QUÍMICA
Profs. Borges, Sheila, Lessa e
Daniel Pires
CÁLCULOS QUÍMICOS I
Questão 01
Segundo notícia publicada no jornal ―A Gazeta‖ do dia 07/01/2004 durante a noite do dia 05 para o dia 06
de janeiro choveu na grande vitória 180 mm, o que significa que cada metro quadrado recebe água
suficiente para atingir uma altura de 180 mm (0,18m ou 18 cm) . Pede-se:
2
a) O volume de água em litros que caiu em um terreno de 400 m .
b) O número de mols de moléculas de água que caiu durante esse período em uma região da grande
2
Vitória com área de 10 km .
Questão 02
A prata encontrada na natureza é constituída por uma mistura de dois isótopos cujos pesos são,
respectivamente, 107 e 109. Sabendo-se que o peso atômico da prata é 107,87, a porcentagem do segundo
isótopo na natureza será?
Questão 03
As hemácias apresentam grande quantidade de hemoglobina, pigmento vermelho que transporta oxigênio
dos pulmões para os tecidos. A hemoglobina é constituída por uma parte não proteica, conhecida como
grupo heme. Num laboratório de análises foi feita a separação de 22,0 mg de grupo heme de uma certa
amostra de sangue, onde constatou-se a presença de 2,0 mg de ferro. Se a molécula do grupo heme
contiver apenas um átomo de ferro (Fe = 56 g/mol), qual a sua massa molar em gramas por mol?
Questão 04
9,8 gramas de ácido sulfúrico são dissolvidos em uma certa quantidade de água. Sabendo-se que o grau de
ionização do ácido é de 90%. Pede-se:
a) O número de moléculas do ácido presentes na solução resultante.
b) O número de íons presentes na solução resultante.
c) O número de partículas dispersas presentes na solução resultante.
Questão 05
1
(Unicamp) O número atômico do magnésio é 12 e sua massa molar é 24,3 g · mol– . Este elemento possui
três isótopos naturais cujos números de massa são 24, 25 e 26.
a) Com base nestas informações responda qual dos isótopos naturais do magnésio é o mais
abundante. Justifique.
b) Ao se reagir apenas o isótopo 24 do magnésio com cloro, que possui os isótopos naturais 35 e 37,
formam-se cloretos de magnésio que diferem entre si pelas massas molares. Quais são as massas
molares desses cloretos de magnésio formados? Justifique.
GABARITO
1.
a) 72.000 litros
b) 10
11
mol de água
2. 43,5% do segundo isótopo
3. 616g/mol
4.
21
a) 6,0 · 10
moléculas.
23
b) 1,62 · 10
íons
c) 1,68 · 10
23
partículas
5.
a) isótopo 24
b)
MgCl2 com Cl - 35
PM = 94
MgCl2 com Cl - 37
PM = 98
1
CÁLCULOS QUÍMICOS II
Questão 01
5
3
A concentração de íons fluoreto em uma água de uso doméstico é de 5,0 · 10– mol · dm- .
a) a massa de fluoreto, em miligramas, que essa pessoa ingere em um mês tomando 3,0 litros dessa água
por dia?
b) A massa de fluoreto de potássio(KF) que deve ser usada para preparar um milhão de metros cúbicos de
água de uso doméstico?
c) O número de elétrons contidos 3,8 microgramas de íon fluoreto?
d) O número de partículas subatômicas presentes na quantidade de íon fluoreto ingerida durante um dia,
sabendo-se que toda a quantidade ingerida é constituída por isótopo F919 ?
Questão 02
Os químicos, no passado, utilizaram muito o benzeno como solvente. Atualmente o uso de benzeno é
restrito, pois se sabe que ele é cancerígeno. O limite tolerado de exposição ao benzeno é de 3,12 mg por
metro cúbico de ar. Um acidente em uma fábrica de benzeno provocou um vazamento de 3,9 toneladas do
2
mesmo que se espalhou por uma área de 200 km e 50 metros de altura. Pede-se:
a) A concentração do benzeno em mol/L de ar no limite tolerado?
b) As pessoas que vivem na região contaminada estão correndo risco de vida? Justifique.
Questão 03
O bócio é uma inchação provocada por uma disfunção tireoidiana decorrente da carência de iodo. A
legislação atual exige que cada quilograma de sal comercializado contenha 0,01 g de iodeto (I–), geralmente
na forma do iodeto de sódio (NaI). Calcule:
a) a porcentagem da massa de sódio em 1 mol de iodeto de sódio;
b) a porcentagem da massa de sódio em 1 mol de cloreto de sódio
c) a massa de iodeto de sódio, em gramas, que deverá estar contida em 127 kg de sal, em cumprimento à
legislação. Dados: Na = 23 u; I = 127 u
Questão 04
O glutamato monosódico (NaC5H8O4N) é um sal muito usado para realçar o sabor dos alimentos.
Admitindo que uma pessoa hipertensa possa consumir, no máximo, 0,46 gramas de íons sódio por dia.
Calcule:
a) A quantidade máxima (em gramas) de glutamato monosódico indicada para uso diário?
b) O número de átomos de carbono presente nessa massa de uso diário?
Questão 05
(Ufmg) Um bom uísque possui, em média, um teor alcoólico de 40% volume por volume. Sabe-se, ainda,
que o limite de álcool permitido legalmente no sangue de um motorista, em muitos países, é
de 0,0010 g/mL.
a) Calcule, em gramas, a massa total de álcool que deve estar presente no sangue de uma pessoa para
produzir uma concentração de 0,0010 g/mL. Sabe-se que o volume médio de sangue em um ser humano
é 7,0 L.
b) Calcule o volume de álcool, em mL, que corresponde à massa calculada no item 1. A densidade do
álcool é 0,80 g/mL.
c) Calcule o volume, em mL, de uísque necessário para provocar o teor alcoólico de 0,0010 g/mL.
Sabe-se que cerca de 13% do álcool ingerido vai para a corrente sanguínea.
GABARITO
1. a) 8,55 mg de fluoreto
18
b) 290 Kg de KF
c) 1,2 · 10
elétrons
20
d) 2,61 · 10
8
partículas.
2. a) 4,0 · 10– mol/L
b) Não, pois a concentração de benzeno no ar é de 0,39 mg/m 3, portanto menor que o limite tolerado.
3. a) 15,33 % de Na
4. a) 3,38 g
5. a) 7 gramas de álcool
b) 39,3% de Na
c) 1,5 g Na I
22
b) 6,0 · 10 átomos de carbono
b) 8,75 mL de álcool
2
c) 168,25 mL de uísque
SÉRIE CASA – CÁLCULOS QUÍMICOS
Questão 01
Se 1,2 · 1024 moléculas da substância P2Ox pesam 284g, calcule:
a) A massa de 1mol de P2Ox
R: 142g
b) O valor de x. (dados: P =31; O =16)
R: X = 5
Questão 02
22
Se 1molécula de CxH12Ox pesa 3 · 10- g, calcule o valor de x. R: x = 6
Questão 03
23
Se uma amostra de 8g SOy possui 2,4 · 10
átomos calcule o valor de Y.
R: Y=3
Questão 04
3
Um cubo de gelo possui aresta igual a 5cm. Sabendo que a densidade do gelo é de 0,9g/cm , calcule:
24
a) nº de moléculas no cubo
R:3,75 · 10
25
b) nº de átomos no cubo.
R:1,125 · 10
(dados: H =1; O = 16)
Questão 05
9
2
A região metropolitana da Grande Vitória tem cerca de 4 · 10 m . Um automóvel emite diariamente cerca
de 20 mol de CO. Supondo que esse gás se distribua uniformemente por toda a área metropolitana até uma
altura de 10 km, quantas moléculas de CO emitido por esse automóvel serão encontradas diariamente em
3
1m do ar metropolitano .
11
R: 3 · 10 moléculas/m
3
Questão 06
Uma sala de 20m de comprimento por 5m de largura possui uma altura de 4m. Imagine um automóvel
lançando nessa sala 0,2 mol de monóxido de carbono(CO) por minuto. Quanto tempo levaria para que
21
atingisse uma concentração de 1,5 · 10
R: 5minutos
3
moléculas de CO por m de ar.
Questão 07
Estimula-se que a usina termoelétrica que se pretende construir em cidade próxima a Campinas, e que
funcionará à base de resíduos da destilação do petróleo, poderá lançar na atmosfera, diariamente, cerca de
250 toneladas de SO2 gasoso.
a) Quantas toneladas de enxofre estão contidas nessa massa de SO 2?
b) Considerando que a densidade do enxofre sólido é de 2,0 kg/L, a que volume, em litros, corresponde
essa massa de enxofre?
c) Determine a massa de metano que apresenta o mesmo número de átomos que os contidos em
250 toneladas de SO2.
Respostas: a) m = 125,2 ton
b) V = 62600 L
c) m = 37,5 ton de metano.
Questão 08
Um cubo de magnésio de aresta igual a 4 cm e contendo 25% de impurezas inertes, apresenta densidade
3
igual a 1,8 g/cm . Sabendo-se que o magnésio irá oxidar completamente. Pede-se:
a) O número de íons formados durante a oxidação?
b) O número de elétrons cedidos durante a oxidação?
c) A carga elétrica gerada na oxidação de todo o magnésio contido no cubo. (Dado: 1 F: 96 500 C)
24
2
24
Resposta:
a) 2,16 · 10 íons Mg + b) 4,32 · 10 elétrons
c) Q = 694800 C
Questão 09
Uma amostra de fosfato de potássio (K3PO4) pesa 42,4 gramas. Pede-se calcular na amostra:
a) O número de mol de fórmulas K3PO4.
b) O número de íons
c) O número de cátions.
Resposta: a) 0,2 mol de fórmulas
b) 4,8 · 10
3
23
íons
c) 3,6 · 10
23
cátions
CÁLCULO DE FÓRMULAS I
Questão 01
Uma fonte de vanádio é o mineral vanadinita, cuja fórmula é Pb5 (VO 4 )3Cl . Determine:
a) A porcentagem em massa de vanádio nesse mineral;
b)
24
A massa em gramas de vanádio numa amostra que contém 2,4 · 10
átomos de cloro.
Questão 02
Em 1948, o médico Paul Müller recebeu o Prêmio Nobel de Medicina e Fisiologia por seu trabalho na busca
de um inseticida para combater o mosquito transmissor da malária. Este inseticida é o 1,1,1-tricloro-2,2bis(4-clorofenil)-etano, conhecido comumente por dicloro-difenil-tricloroetano, ou simplesmente DDT, que
apresenta fórmula estrutural:
e fórmula molecular: C14H9Cl5 . Pede-se:
a)
b)
A massa desse composto que contêm 1 mol de átomos de cloro será:
A porcentagem em massa de carbono
Questão 03
Foram realizadas três reações entre o gás nitrogênio (N2) e o gás oxigênio (O2), formando, em cada uma
delas, um óxido de nitrogênio como único produto. A tabela a seguir resume os resultados:
Identifique os óxidos formados e classifique os mesmos quanto ao caráter frente a reação com água.
Dados: N = 14; O = 16.
Questão 04
A hidrazina é um composto utilizado na remoção de íons metálicos em águas poluídas. Sabe-se que ela é
constituída de 87,42 % em massa de nitrogênio e de 12,58 % em massa de hidrogênio.
a) Com base nessas informações, qual a FÓRMULA MÍNIMA da hidrazina?
b) Qual a fórmula molecular da hidrazina, sabendo que 1molécula da mesma pesa 5,33 · 10-23 g ?
Questão 05
O aspartame é um adoçante bastante utilizado na substituição ao açúcar comum. Este composto é cerca de
200 vezes mais doce que a sacarose. É consumido por mais de 200 milhões de pessoas em todo o mundo
e está presente em mais de 6000 produtos.
a)
b)
c)
d)
o
Qual o n de carbonos quirais nesse composto?
Qual o no de estereoisômeros ópticos ativos?
Quantos mols desse composto podem ser obtidos a partir de 36g de gás H2?
Qual a % em massa de carbono nesse composto?
4
GABARITO
1. a) 10,8%
b) 612 gramas de Vanádio
2. a) 70,9 gramas
b) 47,4%
3. NO(óxido neutro), N2O(óxido neutro) e N2O5(óxido ácido)
4. a) NH2
5. a) 2
b) N2H4
b) 4
c) 2mols de aspartame
d) 57,14% em massa de C
CÁLCULO DE FÓRMULAS II
Questão 01
A combustão de 4,6g de um composto orgânico produziu 8,8g de CO 2 e 5,4g de H2O. Calcule a fórmula
mínima para o composto orgânico.
Questão 02
A análise de 11,8g de um composto orgânico em laboratório, produziu 2,24L de N2 nas CNTP, 0,6mol de
CO2 e 16,2g de H2O. Calcule a fórmula mínima do composto orgânico. Este composto possui caráter ácido
ou básico? justifique pela teoria de Lewis. Justifique pela teoria de Bronsted-Lowry. Justifique pela teoria
de Arrhenius.
Questão 03
A combustão de 5,8g de um composto orgânico, produziu 6,72L de CO2 nas CNTP e 5,4g de H2O.
a) Qual a fórmula empírica do composto orgânico?
