P1 - PROVA DE QUÍMICA GERAL – 13/04/2013
Nome:
Gabarito
Nº de Matrícula:
Turma:
Assinatura:
Questão
Valor
1a
2,5
2a
2,5
3a
2,5
4a
2,5
Total
10,0
Dados
R = 0,0821 atm L mol-1 K-1
T (K) = T (°C) + 273,15
1 atm = 760 mmHg
Vm = 22,41 L mol-1 (273 K e 1,00 atm)
PV = nRT
Pi = i P
S = KH P
Grau
Revisão
1a Questão
O composto dicloreto de dienxofre, S2Cl2, é muito utilizado na vulcanização a frio da
borracha e pode ser produzido pela reação de enxofre fundido, S 8, com cloro, Cl2,
conforme a equação química abaixo:
S8(l) + 4Cl2(g)  4S2Cl2(l)
Considere que foram misturados 32,0 kg de S8 com 71,0 kg de Cl2 e faça o que se
pede.
a) Defina rendimento teórico e rendimento percentual de uma reação química.
b) Calcule o rendimento teórico, em quilogramas.
c) Calcule a massa de reagente restante.
d) Calcule a quantidade de matéria, em mol, de S2Cl2 formada, supondo que a
reação tenha um rendimento de 96,5%.
e) Calcule a massa, em quilogramas, de produto formado, quando se utiliza a
mesma quantidade do reagente S8 com 15,0% de impurezas.
Dados:
M(S8) = 256,52 g mol-1
M(Cl2) = 70,906 g mol-1
M(S2Cl2) = 135,036 g mol-1
Resolução:
a) Rendimento Teórico: é a quantidade máxima (quantidade de matéria, massa ou
volume) do produto que pode ser obtida a partir de dada quantidade de reagente.
Rendimento Percentual: é a fração do rendimento teórico realmente obtido, expresso
em porcentagem.
b) Definir quem é o reagente limitante:
1 mol S8  4 mol Cl2
(1 mol x 256,52 g mol-1)  (4 mol x 70,906 g mol-1)
32,0 kg  x kg
x = 35,4 kg de Cl2
Como o Cl2 está em excesso, o reagente limitante é o S8.
Cálculo do rendimento teórico:
1 mol S8  4 mol S2Cl2
(1 mol x 256,52 g mol-1)  (4 mol x 135,036 g mol-1)
32,0 kg  x kg
x = 67,4 kg de S2Cl2
c)
A massa do reagente em excesso, Cl2, era de 71,0 kg, porém reagiu 35,4 kg. Logo:
71,0 kg – 35,4 kg = 35,6 kg de Cl2 restante.
d)
67,4 kg de S2Cl2 100 %
x  96,5 %
x = 65,0 kg de S2Cl2
n=m/M
n(S2Cl2) = 65,0 x 103 g / 135,036 g mol-1 = 482 mol de S2Cl2
e) Considerando rendimento de 100 %:
32,0 kg de S8 100 %
x  85,0 %
x = 27,2 kg de S8
1 mol S8  4 mol S2Cl2
(1 mol x 256,52 g mol-1)  (4 mol x 135,036 g mol-1)
27,2 kg  x kg
x = 57,3 kg de S2Cl2 (para rendimento de 100 %)
Para quem considerou o rendimento de 96,5 %:
32,0 kg de S8 100 %
x  85,0 %
x = 27,2 kg de S8
1 mol S8  4 mol S2Cl2
(1 mol x 256,52 g mol-1)  (4 mol x 135,036 g mol-1)
27,2 kg  x kg
x = 57,3 kg de S2Cl2
57,3 kg S2Cl2 100 %
x  96,5 %
x = 55,3 kg de S2Cl2
2a Questão
A Lei 12.760/12 diminuiu a tolerância para o resultado do teste do etilômetro,
também conhecido como teste do bafômetro, de 0,1 mg L-1 de álcool no ar expelido
para 0,05 mg L-1.
