P2 - PROVA DE QUÍMICA GERAL - 12/05/12
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:
T (K) = T (°C) + 273,15
R = 8,314 J mol-1 K-1 = 0,0821 atm L mol-1 K-1
Kw = [H+] [OH-] = 1,01 x 10-14 à 25 °C
PV = nRT
q = mcT
G = H - TS
U = q + w
1 atm L = 101,325 J
NA = 6,022 x 1023 mol-1
Grau
Revisão
1a Questão
a) A reação de formação da água, H2O(g), está representada pela equação 1.
2H2(g) + O2 (g)
2H2O(g) + calor
eq1
Em um reator de 500 mL, adicionou-se 0,15 mol de H2 e 0,70 mol de O2. Ao atingir o
equilíbrio, à 25 °C, houve consumo de 50% de H2. Calcule as concentrações, em
mol L-1, no equilíbrio de cada um dos componentes dessa mistura.
b) A água sofre autoionização, representada pela equação 2.
2H2O(l)
H3O+ (aq) + OH- (aq)
eq 2
Calcule a razão entre a quantidade de água não dissociada, em mol, por quantidade de
H3O +, em mol, no equilíbrio, à 25 °C, sabendo que, na água pura, a concentração
hidrogeniônica, H3O+, é exatamente igual à concentração de íons hidroxila, OH-, sendo
que o meio é neutro.
Grau de ionização da água pura = 1,80 x 10–7 %, à 25 °C.
dH2O  1,00 g mL1
M MH2O  18,0 g mol1
c) Calcule o pH de uma solução de ácido acético, HC2H3O2 ,no equilíbrio, preparada
pela adição de 0,30 mol do ácido acético em água, formando 1,00 L de solução.
HC2H3O2(aq) + H2O(l)
C2H3O2-(aq) + H3O+(aq)
Ka HC2H3O2 = 1,80 x 10-5, à 25°C
d) Explique o que acontece com o equilíbrio indicado no item “c”, quando certa
quantidade de ácido clorídrico, HCl, ácido forte, for adicionado à solução.
Resolução:
a)
Ci H 
0,15 mol
 0,30 mol L1
0,500 L
Ci O 
0,70 mol
 1,4 mol L1
0,500 L
2
2
2H2
+
O2
=
2H2O
Inicial
0,30
1,4
0
Mudança
-2 x
-x = 0,075
+ 2x = 2 x 0,075
Equilíbrio
0,15 mol L-1
1,3 mol L-1
0,15 mol L-1
2x = 0,15
x = 0,15/2 = 0,075
H3O+ + OH-
b) 2H2O(l)
pH = 7,00
100 mol de moléculas H2O  1,80 x 10-7 mol íons de H3O+
x = 556 x 106 mol de moléculas de H2O  1,00 mol H3O+
Ou
d
C
m
V
n
m
MM
d
MM x n
n
d
1,00.10 -3 gL1
 C 


 55,6 mol L1
1
V
V MM
18,0gmol
n
 55,6 mol L1  1,00 x 10-7 mol íon
V
x = 556 x 106 molH2O
 1,00 mol íon
Ou
100 mol de moléculasH2O
 1,80 . 10-7 mol íos H3O+
55,6 molH2O  1,00 molH2O
c)
HAC
H+
0,30
0
0
0,30- x
x
x
Ka = 1,80.10-5 =
x2
0,30  x
+
AC-
X2 + 1,80 . 10-5 x - 5,4 . 10-5 = 0
Resolvendo equação do 2º grau
1,80.10 5  (1,80.10 5 )2  4x5,4.10 6
x
2
X = 2,4 x 10-3
pH = 2,6
d) O HCl se ioniza em H+ + Cl-. Pelo efeito do íon comum (Princípio de Le Chatelier), o
íon comum H+ faz com que o equilíbrio se desloque no sentido dos reagentes, para
esquerda.
2a Questão
O sulfato de bário, BaSO4, é um sal pouco solúvel em água, sendo usado como
contraste em alguns tipos de exames clínicos.