b) Sabendo que nas mesmas condições de T e P, que a densidade do vapor desse composto em relação
ao gás hidrogênio vale 29. Qual a fórmula molecular desse composto?
c) Dê a estrutura de um isômero desse composto que faz ligações de hidrogênio intermoleculares.
d) Dê a estrutura de um isômero desse composto que não faz ligações de hidrogênio intermoleculares.
Questão 04
A velocidade de efusão de um hidrocarboneto em relação ao SO2 é igual a 2.
a) Qual a massa molar do composto?
b) Sabe-se que a relação entre as massas de H e C no composto é igual a 1/3. Calcule a fórmula mínima.
Questão 05
Num composto constituído de ferro, carbono e nitrogênio, a razão entre as massas de ferro e nitrogênio é
igual a 14/9 e o número de átomos de carbono é igual ao de nitrogênio. Qual a fórmula empírica
do composto?
GABARITO
1. C2H6O
2. C3H9N
Trata-se de uma amina, logo possui caráter básico nas três teorias.
Lewis  possui um par de elétrons não ligante no nitrogênio, o que faz com que se comporte como um
possível doador de par eletrônico.
Bronsted – Lowry  R – NH2 + H2O  R – NH3+ + OH– , comporta-se como um receptor de
próton(H+), ou seja, uma base de Bronsted.
Arrhenius  Em água produz como único ânion o OH , sendo uma base de Arrenius.
3.
a) C3H6O
b) C3H6O
c) CH2 = CH – CH2 – OH
d) CH2 = CH – O – CH3
4.
a) 16g/mol b) CH4 (obs.: É necessário mostrar os cálculos da letra b)
5. Fe7C18N18 ou Fe4[Fe(CN)6]3 ferrocianeto de ferro III
5
SÉRIE CASA – CÁLCULO DE FÓRMULAS:
Questão 01
A análise elementar de 0,564g de um composto orgânico, produziu 0,827g de CO 2 e 0,336g de H2O.
Sabendo que na forma de vapor, 150mL do composto nas C.N.T.P correspondem a 0,402g, pede-se:
a) Fórmula mínima.
R: CH2O
b) Fórmula molecular.
R: C2H4O2
Questão 02
Um determinado gás possui 79,8% de ―C‖ e 20,2% de ―H‖. Sabendo que a 0ºC e 2 atm, sua densidade é
igual a 2,68g/L pede-se:
a) Fórmula mínima.
R: CH3
b) Fórmula bruta(molecular).
R: C2H6
Questão 03
0,25g de um hidrocarboneto são vaporizados ocupando um volume de 0,091 Litros a 100ºC e 1 atm. O
mesmo possui 85,6% de carbono. Pede-se:
a) Fórmula mínima.
R: CH2
b) Fórmula molecular.
R: C6H12
GASES
Questão 01
Considere dois balões nas mesmas condições de temperatura e pressão:
I – V = 10L contendo 1,6g de oxigênio.
II – V = 20L contendo hidrogênio.
a) Qual a massa de hidrogênio existente no balão II?
b) Utilizando o princípio de Avogadro, indique qual a razão entre o número de moléculas do balão I em
relação ao balão II.
Questão 02
8,52g de um alcano ocupam, a 227ºC, o mesmo volume que 2,89g de AR a 27ºC. Supondo os dois gases
em recipiente aberto, qual o peso molecular do alcano? Qual a fórmula molecular do alcano? Qual a fórmula
mínima do alcano?
Questão 03
Dois balões de mesmo volume estão interligados por uma válvula de volume desprezível. No balão ―1‖,
inicialmente existe 1mol de gás e no balão ―2‖ vácuo. A válvula é aberta durante certo tempo e em seguida é
fechada. A pressão no balão ―2‖era 0,81 da pressão do balão ―1’’.Sabendo que o balão ―1‖ esta mantido a
400K e o balão ―2‖ a 324K, qual o n° de mols de gás que restou no recipiente ―1‖ ? Qual o n° de moléculas
que passaram para o recipiente ―2‖ ?
Questão 04
Em um frasco aberto a pressão é constante. O volume também é constante devido a expansão do gás
o
residual, portanto, um escapamento de gás ocorre em termos de n de mols do gás e não do volume
do mesmo.
a) A que temperatura devemos aquecer um frasco aberto a 27ºC, a fim de que 1/3 do gás seja expulso
do recipiente?
b) Qual será a densidade do gás na nova temperatura, sabendo que a densidade do gás a 27ºC
era 90g/L?
Questão 05
Em uma dada temperatura a velocidade de efusão do hidrogênio é 8mols/min. Calcule a velocidade de
efusão do oxigênio na mesma temperatura.
Questão 06
Em um cano de 60 cm temos na extremidade direita gás CH 4 e na extremidade esquerda gás SO2. A que
distância da extremidade direita os dois gases irão se encontrar?
6
GABARITO
1. a) 0,2g de H2
o
b) nas mesmas condições de P e T, o n de mols de gases é proporcional ao volume, logo, como o
o
H2 possui o dobro do volume, também possui o dobro do n de mols de moléculas. Portanto: razão entre o
o
n de moléculas de I e II é igual a 1 .
2
2. 142g/mol; C10H22; C5H11
3. 0,5mol e 3,01 · 1023 moléculas
o
4. a) 450K ou 177 C
b) 60g/L
5. Vefusão (O2) = 2 mols/min.
6.
40cm
MISTURAS GASOSAS
Questão 01
Uma mistura contendo 2mols de CO2 ,1mol de CO e 2mols de CH4 é mantida em um recipiente a -73ºC e
1000mmHg. Pede-se: (dado R = 62,3)
a) O volume total.
b) O volume parcial do CO2.
c) A pressão parcial do CO.
o
d) Calcule a densidade do CH4 a 27 C e 2,46atm. (dado: R = 0,082)
Questão 02
o
Mistura-se 2,46 litros de nitrogênio a 27 C e 1atm com 4,1 litros de oxigênio a 127°C e 2 atm, num
recipiente indeformável de volume igual a 5 litros, mantido a 227°C . Pede-se:
a) O n° de mols de cada gás.
b) A % molar da mistura.
c) A fração molar de cada gás.
d) A massa da mistura.
e) A % em massa da mistura.
f) A densidade da mistura.
g) A pressão total da mistura.
h) A pressão parcial do oxigênio.
i) O volume parcial do nitrogênio.
j) A massa molar aparente da mistura.
Questão 03
Mistura-se 10L de CO a 2atm com 30L de N2 a 1atm. Considerando que o recipiente onde se encontra a
mistura final é de 5L, e considerando a temperatura constante em todo o experimento, pede-se:
a) Calcular a pressão total da mistura final.
b) Calcular a pressão parcial do CO nessa mistura.
c) Calcular a fração molar do CO nessa mistura.
Questão 04
Um recipiente de 30L possui uma mistura de NO(g) e N 2O(g) exercendo uma pressão total de 2atm.
Sabendo que a pressão parcial do N2O é de 0,5 atm, pede-se calcular:
a) Pressão parcial do NO utilizando a lei de Dalton.
b) A % molar de NO na mistura.
c) A % em volume de NO na mistura.
d) A fração molar do NO na mistura.
1. a) Vtotal = 62,3L
b) VCO2 = 24,92L
GABARITO
c) pCO = 200mmHg
2.
a) 0,1mol de N2 e 0,2mol de O2.
b) 33,33% molar de N2 e 66,67% molar de O2.
7
d) d = 1,6g/L
c) frações molares: N2 = 0,3333 e O2 = 0,667
d) 2,8g de N2 + 6,4g de O2 = total de 9,2g da mistura
e) 30,43% em massa de N2 e 69,57% em massa de O2
f) d = m/v  d = 9,2g/5L = 1,84g/L
g) 2,46atm
h) pO2 = 1,64atm
i) pN2 = 0,82atm
j) massa molar aparente é a massa de 1mol da mistura, logo:
se
3.
0,3mol ------ 9,2g
1mol --- x
X = 30,67g para cada 1mol, ou seja, 30,67g/mol.
a) ptotal = 10atm
b) pCO = 4atm c) fração molar do CO = 0,4 ou (40% molar)
4.
a) Lei de Dalton: a soma das pressões parciais é igual a pressão total, logo, pNO + pN 2O = pTotal.
Portanto, pNO = 1,5atm.
b) 75% molar de NO
c) em uma mistura gasosa a % molar sempre é igual a % em volume, logo, 75% em volume de NO.
d) Se a %molar é de 25%, a fração molar é 0,25.
SÉRIE CASA - GASES:
Questão 01
A que temperatura devemos aquecer um frasco aberto a 127ºC, a fim de que 1/3 do gás seja expulso do recipiente?
Qual será a densidade do gás na nova temperatura, sabendo que a densidade do gás a 127ºC era 6g/L ?
(R: 600K e 4g/L)
Questão 02
Considere dois recipientes de mesmo volume:
N2
1 atm e 27ºC
CO
0,5 atm e 127ºC
 Se em um dos recipientes existir 1,4g de N2, qual será a massa de CO ?
( R= 0,525g )
Questão 03
(ITA) um recipiente foi enchido primeiro com oxigênio; Depois de esvaziado, com óxido gasoso de um nãometal. As duas amostras foram pesadas nas mesmas condições de temperatura e pressão. A massa de
oxigênio foi de 1g e a massa do óxido gasoso 2g. Calcule o peso molecular do óxido:
(R= 64 u.)
Questão 04
Em determinada temperatura a velocidade de efusão do CO é 0,5 mol/minuto. Calcule a velocidade de
efusão do H2 na mesma temperatura. Calcule a velocidade de efusão do H2 em grama/segundo.
(R = 1,9 mol/min e 0,063g/Seg )
Questão 05
Uma mistura possui 0,1 mol de SO3, 0,3 mol de SO2 e 1,6 mol de NO2. Sabendo que a mesma é mantida a
327ºC e 2 atm , pede-se:
a) A % em mols e a fração molar da mistura.
( R : SO3 =5% ; SO2=15% ; NO2 =80% e frações molares: SO3=0,05 ; SO2=0,15 ; NO2 =0,8)
b) O volume parcial do NO2.
(R: 39,96 litros)
c) A pressão parcial do SO3.
(R: 0,1 atm)
d) A massa molar aparente da mistura.
(R = 50,4 g/mol )
8
Questão 06
Num balão de aço cuja capacidade é 0,12 litros encontra-se uma mistura equimolar ( igual nº de mols) de
hidrogênio, oxigênio e monóxido de carbono. A pressão da mistura é 1,2 atm a temperatura de 20ºC. Num
certo instante, provoca-se a combustão completa da mistura. Se a temperatura, após a combustão, for
reajustada para 20ºC, qual será aproximadamente a pressão total no interior do balão?
(R = 0,4 atm )
Questão 07
Uma concentração de 0,4% de CO no ar (em volume) produz a morte de uma pessoa. O motor de um carro
desajustado pode produzir 0,67 mol de CO por minuto. Se o carro ficar ligado em uma garagem fechada de
4
volume 4,1 · 10 litros, a 27ºC, em quanto tempo a concentração de CO atingirá o valor mortal supondo a
pressão constante de 1atm ?
(R = 10 minutos)
ESTEQUIOMETRIA
Questão 01
(UFES – 2007) A produção industrial de ácido sulfúrico ocorre da seguinte forma:
I. queima do enxofre elementar na presença do oxigênio, dando origem ao dióxido de enxofre;
II. o dióxido de enxofre formado reage com oxigênio para formar o trióxido de enxofre;
III. o trióxido de enxofre formado reage com a água formando, finalmente, o ácido sulfúrico.
Pede-se:
a) Escreva a reação química balanceada que ocorre nos processo (I), (II) e (III), respectivamente.
b) O SO2 formado na queima de 6,4 gramas de enxofre, ao reagir com Ba(OH) 2, em excesso, produziu um
sal, que se precipitou. Determine a massa do sal formado na reação.
Questão 02
Em um laboratório um aluno misturou 100 cm 3 de solução de nitrato de prata a 0,5 mol/L com 200 cm3 de
solução de iodeto de sódio a 0,4 mol/L. O precipitado resultante foi separado por filtração, e o filtrado obtido
foi diluído para 500 cm3. Pede-se:
a) A massa de precipitado resultante?
b) A concentração molar dos solutos presentes na solução diluída.
c) A pressão osmótica da solução diluída à temperatura de 27ºC?
d) O volume de água que teríamos que usar para dissolver todo o precipitado, sabendo-se que seu Kps a
0
25 C é 10-–16 (mol/L)2
Questão 03
O gás acetileno (C2H2), matéria-prima para o preparo de diversos compostos químicos, pode ser obtido pela
reação do carbeto de cálcio (CaC2) com água à temperatura ambiente. O carbeto de cálcio é produzido
industrialmente através da reação entre óxido de cálcio (CaO) e uma fonte de carbono (carvão mineral ou
vegetal). As equações abaixo representam as reações ocorridas.
CaO + C
CaC2 + CO
CaC2 + H2O
C2H2 + Ca(OH)2
a) Supondo 90 % de rendimento, calcule a massa de carbeto de cálcio obtida a partir de 280 g de óxido
de cálcio .
b) Supondo 80 % de rendimento, calcule a massa de gás acetileno obtida a partir de 280 g de óxido
de cálcio
c) Calcule a quantidade de calor obtida na combustão completa do gás acetileno obtido na letra b. Dadas
as entalpias de formação:
CO2
ΔH = -94kcal / mol
H2O
ΔH = -68kcal / mol
C2H2
ΔH = +54kcal / mol
9
Questão 04
Dadas as entalpias de formação:
CaCO3(s )
H
289Kcal / mol
HCl(aq )
H
40Kcal / mol
CaCl 2(aq )
H
209Kcal / mol
H2O(L)
H
68Kcal / mol
CO2(g)
H
94Kcal / mol
Pede-se determinar a energia liberada em calorias, durante a reação de carbonato de cálcio em excesso
com 500 cm3 de solução de ácido clorídrico de pH = 1,52. (Dado: log 3 = 0,98)
Questão 05
Considere as reações químicas representadas por:
HgO(s )
90kJ
CH4( g )
2O2( g )
1
O2( g )
2
CO2( g ) 2H2O(L)
Hg(L )
900kJ
Calcule a massa de metano que deve ser queimada para suprir a energia necessária à decomposição de
todo o HgO presente numa amostra desse óxido pesando 15 kg e contendo 72% de pureza.
Questão 06
Um recipiente com capacidade de 4,5 litros, contém 2,5 litros de uma solução aquosa de HCI de pH = 0,3 e
é mantida na temperatura de 27 ºC. Nesse recipiente introduzimos magnésio metálico e a seguir fechamos
o recipiente a pressão de 1 atm, a pressão no interior do mesmo irá aumentar gradativamente. A questão é
calcular O pH da solução no momento em que a pressão chegar 4,0 atm, a temperatura sendo mantida em
27ºC. Para os cálculos, despreze tanto a pressão de vapor da solução quanto a solubilidade do gás formado
e considere que a solução não tenha sofrido variação de volume. (Dado: log3 = 0,98; log5 = 0,7)
Questão 07
Tratando-se a quente o ácido sulfúrico pelo cloreto de sódio, obtém-se um outro ácido que atuando sobre
solução de carbonato de potássio, produz um volume gasoso que borbulhado em água de cal (solução
diluída de hidróxido de cálcio), produz um precipitado que depois de lavado e seco pesou 2,5 gramas.
Determine o volume de solução de ácido sulfúrico a 70% em massa que foi utilizada no processo, sabendose que densidade da solução de ácido sulfúrico é 1,75g/cm 3.
Questão 08
Em um recipiente de capacidade igual a 500 cm3 foram misturados 200 cm3 de solução de ácido sulfúrico
0,1 mol/L, juntamente com 200 cm3 de solução de hidróxido de sódio 0,3 mol/L e a mistura resultante foi
diluída para 500 cm3. Pede-se para a solução diluída o reagente apropriado para neutralizar o reagente em
excesso, ácido acético ou carbonato de cálcio?
a) Calcule a massa do reagente escolhido.
b) Calcule a quantidade de calor liberado em calorias, quando misturamos a solução ácida com a solução
básica sabendo-se que a entalpia de neutralização é de – 13,8 kcal/mol, de H+.
Questão 09
Uma solução de ácido sulfúrico 0,01 molar apresenta pressão osmótica igual 0,624 atm à temperatura de
0
27 C. Pede-se:
a) Determinar o pH da solução ácida nessas condições.
b) A massa em miligramas de soda caustica com 5% de impureza que deveria ser usada para neutralizar
3
completamente 200 cm da solução ácida.
Dado R = 0,08 atm · L/K · mol
Questão 10
Certa massa de hidróxido de sódio reage completamente com 500 cm3 solução de sulfato ferroso
0,1 mol · L–1. Sabendo-se que a reação ocorre na ausência de oxigênio e que todo o hidróxido de sódio é
consumido. Pede-se:
a) A massa da base consumida?
b) A massa de precipitado formado?
c) O kps do hidróxido ferroso, sabendo-se que a solução sobrenadante apresenta pOH = 4.
10
Questão 11
(Unifesp 2006) No laboratório de química, um grupo de alunos realizou o
experimento esquematizado na figura, que simula a fabricação do
bicarbonato de sódio, um produto químico de grande importância industrial.
O frasco II, imerso em um banho de água e gelo, contém solução aquosa
com carbonato de amônio e 23,4 g de cloreto de sódio. O frasco I, gerador
de gás carbônico, contém "gelo seco", que quando borbulhado na solução
do frasco II causa uma reação, produzindo como único produto sólido o
bicarbonato de sódio. Decorrido o tempo necessário de reação, os cristais
foram separados e secados, obtendo-se 25,2 g de NaHCO3. Considerando
que reagente limitante é NaCl, o rendimento percentual desse processo,
corretamente calculado pelo grupo de alunos, foi igual a?
Questão 12
(Uerj 2006) O clássico processo Haber de produção de amônia, cujo rendimento é de 80% em condições
ótimas, está representado a seguir.
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
H<0
A equação a seguir representa um processo alternativo de produção de amônia, que tem como reagentes
gás natural, vapor d'água e ar atmosférico. O rendimento deste processo é de 20 % em condições ótimas.
7 CH4(g) + 10 H2O(v) + 8 N2(g) + 2 O2(g) → 16 NH3(g) + 7 CO2(g)
H<0
Admita comportamento ideal dos gases e vapores envolvidos.
a) Considerando um mesmo volume de nitrogênio, calcule a razão entre os volumes de amônia gasosa
produzidos pelo processo Haber e pelo processo alternativo, ambos em condições ótimas.
b) Calcule o volume de amônia produzido a 250 ºC e pressão de 100 atm a partir de 2,8Kg de N 2
(considerando o processo alternativo).
Questão 13
(Ufrj 2006) Um camundongo, com 10 g, apresenta a seguinte composição centesimal em massa:
Determine a quantidade máxima de água, em gramas, que poderia ser formada apenas pela
combinação dos átomos de hidrogênio e oxigênio presentes no camundongo.
Questão 14
(Ufrj 2006) A Conferência de Kyoto sobre mudanças climáticas, realizada em 1997, estabeleceu metas
globais para a redução da emissão atmosférica de CO2.
A partir daí, várias técnicas para o sequestro do CO2 presente em emissões gasosas vem sendo
intensamente estudadas.
a) Uma indústria implantou um processo de sequestro de CO2 através da reação com Mg2SiO4, conforme
a equação representada a seguir:
Mg2SiO4 + 2CO2 → 2MgCO3 + SiO2
Determine, apresentando seus cálculos, o número de mols do óxido formado quando 4400 g de CO 2
são sequestrados.
b) Essa indústria reduziu sua emissão para 112.000 L de CO 2 por dia nas CNTP.
A meta é emitir menos de 500 kg de CO2 por dia.
Indique se a indústria atingiu a meta. Justifique sua resposta.
11
Questão 15
(Unesp 2006) Alguns compostos apresentam forte tendência para formar hidratos. Um exemplo é o
Na2SO4 · 10H2O (massa molar = 322 g · mol-1). Os hidratos, quando aquecidos a temperaturas adequadas,
decompõem-se produzindo o composto anidro.
a) Escreva o nome do composto apresentado como exemplo e a fórmula química do sal
anidro correspondente.
b) Partindo de 32,2 g do sal hidratado, qual o volume ocupado pelo gás desprendido a 400K?
(Considere o comportamento de um gás ideal, sob pressão de uma atmosfera, a constante universal
dos gases R = 0,082 L · atm · K-1 · mol-1 e que há desprendimento de todas as moléculas de água.)
Questão 16
(UFF – 2007) O ácido nítrico é um importante produto industrial. Um dos processos para a obtenção do
ácido nítrico é fazer passar amônia e ar, sob pressão, por um catalisador acerca de 850 ºC, ocorrendo a
formação de monóxido de nitrogênio e água. O monóxido de nitrogênio, em presença do oxigênio do ar, se
transforma no dióxido que reagindo com a água forma o ácido nítrico e monóxido de nitrogênio.
a) Escreva as equações balanceadas que representam as diferentes etapas de produção do ácido nítrico
através do processo mencionado;
b) Uma solução de ácido nítrico concentrado, de densidade 1.40 g/cm 3, contém 63.0 % em peso de ácido
nítrico. Informe por meio de cálculos:
I - a molaridade da solução
II - o volume dessa solução que é necessário para preparar 250.0 mL de solução 0.5M
Questão 17
(UFV – 2007) Quando uma solução de hidróxido de bário é misturada a uma solução de ácido sulfúrico,
ocorre uma reação e forma-se uma substância, que é pouco solúvel e, portanto, precipita. A partir destas
informações, faça o que se pede:
a) Dê a fórmula química do precipitado formado na reação.
b) Escreva a equação balanceada para a reação.
c) Calcule a massa de precipitado obtida quando 500 cm 3 da solução de ácido sulfúrico 0,2 mol/L reagir
com excesso de solução de hidróxido de bário com rendimento de 75%.
Questão 18
(UFF – 2008) Uma solução de ácido sulfúrico 44,0% em peso, apresenta uma densidade igual a
1,3 g · cm–3. Um excesso de Zn é tratado com 15,0 mL da solução do ácido. Informe por meio de cálculos:
a) A massa de ácido sulfúrico existente em 60,0 mL da solução.
b) O volume de H2(g) liberado nas CNTP.
Questão 19
(Ufes – 2008)
a) Como as fontes naturais de hidrogênio gasosos são muito pequenas para satisfazer as necessidades
da indústria, é necessário extraí-lo de seus compostos. Dentre os compostos, podemos citar os hidretos
salinos, que são fontes transportáveis de hidrogênio, devido ao fato de sua reação com água produzir
esse gás. Calcule o volume de hidrogênio gasoso a 273K e 1atm, que é produzido a partir da reação de
420g de CaH2 com água.
Dado: R = 0,082 L · atm · K–1 · mol–1
b) A maior parte de hidrogênio comercial é obtida como subproduto do refino do petróleo, em uma
sequência de duas reações catalisadas:
I. CH4 (g) H2O(g)
CO(g) 3H2 (g)
Ni
II.
CO(g) H2O(g)
Fe/Cu
CO2 (g) H2 (g)
A obtenção do gás hidrogênio por esse processo contribui para o aquecimento global? Justifique a
sua resposta
GABARITO
Questão 01
12
Questão 06
pH = 0,52
Questão 07
Volume = 2cm3
Questão 08
a) m = 1,2g de CH3COOH
b) Q = 552 cal
Questão 02
a) 11,7 g de AgI
b) 0,06 mol/L de KI e 0,1 mol/L de KNO3
c) P = 7,87 atm
d) 5 · 106 L
Questão 03
a) 288 g de CaC2
c) 1240 Kcal
Questão 09
a) pH = 1,8
b) m = 168,4 mg
Questão 10
a) 4,0 gramas de NaOH
b) 4,5 gramas de hidróxido ferroso
c) 5 10 13 (mol / L)3
b) 104 g de C2H2
Questão 11
Rendimento igual a 75%
Questão 04
Q = 15 calorias
Questão 12
a) V1/V2 = 4
b) V = 9,8 L
Questão 05
m = 80 gramas de metano
Questão 13
O camundongo tem 1,0 g de hidrogênio e 6,4 g de oxigênio. Como, em 1 mol de água há 2 g de hidrogênio
e 16 g de oxigênio, o hidrogênio presente no camundongo seria suficiente para produzir 0,5 mol de água,
enquanto o oxigênio seria suficiente para produzir 0,4 mol de água. Deste modo, a formação de água é
limitada pela quantidade de oxigênio. Portanto, a quantidade máxima de água que poderia ser formada
apenas pela combinação dos átomos de hidrogênio e oxigênio presentes no camundongo é 0,4 mol, o que
corresponde a 0,4 · 18 = 7,2 g de água.
Questão 14
a) 4400 g de CO2 correspondem a 100 mols, pois a massa molar dessa substância é igual a 44 g/mol.
Como 2 mols de CO2 são necessários para produzir 1 mol de SiO2, formam-se 50 mols de SiO2‚.
b) Uma emissão de 112.000 L de CO2 por dia, nas CNTP, corresponde a 5000 mols/dia.
Logo, a emissão é de (5000 mol/dia)×(44 g/mol) = 220000 g/dia = 220 kg/dia. Portanto, a emissão é menor
do que 500 kg/dia, o que significa que a indústria atingiu a sua meta.
Questão 15
a) Na2SO4 . 10H2O: sulfato de sódio decahidratado.
Sal anidro: Na2SO4 (sulfato de sódio).
b) V = 32,8 L de vapor de água são liberados.
Questão 16
a) 4NH3 5O2
4NO 6H2O
2NO O2
2NO2
3NO2 H2O 2HNO3
b) 14.0 M; 8.93 mL
NO
9.0 mL
Questão 17
a) BaSO4
b) H2SO4(aq) + Ba(OH)2(aq) → BaSO4(s) + 2 H2O(L)
c) m = 17,5g
13
Questão 18
a) 34,32 g
b) 1,96 L
Questão 19
a) 224 L
b) Sim, pois o metano que está armazenado no petróleo não está colaborando com efeito estufa, contudo,
a produção de hidrogênio (H2), a partir do mesmo, leva a formação de gás carbônico (CO2) colaborando
com efeito estufa.
SOLUÇÕES

