Química
Atividade de Autoavaliação – Recuperação ⏐ 2os anos ⏐ Rodrigo ⏐ ago/09
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Resolução
1.
O carbeto de cálcio – CaC2 (s) (massa molar = 64 g · mol–1) –, também conhecido como
carbureto, pode ser obtido aquecendo-se uma mistura de cal (CaO, massas molares Ca =
40 g · mol–1 e O = 16 g · mol–1) e carvão (C, massa molar = 12 g · mol–1) a uma
temperatura de aproximadamente 3000° C, gerando um subproduto gasoso com massa
molar igual a 28 g · mol–1. O carbeto de cálcio pode reagir com água, produzindo acetileno
– C2H2 (g) (massa molar = 26 g · mol–1) e hidróxido de cálcio, sendo de uso comum nas
carbureteiras, nas quais o gás que sai do recipiente é queimado para fins de iluminação,
especialmente em cavernas.
a) Escreva a equação química que representa a reação de obtenção do carbeto de cálcio.
CaO(s) + 3 C(s) CaC2(s) + CO(g)
b) A partir de 32 g de carbeto de cálcio impuro foram obtidos 11,7 g de acetileno. Determine
a pureza do carbeto de cálcio.
n C2H2 = m / M Q n C2H2 = 11,7 / 26 Q n C2H2 = 0,45 mol.
A reação química que ocorre entre o CaC2 e a água pode ser representada por:
CaC2(s) + 2 H2O(l) C2H2(g) + Ca(OH)2(aq)
Da proporção estequiométrica temos:
0,45 mol de CaC2 : 0,45 mol de C2H2.
Logo:
0,45 mol de CaC2 = m / M Q m = 0,45 x 64 Q m = 28,8 g de CaC2.
Assim:
32 g de CaC2 (impuro) 100%
28,8 g de CaC2 x%
Q
2.
x = 90%.
Foram misturados 50 mL de solução aquosa 0,4 mol/L de ácido clorídrico, com 50 mL de
solução de hidróxido de cálcio, de mesma concentração.
a) Ao final da reação, o meio ficará ácido, básico ou neutro? Justifique sua resposta com
cálculos.
2 HCl(aq)
+
50 mL
0,4 mol/L
n=C×V
n = 0,02 mol
Ca(OH)2(aq) 50 mL
0,4 mol/L
n=C×V
n = 0,02 mol
CaCl2(aq) + 2 H2O(l)
Da proporção estequiométrica, sabemos que 2 mol de HCl reagem com 1 mol de Ca(OH)2.
Assim, há um excesso de 0,02 – 0,01 = 0,01 mol de Ca(OH)2 no sistema resultante, o que faz
com que o meio esteja alcalino ao final da reação.
b) Calcule a concentração em mol/L de cada íon presente no sistema final.
CaCl2(aq) Ca2+(aq) + 2 Cl-(aq)
0,01 mol0,01 mol
0,02 mol
Do excesso de Ca(OH)2, temos:
Ca(OH)2(aq) Ca2+(aq) + 2 Cl-(aq)
0,01 mol
0,01 mol
0,02 mol
Assim, as concentrações em mol/ são:
[Cl-] = 0,02 mol / 0,1 L (volume final da solução) = 0,2 mol/L
[OH-] = 0,02 mol / 0,1 L = 0,2 mol/L
[Ca2+] = (0,01 + 0,01)* / 0,1 = 0,2 mol/L
* 0,01 mol “provenientes” do CaCl2 e 0,01 mol do excesso de Ca(OH)2.
3.
O estômago humano, ao receber o alimento ingerido, é estimulado a produzir ácido
clorídrico em elevada concentração. A elevada acidez originada (pH = 1,0) é necessária
para o processo de digestão das proteínas, que é catalisada pela enzima pepsina.
a) Para minimizar os efeitos da acidez excessiva do estômago (azia), diversos medicamentos
são prescritos por médicos, entre os quais o hidróxido de alumínio. Escreva a equação
química balanceada da reação de neutralização do ácido clorídrico com o hidróxido de
alumínio.
