2ºC
14. 0,36 atm
15. 100,7ºC
16. 0,5 atm
17. 7,5%
UFRGS - INSTITUTO DE QUÍMICA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA
QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA - QUI-01026
GASES
UFRGS - INSTITUTO DE QUÍMICA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA
QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA - QUI-01026
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 25oC e 1 atm um gás ocupa um volume de 1,5 L . Que volume ocupará a 100 oC e l 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 25oC e a do segundo 35oC.
5. Um gás ideal com pressão de 650 mm de Hg ocupa um balão de volume desconhecido. Uma certa
quantidade de gás foi retirada do mesmo e verificou-se que ocupa um volume de 1,52 cm3 com pressão de l
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 XeF 4 forem introduzidos em um
recipiente evacuado de 3,0 dm3 e que é conservado a temperatura constante de 80,0 oC (R = 8,31
kPa.dm3/mol/K ).
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 35oC. 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 N 2, 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 50oC e a uma pressão de 800
torr. Ela foi preparada pela adição de 50 mL de O 2 a 60oC e 400 torr a X mL de N 2 a 40oC 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 ( P v da água a 25oC 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 56,0 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 ( P v da água a 20oC 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 O 2 foi coletada sobre água a 25oC 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 35oC. Se existe 0,0020
mol de N2, calcule: a) a pressão parcial de N 2. b) a pressão parcial de O 2. c) o número de mols de O2
presentes
18. Calcule o volume ocupado nas 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 nas CNTP.
20. Qual é a densidade do butano, C4H10, nas CNTP?
21. Calcule o volume ocupado por 0,234 g de NH 3 a 30oC 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 25oC. 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 00C 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)
400 mL de amônia?
2 NH3(g), quantos mililitros de H2 nas CNTP são necessários para produzir
25. Oxigênio gasoso gerado na reação 2 KClO3
2KCl + 3 O2 foi coletado sobre água a 300C 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 KClO 3 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)
0
Quantos litros de NO2 a 25 C e 770 torr são necessários para produzir 10 g de HNO 3?
27. Um gás desconhecido efunde através de um pequeno orifício a uma velocidade de 23 mL por hora. O
gás hélio, nas mesmas condições, efunde a 92 mL por hora. Qual a massa molar do gás desconhecido ?
28. Compare as velocidades de efusão do hélio e do neônio. Que gás efunde mais rapidamente ?
29. A velocidade de efusão de um gás desconhecido foi determinada como sendo 2,92 vezes maior que a do
NH3. Qual a massa molar aproximada do gás desconhecido?
30. Se, a uma temperatura particular, a velocidade média das moléculas de CH 4 é 1500 km/h, qual é a
velocidade média das moléculas de CO2 na mesma temperatura?
31. 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 ).
32. Use a equação de Van der Waals para calcular a pressão, em atm, exercida por 51,0 g de amônea 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.
33. 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.
34. 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.
35. 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 250C e 0,895 atm, devem ser usados para produzir 100 litros de NO a 5000C
e 750 torr ?
36. Um recipiente de volume V tem um pequeno orifício na extremidade superior e contém um gás a 27 0C e
1 atm. A que temperatura deve se elevar a amostra gasosa para que um terço de seu volume original escape
pelo orifício?
37. Um gás de volume V1 e pressão P1 sofre uma transformação isobárica de uma temperatura T 1 até uma
temperatura T2 = 3T1. Em seguida, sofre uma compressão isotérmica até o volume V 3 = 2V1. Qual a
relação entre P1 e P3?
38. Um litro de O2 efunde-se através de um pequeno orifício em 20 minutos. Em quanto tempo o metano irá
se efundir nas mesmas condições?
39. 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
volume do frasco
pressão no frasco
massa do frasco + líquido desconhecido
temperatura
35,364 g
35,0 mL
381 torr
35,451 g
l00,00C
40. 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 20ºC 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
2. 287,8 mL
3. 1,88 L
4. a) 496,15 torr b) 512,8 torr
5. 23,1 cm3
6. 11,8 kPa
7. 43,9 g/mol
8. 26,24 mL
9. 850 torr
10. xN2 = 0,444; xCH4 = 0,222; xO2 = 0,333
PN2 = 377 torr; PCH4 = 189 torr; PO2 = 283 torr
11. 146,8 ml
12. 81,5 mL
13. 5,07 dm3
14. 47,5 mL
15. 2,0 atm
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
20. 2,59 g/L
21. 0,404 L
22. 32.109 moléculas/cm3
23. a) CH3 b) 30 g/mol c) C2H6
24. 600 mL
25. a) 0,144 g b) 0,368 g
26. 5,8 L
27. 64 g/mol
28. vHe = 2,23 vNe
29. 2 g/mol
30. 904 Km/h
31. 19,2 mL
32. 12,1 atm
33. a) 0,424 mols b) PCO2 = 343 torr; PN2 = 102 torr; PO2 =
355 torr c) 1,52 g
34. 0,53 L
35. 53,13 L
36. 400 K
37. P3 = 3 P1/2
38. 14,14 min
39. 152 g/mol
40. 20 g
UFRGS - INSTITUTO DE QUÍMICA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA
QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA - QUI – 01026
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 reatantes 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
HI(g)
1/2 H2(g) + 1/2 I2(g)
IO3- + 2 Br- + 2 H+
CH3CHO(g)
LEI DE VELOCIDADE
IO2- + Br2 + H2O
CH4(g) + CO(g)
ORDEM
v = k.[HI]2
......................
v = k.[IO3-].[Br-].[H+]
......................
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 35ºC, 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)
(1)
(2)
NO(g) + Br2(g)
NOBr(g) é proposto o seguinte mecanismo:
NOBr2(g)
(equilíbrio rápido)
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)
CCl4(g)
(rápido)
k3
(3)
Cl(g) + CCl3(g)
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)
Experiência
1
2
3
4
1/2 N2(g) + H2O(g)
P inicial de NO
(torr)
120
120
20
40
P inicial de H2
(torr)
20
40
120
120
velocidade inicial
(torr/min)
20
40
3
12
6.2 - Reação: CH3Cl(g) + H2O(g)
CH3OH(g) + HCl(g)
medida
[CH3Cl], mol/L
[H2O], mol/L
1
2
3
4
5
0,500
0,750
0,500
0,500
0,750
0,500
0,500
0,750
0,250
0,125
velocidade inicial
mol/L.s
22,700
34,050
51,075
5,675
2,128
6.2.1 - Qual é a lei de velocidade?
6.2.2 - Qual é a ordem da reação?
6.2.3 - 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
1
2
3
0,50.10-7
1,5.10-7
1,0.10-7
1,0.10-8
1,0.10-8
2,0.10-8
velocidade
inicialde
aparecimento de CH2O
mol/L.s
1,0.10-12
3,0.10-12
4,0.10-12
7. Considere a reação do peroxidissulfato com iodeto em solução aquosa e os dados na tabela a seguir:
S2O82-(aq) + 3 I-(aq)
Experiência
1
2
3
[S2O82-], mol/L
0,038
0,076
0,076
2 SO42-(aq) + I3-(aq)
[I-], mol/L
0,060
0,060
0,030
- [S2O82-] / t, mol/L.s
1,4.10-5
2,8.10-5
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 S 2O8- - quando as concentrações instantâneas de S2O8- - e I- são
respectivamente 0,025 mol/L e 0,100 mol/L?
8. Para a reação BF3(g) + NH3(g)
F3BNH3(g) a tabela de dados cinéticos correspondente é:
Experiência
[BF3], mol/L
[NH3], mol/L
1
2
3
4
5
0,2500
0,2500
0,2000
0,3500
0,1750
0,2500
0,1250
0,1000
0,1000
0,1000
a) Qual é a expressão da lei da velocidade? Explique!
b) Qual é o valor da constante de velocidade?
velocidade inicial
mol/L.s
0,2130
0,1065
0,0682
0,1193
0,0596
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 N 2O5 após 10
minutos do início da reação.