BaSO4(s)
Ba2+(aq) + SO42-(aq)
Kps = 1,10 x 10-10 à 25 oC
a) Calcule a solubilidade do BaSO4 , em mol L-1, em água pura a 25 oC.
b) Se a solubilização do BaSO4 em água é um processo endotérmico, explique o que
acontece com a solubilidade do sal e com o valor da constante de equilíbrio, K ps,
quando a temperatura é elevada para 40 oC.
c) Calcule a solubilidade do BaSO4 em uma solução de ácido sulfúrico, H2SO4, com pH
2,00. Considere que, nessa solução, o ácido foi totalmente ionizado, liberando dois íons
H+ e um íon SO42-.
Resolução:
a) O equilíbrio em questão é heterogêneo e somente as espécies na fase aquosa estão
explicitamente representadas na equação da constante K.
Kps = [Ba2+]  [SO42-]
Avaliando as concentrações das espécies nos momentos inicial (o da adição de BaSO 4)
e final (o estabelecimento do equilíbrio), tem-se:
[BaSO4]
[Ba2+]
[SO42-]
Início:
constante
0 mol L-1
0 mol L-1
Equilíbrio:
constante
x mol L-1
x mol L-1
Onde x é o valor da solubilidade do sal em mol L-1.
Assim:
Kps = x  x = x2
x = (Kps)1/2 = (1,10 x 10-10) 1/2 = 1,04 x 10-5 mol L-1
b) De acordo com o Princípio de le Chatelier, o aumento da temperatura do sistema
(adição de calor ao sistema) deve ter como resposta a tentativa de contrapor essa
adição de calor, absorvendo-o e com isso deslocando a ração para a direção
endotérmica (a da solubilização do sal). Assim a solubilidade (x) aumenta e o valor do
Kps também.
c) Na solução com pH 2,00, a concentração de íons H+ será 1,00 x 10-2 mol L-1. Como
nessa solução, a cada 2 mol de H+ tem como contra-íons 1 mol de SO42-, a
concentração de íons SO42-em solução é 5,00 x 10-3 mol L-1.
O íon SO42- da ionização do ácido é comum ao equilíbrio de solubilidade e provocará a
diminuição da solubilidade x do sal. Assim, a contribuição do sal para a concentração
de SO42- na solução será bem menor que o valor (1,04 x 10 -5 mol L-1) calculado na
solução aquosa na ausência de ácido sulfúrico. Assim, pode-se resolver esse problema
por aproximação:
[BaSO4]
[Ba2+]
[SO42-]
Início:
constante
0 mol L-1
5,00 x 10-3 mol L-1
Equilíbrio:
constante
x mol L-1
5,00 x 10-3 + x mol L-1
Onde: (5,00 x 10-3 + x) mol L-1 = 5,00x 10-3 mol L-1
Assim:
Kps = 5,00 x 10-3 x
x = 1,10 x 10-10 / 5,00 x 10-3 = 2,20 x 10-8 mol L-1
Alternativamente, pode-se resolver resolvendo a equação de segundo grau gerada na
equação do equilíbrio:
Kps = x  (5,00 x 10-3 + x)
1,10 x 10-10 = 5,00 x 10-3 x + x2 ou x2 + 5,00 x 10-3 x - 1,10 x 10-10 = 0
Onde a solução será:
x = {-5,00 x 10-3  [(5,00 x 10-3)2 – 4 11,10 x 10-10]1/2} / 2
x = {-5,00 x 10-3  [(5,00 x 10-3)2 – 4 11,10 x 10-10]1/2}/2
x = -5,00 x 10-3  (2,50 x 10-5 + 4,40 x 10-10) ½ /2
x = 4,40 x 10-8/2 = 2,20 x 10-8 mol L-1
3a Questão
A reação de neutralização entre hidróxido de sódio, NaOH, e ácido clorídrico, HCl, pode
ser representada conforme a equação abaixo:
NaOH (aq) + HCl (aq)  H2O(l) + Na+ (aq) + Cl- (aq)
a) Calcule o calor envolvido, em kJ, quando 25,0 g de NaOH reagem com excesso de
HCl para formar água, à 25 °C, à pressão constante.
b) Desenhe o diagrama da variação de energia em função do caminho para a reação
acima, indicando a variação de entalpia.
c) Foram colocados 50,0 mL de NaOH 0,500 mol L-1 em um calorímetro à 25,00 oC e à
pressão constante. Em seguida, foram cuidadosamente adicionados 25,0 mL de HCl
0,500 mol L-1 e a temperatura, ao final da reação, foi de 27,21 oC. Calcule o calor, q, em
kJ, envolvido na reação. Calcule a variação de entalpia da reação, ∆H, em kJ mol-1.