Al(OH)3(s) + 3 HCl(aq) AlCl3(aq) + 3 H2O(l)
b) Qual o número de mols de hidróxido de alumínio necessário para neutralizar
completamente uma massa de 0,365 g de ácido clorídrico?
Dados: massas molares
Cl = 35,5 g · mol–1, H = 1 g · mol-1; Al = 27 g · mol-1; O = 16 g · mol-1.
n HCl = m / M Q n HCl = 0,365 g / 36,5 g Q n HCl = 0,01 mol.
1 mol de Al(OH)3 3 mol HCl
n mol
0,01 mol Q n = 0,03 mol de Al(OH)3
m Al(OH)3 = n × M Q m Al(OH)3 = 0,03 × 78 Q m Al(OH)3 = 0,26g.
4.
Para determinar a pureza de carbonato de cálcio, CaCO3, em uma amostra de calcário,
aqueceu-se uma amostra de 10,0 g e foram obtidos, além de óxido de cálcio, CaO, 3,3 g de
dióxido de carbono, CO2.
Dados: massas molares Ca = 40 g · mol–1; C = 12 g · mol-1; O = 16 g · mol-1.
a) Determine a quantidade de matéria de CaO formada.
2
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
n CO2 = m / M Q n CO2 = 3,3 / 44 Q n CO2 = 0,075 mol
Da proporção estequiométrica, temos:
n CaO = n CO2 = 0,075 mol.
b) Qual a pureza da amostra de calcário?
A partir dos coeficientes estequiométricos da reação, concluímos:
m CaCO3 = n x M Q m CaCO3 = 0,075 x 100 Q m CaCO3 = 7,5 g.
100 % de calcário (CaCO3 impuro) 10,0 g
x % de calcário CaCO3 puro
7,5 g
Q x = 75 %.
5.
(UFF 2002 – modificada) Em certo processo de produção do ácido acético (C2H4O2), o
oxigênio (O2) é borbulhado numa solução de acetaldeído (C2H4O), sob determinada
pressão, a 60° C.
Considere uma experiência em que 88,0 g de acetaldeído e 48,0 g de oxigênio foram
colocados num recipiente, onde ocorreu a reação descrita acima, e determine a massa:
a) do reagente, em excesso (se houver), considerando-se um rendimento da reação de 100%;
2 C2H4O(aq) + O2(g) 2 C2H4O2(aq)
88,0 g
48,0 g
n=m/M
n = m /M
n = 2 mol
n = 1,5 mol
2 mol de C2H4O reagem com 1 mol de O2. Assim, há excesso de 2 – 1,5 = 0,5 mol de O2.
m O2 = n × M Q m O2 = 0,5 × 32 Q m O2 = 16 g de O2 em excesso.
b) de ácido acético produzido, supondo que o rendimento da reação foi de 80%.
Dados: massas molares C = 12 g · mol-1; O = 16 g · mol-1; H = 1 g · mol-1.
2 mol de C2H4O 2 mol de C2H4O2
Como o rendimento da reação é de 80 %, são formados apenas 1,6 mol de C2H4O2 (80 % de 2
mol).
Logo:
m C2H4O2 = n × M Q m = 1,6 × 60 = 96 g de C2H4O2.
6.
Responda às questões abaixo demonstrando seus cálculos:
a) Qual a massa de sulfato de sódio, em gramas, necessária para preparar 100 mL de uma
solução 1,5 mol/L? Qual o volume de água, em mL, necessário para diluir 10 mL dessa
solução, transformando-a em 0,3 mol/L?
Dados: massas molares (g/mol): Na = 23,0; S = 32,0; O = 16,0.
C = n / V Q n = C × V Q n = 1,5 × 0,10 Q n = 0,15 mol de Na2SO4 é necessário.
m = n × M Q m = 0,15 × 142 Q m = 21,3 g de Na2SO4.
3
n inicial = n final Q C inicial × V inicial = C final × V final
1,5 mol/L × 10 mL = 0,3 mol/L × V final Q V final = 50 mL.