2 N2O5(g)
4 NO2(g) + O2(g)
10. A constante de velocidade da reação:
O(g) + N2(g)
NO(g) + N(g)
que ocorre na estratosfera é 9,7.1010 L/mol.s a 800ºC. A energia de ativação da reação é 315 kJ/mol.
Determine a constante de velocidade a 700ºC.
11. A velocidade de hidrólise bacteriana de músculo de peixe é duas vezes maior a 2,2ºC do que a -1,1ºC.
Estime a Energia de ativação para a reação.
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 C 14 da ordem
de 0,89x10-14 mol%. Calcule a idade do objeto. (dado adicional: t1/2 do C14 é 5720 anos)
13. Uma 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 uma certa quantidade desse composto se reduza a 20% do valor
original ingerido?
15. A 1000ºC o ciclopropano, um composto orgânico, reage de acordo com a equação química abaixo
mostrada:
CH2
H2C
CH2
H2C=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 uma certa quantidade de cicloproano seja consumido 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]
1/2
1/2
5. v = k2(k1/k-1) .[CHCl3].[Cl2] ; ordem 3/2
6.1. terceira ordem
6.2.1. v = k[CH3Cl].[H2O]2
6.2.2. terceira ordem
6.2.3. 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
5
4
-1
11. Ea = 1,3.10 joules/mol
12. 2,1.10 anos
13. 0,086 min
14. 511 h (21 dias e 7 h)
15. 0,25 s
UFRGS - INSTITUTO DE QUÍMICA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA
QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA – QUI 01026
INTRODUÇÃO À TERMODINÂMICA
INTRODUÇÃO:
- Termodinâmica: investiga a espontaneidade de um processo.
- Cinética: investiga a velocidade de um processo.
Ambos os fatores deverão ser favoráveis para que uma transformação seja observada.
Exemplo:
2 H2(g) + O2(g)
-
2 H2O(g)
possível termodinamicamente
extremamente lento
Processo não observado
em temperatura ambiente
A Termodinâmica:
- diz respeito basicamente às trocas de energia que acompanham os processos químicos e físicos.
- prediz se uma transformação é possível (espontânea) ou impossível (não espontânea) em determinadas condições.
- considera a matéria como um todo, não se preocupando com sua estrutura molecular.
- não se preocupa com o mecanismo da transformação e nem com o tempo da transformação.
- se preocupa com aspectos macroscópicos como: pressão, volume, temperatura, concentração, energia e interrelação de energia.
CONCEITOS BÁSICOS:
Sistema: porção particular do universo cujas propriedades se deseja estudar.
- Sistema Isolado: não troca matéria nem energia com a vizinhança; não varia de volume.
- Sistema Fechado: pode trocar energia com a vizinhança e variar de volume, mas não troca matéria.
- Sistema Aberto: pode trocar matéria e energia com a vizinhança.
Vizinhança: todas as demais partes do universo que não fazem parte do sistema.
Estado: situação de equilíbrio em que as propriedades macroscópicas do sistema como: temperatura, pressão,
densidade, composição química, pressão, volume, estado físico (s, l ou g, ou forma cristalina) são bem
definidas e não se alteram, com o tempo.
Funções de Estado: é uma propriedade do sistema caracterizada por um valor numérico bem definido para cada
Estado e independente da maneira pela qual o Estado é alcançado. P, T e V são Funções de Estado e outras
Funções de Estado importantes para a Termodinâmica são: E, H, S e G.
Propriedades importantes das Funções de Estado: são duas as propriedades fundamentais:
- quando um sistema sofre uma transformação, as alterações das Funções de Estado somente dependem do
Estado inicial e do Estado final, ou seja, não dependem do caminho da transformação.
- as Funções de Estado são inter-relacionadas; atribuindo-se valores para algumas, pode-se definir os
valores de outras. Exemplo: PV = nRT
Propriedades Intensivas: P, T, densidade, fração molar, etc; não dependem da quantidade ou tamanho do sistema.
Em sistemas Homogêneos, as propriedades intensivas são idênticas em toda a extensão do sistema; em
sistemas heterogêneos estas propriedades variam em diferentes partes do sistema).
Propriedades Extensivas: V, energia, número de mols, massa, etc; dependem do tamanho do sistema.
TRANSFORMAÇÕES TERMODINÂMICAS:
Transformação Reversível: Transformação que pode ir de um Estado A para um Estado B e voltar do Estado B
para o Estado A pelo mesmo caminho. Nestas transformações, as Funções de Estado de um sistema nunca
diferem entre si mais do que uma quantidade infinitesimal. Estes processos são algumas vezes denominados
de “processos quase estáticos” pois são infinitamente lentos.
Transformação Irreversível: Todas as transformações que não se enquadram nas características anteriores.
Ocorrem em uma velocidade finita. Não é possível retornar a um Estado inicial pelo mesmo caminho.
“A direção de um Processo Reversível pode ser alterada a qualquer momento, simplesmente fazendo-se uma
modificação infinitesimal na vizinhança. Um Processo Irreversível para ser invertido requer uma modificação
drástica na vizinhança.”
CALOR, TRABALHO E 1º PRIMEIRO PRINCÍPIO DA TERMODINÂMICA:
A Termodinâmica distingue dois tipos de Energia:
Calor: representado pelo símbolo ”q”, fluxo de energia que resulta de diferença de temperatura entre sistema e
vizinhança
Trabalho: qualquer outro tipo de energia diferente de calor; representado pelo símbolo “w” (exemplo: trabalho
mecânico - expansão de um gás, trabalho elétrico – fornecido por uma bateria, etc)
“O trabalho mecânico relacionado com a expansão ou compressão de um gás, é o mais comum em
laboratório de química: gás pode ser produzido ou consumido em reação química e a pressão externa é a pressão
atmosférica.”
“O calor pode fluir para um sistema aumentando sua T ou pode deixar o sistema baixando sua T. Um gás
pode se expandir e realizar trabalho sobre a vizinhança (empurra a atmosfera) ou pode ser comprimido, quando a
vizinhança realiza trabalho sobre o sistema.”
Convenção de sinais para Calor e Trabalho:
Calor (q):
- sinal (+) quando o sistema absorve energia sob forma de calor
- sinal (-) quando o sistema libera energia sob forma de calor
Trabalho (w): - sinal (+) quando o sistema ganha energia sob forma de trabalho (compressão de um gás).
- sinal (-) quando o sistema perde energia sob forma de trabalho (expansão de um gás)
1º Princípio da Termodinâmica: “Em qualquer processo a variação total de energia do sistema, E, é igual à
soma do calor absorvido, q, e do trabalho, w, realizado sobre o sistema, ou seja, a Energia não é criada nem
destruída, é conservada.”
Matematicamente: E = q + w (na convenção antiga seria: E = q – w)
“A Energia Interna (E), que é Função de Estado, representa a soma de todas as energias contidas no
sistema como conseqüência de energia cinética de seus átomos, íons ou moléculas, acrescida da energia potencial
que se origina das forças de ligação entre as partículas que formam o sistema.”
Como medir E ?
Se:
E=q+w
Se a reação é executada a V constante, então w = 0 e E = q = qv
Logo: E = qv, que significa calor trocado com a vizinhança em condições de volume constante.
ENTALPIA (H) – UMA NOVA FUNÇÃO DE ESTADO:
Em laboratório, as reações são comumente realizadas em condições de pressão constante, e não em
condições de volume constante. Nestas condições, o calor medido não é qv e, portanto, não é U.