Assuma que o volume total é a soma dos volumes de cada solução, que a solução final
tem a mesma densidade e calor específico da água pura e que a troca de calor no
processo ocorre apenas com a água.
Dados:
MM NaOH = 40,00 g mol-1
MM HCl = 36,46 g mol-1
Densidade da água pura = 1,00 g mL-1
Calor específico da água pura = 4,184 J oC-1 g-1
Substância
NaOH (aq)
HCl (aq)
H2O (l)
Na+ (aq)
Cl- (aq)
Hof (kJ mol-1)
- 470,11
- 167,16
-285,83
- 240,12
- 167,16
Resolução:
ΔH   nΔprodutos   nΔreagentes
H = [(-285,83) + (-167,16) + (-240,12)] – [(-470,11)+(-167,16)]
H= -55,84 kJ mol-1
- 55,84 kJ  1 mol  40,00 g NaOH
x
0,625
25,0 g NaOH
x = -34,9 kJ
b)
c) q = mcT
qsis = -qviz
qvis = 75,0 x 4,184 x (27,21 – 25,00)
qsis = 694 J = 0,694 kJ
qsis = - 0,694 kJ
0,500 mol NaOH  1000 mL
x
 50,0 mL
x = 0,0250 mol NaOH
0,500 mol HCl  1000 mL
x
 25,0 mL
x = 0,0125 mol HCl
HCl agente limitante
0,0125 mol HCl  - 0,694 kJ
1 mol

X = -55,5 kJ mol-1
x
4a Questão
O dióxido de enxofre, SO2, é um dos principais causadores da chuva ácida e, portanto,
a sua emissão pela queima de carvão é indesejada. O SO2 pode ser transformado em
enxofre elementar, que é menos nocivo ao ambiente, por meio da seguinte reação:
2 H2S(g) + SO2(g) → 3 S(s) + 2 H2O(g)
O gráfico abaixo representa a relação da variação da energia livre de Gibbs, ∆G, com a
temperatura, T, em Kelvin.
a) Encontre, no gráfico, o valor da variação de entalpia, ∆H, e indique a sua unidade.
b) Diga o que ocorre com a entropia, calcule o valor da variação de entropia, ∆S, e
indique a sua unidade.
c) Encontre, no gráfico, o valor da variação da energia livre de Gibbs, ∆G, em kJ, à
25oC e interprete o resultado obtido em relação à espontaneidade da reação nessa
temperatura.
d) Indique a temperatura a partir da qual a reação deixa de ser espontânea.
e) Explique porque esta reação não é espontânea, em altas temperaturas, baseado no
valor do calor de reação à pressão constante.
f) Calcule o valor da variação da energia interna, ∆U, em kJ, quando 2 mol de H2S
reage completamente com 1 mol de SO2 à 25,0 oC e 1,00 atm.
Resolução:
d) Em temperaturas maiores que 800 K a reação deixa de ser espontânea,
observe que o G passa a ser positivo.
c) G = -90 kJ; à 25 °C a reação ainda é espontânea
porque o valor de G é negativo.
a) H = -147 kJ
b)  ΔS 
Δy 0  ( 147)

 0,184 kJ K -1
Δx
800  0
S   0,814 kJ K 1
Ou
b) observamos pela reação que oS < 0 e usando a equação G = H-TS calculamos
ΔH  147
o valor de S como: ΔS 

  0,184 kJ K 1
ΔT
800
e) Sabendo pelo gráfico que o H é negativo (processo exotérmico) e pela reação que
o S também é negativo; e observando a equação de Gibbs-Helmholtz, G = H-TS;
o termo “-TS” será bastante positivo e superará o valor negativo do H, ficando assim
o G mais positivo e a reação será não espontânea.
f) U = H - PV ou U = H-nRT
Como: H = -147 kJ
n = 2 - 3 = -1
R = 8,314 x 10-3 kJ K-1 mol-1
T= 298 K
U = -147 – (-1x8,314x10-3 x 298)
U = -147 + 2,48 = -144 kJ