Uma solução de H2SO4 é dita 0,3molar, pede-se :
a) Concentração dos íons H+ e SO 2–
4 , em mol/L.
b) Concentração, em g/L, dos íons SO 2–
4 .
(dado: S = 32; O = 16)
Resp: a) 0,6mol/L e 0,3mol/L; b) 28,8g/L

Uma solução de Al2(SO4)3 é dita 0,02 mol/L, pede-se :
a) Concentração dos íons Al3+ e SO 2–
4 , em mol/L.
b) Concentração, em g/L, dos íons SO 2–
4 .
c) Concentração, em g/L, dos íons Al3+.
(dado: S = 32; O = 16, Al =27)
Resp: a) 0,04mol/L e 0,06mol/L;
b) 5,76g/L; c) 6,84g/L

Uma solução de CaBr2 é dita 0,01 mol/L, pede-se :
a) Concentração dos íons Ca2+ e Br– , em mol/L.
b) Concentração, em g/L, do CaBr2.
a) ConceVntração, em g/L, dos íons Br–.
(dado: Ca = 40; Br = 80)
Resp: a) 0,01mol/L e 0,02mol/L; b) 2g/L; c) 1,6g/L

Dissolve-se 72,5g de CaBr2 · 5H2O em certo volume de solução, de forma a obter uma solução com
concentração de Br– igual a 0,2mol/L. qual o volume da solução?(dados: CaBr2 = 200; H2O = 18)
Resp: 2,5Litros
Dissolve-se 75,6g de Al2(SO4)3 · 2H2O em 500mL de solução. Calcule concentração de SO 2–
4 em mol/L
nessa solução.
(dados: Al2(SO4)3 = 342; H2O = 18)
Resp: 1,2mol/L


Calcule a massa de CaSO4 · 2H2O
concentração seja de 2milimol/L.
(dado: CaSO4 = 136; H2O = 18)
-2
Resp: 68,8mg ou 6,88 · 10 g
que deve ser dissolvida em 200mL de solução para que a

a)
b)
c)
d)
Uma solução é dita 20% em massa. Pede-se:
Título em massa
Massa de soluto em 400g de solução.
Massa de solvente em 300g de solução.
Massa de soluto em 200g de solvente.
resp: 0,2
resp: 80g
resp: 240g
resp: 50g

a)
b)
c)
Uma solução possui título em massa igual a 0,03. Pede-se:
Massa de soluto em 500g de solução.
Massa de solvente em 200g de solução.
Massa de soluto em 1Kg de solvente.
resp: 15g
resp: 194g
resp:30,93g
14

Uma solução foi preparada com 20g de NaCl e 180g de água. Calcule a % em massa e o título em
massa da solução.
Resp: 10% em massa e título = 0,1
 Calcule a massa de NaOH e de água para preparar 2Kg de solução a 10% P/P.
Resp: NaOH = 200g e água = 1800g

Qual a % em mols de uma solução aquosa 20% em massa de NaOH? Quais as frações molares?
(dados: NaOH = 40; H2O = 18)
Resp: 10,12% em mols de NaOH; Frações molares: NaOH = 0,1012 e H2O = 0,8988

Qual a % em mols de uma solução aquosa 5% em massa de CaBr 2? Quais as frações molares?(dados:
CaBr2 = 200; H2O = 18).
Resp: 0,47% em mols de CaBr2; Frações molares: CaBr2 = 0,0047 e H2O = 0,9953

Uma solução aquosa de H2SO4 possui título em massa igual a 0,49. Quais as frações molares?
(dados: H2SO4 = 98; H2O = 18)
Resp: 15% em mols de H2SO4; Frações molares: H2SO4 = 0,15 e H2O = 0,85

Qual a % em massa de uma solução aquosa de KOH com 10% em mols do soluto (fração molar = 0,1)?
(dado: KOH = 56; H2O = 18).
Resp: 25,69% em massa e título = 0,2569

Qual a o título em massa de uma solução aquosa de CaBr 2 com 10% em mols do soluto (fração
molar = 0,1)?(dado: CaBr2 = 200= 56; H2O = 18).
Resp: título = 0,5525 e 55,25% em massa

Calcule a massa de H2SO4 e a massa de água que devem ser misturadas para preparar 340g de
solução com fração molar do H2SO4 igual a 0,2.
(dados: H2SO4 = 98; H2O = 18).
Resp: 196g de H2SO4 e 144g de H2O
3
 Calcule a densidade (g/mL ou g/cm ) de uma solução de base, a 20% em massa e 24% m/v.
3
Resp:1,2g/mL ou 1,2g/cm
3
 Calcule a densidade (g/mL ou g/cm ) de uma solução de HCN, a 5% em massa e 5,5% m/v.
3
Resp:1,1g/mL ou 1,1g/cm
3
 Calcule a densidade (g/mL ou g/cm ) de uma solução de KBr, a 30% em massa e 330g/L.
3
Resp:1,1g/mL ou 1,1g/cm

3
Calcule a densidade (g/mL ou g/cm ) de uma solução de NaOH, com título igual a 0,2 e de
concentração igual a 6mol/L. (dado: NaOH = 40g/mol)
3
Resp 1,2g/mL ou 1,2g/cm

Mistura-se 10 mL de água (d = 1g/mL) com 40 ml de álcool (d = 0,8g/mL), Qual a densidade da
solução obtida?
Resp: 0,84g/mL

Qual o volume de água (d = 1g/mL) e qual o volume de álcool (d = 0,8g/mL) que devem ser misturados
para obter 200mL de uma solução com densidade 0,96g/mL?
Resp: 160Ml

Calcule a massa de NaNO2 necessária à preparação de 500mL de solução a 10% em massa.
(dado: dsolução = 1,05g/mL)
Resp: 52,5g
15

Calcule a massa de KNO 3 necessária à preparação de 1000mL de solução a 2% em massa.(dado:
dsolução = 1,01g/mL)
Resp: 20,2g

Calcule o volume de solução de H2SO4 a 20% em massa e densidade igual a 1,2g/mL, que pode ser
preparado utilizando 60g de H2SO4.
Resp: 25g

Calcule a massa de soluto necessária a preparação de 200g de solução a 5% m/v.
(dado: dsolução = 1,02g/mL)
Resp: 9,8g

Uma solução de NaOH é dita 20% em massa e possui d = 1,1g/mL.
Pede-se:
a) A concentração em % m/v.
b) A concentração em g/L.
c) A concentração em mol/L(dado: NaOH = 40)
resp:22%
resp:220g/L
resp:5,5mol/L