Então define-se: H = U + P.V
Logo: H = U + (PV)
Substituindo: H = q + w +
Resta:
Logo:
(PV)
Mas: w = -P V
Se: P = constante, então
(PV) = P V
H = q + (-P V) + P V = q
H = qp, que significa calor trocado com a vizinhança em condições de pressão constante.
Sólidos e Líquidos:
(PV) ~ zero e H ~ U
Gases:
(PV) = (nRT)
Para gases ideais a T constante,
Então: H = U +
(nRT) = n. RT
n. RT, para processos a T constante.
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DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA
QUÍMICA GERAL E INORGÂNIC - QUI-01026
TABELA DE TERMODINÂMICA QUÍMICA
ENTROPIA ABSOLUTA PADRÃO A 25OC (So em J/mol))
Elementos e Compostos Inorgânicos
204,83
NO(g)
210,42
AgCl(s)
237,42
NO2(g)
240,22
Fe(s)
130,46
NH3(g)
192,32
Fe2O3(s)
188,54
HNO3(l)
155,45
Fe3O4(s)
69,87
P(g)
162,94
Al(s)
125,93
P(s, branco)
44,31
Al2O3(s)
222,74
PCl3(g)
311,37
UF6(g)
186,50
PCl5(g)
352,37
UF6(s)
152,15
C(s, diamante)
2,44
Ca(s)
245,11
C(s, grafite)
5,69
CaO(s)
198,29
CO(g)
197,72
CaCO3(s)
206,13
CO2(g)
213,44
Na(s)
31,85
PbO(s)
64,83
NaF(s)
32,52
PbO2(s)
76,49
NaCl(s)
248,29
PbSO4(s)
147,14
K(s)
255,98
Hg(g)
174,72
KF(s)
205,45
Hg(l)
77,33
KCl(s)
191,31
Ag(s)
42,66
ENTALPIA PADRÃO DE FORMAÇÃO A 25OC ( Hfo em kJ/mol))
Elementos e Compostos Inorgânicos
O3(g)
142,12
CO(g)
-110,42
H2O(g)
-241,60
CO2(g)
-393,14
H2O(l)
-285,57
PbO(s)
-219,45
HCl (g)
-92,22
PbO2(s)
-276,38
Br2(g)
30,68
PbSO4(s)
-917,51
HBr(g)
-36,20
Hg(g)
60,78
HI(g)
25,92
Ag2O(s)
-30,54
S (monoclínico)
0,30
AgCl(s)
-126,91
SO2 (g)
-296,61
Fe2O3(s)
-821,37
SO3 (g)
-394,80
Fe3O4(s)
-1116,06
H2S (g)
-20,13
Al2O3(s)
-1668,20
H2SO4(l)
-810,54
UF6(g)
-2110,90
NO(g)
90,29
UF6(s)
-2161,06
NO2(g)
33,82
CaO(s)
-634,94
NH3(g)
-46,15
CaCO3(s)
-1205,72
HNO3(l)
-173,07
NaF(s)
-568,48
P(g)
314,25
NaCl(s)
-410,61
PCl3(g)
-306,06
KF(s)
-562,04
PCl5(g)
-398,56
KCl(s)
-435,45
C(diamante)
1,89
Compostos Orgânicos
O2(g)
O3(g)
H2(g)
H2O(g)
H2O(l)
He(g)
Cl2(g)
HCl (g)
Br2(l)
Br2(g)
HBr(g)
HI(g)
S (rômbico)
S (monoclínico
SO2 (g)
SO3 (g)
H2S (g)
N2(g)
metano, CH4(g)
etano, C2H6(g)
propano, C3H8(g)
n-butano, C4H10(g)
isobutano, C4H10(g)
n-pentano, C5H12(g)
n-hexano, C6H14(g)
n-heptano, C7H16(g)
n-octano, C8H18(g)
benzeno, C6H6(g)
benzeno, C6H6(l)
etileno, C7H4(g)
metano, CH4(g)
etano, C2H6(g)
propano, C3H8(g)
n-butano, C4H10(g)
isobutano, C4H10(g)
n-pentano, C5H12(g)
n-hexano, C6H14(g)
n-heptano, C7H16(g)
n-octano, C8H18(g)
benzeno, C6H6(g)
benzeno, C6H6(l)
etileno, C7H4(g)
-74,78
-84,59
-103,75
-124,61
-131,47
-146,30
-167,03
-187,64
-208,25
82,85
48,98
52,23
propileno, C3H6(g)
1-buteno, C4H8(g)
acetileno, C2H2(g)
formaldeído, CH2O(g)
acetaldeído, CH3CHO(g)
metanol, CH3OH(l)
etanol, C2H5OH(l)
ácido fórmico, HCOOH(l)
ácido acético, CH3COOH(l)
ácido oxálico, (CO2H)2(s)
tetracloreto de carbono, CCl4(l)
glicina, H2NCH2COOH(s)
20,39
1,17
226,53
-115,79
-166,20
-238,34
-277,37
-424,72
-486,55
-825,97
-139,19
-528,06
Compostos Orgânicos
186,01
229,27
269,65
309,74
294,36
348,97
386,44
424,86
463,23
268,94
172,63
219,24
propileno, C3H6(g)
1-buteno, C4H8(g)
acetileno, C2H2(g)
formaldeído, CH2O(g)
acetaldeído, CH3CHO(g)
metanol, CH3OH(l)
etanol, C2H5OH(l)
ácido fórmico, HCOOH(l)
ácido acético, CH3COOH(l)
ácido oxálico, (CO2H)2(s)
tetracloreto de carbono, CCl4(l)
glicina, H2NCH2COOH(s)
266,68
307,15
200,63
218,45
265,43
126,65
160,51
128,83
159,68
119,97
214,23
109,10
96,01
27,13
89,87
146,30
28,29
50,94
379,38
227,60
41,59
39,71
92,80
51,00
58,52
72,31
63,54
66,50
82,60
UFRGS - INSTITUTO DE QUÍMICA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA
QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA - QUI 01026
EXERCÍCIOS SOBRE TERMODINÂMICA QUÍMICA
QUESTIONÁRIO
1 - Qual é o objetivo da Termodinâmica Química?
2 - O que é Termodinâmica Clássica?
3 - Por que se diz que a Termodinâmica Clássica é uma ciência macroscópica?
4 - Como se define sistema? E meio externo ou vizinhanças?
5 - O que é propriedade de um sistema?
6 - Caracterize propriedades intensivas e extensivas, dando exemplos.
7 - O que é estado de um sistema?
8 - Como é possível evidenciar que ocorreu um processo termodinâmico?
9 - Que são propriedades termodinâmicas ou funções de estado?
10 - Quais as principais características das funções de estado?
11 - Como se calcula trabalho numa expansão gasosa a pressão constante?
12 - Trabalho é propriedade termodinâmica? Argumentar a resposta.
13 - Energia é função de estado? Argumentar a resposta.
14 - Qual é o enunciado do Primeiro Princípio da Termodinâmica?
15 - Calor é propriedade do sistema ou característica do processo?
16 - Como se define variação de entalpia de um sistema num processo?
17 - Qual a relação entre energia interna e entalpia?
18 - Qual é o enunciado da lei de Hess?
19 - Como se define entalpia padrão de formação, Hfo?
20 - Que são capacidades caloríficas molares? De que fatores dependem ?
21 - Como se define processo reversível? Quais são suas características?
22 - De que modo se pode obter trabalho máximo de um sistema durante um processo?
23 - Como se pode definir entropia de um sistema?
24 - Qual é o enunciado do Segundo Princípio da Termodinâmica?
25 - Como se caracteriza entropia numa abordagem microscópica?
26 - Qual é o enunciado do Terceiro Princípio da Termodinâmica? Que são entropias absolutas?
27 - Como é possível estabelecer um critério absoluto de caracterização de espontaneidade a partir de
considerações do Segundo Princípio?
28 - Que é energia livre de um sistema?