Uma reação que permite determinar a concentração de álcool expelido, pela
mudança de cor, é a reação do vapor de etanol, C2H5OH, com dicromato de
potássio, K2Cr2O7, conforme a equação abaixo:
K2Cr2O7(aq) + 4H2SO4(aq) + 3C2H5OH(g)  Cr2(SO4)3(aq) + 7H2O(l) + 3C2H4O(g) + K2SO4(aq)
a) Calcule o volume mínimo, em litros, de uma solução de K2Cr2O7 0,10 mol L-1
necessário para reagir completamente com 0,050 mg de C2H5OH.
b) Calcule a massa, em miligramas, de C2H5OH necessária para produzir 0,784 mg
de Cr2(SO4)3.
c) Se através do teste do bafômetro, ficar constatado que o motorista apresenta uma
concentração de 4,5 x 10-6 mol L-1 de C2H5OH no ar expelido, mostre com cálculos
se este responderá a processo criminal.
Dados:
M (K2Cr2O7) = 294 g mol-1
M (C2H5OH) = 46 g mol-1
M (Cr2(SO4)3) = 392 g mol-1
Resolução:
a)
1 mol C2H5OH → 46 g
X
5,0 x 10-5 g
←
X = 1,1 x 10-6 mol
1 mol K2Cr2O7 → 3 mol C2H5OH
X
← 1,1 x 10-6 mol C2H5OH X = 3,7 x 10-7 mol K2Cr2O7
c = n / v .: v = n / c .: v = 3,7 x 10-7 mol / 1,0 x 10-1 L
v = 3,7 x 10-6 L
b)
1 mol Cr2(SO4)3 → 392 g
X
7,84 x 10-4 g
←
1 mol Cr2(SO4)3 →
X = 2,00 x 10-6 mol
3 mol C2H5OH
2,00 x 10-6 mol Cr2(SO4)3
→
X
X = 6,00 x 10-6 mol C2H5OH
1 mol C2H5OH → 46 g
6,00 x 10-6 mol C2H5OH → X
X = 2,8 x 10-4 g ou 0,28 mg
c)
1 mol C2H5OH → 46 g
4,5 x 10-6 mol C2H5OH
→ X
X = 2,1 x 10-4 g ou 0,21 mg
Resposta: O motorista responderá processo criminal, pois a concentração
encontrada é de 0,21 mg L-1, ou seja, superior ao permitido pela lei (0,05 mg L -1)
3a Questão
A ureia, CO(NH2)2, é uma substância utilizada como fertilizante e pode ser obtida
pela reação entre o gás carbônico, CO2, e a amônia, NH3, conforme a equação:
CO2(g) + 2NH3(g)  CO(NH2)2(s) + H2O(g)
a) Calcule o volume de NH3 a 1,00 atm e 273 K, necessário para reagir com excesso
de CO2, produzindo 120 g de CO(NH2)2, considerando rendimento de 100%.
b) Defina a Lei de Dalton.
c) Em outro experimento, 150 g de CO(NH2)2, um soluto não volátil, foram
completamente dissolvidos em 500 g de água, em um sistema aberto, a 25 ºC.
Calcule a pressão de vapor da solução resultante, sabendo que a pressão de vapor
da água pura é 0,0313 atm, nesta temperatura.
Considere o comportamento ideal dos gases e das soluções.
Dados:
M(CO(NH2)2) = 60,06 g mol-1
M(CO2) = 44,01 g mol-1
M(NH3) = 17,03 g mol-1
M(H2O) = 18,02 g mol-1
Resolução:
a) Forma correta
outra opção
Cálculo do mol de NH3
2 mol de amônia  1 mol de ureia
x 
Cálculo do mol de NH3
2 mol de amônia  1 mol de ureia
120 / 60,06
x = 3,996 mol de NH3
Cálculo do volume da NH3
NH3
P. V = n.R.T
1,00 x V = 3,996 . 0,0821 . 273
V = 89,6 L de NH3
x

120 / 60,06
x = 4,00 mol de NH3
Cálculo do volume da
P.V = n.R.T
1,00 x V = 4,00 x 0,0821 x 273
V = 89,7 L de NH3
Outra opção de cálculo do volume da NH3
1 mol de amônia  22,41 L
3,996 mol de amônia  x
x = 89,6 L de NH3
1 mol de amônia  22,41 L
4,00 mol de amônia  x
x = 89,6 L de NH3
b) Dalton descobriu que “a pressão de uma mistura de gases é a soma das pressões que
cada gás teria se ocupasse sozinho o volume da mistura”. Sendo Pt a pressão total e Pa , Pb,
Pc ... Pn.