Uma solução de C6H12O6 é dita 18% em massa e possui d = 1,4g/mL.
Pede-se:
a) A concentração em % m/v.
b) A concentração em g/L.
c) A concentração em mol/L(dado: C6H12O6 = 180)
resp: 25,2%
resp: 252g/L
resp: 1,4mol/L

Uma solução de ácido acético é dita 6% em massa e possui d = 1,1g/mL.
Pede-se:
a) A concentração em % m/v.
b) A concentração em g/L.
c) A concentração em mol/L(dado: CH3COOH = 60)
resp:6,6%
resp: 66g
resp:1,1mol/L
Questão 10
Uma solução de H2SO4 possui concentração igual a 98% em massa e
d = 1,84g/cm3. Para este ácido concentrado pede-se:
a) Concentração molar.
b) Massa de H2SO4 para preparar 500mL de solução. (dado: H2SO4 = 98)
FAÇA EM CASA

Uma solução de H2SO4 possui concentração igual a 49% em massa e
d = 1,4g/cm3. Para este ácido pede-se:
a) Concentração molar.
b) Massa de H2SO4 para preparar 500mL de solução. (dado: H2SO4 = 98)

Resp:7mol/L
Resp: 343g
Uma solução de Na2CO3 possui concentração igual a 20% em massa e
d = 1,06g/cm3. Para este sal pede-se:
a) Concentração molar.
b) Massa de H2SO4 para preparar 500mL de solução. (Na2CO3 = 106)
resp:2mol/L
resp:106g
c) Concentração, em mol/L, de Na+ e CO 32–
resp: 4mol/L e 2mol/L
d)
 Qual a densidade de uma solução 2 mol/L de NaOH, sabendo que a mesma é 7,5% em peso? Qual a
massa de NaOH e de água em 1litro de solução?
Resp: 1,067g/mL;33g de NaOH e 987g de água