29 - Como se caracteriza reversibilidade e irreversibilidade pelo critério da variação de energia livre?
30 - O que é variação de energia livre padrão? Qual o seu significado para um processo?
31 - Qual a relação matemática entre
G0 e constante de equilíbrio de um sistema num processo?
32 - 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 00C 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 1000C 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, 100oC).
Quais os valores de Hvap e Evap molares nessa temperatura?
4 - Calcular a entalpia padrão de formação do álcool etílico, C 2H6O(l), a partir do conhecimento de sua
entalpia padrão de combustão, H0comb = -326,70 kcal/mol e outros dados da tabela de Termodinâmica.
5 - Uma amostra de 1,500 g de tolueno líquido, C 7H8(l), foi colocada numa bomba calorimétrica
juntamente com excesso de oxigênio. Durante a combustão a temperatura aumentou de 25 0C para
26,4130C. 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 25ºC e 1 atm, a reação de 1,00 mol de CaO com água libera 15,6 kcal:
CaO(s) + H2O(l)
Ca(OH)2(s)
Quais são H e E, por mol de CaO, para esse processo se as densidades de CaO (s), H2O(l) e Ca(OH)2(s), a
25ºC 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 E, quando todas as substâncias são líquidas ou sólidas?
7 – A 25ºC, 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 0,880ºC. Quando 0,0100 mol de tolueno, C 7H8, é
queimado neste calorímetro, a temperatura é aumentada de 0,615ºC. A equação para a reação de
combustão é:
C7H8(l) + 9 O2(g)
7 CO2(g) + 4 H2O(l)
Calcule E para esta reação. Use Hºf298 para H2O(l), encontrado na tabela de termodinâmica para calcular
Eºf298 para H2O(l).
8 – Dadas as seguintes equações termoquímicas:
Fe2O3(s) + 3 CO(g)
2 Fe(s) + 3 CO2(g)
3 Fe2O3(s) + CO(g)
2 Fe3O4(s) + CO2(g)
Fe3O4(s) + CO(g)
3 FeO(s) + CO2(g)
Calcule H para a reação:
FeO(s) + CO(g)
F(s) + CO2(g)
H = - 28 kJ
H = - 59 kJ
H = + 38 kJ
9 - Quando 200 mL de HCl 1,00 mol/L a 250C foram misturados com 150 mL de NaOH 1,00 mol/L,
também a 250C, num frasco de Dewar, a temperatura da mistura reagente aumentou para 30,0 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 250C? (Procurar entalpias de formação da água líquida e água
vapor a 250C na tabela de Termodinâmica).
11 - O calor de combustão do etanol é -1371 kJ/mol a 250C. 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
22,450C para 26,100C. 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 E0comb 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 2,5560C. 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 21,60C para 37,80C. 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
Hf0 (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, 1000C. A entalpia de vaporização da água a 1000C e 1 atm é 539,7 cal/g. Calcular q, w, E,
H, Ssist e G. Dados (a 100ºC): 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.
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 G 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?
0
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
C6H12O6(s) + 6 O2(g)
6 CO2(g) + 6 H2O(l)
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 C 6H12O6(s)
respectivamente iguais a -304,6 kcal/mol e 50,7 cal/K.
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
J/K. Poder-se-ia esperar que H2O2(g) fosse estável a 298 K? Explique!
H0298 = -106 Kj e
S0298 = 58
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 40oC é imersa em 60 g de água a 10oC.
24. O ponto de fusão de uma certa substância é 70oC, seu ponto de ebulição é 450oC, 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 450oC.
25. Qual o calor necessário para converter 10 g de gelo a –10oC a água líquida a 10oC?
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
50oC. 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 (20oC) até o ponto
de ebulição (em 1 atm de pressão), assumindo que não há perda de calor? Dados: c água = 4,18 J/g oC.
RESPOSTAS DOS PROBLEMAS:
1- H = 600 J ; E = 460 J
2- H = -1,44.103 cal ; E = -1,44.103 cal
3- H = 540 cal ; E = 499 cal ; H molar =
9720 cal/mol ; E molar = 8,99.103 cal/mol
4- -66,36 kcal/mol
5- - 934,5 kcal/mol ; 2,95 kcal/mol
6- H = E = - 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 ; E = -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
UFRGS - INSTITUTO DE QUÍMICA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA
QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA - QUI-01026
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)
1.2. FeO(s) + H2(g)
1.3. 4 Fe(s) + 3 O2(g)
N2(g) + 2 H2O(g)
Fe(s) + H2O(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 3770C para a reação 3 H 2(g) + N2(g)
equação NH3(g)
2 NH3(g) é 1,2. Calcule Kc para a
1/2 N2(g) + 3/2 H2(g).
5. Um recipiente é carregado com 0,50 atm de N 2O4 e 0,50 atm de NO2 a 250C. Após atingido o
equilíbrio, representado pela equação N 2O4(g)
Calcule Kp a 250C.
2 NO2(g), a pressão parcial do N2O4 é 0,60 atm.
6. Uma mistura de 0,100 mol de NO, 0,050 mol de H 2 e 0,100 mol de H2O é colocada num recipiente
fechado de 1,00 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 K c.
7. A 12850C a constante de equilíbrio para a reação Br 2(g)
2 Br(g) é Kc = 1,04.10-3. Um frasco de
0,200 L, contendo uma mistura em equilíbrio dos gases, apresenta 0,245 g de bromo gasoso, Br 2(g). Qual
a massa de Br(g) presente?
8. Uma amostra de 0,831g de SO3 é colocada num recipiente evacuado de 1,00 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 K c e Kp para o processo a 1100 K.
9. PCl5 puro é introduzido em uma câmara evacuada, atingindo o equilíbrio a 250 0C e 2,00 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 2500C?
a3. Qual o grau de dissociação do PCl5 nessas condições?
Se a mistura gasosa é expandida a 2500C 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.
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
2,00 atm.
11. Sabendo-se que a 250C e pressão total de 0,25 atm o brometo de nitrosila está 34% dissociado, calcule
o valor de Kp a 250C 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 5,00 litros. Qual a condição final de equilíbrio quando este é
restabelecido após a adição de 0,100 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 21,80C a constante de equilíbrio K c 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
21,80C.
15. Carbamato de amônio, NH4CO2NH2(s), decompõe-se por aquecimento segundo a equação
NH4CO2NH2(s)
2 NH3(g) + CO2(g). Colocando-se uma certa quantidade do sólido num frasco
rígido a 250C, constata-se que a pressão total de equilíbrio é 0,117 atm. Qual o valor de K p para a
equação dada? Qual deve ser a pressão adicional de CO2 para que, no novo equilíbrio, a pressão de NH 3
reduza-se à metade do valor original?
16. A uma 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 2,00 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 K p para a
reação 2 CO2(g
2 CO(g) + O2(g) é 1,0.10-3. Supondo que o gás do escapamento (pressão total =
l,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:
a)
b)
c)
PNO
0,15 atm
0,12 atm
0,15 atm
P(Cl2)
0,31 atm
0,10 atm
0,20 atm
PNOCl
0,11 atm
0,050 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?
21. Em sistema fechado a 25 0C 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 0,500 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 Cl 2
igual a 0,500 mol/L.