Logo, o volume da solução final deve ser 50 mL. Devemos, portanto, acrescentar 40 mL de
água aos 10 mL da solução original.
b) A partir de uma solução de hidróxido de sódio na concentração de 25 g/L, deseja-se obter
250 mL da solução desse sal na concentração de 0,25 mol/L. Calcule, em mililitros, o
volume da solução inicial necessário para esse processo.
NaOH = 40 g/mol.
n = m / M Q n = 25 / 40 Q n = 0,0625 mol.
Desse modo, uma solução de NaOH 25 g/L tem concentração em mol/L igual a 0,0625 mol/L.
n inicial = n final Q C inicial × V inicial = C final × V final
0,0625 mol/L × V inicial = 0,25 mol/L × 250 mL Q V inicial = 100 mL.
7. Um químico adicionou 50 mL de solução de ácido sulfúrico 3 mol/L a 110 mL de uma
solução de hidróxido de bário na presença de fenolftaleína, como mostra o procedimento
abaixo.
Após a reação, o excesso de ácido adicionado foi neutralizado (titulação) por 40 mL de
solução 1 mol/L de hidróxido de sódio.
a) Escreva as reações químicas envolvidas no processo.
H2SO4(aq) + Ba(OH)2(aq) 2 H2O(l) + BaSO4(s)
H2SO4(aq) + 2 NaOH(aq) 2 H2O(l) + Na2SO4(aq)
b) Calcule a massa de sulfato de bário presente na solução final.
40 mL de NaOH 1 mol/L:
n = C × V Q n = 1 × 0,04 Q n = 0,04 mol de NaOH.
Da proporção estequiométrica da reação entre o NaOH e o H2SO4, podemos concluir que o
número de mol de ácido que reagiu com 0,04 mol da base é 0,02 mol.
50 mL de H2SO4 3 mol/L
n = C × V Q n = 3 × 0,05 Q n = 0,15 mol de H2SO4.
Desse modo, partimos de 0,15 mol de H2SO4. Certa quantidade de matéria reagiu com o
Ba(OH)2, formando o BaSO4(s), e o excesso de H2SO4 no sistema foi neutralizado pelo NaOH.
4
Como esse excesso corresponde a 0,02 mol e a quantidade de H2SO4 inicial é 0,15 mol,
podemos concluir que a quantidade de matéria de H2SO4 que reagiu com o Ba(OH)2 é igual a
0,15 – 0,02 = 0,13 mol de H2SO4. Desse modo, foram formados 0,13 mol de BaSO4 (observe
que a proporção é 1:1).
m BaSO4 = n × M Q m BaSO4 = 0,13 × 233 Q m BaSO4 = 30,29 g.
c) Determine a concentração da solução inicial de hidróxido de bário.
A proporção estequiométrica é 1:1.
Logo,
0,13 mol de Ba(OH)2 110 mL
n
1000 mL Q n ~ 1,18 mol.
Assim, a concentração da solução de Ba(OH)2 é 1,18 mol/L.
8.
As curvas de pressão de vapor (Pv) em função da temperatura (t) para as soluções de
glicose e de cloreto de sódio de mesma concentração em quantidade de matéria são
apresentadas no gráfico a seguir:
a) Aponte a curva correspondente à solução de glicose e justifique sua resposta.
A curva A corresponde à solução de glicose, já que a uma mesma concentração ela possui
menos partículas presentes que a solução de NaCl. Desse modo, para uma mesma temperatura,
a pressão de vapor de uma solução de glicose é maior que a de uma solução de NaCl.
b) Considere três soluções aquosas com a mesma concentração em mol/L:
A. Cloreto de Magnésio
B. Glicose – C6H12O6
C. Fosfato de sódio
Coloque as três soluções aquosas citadas em ordem crescente de temperatura de
congelamento. Justifique.
Na3PO4, MgCl2 e glicose. Considerando-se soluções de mesma concentração e às mesmas
condições, a solução de Na3PO4 possui mais espécies livres dentre as citadas, e por isso sua
temperatura de congelamento deve ser menor.
G:\Editoração\Ped2009\Química\Atividade de Autoavaliação - Gabarito 01-2C.doc
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