Pt = Pa + Pb + Pc +....+Pn
c) Cálculo do mol de uréia
n ureia = 150 / 60,06 = 2,498 mol
Cálculo do mol da água
nágua = 500 / 18,02 = 27,75 mol
Cálculo do mol total
nT = 2,498 + 27,75 = 30,248
Cálculo da pressão da água
Págua = 27,75 / 30,248 x 0,0313
Págua = 0,9174 x 0,0313
Págua = 0,0287 atm
4a Questão
Para anunciar o resultado do Conclave da escolha do papa, o Vaticano utiliza
reações químicas. A decomposição do clorato de potássio, KClO3, mostrada na
equação abaixo, é uma das reações envolvidas na produção da fumaça branca.
2KClO3(s) 2KCl(s) + 3O2(g)
Considere que a decomposição completa do KClO3 foi realizada no sistema abaixo.
Um volume de 0,250 L de O2 foi produzido e coletado totalmente no recipiente 1, a
25 °C, resultando em uma pressão total de 0,724 atm. A pressão de vapor da água
nestas condições é 0,0313 atm.
a) Calcule a fração em mol (antigamente conhecida como fração molar) do O2 no
recipiente 1, desconsiderando a solubilidade do mesmo na água.
b) Calcule a massa, em grama, do KClO3 decomposto.
c) Considere, agora, que o O2 se dissolve parcialmente na água e calcule a sua
solubilidade nestas condições.
Considere o comportamento ideal dos gases.
Dados:
KH (O2) = 1,29 x 10-3 mol L-1 atm-1, a 25 °C
M(KClO3) = 122,5 g mol-1
Resolução:
Cálculo da pressão parcial de O2:
P(T) = P(H2O) + P(O2)
P(O2) = P(T) - P(H2O)
P(O2) = 0,724 atm – 0,0313 atm
P(O2) = 0,6927 atm
Cálculo da fração em mol:
x(O2) = P(O2) / P(T)
x(O2) = 0,6927 atm / 0,724 atm
x(O2) = 0,957
Ou
Outra opção de resolução:
PV = nRT para H2O
n(H2O) = PV/RT
n(H2O) = 0,0313 atm x 0,250 L / 0,0821 x (25 + 273) K
n(H2O) = 3,198 x 10-4 mol
PV = nRT para O2
n(O2) = PV/RT
n(O2) = 0,6927 atm x 0,250 L / 0,0821 x (25 + 273) K
n(O2) = 7,078 x 10-3 mol
x(O2) = n(O2) / n(T)
x(O2) = n(O2) / (n(O2) + n(H2O))
x(O2) = 7,078 x 10-3 / (7,078 x 10-3 + 3,198 x 10-4)
x(O2) = 0,957
Cálculo da quantidade de matéria de O2
PV = nRT
n(O2) = PV/RT
n(O2) = 0,6927 atm x 0,250 L / 0,0821 x (25 + 273) K
n(O2) = 7,078 x 10-3 mol
Cálculo da quantidade de matéria de KClO3
2 mol KClO3  3 mol O2
n (KClO3)
x
 n(O2)
 7,078 x 10-3
x = 4,719 x 10-3 mol de KClO3
Cálculo da quantidade de massa de KClO3
n = m/M
m KClO3 = n x M
m KClO3 = 4,719 x 10-3 x 122,5
m KClO3 = 0,578 g de KClO3
SO2 = κO2 x P O2
SO2 = 1,29 x 10-3 x 0,6927
SO2 = 8,94 x 10-4 mol L-1