RESPOSTAS
1.1 Kc = [N2] [H2O]2 1.2 Kc = [H2O] / [N2] 1.3 Kc = 1 / [O2]3
2. a) Q > K; G > 0; R
P
b) Q = K; sem deslocamento
c) Q < K; G < 0; R
P
d) Q < K; G < 0; R
P
3. 8,9 atm
4. 0,017
5. 0,15
6. 6,5.102
7. 0,0451 g
8. Kc = 4,44.10-2
9. a1 PPCl5 = 0,372 atm
PPCl3 = PCl2 = 0,814 atm
a2. 1,78
a3. 68,6%
b1. 0,0974 atm b2. 48,68% b3. 94,84%
10. 17,4 %
11. 1.10-2
12. [H2] = [I2] = 0,02464 mol/L [HI] = 0,1705 mol/L
13. BaCO3 = 1,5 mol BaO = 0,5 mol
CO2 = 1 mol
14. [H2S] = [NH3] = 0,0110 mol/L
15. KP = 2,37.10-4 P adicional = 0,136 atm
16. Eq. 1: [NO2] = 0,228 mol/L
[N2O4] = 0,386 mol/l
Eq. 2: [NO2] = 0,152 mol/L
[N2O4] = 0,174 mol/l
17. a) Q = 8,3.10-6 Q<K não equilíbrio
b) reação sentido R P
18. a) Q = 1,73 > K
R
P
b) Q = 1,74 > K
R
P
c) Q = 0,00556 < K R P
19. a) Q = 0,096 > K não equil. b) R P
20. a) Q = 4,3.10-3 > K não equil.
b) pressão de I2 aumenta
21. grau de avanço aumenta
22. 0,370 mol
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DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA
QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA - QUI-01026
EXERCÍCIOS SOBRE EQUILÍBRIO IÔNICO
PARTE 1 - EQUILÍBRIOS 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, CaF 2 (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)
5 - Uma solução é preparada pela mistura de 100 mL de AgNO 3 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 Cu 2+ 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)
COMPORTAMENTO EM ÁGUA DE SAIS SÓDICOS COM ÂNION ORIUNDO DE ÁCIDO POLIPRÓTICO – NaHA
NaHA (s)
-
+
 Na (aq)
↓
não reage
com a água
+
-
+
HA (aq)
↓
espécie
anfiprótica
2-
a
HA ↔ H3 O + A
HA + H2O ↔ H2A + OH
(2 ionização) :
(comportamento básico):
+
Ka2
Kb
+
OBS: Para simplificação, [H3O ] será representado por [H ] nas expressões seguintes.
O pH vai depender dos valores de Ka2 e Kb
[H ][A2 ]
[HA ]
K2
(1)
[H2A][OH ]
[HA ]
Kb
(2)
BALANÇO DE MASSA:
+
-
2-
[NaHA inicial] = [Na ] = [HA ] + seus derivados ([H2A] e [A ])
OU
+
2[NaHA inicial] = [Na ] = [H2 A] + [HA ] + [A ]
(3)
BALANÇO DE CARGA: [+] = [-]
+
+
-
2-
-
[Na ] + [H ] = [HA ] + 2 x [A ] + [OH ]
OU
+
2+
[Na ] = [NaHA inicial] = [HA ] + 2 [A ] + [OH ] - [H ]
E:
+
(4)
-
Kw = [H ] . [OH ]
(5)
Igualando: (3) = (4)
-
2-
-
2-
-
+
[H2A] + [HA ] + [A ] = [HA ] + 2 [A ] + [OH ] - [H ]
OU
2+
[H2 A] = [A ] + [OH ] - [H ]
(6)
De (2)
Kw
K1
Kb
[H2A][OH ]
[HA ]
[H2A]
Kw [HA ]
K1 [OH ]
De (1)
[H ][A2 ]
[HA ]
K2
[A2 ]
K2
[HA ]
[H ]
De (5):
Kw
[H ][OH ]
[OH ]
Kw
[H ]
Então se pode substituir em (6):
Kw [HA ]
K1 [OH ]
K2
[HA ]
[H ]
[HA ][H ]
[H ]
K1
[H ]
OBS:
2
K2
K2[HA ] Kw
[HA ]
1
K1
Kw
[H ]
[H ]
[HA ] Kw
[H ]
Kw [HA ]
[H ]
K1 Kw
[H ]
[H ]
[HA ]
1
K1
K2
[HA ]
[H ]
K2
Kw
[H ]
[H ]
[HA ] Kw
[H ]
K1 K2[HA ]
Kw
K1 [HA ]
-
Quando K1 e K2 forem pequenos e [NaHA] não for muito baixa, pode-se substituir nas expressões acima [HA ] por
[NaHA].
– VALORES
PARTE 2 - EQUILÍBRIOS ÁCIDO-BASE
Q U ESTIONÁRIO
1 - Como se conceituam ácido e base segundo Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis?
2 - O que é par conjugado ácido-base? Como estão relacionadas as 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
= 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. ( K PS = 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.
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, H 2Ph, 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 - Um 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 pK b 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 - - . Qual o pH de um
refrigerante cujo tampão predominante é constituído de 6,5 g de NaH 2PO4 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 H 2X 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.
24 - Que volume de NaOH 0,350 mol/L deveria ser adicionado a 300 mL de NaHCO 3 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 Na 2CO3 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 Na 2HPO4 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
2- 8,0.10-16
(b) 3,9.10-7 mol/L
3- (a) 7,7.10-19
(c) 2,35.10-5 mol/L
(b) 3,0.10-13
4- Q
KPS , não ocorre precipitação
KPS ; [Ag+] = 0,050 mol/L; [Cl -] = 3,6.10-9 mol/L
5- Ocorre precipitação pois Q
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%
8- 3,58
2- 7,0
3 - 12
4- 10,5
5- 5,0.10-4
6- 10,21
7- 8,79
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
17- [HCO3-] / [H2CO3 ] = 20
16- 6,20
18- (a) 6,33 (b) 7,35 (c) 7,10 (d) 12,63
19- 6,76
20- 7,22
24- 65,04 mL
21- 1,6 litro
25- 149 mL
(e) 3,67 (f) 9,24 (g) 10,06
22- (a) 1,04
(b) 7,12
23- (a) 12,96
(b) 7,30
26- 10,2 g e 13,0 mL
27- NaHCO3 0,49 mol/L e Na2CO3 0,11 mol/L .
29- (a)
0
= 2,4.10-11
1
= 1,60.10-3
(b)
0
= 4,43.10-6
1
= 4,43.10-3
28- (a) 6,90
2
= 0,994
2
= 0,9313
3
(b) 4,70
(c) 12,20
= 4,76.10-3
3
= 0,0643
30- [H2T] = 1,31.10-2 mol/L; [HT -] = 1,31.10-1 mol/L; [T - - ] = 6,04.10-2 mol/L
4=
3,53.10-7
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DEPTO. DE QUÍMICA INORGÂNICA
QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA - QUI-01026
EQUILÍBRIO IÔNICO
TABELA DE CONSTANTES DE IONIZAÇÃO DE ÁCIDOS E BASES
ÁCIDO
FÓRMULA
K1
acético
CH3-COOH (HOAc)
1,75.10-5
arsênico
H3AsO4
6,0.10-3
benzóico
C6H5COOH
6,14.10-5
bórico
H3BO3
5,83.10-10
carbônico
H2CO3
4,6.10-7
cítrico
HOOC-(OH)-COOH
7,4.10-4
CH2COOH
cianídrico
HCN
2,1.10 -9
EDTA
H 4Y
1,0.10-2
-11
K4 = 5,5.10
fluorídrico
HF
7,2.10 -4
fórmico
HCOOH
1,77.10 -4
fenol
C6H5OH
1,00.10-10
fosfórico
H3PO4
7,5.10-3
fosforoso
H3PO3
1,00.10-2
o-ftálico
C6H4(COOH)2 (H2Ph)
1,12.10-3
hipocloroso
HClO
3,0.10 -8
iódico
HIO3
1,7.10-1
maleico cis-HOOC-CH=CH-COOH 1,20.10-2
nitroso
HNO2
5,1.10-4
salicílico
C6H4(OH)COOH
3,24.10-3
sulfídrico
H 2S
5,8.10-7
sulfúrico
H2SO4
forte
sulfuroso
H2SO3
1,72.10-2
tartárico HOOC(CHOH)2COOH (H2T) 1,0.10-3
BASES
K1
amônia
NH3
1,76.10-5
anilina
C6H5NH2
3,94.10-10
metilamina
CH3NH2
4,8.10-4
etilamina
C2H5NH2
4,28.10-4
etilenodiamina H2NC2H4NH2 (EDA)
8,5.10-5
piridina
C5H5N
1,7.10-9
dimetilamina
(CH3)2NH
5,3.10-4
K2
1,05.10-7
4,4.10-11
1,7.10-5
2,1.10-3
6,2.10-8
2,6.10-7
3,91.10-6
5,96.10-7
1,2.10-15
1,20.10-2
6,43.10-8
4,6.10-5
K2
7,1.10-8
K3
3,0.10-12
4,0.10-7
6,9.10-7
4,8.10-13
REGRAS PARA ATRIBUIÇÃO DE NOX
1ª) O NOX de um elemento em uma substância simples é ZERO.