Qual a densidade de uma solução 5,5 mol/L de CH3COOH, sabendo que a mesma é 30% em peso?
Qual a massa de CH3COOH e de água em 1litro de solução?
Resp: 1,1g/mL; 330g de CH3COOH e 770g de água
16
CONCENTRAÇÕES DAS SOLUÇÕES - EXERCÍCIOS RESOLVIDOS
Questão 01
Mistura-se 28 g de KOH com 171 g H2O. Pede-se:
a) % em massa da solução.
b) Título em massa da solução.
c) Número de mols da solução.
d) Frações molares.
e) Massa molar aparente da solução.
f) Número de mols de soluto em 1000g de H2O. (molalidade)
RESOLUÇÃO:
a)
199g
28g ST
100% massa
x
x = 14,07% massa
b)
c)
t = 0,1407
1 mol KOH – 56g
nST
28g
nST = 0,5 mol
1 mol H2O
18 g
nágua
171g
nágua = 9,5 mol
Logo:
nSL = nST + nágua
nSL = 0,5 + 9,5
nSL = 10 mols
d)
10 mols
100% mols
0,5 mol ST
w = 5% em mols de ST
w
Logo:
e)
f)
F · molar KOH = 0,05
F · molar H2O = 0,95
massa molar aparente = massa de 1 mol da mistura
199g mistura
10 mols
y
1 mol
y = 19,9g ou 19,9g/mol
0,5 mol KOH
z
171g H2O
1000g H2O
Obs.: molalidade = molal = w = mol ST/Kg
(solvente)
z = 2,92 mol ou 2,92 mol KOH/Kg H2O
ou 2,92 molal ou 2,92W
H2O
Questão 02
Uma solução aquosa de Fe(NO3)2 é dita 10% em peso. Pede-se:
a) Frações mássicas
b) Frações molares
RESOLUÇÃO:
a)
10%em peso
10gFe(NO3 ) 2
90g H 2O
, Logo:
Frações mássicas
10%em massa Fe(NO3 )2
90%em massa H 2O
10%em massa Fe(NO3 ) 2 = 0,1
90%em massa H 2O = 0,9
17
Obs.: Fração mássica do soluto = título em massa da solução
a)
1 mol Fe(NO3)2
180g
nST
10g
nST = 0,056 mol
1 mol H2O
nH2O
18g
90 g
nH O = 5 mols
2
Logo:
(nTOTAL)
10,056 mols
n
( H2O)
0,056 mol
x = 0,5569% em mols Fe(NO3 )2
Por tan to
100% em mols
x
0,5569% em mols Fe(NO3 )2
99,4431% em mols H2
Frações molares
Fe(NO3 )2
H2O
0,005569
0,994431
Questão 03
Uma solução aquosa de CaBr2 possui fração molar igual a 0,1. Pede-se:
a) % em mols
b) % em massa
c) Título em massa
RESOLUÇÃO:
F. molar CaBr2
F. molar H2O
0,1
0,9,
Portanto,
a)
10% em mols CaBr2
90% em mols H2O
b)
Então
mtotal
mST
10 mol CaBr2
10 200g
90 mols H2O
90 18g 1620gH2O
3620g
2000g
2000gCaBr2
100% em massa
x
x = 55,25% em massa CaBr2
Logo, 44,75% em massa H2O
c)
55,25% em massa CaBr2
Fração mássica CaBr2 = 0,5525 (título em massa)
Questão 04
Uma água oxigenada é vendida na farmácia com o rótulo de 20 volumes. Pede-se:
a) Concentração em massa.
b) Concentração em quantidade de matéria.
c) Concentração em % m/v ou g/dL.
d) Volume de O2 que pode ser obtido nas C.N.T.P., pela decomposição total de 100 mL da água oxigenada.
18
RESOLUÇÃO:
a) Concentração em massa = g/L
massa
% em
Água oxigenada 11,2 volumes = 1 mol/L =
34g/L = 3,4% P/V
Logo:
11,2 Volumes
20 Volumes
34g/L H2O2
x
x = 60,71 g/L
b) Concentração em quantidade de matéria = mol/L
Logo:
11,2 Volumes
1 mol/L H2O2
20 Volumes
y
y = 1,79 mol/L
c)
11,2 Volumes
20 Volumes
3,4 % m/v H2O2
z
Z = 6,071% m/v
d)
H2O2
H2O + 1
2
O2
Como 20 volumes = 1,79 mol/L, temos
1 litro
0,1 litro
1,79 mol H2O2
n
n = 0,179 mol H2O2
Cada 1 mol H2O2
0,179 mol H2O2
w
1
2
x 22,4 L O2
w
2 litros de O2
Outro modo:
1 litro água oxigenada (20 volumes)
Logo:
1L
20 L O2
0,1 L
w
libera 20 L de O2
w = 2 litros de O2
Outro modo:
VO2 = Vágua oxig. · Conc. em volumes
VO2 = 100 mL · 20
VO2 = 2000 mL
DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES:
Questão 01
Qual o volume de água que deve ser adicionado a 20 mL de ácido nítrico 0,2mol/L, para ser obtida uma
solução com concentração de 0,01mol/L.
Questão 02
Calcule o volume de água que deve ser adicionado a 200 mL de uma solução, a fim de que sua
concentração em % m/v seja reduzida a ¼ da inicial.
19
Questão 03
A 20g de solução de H2SO4 a 40% em massa são adicionados 180 mL de água. Calcule a % em massa e a
% m/v da solução obtida, sabendo que a densidade da solução obtida é de 1,01g/mL.
Questão 04
Uma solução ―A‖ de H2SO4 é dita 98% em massa e possui densidade igual a 1,84g/mL. Pede-se:
a) Qual a concentração molar da solução ―A‖?
-1
(dado massa molar H2SO4 = 98g · mol )
b) Qual o volume da solução ―A‖, necessário para obter 5 litros de solução a 0,1mol/L?
Questão 05
Mistura-se 200mL de solução a 2mol/L de NaBr com 300mL de solução a 0,5mol/L do mesmo soluto. A
seguir adiciona-se 500mL de água. Calcule a concentração em mol/L da nova solução obtida.
Questão 06
Num laboratório, um químico necessita de 500mL de solução de HCl 0,2mol/L e dispõe de duas soluções
aquosas de HCl, com concentrações de 0,1mol/L e 0,4mol/L respectivamente. Calcule o volume de cada
solução que o químico deve misturar para ter a solução desejada.
Questão 07
A que volume deve ser diluído 200mL de uma solução de NaOH 0,2mol/L para que a solução obtida seja
misturada com 500mL de solução 0,5mol/L de NaOH a fim de obter uma solução a 0,4mol/L.
Questão 08
Mistura-se 100mL de solução 0,5mol/L de Ca(NO3)2 com 100mL de solução de KNO3 0,3mol/L. Calcule as
novas concentrações dos sais e as concentrações dos íons Ca2+ K+ e NO 3– na solução obtida.
,
Questão 09
Mistura-se 200mL de KNO3 com 300mL de Al2(SO4)3 e 1500mL de NaCl. Sabendo que todas as soluções
são 0,1mol/L e que os solutos não reagem entre si, calcule as concentrações dos sais e dos íons na
solução obtida.
GABARITO
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
380 ml
600 ml
4% m/m e 4,04 % m/v
a) 18,4 mol/L
b) 27,17 ml.
0,55 mol/L
V1 = 333,3 ml e V2 = 166,7 ml.
225 ml.
Ca2+ = 0,25 mol/L
K+ = 0,15 mol/L
9. KNO3 = 0,01 mol/L
Al2(SO4)3 = 0,015 mol/L
NaCl = 0,075 mol/L
+
K = 0,01 mol/L
NO3– = 0,01 mol/L
3+
Al
= 0,030 mol/L
SO2–
4
+
= 0,045 mol/L
Na = 0,075 mol/L
–
Cl = 0,075 mol/L
NO3– = 0,65 mol/L
DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES – EXERCÍCIOS RESOLVIDOS
Questão 01
Calcule o volume de água que deve ser adicionado a 50 mL de solução 0,4 mol/L de KNO2, a fim de obter
uma solução a 0,1 mol/L.
RESOLUÇÃO:
KNO 2
VH 2O = ?
0,4 mol/L
50 mL
KNO 2
0,1 mol/L
20
1º modo:
1L
0,05 L
0,4 mol ST
nST
nST = 0,02 mol ST
Como
nST (início) = nST (final)
1L
0,1 mol ST
VF
0,02 mol ST
VF = 0,2 L
VF = Vi + VH2O
0,2 = 0,05 + VH2O
VH2O = 0,15 L ou 150 mL
2º modo:
nST = C · V
CiVi = CFVF
0,4 · 50 = 0,1 · VF
VF = 150 mL
Obs.: A UFES divulga como gabarito oficial, a aplicação da fórmula ―n = C · V‖, toda vez que calcula
número mols.
3º modo:
Concentração é inversamente proporcional ao volume.
K
(cons tan te)
V
Logo: K = C · V ou
Ci Vi = CF VF
C
Questão 02
Deseja-se preparar uma solução 5% em massa de glicose, a partir de outra solução de glicose a 8% (m/v) e
d = 1,2 g/mL.
a) Qual o volume de solução a 8% (m/v) que deverá ser utilizado, para preparar 250 g de solução a 5%
em massa.
b) De quantas vezes deverá ser diluído.
RESOLUÇÃO:
a)
8% (P/V)
Água
5% massa
250g SL
Logo:
250g
100% massa
mST
5% massa
mST = 12,5 g
Como mST (início) = mST (final)
8g ST
100 mL SL
12,5g ST
V
V = 156,25 mL de solução
b)
Para determinar quantas vezes foi diluída, basta fazer a relação entre mfinal/minicial ou Vfinal/Vinicial. Logo:
d = 1,2 g/mL;
1 mL
1,2g SL
156,25 mL
minicial
minicial = 187,5g SL
mfinal
minicial
250g
187,5
1,33 vezes
21
Outro modo:
a) % em massa · d = % (m/v)
% em massa · 1,2 = 8
% em massa = 6,67% em massa ―solução inicial‖
% massa · mi = % massa · mF
6,67 · mi = 5 · 250
Como:
d = 1,2 g/mL
mi = 187,5g SL
V = 156,25 mL
Questão 03
20 mL de uma solução de HNO3 são dissolvidos em água até completar 250 mL de solução. Uma alíquota
de 50 mL da mesma foi diluída 10 vezes obtendo uma solução de pH = 1. Pede-se:
a) Concentração em % (m/v) do HNO3 inicial.
b) Sabendo que a densidade da solução inicial era de 1,4 g/mL, qual o teor de pureza do HNO 3.
RESOLUÇÃO:
a)
1
1
Se pH = 1, então [H+] = 10– mol/L e [HNO3] = 10– mol/L
1L
10-1 mol
0,5L
n
n = 5 10 2 mol HNO3
Na diluição nHNO3 é constante,
2
Logo: nos 50 mL temos 5 · 10– mol HNO3
em 50 mL
em 250 mL
2
5 · 10- mol
n’
n' = 0,25 mol HNO3
Portanto no início temos 0,25 mol HNO3 em 20 mL de solução.
1 mol HNO3
63g
0,25 mol
m
m = 15,75g HNO
3
15,75g HNO3
x
20 mL
100 mL
x = 78,75% m/v
b) Teor de pureza pode ser encarado como % em massa.
Como d = 1,2 g/mL:
1 mL SL
1,2 g SL
20 mL SL
mSL
mSL = 24 g
24 g SL
15,75g SL
100 % massa
y
y = 65,63% em massa de HNO3
22
Outro modo:
a) Como são 2 diluições, temos nST (início) = nST (final), nos dois casos.
Esquema:
Logo:
pH = 1
[H+] = 10–1mol/L
C3V3 = C4V4
C3 · 50 = 10–1 · 500
[HNO3] = 10–1mol/L (final)
C3 = 1 mol/L
Como
C3 = C 2
Temos:
C1V1 = C2V2
C1 · 20 = 1 · 250
C1 = 12,5 mol/L HNO3
Como
1 mol/L
63 g
1000 mL SL
12,5 mol/L
m
100 mL SL
m = 78,75g HNO3 ou 78,75% (P/V)
b)
% em massa x d = % (m/v)
% em massa = 78,75/1,2
% em massa = 65,63%
MISTURA DE SOLUÇÕES DE MESMO SOLUTO – EXERCÍCIOS RESOLVIDOS
Questão 01
A que volume 300 mL de H2SO4 0,5 mol/L deve ser diluído, para que a solução resultante possa ser
misturada com 500 mL de H2SO4 1 mol/L, obtendo uma solução de H2SO4 com concentração 0,6 mol/L?
RESOLUÇÃO:
1º modo:
1L
0,3 L
0,5 mol
n1
n1 = 0,15 mol H2SO4
Como na diluição não altera ―nST‖.
n1 = n2 = 0,15 mol.
Na mistura temos: n2 + n3 = nfinal
onde n3 = 0,5 mol
Logo:
nfinal = 0,65 mol
23
0,6 mol
0,65 mol
1L
VF
VF = 1,083 L
Sabemos que V2 + V3 = Vfinal , logo:
V2 + 0,5 litros = 1,083 litros
V2 = 0,583 L ou 583 mL
2º modo:
Diluição:
C1V1 = C2V2
0,3
0,5 = C2 V2
Mistura de soluções:
C2V2 + C3V3 = CFVF
0,3 · 0,5 + 1 · 0,5 = 0,6 · VF VF = 1,083 L
V2 + V3 = VF
V2 + 0,5 = 1,083
V2 = 0,583 L
Questão 02
Como devemos misturar 3 soluções de Al2 (SO4)3, 0,5 mol/L, 1 mol/L e 2 mol/L, a fim de que:
o volume final seja de 9 litros de solução.
a concentração de Al3+, no final, seja de 2,67 mol/L.
o volume, utilizado, da solução mais concentrada, seja o dobro da solução mais diluída.
RESOLUÇÃO:
Logo:
V1 + V2 + 2V1 = 9
3 V1 + V2 = 9
V2 = (9
3V1)
No final temos:
1 mol/L Al2 (SO4)3
x
2 mols/L Al3+
2,67 mol/L
x = 1,33 mol/L Al2 (SO4 )3
Na mistura temos n1 + n2 + n3 = nF, onde n = C × V. Logo:
C1V1 + C2V2 + C3V3 = CFVF
0,5 · V1 + 1 · (9 – 3V1) + 2 · (2 V1) = 1,33 · 9
V1 = 2 litros
Resposta:
2 litros da solução 0,5mol/L
3 litros da solução 1 mol/L
4 litros dasolução 2 mol/L
24
MISTURA DE ÁCIDO E BASE FORTES – EXERCÍCIOS RESOLVIDOS
Não trabalharemos, neste capítulo, com ácido/base fracos, pois poderia ocorrer uma hidrólise do sal ou uma
solução tampão.
Questão 01
Mistura-se 200 mL de H2SO4 0,3 mol/L com 300 mL de KOH 0,4 mol/L. Pede-se:
a) Quantidade de reagente em excesso.
b) Quantidade de sal formado.
c) Concentração final do excesso e do sal formado.
RESOLUÇÃO:
0,3 mol
n
1L
0,2 L
0,4 mol
n’
n = 0,06 mol de H2SO4
1L
0,3 L
n' = 0,12 mol de KOH
Como 1 mol H2SO4
0,06 mol
2 mols KOH
x
x = 0,12 mol KOH