Exemplo:
Cl2
NOX do Cl = 0
P4
NOX do P = 0
S8
NOX do S = 0
Fe metálico
NOX do Fe = 0
2ª) O NOX de um elemento em um íon monoatômico é igual a carga do íon.
Exemplo:
NaCl (Na+ e Cl-)
NOX do Na = +1 e NOX do Cl = -1
Al2O3 (Al3+ e O2-)
NOX do Al = +3 e NOX do O = -2
3ª) Certos elementos possuem o mesmo NOX em todos ou quase todos os seus compostos.
Exemplo:
Metais do grupo 1:
NOX = +1
sempre
Metais do grupo 2:
NOX = +2
sempre
Flúor
NOX = -1
sempre
Oxigênio:
NOX = -2
quase sempre
Exceções:
peróxidos
NOX = -1 (H2O2)
Hidrogênio:
NOX = +1
quase sempre
Exceções:
hidretos metálicos
NOX = -1 (NaH, CaH2)
4ª) A soma dos NOX de todos os átomos numa espécie neutra é igual a ZERO; em um íon poliatômico a
soma dos NOX é igual a carga do íon.
Exemplo:
S no Na2SO4:
2 ∙ (-1) + x + 4 ∙ (-2) = 0
NOX do S = +6
Mn no MnO4−:
x + 4 ∙ (-2) = -1
NOX do Mn = +7
2−
Cr no Cr2O7 :
2 ∙ x + 7 ∙ (-2) = -2
NOX do Cr = +6
N no NH4+:
x + 4 ∙ (+1) = +1
NOX do N = -3
BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES REDOX
MÉTODO DAS SEMI-REAÇÕES
1°)Identificar as espécies que sofrem oxidação e as espécies que sofrem redução a partir das mudanças de
NOX.
2°) Escrever as duas equações simplificadas (não balanceadas) das semi-reações (SRO e SRR).
3°) Balancear todos os elementos nas duas semi-reações, exceto “O” e “H”.
4°) Em solução ácida, balancear “O” usando “H2O” e, depois balancear “H” usando “H+”.
Em solução básica balancear o “O” usando “H2O” e balancear, depois, “H” adicionando:
-“H2O” do lado da semi-reação em que “H” é necessário.
- e “OH−” do lado oposto.
OBS: Ao adicionar “...OH− →....H2O” a uma semi-reação, efetivamente se está adicionando “H” do
lado esquerdo, Note-se que uma molécula de “H2O” deve ser adicionada para cada átomo de “H”
necessário.
5°) Balancear as cargas elétricas adicionando elétrons do lado esquerdo (reagentes nas SRR e do lado direito
(produtos) nas SRO.
6°) Multiplicar todas as espécies em uma semi-reação (ou em ambas) pelo fator que iguale o número de
elétrons nas duas semi-reações: n° de elétrons ganhos = n° de elétrons perdidos.
7°) somar as duas semi-reações cancelando os elétrons.
8°) Simplificar a equação cancelando as espécies que aparecem em ambos os lados as seta.
9°) Verificar se nos dois lados os átomos e cargas estão balanceados.
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DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA
QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA – QUI 01026
CÉLULAS ELETROQUÍMICAS
Dispositivos onde ocorre a interconversão entre energia química e energia elétrica. Classificam-se
em dois tipos:
- Célula Galvânica ou Voltaica: energia química
energia elétrica: reação redox espontânea, fonte de
eletricidade.
- Célula Eletrolítica: energia elétrica
energia química: reação redox não espontânea forçada por uma
fonte externa de eletricidade.
CÉLULAS GALVÂNICAS
Mergulhando uma chapa de Zn em uma solução de Cu2+, ocorre espontaneamente o seguinte:
a) a barra de Zn se dissolve
b) deposita Cu no fundo da solução/sobre a
barra
c) o tom azul da solução fica mais claro
A reação é espontânea:
SRR: pois
Cu2+ não
+ 2 eposso
Cu
Mas esse sistema não constitui uma célula galvânica,
tirar eletricidade (circulação de e-) dele.
Há duas maneiras de fazê-lo:
SRO: Zn Zn2+ + 2 ea) com separação porosa:
RG: Zn + Cu2+
Zn2+ + Cu
( Go = -212 kJ/mol)
OBS:
a) Cu x metal inerte
b) ZnSO4 x solução inerte
c) placa porosa seletiva
d) circuito fechado x
voltímetro x lâmpada
b) com ponte salina:
Potencial de células galvânicas:
A tendência de ocorrer uma reação redox em uma célula galvânica é chamada de fem, potencial ou
tensão (em V) da célula (1V = 1 J/ C). Ela depende:
a) das reações que estão ocorrendo na pilha
b) das concentrações das espécies
c) da temperatura da pilha
Definição: potencial padrão da pilha ( o) é a fem da pilha quando as concentrações das espécies em solução
for 1 mol/L, os gases eventualmente envolvidos tiverem P = 1 atm e a temperatura for 298 K. Se > 0, a
reação é espontânea.
CÉLULAS ELETROLÍTICAS
Energia elétrica externa é fornecida para forçar uma reação redox. Pode ocorrer:
- O sentido espontâneo de uma reação redox é invertido: ocorre quando Potencial externo é contrário e maior
que o
célula.
- Reações redox que em condições normais não ocorreriam, são provocadas: quando tensão é aplicada entre
eletrodos inertes são imersos em um líquido contendo íons (sal fundido ou solução eletrolítica). Neste caso,
diz-se que ocorre ELETRÓLISE.
OBS: Uma célula (Galvânica ou Eletrolítica) é composta por dois eletrodos. Cada eletrodo constitui uma
meia célula e podem ser de diferentes tipos.
- Eletrodo Metal – Íon Metálico
- Eletrodo Gás - Íon
- Eletrodo Metal – Ânion de Sal Pouco Solúvel
- Eletrodo Inerte
TIPOS DE ELETRODOS
Ânodo: Eletrodo onde ocorre a semi-reação de oxidação
Cátodo: Eletrodo onde ocorre a semi-reação de redução
1º) Eletrodos Metal – Íon Metálico
Consiste em um metal em contato com seus cátions presentes em solução. Exemplos:
a)
Eletrodos da Célula de Daniell:
b)
Eletrodo de Prata/cátion Prata:
- cátodo:
Ag+(aq) | Ag(s)
reação do eletrodo:
- ânodo:
c) Outros:
Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s)
ânodo
cátodo
Ag+(aq) + e-
Ag(s) | Ag+(aq)
reação do eletrodo:
Ag(s)
Sn(s) | Sn2+(aq)
Pb2+(aq) | Pb(s)
ânodo:
cátodo:
Ag(s)
Ag+(aq) + eSn(s)
Sn2+(aq) + 2ePb2+(aq) + 2ePb(s)
2º) Eletrodo Gás – Íon
É empregado um gás que borbulha em uma solução que contém o seu cátion ou o seu ânion, conforme o gás. O contato
elétrico é feito por um metal inerte, usualmente Platina (Pt). Exemplos:
a)
Eletrodo de Hidrogênio
- cátodo:
H+(aq) | H2(g) | Pt
reação do eletrodo: 2 H+(aq) + 2e- ânodo:
b) Outros:
H2(g)
Pt | H2(g) | H+(aq)
reação do eletrodo: H2(g)
2 H+(aq) + 2e-
Pt | Cl-(aq) | Cl2(g)
Cl2(g) | Cl-(aq) | Pt
ânodo: 2 Cl-(aq)
Cl2(g) + 2ecátodo: Cl2(g) + 2e2 Cl-(aq)
3º) Eletrodo Metal – Ânion de Sal pouco Solúvel
Consiste de um metal em contato com um de seus sais pouco solúveis e, ao mesmo tempo, com uma solução que contém o
ânion do sal pouco solúvel. Exemplos:
a)
Eletrodo de Prata – Cloreto de Prata: fio de prata recoberto por uma pasta de AgCl e imerso em uma solução contendo Cl -.
- cátodo:
- ânodo:
b) Outros:
Cl-(aq) | AgCl(s) | Ag(s)
reação do eletrodo: AgCl(s) + e-
Ag(s) + Cl-(aq)
Ag(s) | AgCl(s) | Cl-(aq)
reação do eletrodo: Ag(s) + Cl-(aq)
AgCl(s) + e-
SO42-(aq) | PbSO4(s) | Pb(s)
cátodo: PbSO4(s) + 2e- Pb(s) + SO42-(aq)
Pt | Hg(l) | Hg2Cl2(s) | Cl-(aq) ânodo: Hg(l) + 2Cl-(aq) Hg2Cl2(s) + 2e-
4º) Eletrodo Inerte
Consiste em um fio de metal inerte, geralmente platina (Pt), em contato com uma solução que contém uma espécie em dois
estados de oxidação diferentes. Exemplos:
a)
Eletrodo Platina – Fe2+/Fe3+
- cátodo:
- ânodo:
b) Outros:
OBS:
Fe3+(aq), Fe2+(aq) | Pt
reação do eletrodo:
Pt| Fe2+(aq), Fe3+(aq)
reação do eletrodo: Fe2+(aq)
Pt | Sn2+(aq), Sn4+(aq)
Cr3+(aq), Cr2+(aq) | Pt
Fe3+(aq) + e-
Fe2+(aq)
Fe3+(aq) + eânodo: Sn2+(aq)
cátodo:
Sn4+(aq) + 2e+ e-
Cr3+(aq)
Cr2+(aq)
Em qualquer dos tipos de eletrodos acima, os elétrons liberados no ânodo partem do eletrodo para o circuito externo
enquanto os elétrons capturados pelo cátodo chegam no eletrodo vindos do circuito externo.
PRODUTOS DA ELETRÓLISE
- EM SAIS FUNDIDOS
- Redução: apenas uma possibilidade: cátion
- Oxidação: apenas uma possibilidade: ânion
- EM SOLUÇÃO AQUOSA
As possibilidades de Oxidação e Redução aumentam:
a) No Cátodo há três possibilidades de redução:
1ª) Redução do cátion do eletrólito ao átomo metálico correspondente
Normalmente ocorre quando o cátion deriva de metal de transição, que são relativamente fáceis de
serem reduzidos.
Exemplo: Cu2+, Sn2+, Ni2+, etc
Cu2+(aq) + 2eCu(s)
ºredução = 0,337 V
Sn2+(aq) + 2eSn(s)
ºredução = - 0,250 V
2+
Ni (aq) + 2eNi(s)
ºredução = - 0,136 V
2ª) Redução de íons H+ a moléculas de H2
Ocorre na eletrólise de uma solução de ácido forte, como: HCl, HBr, HI, HClO 4, HClO3, HNO3, H2SO4.
2 H+(aq) + 2eH2(g)
 ºredução = 0,0 V
3ª) Redução de moléculas de H2O formando H2 e OHOcorre quando o cátion em solução é derivado de um metal do grupo 1 (ex: Na +), Grupo 2 (ex: Ca2+),
3+
Al ou Mn2+. Estes cátions tem ºredução < ºredução da água.
2 H2O(l) + 2eH2(g) + 2 OH-(aq)
ºredução = - 0,828 V
OBS: Sempre sofrerá redução no Cátodo a espécie presente em solução que tiver MAIOR Potencial
de Redução
b) No Ânodo há três possibilidades de Oxidação:
1ª) Oxidação do ânion monoatômico ao átomo ou molécula correspondente
Ocorre quando a solução contém íons: Cl-, Br- e I-.
2 Br-(aq)
Br2(l) + 2eºoxidação = - 1,065 V
2ª) Oxidação dos íons OH- formando O2 e H2O
Ocorre na eletrólise de solução de base forte, como: NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2.
2 OH-(aq)
½ O2(g) + H2O(l) + 2eºoxidação = - 0,401 V
3ª) Oxidação de moléculas de H2O formando O2 e H+
Ocorre quando o ânion em solução é oxidado com dificuldade, como é o caso de: F-, NO3-, SO42-. Em
seu lugar são oxidadas as moléculas de H2O pois estes ânions tem ºoxidação < ºoxidação da água.
H2O(l)
½ O2(g) + 2 H+(aq) + 2eºoxidação = - 1,229 V
OBS: Sempre sofrerá oxidação no Ânodo a espécie presente em solução que tiver MAIOR Potencial de
Oxidação (exceção: Cl- em solução)
EXEMPLOS DE ELETRÓLISE
Eletrólise de Sais Fundidos:
Neste caso, a única espécie presente capaz de sofrer redução é o cátion do sal e a única espécie
presente capaz de sofrer oxidação é o ânion do sal.
Exemplo:
NaCl fundido
- ânodo:
- cátodo:
2 Cl-(l)
Cl2(g) + 2e2 Na+(l) + 2e2 Na(l)
Reação Global:
2 Cl-(l) + 2 Na+(l)
Cl2(g) + 2 Na(l)
OBS: - no circuito externo: corrente eletrônica (movimento de elétrons)
- na fase líquida: corrente iônica (movimento de íons)
Eletrólise de Eletrólitos em Solução Aquosa:
Exemplo 1:
NaCl aquoso
-
Oxida Cl no ânodo e reduz H2O no cátodo:
2 Cl-(l)
Cl2(g) + 2e2 H2O(l) + 2eH2(g) + 2 OH-(aq)
- ânodo:
- cátodo:
Reação Global:
Exemplo 2:
2 Cl-(l) + 2 H2O (l)
Cl2(g) + H2(g) + 2 OH-(aq)
HCl aquoso
-
+
Oxida Cl no ânodo e reduz H no cátodo:
- ânodo:
- cátodo:
2 Cl-(l)
Cl2(g) + 2e2 H+(aq) + 2eH2(g)
Reação Global:
2 Cl-(l) + 2 H+(aq)
Cl2(g) + H2(g)
Exemplo 3:
Na2SO4 aquoso
Oxida H2O no ânodo e reduz H2O no cátodo:
H2O(l)
½ O2(g) + 2 H+(aq) + 2e2 H2O(l) + 2eH2(g) + 2 OH-(aq)
- ânodo:
- cátodo:
Reação Global:
3 H2O(l)
½ O2(g) + H2(g) + 2 H+(aq) + 2 OH-(aq)
2 H2O(l)
H2O(l)
Exemplo 4:
½ O2(g) + H2(g)
Cu SO4 aquoso
Oxida H2O no ânodo e reduz Cu2+ no cátodo:
H2O(l)
½ O2(g) + 2 H+(aq) + 2eCu2+(aq) + 2eCu(s)
- ânodo:
- cátodo:
Reação Global: H2O(l) + Cu2+(aq)
Exemplo 5:
½ O2(g) + Cu(s) + 2 H+(aq)
KOH aquoso
-
Oxida OH no ânodo e reduz H2O no cátodo:
- ânodo:
- cátodo:
2 OH-(aq)
½ O2(g) + H2O(l) + 2e2 H2O(l) + 2eH2(g) + 2 OH-(aq)
Reação Global:
H2O(l)
½ O2(g) + H2(g)
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DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA
QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA - QUI-01026
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?
EXERCÍCIOS
1 - Acertar os coeficientes das equações abaixo pelo método das semi-reações:
(a) Sn2+(aq) + Cr2O7- - (aq)
Sn4+(aq) + Cr3+(aq)
(solução ácida)
(b) AsO2 -(aq) + ClO -(aq)
AsO3 -(aq) + Cl -(aq)
(solução básica)
(c) Fe2+(aq) + MnO4 -(aq)
Fe3+(aq) + Mn2+(aq)
(solução ácida)
(d) C2O4 - - (aq) + Cr2O7- -(aq)
(e) Cr3+(aq) + ClO3 -(aq)
(f) ICl4 -(aq)
(g) MnO2(s)
I2 s)
CO2(g) + Cr3+(aq)
CrO4 - - (aq) + Cl -(aq)
+ IO3 -(aq) + Cl -(aq)
(i) I2(s) + S2O3 - - (aq)
(solução básica)
(solução ácida)
MnO4 -(aq) + MnO3 - 3(aq)
(h) Zn(s) + NO3 -(aq)
(solução ácida)
(solução básica)
Zn2+(aq) + NH4 +(aq)
(solução ácida)
I - (aq) + S4O6 - -(aq)
(j) BiO +(aq) + NO3-(aq) + Al(s)
(l) As2S3(s) + MnO4-(aq)
(m) Ag+(aq) + C12H22O11(aq)
Bi(s) + NH3(aq) + AlO2-(aq)
H3AsO4(aq) + Mn2+(aq) + SO4- - (aq)
CO2(g)
+ Ag(s)
(solução básica)
(solução ácida)
(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
3.1) 1,05 V
3.6) - 0,21 V
2.2) - 0,462 V
3.2) 0,123 V
3.7) – 0,200 V
2.3) – 1,992 V
3.3) 0,311 V
3.8) 2,078 V
2.4) 1,305 V
3.4) - 0,124 V
3.5) 0,487 V
UFRGS - INSTITUTO DE QUÍMICA - DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA
QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA - QUI-01026 - TABELA DE POTENCIAIS PADRÕES DE REDUÇÃO
0
semi-reação
(volt) potenciais formais
semi-reação
F2(g) + 2 H+ + 2 e = 2 HF9aq)
3,06
O3(g) + 2 H+ + 2 e = O2(g) + H2O
2,07
S2O8 - - + 2 e = 2 SO4 - 2,01
Co3+ + e = Co2+
1,842
H2O2 + 2 H+ + 2 e = 2 H2O
1,776
MnO4 - + 4 H+ + 3 e = MnO2(s) + 2 H2O 1,695
HClO + H+ + e = 1/2 Cl2 + H2O
1,63
PbO2(s) + 3 H+ + HSO4- + 2 e =
PbSO4(s) + 2 H2O
1,628
BrO3 - + 6 H+ + 5 e = 1/2 Br 2 (l) + 3 H2O 1,52
MnO4 - + 8 H+ + 5 e = Mn 2+ + 4 H2O
1,51
ClO3 - + 6 H+ + 5 e = 1/2 Cl2(g) + 3 H2O 1,47
PbO2(s) + 4 H+ + 2 e = Pb2+ + 2 H2O
1,455
Cl2(g) + 2 e = 2 Cl 1,359
Cr2O7 - - + 14 H+ + 6 e = 2 Cr3+ + 7 H2O 1,33
Tl3+ + 2 e = Tl+
1,25
MnO2(s) + 4 H+ + 2 e = Mn2+ + 2 H2O 1,23
2 H+ + 1/2 O2(g) + 2 e = H2O
1,229
IO3 - + 6 H+ + 5 e = 1/2 I2(s) + 3 H2O
1,195
IO3 - + 6 H+ + 5 e = 1/2 I2(aq) + 3 H2O
1,178
Br2(aq) + 2 e = 2 Br 1,087
Br2(l) + 2 e = 2 Br 1,065
HNO2 + H+ + e = NO(g) + H2O
1,00
Pd2+ + 2 e = Pd(s)
0,987
NO3 - + 3 H+ + 3 e = HNO2 + H2O
0,94
2 Hg2+ + 2 e = Hg2 2+
0,920
HO2 - + H2O + 2 e = 3 OH 0,88
Hg2+ + 2 e = Hg(l)
0,854
Ag+ + e = Ag(s)
0,799
Hg2 2+ + 2 e = 2 Hg(l)
0,789
Fe3+ + e + Fe2+
0,771
PtCl4 - - + 2 e = Pt(s) + 4 Cl 0,73
O2(g) + 2 H+ + 2 e = H2O2
0,682
PtCl6 - - + 2 e = PtCl4 - - + 2 Cl 0,68
Hg2SO4(s) + 2 e = 2 Hg(l) + SO4 - 0,615
MnO4 - + e = MnO4 - 0,564
I2(s) + 2 e = 2 I 0,5355
I2(aq) + 2 e = 2 I 0,620
0
(volt)
Cu+ + e = Cu(s)
0,521
NiO2(s) + 2 H2O + 2 e = Ni(OH)2(s) + 2 OH- 0,49
Ag2CrO4(s) + 2 e = 2 Ag(s) + CrO4 - 0,446
H2O + 1/2 O2(g) + 2 e = 2 OH 0,401
Cu2+ + 2 e = Cu(s)
0,337
Hg2Cl2(s) + 2 e = 2 Hg(l) + 2 Cl 0,268
AgCl(s) + e = Ag(s) + Cl 0,222
Sn4+ + 2 e = Sn 2+
0,154
Cu2+ + e = Cu+
0,153
S(s) + 2 H+ + 2 e = H2S(g)
0,141
AgBr(s) + e = Ag(s) + Br 0,095
S4O6 - - + 2 e = 2 S2O3 - 0,08
2 H+ + 2 e = H2(g)
0,000
Pb2+ + 2 e = Pb(s)
-0,126
Sn2+ + 2 e = Sn(s)
-0,136
AgI(s) + e = Ag(s) + I -0,151
Ni2+ + 2 e = Ni(s)
-0,250
Co2+ + 2 e = Co(s)
-0,277
PbSO4(s) + H+ + 2 e = Pb(s) + HSO4 -0 ,299
Ag(CN)2 - + e = Ag(s) + 2 CN -0,31
Tl+ + e = Tl(s)
-0,336
PbSO4(s) + 2 e = Pb(s) + SO4 - -0,356
Ti3+ + e = Ti2+
-0,37
Cd2+ + 2 e = Cd(s)
-0,403
Cr3+ + e = Cr2+
-0,41
Fe2+ + 2 e = Fe(s)
-0,440
Cr3+ + 3 e = Cr(s)
-0,74
Zn2+ + 2 e = Zn (s)
-0,763
Cd(OH)2(s) + 2 e = Cd(s) + 2 OH -0,815
2 H2O + 2 e = H2(g) + 2 OH -0,828
Mn2+ + 2 e = Mn(s)
-1,18
Al3+ + 3 e = Al(s)
-1,66
Mg2+ + 2 e = Mg(s)
-2,37
Na+ + e = Na(s)
-2,714
Ca2+ + 2 e = Ca(s)
-2,87
Ba2+ + 2 e = Ba(s)
-2,90
K+ + e = K(s)
-2,925
Li+ + e = Li(s
-3,045
potenciais formais