a) Não existe reagente em excesso.
b) Para se calcular o sal, podemos utilizar qualquer reagente, uma vez que não existe excesso.
1H2SO4 + 2 KOH
1 K2SO4 + 2 H2O
1 mol H2SO4
1 mol K2SO4
0,06 mol
y
y = 0,06 mol K2SO4 (sal)
c) [excesso] = zero
[K 2SO4 ]
0,06 mol
0,5 L
0,12 mol/L
Questão 02
Mistura-se 20 mL de H2SO4 0,1 mol/L com 50 mL de NaOH 0,2 mol/L. Pede-se:
a) Quantidade de reagente em excesso.
b) Quantidade de sal formado.
c) Concentrações dos íons na solução final.
d) Qual o pH da solução final? (dado: log 8,6 = 0,93)
RESOLUÇÃO:
a) 0,1 mol
1 litro
nH2SO4
0,02 L
nH2SO4 = 0,002 mol
0,2 mol
1 litro
nNaOH
0,05 litro
nNaOH = 0,01 mol
Como 1 mol H2SO4
0,002 mol
x = 0,004 mol NaOH
2 mols NaOH
x
portanto NaOH 0,01 mol
reage 0,004 mol
excesso de 0,006 mol
25
b) Utiliza-se o H2SO4 para calcular o sal, uma vez que H 2SO4 é o reagente limitante.
1 H2SO4 + 2 NaOH
1 mol H2SO4
Na2SO4 + 2 H2O
1 mol Na2SO4
0,002 mol
nsal
nsal
= 0,002 mol Na2SO4
c) [Excesso] = [NaOH] = 0,006 mol = 0,086 mol/L.
0,07 L
0,002
mol
[sal] = [Na2SO4] =
0,07 L
= 0,029 mol/L
Considerando a dissociação, temos:
NaOH
Na+
+
OH–
0,086 mol/L 0,086 mol/L
0,086 mol/L
Na2SO4
2 Na+
+
SO2
0,029 mol/L
(0,029) · 2 mol/L
0,029 mol/L
Total:
[Na+] = 0,086 + 2 · (0,029) = 0,144 mol/L
[OH–] = 0,086 mol/L
d)
[ SO2 ] = 0,029 mol/L
pOH = – log [OH–]
pOH = – log 8,6 · 10–
pOH = 2 – log 8,6
pOH = 2 – 0,93
pOH = 1,07
2
Como a 25 ºC
pH + pOH = 14
pH = 14 – 1,07
pH = 12,93
VOLUMETRIA
VOLUMETRIA BÁSICA
Questão 01
Calcule o volume de solução de H2SO4 0,2 mol/L necessária para titular
NaOH 0,4mol/L.
20mL de solução de
Questão 02
20mL de solução de HNO3 foram titulados por 10 mL de solução 0,5 mol/L de KOH. Calcule:
a) Concentração em mol/L de HNO3 inicial.
b) Concentração em g/L de HNO3 inicial. (obs: consulte a tabela e use a massa molar do HNO3)
c) Calcule a massa pura de HNO3 na solução. (lembre-se que a solução de HNO3 possui 20 mL)
Questão 03
100 mL de uma solução de NaOH estava em uma prateleira de laboratório com um rótulo sem o valor da
concentração. Um químico resolveu analisar a solução. Para isso retirou 20mL da mesma e titulou com
20 mL de HCl 0,025mol/L. Pede-se:
a) Qual a concentração real do NaOH em mol/L e em g/L? (consulte a tabela periódica para achar a massa
molar do NaOH)
b) Qual o a massa pura de NaOH encontrada na solução?
26
Questão 04
10 mL de H2SO4 são titulados por 40 mL de solução de NaOH 0,1 mol/L. Calcule para a solução ácida:
a) Concentração em mol/L.
b) Concentração em g/L. (Dado: H2SO4 = 98 g/mol)
c) Massa pura de H2SO4 nos 10 mL titulados.
d) Qual o tipo de volumetria?
Questão 05
A prata (Ag+) precipita quando tratada com soluções de cloretos, brometos e iodetos. Determine o volume
de solução de CaBr2 0,2 mol/L, para precipitar toda prata existente em 20 mL de solução 0,5 mol/L de
AgNO3 (nitrato de prata). Qual o tipo de volumetria? (Lembre-se: AgCl, AgBr e AgI, formam precipitados)
Questão 06
A reação de iodo com tiosulfato é conhecida como iodometria 40 mL de uma solução alcoólica de iodo
foram titulados com 10 mL de tiosulfato de sódio (0,1 mol/L), na presença de amido. Pede-se:
a)Qual o tipo de volumetria e para que serve o amido?
b)Qual a concentração, em mol/L de Iodo?
c) Qual a concentração em g/L de iodo? (dado: I =127 g/mol)
I2 + Na2S2O3
NaI + Na2S4O6
GABARITO
1.
2.
3.
4.
5.
6.
20 ml
a) 0,25 mol/L
b) 15,75 g/L
c) 0,315 g
0,125 mol/L e 5 g/L b) 0,5 g
a) 0,2 mol/L
b) 19,6 g/L
c) 0,196 g
25 mL; volumetria de precipitação ou argentometria.
a) iodometria; amido = indicador
b) 0,0125 mol/L
d) Volumetria de neutralização
c) 3,175 g /L
VOLUMETRIA COM DILUIÇÃO
Questão 01
Uma amostra de 20mL de NH4OH (solução aquosa de amônia – NH3) foi transferida para um balão de
100mL e o volume completado com água destilada. Uma alíquota de 10mL da solução exigiu na titulação
40mL de solução de H2SO4 0,01mol/L. Calcule:
a) A concentração da solução diluída de NH4OH em mol/L. (lembre-se que é a mesma da alíquota)
b) A concentração da solução inicial de NH4OH em mol/L e em g/L. (consulte a tabela)
c) A massa de NH4OH na solução inicial.
Questão 02
50mL de uma solução de iodo foram diluídos em água até o volume de 250mL. Uma alíquota de 20mL da
solução diluída, foi transferida para um erlenmeyer e titulado por 10mL de solução de tiosulfato de sódio
0,02mol/L, em presença de amido como indicador.
a) Dê a equação fundamental da iodometria (volumetria de oxi-redução).
b) Qual a coloração do amido em presença de iodo?
c) Calcule a concentração em mol/L da solução diluída de iodo.
d) Calcule a concentração em mol/L e em g/L da solução inicial de iodo. (consulte a tabela)
e) Calcule a massa pura de iodo na solução inicial.
Questão 03
20 mL de uma solução de ácido sulfúrico foram diluídos para 100 mL. Sabe-se que uma alíquota de 10 mL
da solução obtida foi titulada por 10 mL de KOH 0,4 mol/L.
a) Calcule a concentração do ácido inicial, em mol/L.
b) Calcule a concentração do ácido em g/L (H2SO4 = 98 g/mol)
c) Calcule a massa pura do ácido nos 20 mL.
27
GABARITO
1. a) 0,08 mol/L
b) 0,4 mol/L
c) 0,28 g
2. a) I2 + 2 Na2S2O3
2 NaI + Na2S4O6
b) azul violáceo
d) 0,025 mol/L e 6,35 g/L
e) 0,3175 g
3. a) 1 mol/L
b) 98 g/L
c) 1,96 g/L
c) 0,005 mol/L
TEOR DE PUREZA
Questão 01
1,2g de soda cáustica(NaOH + impurezas) foram dissolvidos em 500mL de solução. Uma alíquota de 20mL
da mesma foi titulada com 10mL de H2SO4 0,05mol/L. Calcule:
a) Concentração, em mol/L e em g/L, de NaOH na solução. (consulte a tabela)
b) Massa pura de NaOH na solução inicial.
c) Teor de pureza do NaOH na soda cáustica.
Questão 02
1,0g de KOH foi dissolvido em água e a solução obtida foi titulada com 10mL de solução de HCl
1,5mol/L. Calcule:
a) Quantidade, em mols, de HCl gasto na titulação.
b) Quantidade, em mols e em gramas, de KOH puro encontrado na análise.
c) Teor de pureza do KOH.
Questão 03
5 g de soda (NaOH + Impurezas) são dissolvidos em 20 mL de solução. A solução obtida foi diluída para
200 mL. Sabe-se que uma alíquota de 10 mL da mesma foi titulada por 50 mL de HCl 0,1 mol/L. Pede-se:
a) Concentração, em mol/L, do NaOH inicial.
b) Massa pura de NaOH nos 20 mL e teor de pureza.
Questão 04
5g de CaBr2 são dissolvidos em 300 ml de solução. Uma alíquota de 30 ml da mesma foi titulada com
solução de AgNO3 0,2 mol/L. O indicador avisou o final da reação quando eram gastos 20 ml da solução
padrão AgNO3. O indicador utilizado é o Na2CrO4 e se percebe o final da reação pela formação de um
precipitado vermelho tijolo(Ag2CrO4). Pede-se:
a) O tipo de volumetria.
b) O teor de pureza do CaBr2.
c) A massa de precipitado formada.
Questão 05
1,4g de iodo foi dissolvido em álcool e a seguir o volume completado com água até 250 ml. Desta solução
retiraram-se 25 ml, que foram titulados com 5 ml de tiossulfato de sódio 0,2 mol/L.
I2 + Na2S2O3
NaI + Na2S4O6
a)
b)
c)
d)
Dê os nomes dos produtos formados?
Qual o teor de pureza do iodo analisado?
Qual o indicador utilizado?
Qual o tipo de volumetria?
1.
2.
3.
4.
5.
GABARITO
a) 0,05 mol/L e 2 g/L
b) 1 g
a) 0,015 mol/L
b) 0,015 mol/L e 0,84 g
a) 5 mol/L
b) 4 g 80% de pureza
a) argentometria
b) 80% de pureza
a) iodeto de sódio e tetrationato de sódio.
b) 90,71% de pureza
c) Amido
28
c) 83,33% de pureza.
c) 84% de pureza
c) 0,752 g
d) Iodometria.
PERMANGANOMETRIA
Questão 01
A água oxigenada comercial é uma solução de peróxido de hidrogênio (H 2O2). Sabe-se que a indústria
utiliza a relação de 1 mol/L = 11,2 volumes para rotular uma água oxigenada. Se 50 mL de água oxigenada
forem tituladas por 20 mL de solução 3 mol/L de KMnO 4 (solução violeta) em meio ácido sulfúrico (solução
sulfupermangânica), calcule:
a) Concentração em mol/L do H2O2.
b) Concentração em Volumes da água oxigenada.
KMnO4 + H2O2 + H2SO4
K2SO4 + MnSO4 + O2 + H2O
Questão 02
3
3
Titula-se 20 cm de solução de água oxigenada comercial com 71,2 cm de solução sulfopermangânica
0,1 mol/L. Pede-se:
KMnO4 + H2O2 + H2SO4
K2SO4 + MnSO4 + O2 + H2O
a) Concentração em mol/L do H2O2.
b) Concentração em volumes do H2O2.
1. a) 3,0 mol/L
2. a) 0,89 mol/L
GABARITO
b) 33,6 volumes
b) 9,968 volumes ou 10 volumes
EXERCÍCIOS COM % EM MASSA E DENSIDADE
Questão 01
O ácido sulfúrico concentrado apresenta densidade igual a 1,84 g/ml. Uma amostra de 5 ml do mesmo foi
transferido para um balão volumétrico de 500 ml e o volume completado com água. Uma alíquota de 50 ml
do mesmo foi transferido para um erlenmeyer. Após a adição de gotas de indicador a titulação foi feita com
92 ml de solução padrão de KOH 0,2 mol/L. Pede-se:
a) A equação da reação balanceada.
b) O teor (% em massa) de ácido sulfúrico com densidade 1,84g/ml.
Questão 02
20ml de ácido oxálico foram diluídos com água para 200 ml de solução. Numa titulação uma alíquota de
50 ml de solução ácida foram neutralizados por 20 ml de solução de NaOH 1 mol/L. Pede-se:
a) Equação da reação e o tipo de volumetria.
b) Concentração em mol/L do ácido inicial.
c) Densidade da solução inicial sabendo que a solução é 15% em massa.
1. a) H2SO4 + 2 KOH
2. a) H2C2O4 + 2 NaOH
b) 2, 0 mol/L
GABARITO
K2SO4 + 2 H2O
b) 98% em massa
Na2C2O4 + 2 H2O; Volumetria de neutralização
DESAFIOS
Questão 01
5,2 g de amostra comercial de hidróxido de sódio foram dissolvidos em água e o volume completado a
500 mL em um balão volumétrico. A 50 mL da solução básica foram adicionados 100 mL de uma solução
0,075 mol/L de ácido sulfúrico que neutralizaram o NaOH, restando um ligeiro excesso posteriormente
neutralizado por 25 mL de uma solução 0,20mol/L de KOH.
a) Calcule a concentração mol/L da solução básica
b) Calcule a concentração g/L da solução básica (NaOH = 40 g/mol)
c) Calcule a massa pura de NaOH presente nos 500 mL de solução
d) Calcule o teor de NaOH na amostra analisada.
Questão 02
0,46 g de um metal Alcalino são dissolvidos em 50 ml de solução de HCl 0,5 mol/L. A solução resultante foi
transferida para um balão de 500 ml e o volume completado com água. Uma alíquota de 50 ml da solução
foi neutralizada por 50 ml de solução 0,01 mol/L de KOH. Qual o peso atômico do metal?
29
Questão 03
Calcule o volume de solução com pH = 1,66 necessário para titular 20ml de solução com pH = 11,34,
supondo que as soluções são de ácido sulfúrico e hidróxido de potássio respectivamente.
(Consultar uma tabela de logaritmos)
Questão 04
5,10 g de uma água oxigenada comercial foram diluídos com água até 250mL. Uma alíquota de 25mL da
mesma, foi titulada por uma solução básica de CrCl 3 conforme a equação , não balanceada abaixo:
CrCl3 + NaOH + H2O2  NaCl + Na2CrO4 + H2O
a) Faça o balanceamento pelo método da oxi-redução.
b) Calcule o teor de H2O2 (pureza ou % em massa) na água oxigenada, sabendo que foram gastos 50mL
da solução básica de CrCl3 0,01mol/L.(consulte a tabela)
1.
2.
3.
4.
a) 0,2 mol/L
b) 8 g/L
23 u
2 mL
a) 2 CrCl3 + 10NaOH + 3H2O2
b) 5 % de pureza ou 5% em massa
GABARITO
c) 4 g/L
d) 76,92 % de pureza
6 NaCl + 2 Na2CrO4 + 8 H2O
VOLUMETRIA - EXERCÍCIOS RESOLVIDOS
Questão 01
5 mL de H2SO4 foram colocados em um balão de 500 mL e o volume completo com água. Uma alíquota de
25 mL foi transferida para um erlenmeyer e titulado com 20 mL de solução padrão de NaOH 0,25 mol/L.
Pede-se:
a) número de mols de NaOH gasto.
b) número de mols de H2SO4 na alíquota.
c) número de mols de H2SO4 no balão de 500 mL.
d)
e)
número de mols de H2SO4 nos 5mL iniciais.
concentração do H2SO4 na alíquota, no balão e nos 5 mL.
RESOLUÇÃO:
a)
0,25 mol
1L
nNaOH
0,02 L
nNaOH 0,005 mol
ou
nNaOH = C · V
nNaOH = 0,25 mol/L · 0,02L
nNaOH = 0,005 mol
b)
1 mol H2SO4
nH SO4
2
nH2SO4
c)
d)
= 2,5
2 mols NaOH
0,005 mol
10
3
mol
Nos 25 mL
2,5 · 10–3 mol H2SO4
em 500 mL
x
x = 0,05 mol H2SO4
Nos 5 mL existe o mesmo número de mols que no balão; uma vez que apenas foi acrescentado água;
logo: 0,05 mol de H2SO4
30
e)
Na alíquota:
2,5 10 3 mol
0,025L
0,1 mol/L
No balão:
A concentração da alíquota é a mesma do balão. No início: 0,05 mol 0,1 mol/L
0,005L
Questão 02
Uma amostra de magnésio, puro, foi dissolvido em 500 mL de solução de HCl 0,45 mol/L. A solução obtida
foi completamente neutralizada por 5,8 g de Mg(OH)2. Pede-se:
a) Reações ocorridas.
b) Massa de magnésio.
2
c) Concentração, em mol/L, dos íons Mg + na solução final.
(Dado: considere o volume constante.)
RESOLUÇÃO:
a) Mg + 2 HCl
2 HCl + Mg(OH)2
b)
MgCl2 +
H2
MgCl2 + 2 H2O
Cálculo do total de HCl:
0,45 mol
1L
n
0,5 L
n = 0,225 mol HCl
Cálculo do HCl que reagiu com Mg(OH)2:
2 mols HCl
58g Mg(OH)2
n’
5,8g Mg(OH)2
n' = 0,2 mol HCl
Total de HCl = HCl que reagiu com Mg(OH)2 + HCl que reagiu com Mg
0,225 mol = 0,2 mol + x
x = 0,025 mol de HCl, reagiu com Mg
Logo: 24g Mg
m
c)
2 mols HCl
0,025 mol HCl
m = 0,3 g de Mg
2
Os íons Mg +, são provenientes da dissociação do MgCl2. Logo:
Mg + 2 HCl
1 MgCl2 + H2
0,025
0,0125
mol
mol
Mg(OH)2 + 2 HCl
0,2 mol
1 MgCl2 + 2 H2O
0,1 mol
Total de MgCl2 = 0,0125 + 0,1 = 0,1125 mol
Como o volume é de 500 mL:
[MgCl2] = [Mg2+] = 0,225 mol/L
0,1125 mol
0,5 L
0,225 mol/L
Questão 03
20 mL de HNO3 com d = 1,1 g/mL são dissolvidos em 230 mL de água. 40mL da solução resultante foram
titulados com 48 mL de KOH 1 mol/L. Pede-se:
a) Reação química.
b) Teor de pureza do HNO3 em % m/v.
31
c) Teor de pureza do HNO3 em % em massa.
RESOLUÇÃO:
a) HNO3 + KOH
KNO3 + H2O
b) 1 mol KOH
1L
nKOH
0,048L
nKOH 0,048 mol
1 mol
1 mol
KOH
HNO3
0,048 mol
nHNO
nHNO3 = 0,048 mol
3
40 mL
250 mL
0,048 mol
x
1 mol HNO3
0,3 mol HNO3
x = 0,3 mol de HNO3
63 g
m
Em 20 mL
Em 100 mL
m = 18,9g HNO3
18, 9 g HNO3
x x = 94,5% m/v
c)
Como d = 1,1 g/mL, temos:
1 mL sL
1,1 g sL
20mL sL
msL
msL = 22g
22 g
18,9 g
y = 85,9% massa
100% massa
y
Questão 04
2 g de soda cáustica são dissolvidos em 50 mL de solução. Uma alíquota de 10 mL da mesma foi
transferida para um balão de 250 mL e o volume completado com água. Retira-se 20 mL da solução do
balão e faz-se uma titulação com 25 mL de H2SO4 0,01 mol/L. Pede-se:
a) A massa de soda cáustica (NaOH + impurezas) que foi titulada.
b) A massa de NaOH que foi titulado.
c) Teor de pureza da amostra.
RESOLUÇÃO:
H 2SO4
2g
50 mL
a) 2 g
m
10 mL
250 mL
50 mL
10 mL
m = 0,4 g soda
como 0,4g foram transferidos para o balão, temos:
0,4g soda
250 mL
m’
20 mL
m' = 0,032g de soda foram levados a titulação
32
25 mL
0,01mol/L
20 mL
b) Na titulação só reage a massa pura:
1L
0,01 mol
nH2SO4 = 2,5
nH SO
0,025 L
2
10
4
mol
4
Como:
1 mol H2SO4
2,5 · 10–4 mol
2 · 40g NaOH
mpura
mpura = 0,02g NaOH na alíquota que foi titulada
c)
0,032g
100% (amostra titulada)
0,02g
x
x = 62,5 % de pureza
Questão 05
10 mL de HCl comercial são dissolvidos em água até 250 mL de solução. Uma alíquota de 25 mL da
mesma, foi neutralizada por 9 mL de KOH molar. Pede-se:
a) concentração em mol/L do HCl comercial.
b) concentração em % (m/v) do HCl comercial.
RESOLUÇÃO:
KOH
9 mL
1 mol/L
10 mL HCl
250 mL
1L
0,009L
1 mol KOH
nKOH
25 mL
nKOH = 0,009 mol
1 mol KOH
0,009 mol
1 mol HCl
nHCl
nHCl = 0,009 mol (alíquota)
em 25 mL
em 250 mL
0,009 mol
x
x = 0,09 mol HCl
A quantidade de HCl nos 250 mL é a mesma que em 10 mL do HCl comercial, logo:
0,09 mol
[HCl ]
9 mols/L
0,01 L
a)
0,09 mol
mHCl
1 mol
36,5 g
mHCl = 3,285 g
em 10 mL
3,285 g
y
10 mL
100 mL
y = 32,85 g ou 32,85% (P/V)
33
Questão 06
12 g de prata impura são dissolvidos em ácido nítrico concentrado e a quente. A solução obtida foi
transferida para um recipiente de 500 mL e o volume completado com água. Uma alíquota de 25 mL da
mesma foi tratada com cloreto de alumínio, formando um precipitado que após lavado e seco pesou
0,7175 g. Pede-se:
a) As reações ocorridas.
b) O tipo de volumetria.
c) Teor de pureza da prata.
RESOLUÇÃO:
a) 1 Ag + 2 HNO3
1 AgNO3 + 1 NO2 + 1 H2O
3 AgNO3 + AlCl3
Al(NO3)3 + 3 AgCl
.
b) Volumetria de precipitação ou argentometria.
c)
12g prata impura
500 mL
m
25 mL
m = 0,6g prata impura na alíquota
Como:
1 mol Ag : 1 mol AgCl
108g Ag
143,5g AgCl
mpura
0,7175g AgCl
mpura = 0,54g Ag
Logo:
0,6 g
0,54g
100 %
x
x = 90% de pureza
Questão 07
Em meio sulfúrico qual a proporção molar entre:
a) KMnO4 e H2O2
b) KMnO4 e H2C2O4
c) KMnO4 e KI
d) KMnO4 e FeSO4
e) I2 e Na2S2O3
RESOLUÇÃO:
Em uma volumetria de oxi-redução, o correto seria fazer a reação e balancear. Para cálculos temos:
a) 2 mols KMnO4 : 5 mols H2O2
b) 2 mols KMnO4 : 5 mols H2C2O4
c) 1 mols KMnO4 : 5 mols KI
d) 1 mols KMnO4 : 5 mols FeSO4
e) 1 mol I2 : 2 mols Na2S2O3
Questão 08
Na reação de 20 mL de KMnO4 0,5 mol/L com 50 mL de solução de HCl, temos:
KMnO4 + HCl
KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O
pede-se:
a) Quantidade de HCl consumido.
b) Quantidade de HCl que agiu como redutor.
c) Concentração em mol/L da solução de HCl.
RESOLUÇÃO:
0,5 mol
n KMnO4
1L
0,02 L
nKMnO4 = 0,01 mol
34
Como trata-se de uma oxidação parcial temos:
2 KMnO 4 + 16 HCl 2 KCl + 2 MnCl 2 + 5 Cl 2 + 8 H 2O
–1
0
note que apenas 10 HCl sofreram oxidação, ou seja, agiram como redutor.
a) 2 mols KMnO4
16 mols HCl
0,01 mol
n
n = 0,08 mol de HCl consumido
b)
Dos 16 mols HCl
10 mols HCl (redutor)
0,08 mol
n’
n' = 0,05 mol HCl agiram como redutor
c)
o total consumido, 0,08 mol, estava presente em 50 mL, logo:
0,08 mol
[HCl ]
1,6 mol/L
0,05 L
Questão 09
(UFES) Num recipiente contendo solução de ácido sulfúrico foram colocados 100 ml de solução 0,1 M de
permanganato de potássio 100 ml de solução 0,2 M de ácido oxálico, a reação que se processa pode ser
representada pela equação
KMnO4 + H2C2O4 + H2SO4
MnSO4 + K2SO4 + CO2 + H2O
Pede-se:
a) Acertar os coeficientes desta equação.
b) Indicar o agente oxidante com um círculo e o agente redutor com dois círculos.
c) Qual a concentração, na solução final, expressa em molaridade, do agente introduzido em excesso.
RESOLUÇÃO:
a) 2 KMnO4 + 5 H2C2O4 + 3 H2SO4
2 MnSO4 + 1 K2SO4 + 10 CO2 + 8 H2O
b)
Ag. oxidante KMnO4
Ag. redutor H2C2O4
c)
0,1 mol
1L
n KMnO4
0,1 L
nKMnO4 = 0,01 mol
0,2 mol
1L
nH2C2O4
0,1 L
nH2C2O4 = 0,02 mol
Como:
2 mols
KMnO4
nreagiu
5 mols
H2C2O4
0,02 mol
nreagiu = 0,008 mol KMnO 4
―excesso de 0,002 mol KMnO4 em 200 mL de solução final‖, logo, 0,01mol/L.
PROPRIEDADES COLIGATIVAS
Questão 01
(Fuvest - SP) Qual das substâncias da tabela deve apresentar maior ponto de ebulição nas mesmas
condições de pressão? Justifique.
Substância
Bromo
Benzeno
mercúrio
Pressão de vapor a 20ºC(mmHg)
173
74,7
0,0012
35
Questão 02
(Unicamp - SP) As pressões de vapor dos líquidos A e B, em
função da temperatura, estão representadas no gráfico.
Pergunta-se:
a) Sob pressão de 1,0 atm, qual a temperatura de ebulição
de cada um desses líquidos?
b) Qual dos líquidos apresenta maior pressão de vapor a 50 ºC ?
Pressão (atm)
B
A
1,0
0,8
0,6
0,4
0,2
Temperatura (ºC)
0
10 20 30 40 50 60 70
Questão 03
(IME - SP) Um boliviano, em visita à Baixada Santista, surpreendeu-se com a rapidez do cozimento de um
simples ovo. Comente e explique esse fato.
Questão 04
(Fuvest - SP) As curvas de pressão do vapor éter
dietílico (A) e do etanol (B) são dadas abaixo.
a) Quais os pontos de ebulição dessas substâncias na
cidade de São Paulo? (Dado: pressão atmosférica =
700 mmHg)
b) A 500 mmHg a 50 ºC, qual é o estado físico de cada
um dessas substância? Justifique.
A
800
B
700
600
500
400
300
200
100
Temperatura (ºC)
-10 0 10 20 30 40 50 60 70 80
Questão 05
(PUC - SP) Em um recipiente fechado têm-se dois componentes (benzeno e tolueno), ambos presentes em
duas fases (fase líquida e fase vapor) em equilíbrio. Na fase líquida, tem-se uma mistura equimolar dos dois
componentes. Sabe-se que o benzeno tem ponto de ebulição de 80,1ºC a 1 atm, enquanto o tolueno ferve a
110,8ºC sob 1 atm de pressão. Com relação a tal sistema.
a) Indique qual dos componentes é mais volátil. Justifique sua resposta.
b) Estabeleça qual dos componentes predominará na fase de vapor. Justifique sua resposta.
Questão 06
(EEM -SP) O gráfico a seguir representa as curvas de pressão
de vapor de alguns solventes genéricos em função
da temperatura.
P (mmHg)
0
A
1
950
0
A2
0
A3
760
Pergunta-se:
a) Qual é o solvente mais volátil? Por quê?
0
b) Qual a temperatura de ebulição do solvente A 2 , ao nível
do mar?
470
380
190
T(ºC)
25
36
50
75
100 125
Questão 07
(Fuvest - SP) O diagrama de fases abaixo se refere à água. Com base nesse diagrama, explique por que:
a) O aumento de pressão favorece a fusão do gelo.
b) Supõe-se que a água contida no cometa Halley passe diretamente de sólida a gasosa quando ele se
aproxima do sol.
Pressão
líquido
sólido
vapor
Temperatura(ºC)
Questão 08
(Unicamp - SP) Observe o diagrama de fases do dióxido de carbono.
Considerando uma amostra de dióxido de carbono a
1 atm de pressão e temperatura de –50ºC, descreva que
se observa quando, mantendo a temperatura constante,
a pressão é aumentada lentamente até 10 atm.
Pressão (atm)
líquido
11
9
7
sólido
5
3
gasoso
1
T(ºC)
-80
Questão 09
(Fuvest - SP) Acredita-se que os cometas sejam ―bolas
de gelo‖ que, ao se aproximarem do sol, volatilizam-se
parcialmente à baixa pressão do espaço. Qual das
flechas do diagrama abaixo corresponde à
transformação citada?
-40
-60
Pressão
a
b
H2O (líquido)
d
H2O (sólido)
e
H2O (gás)
c
Temperatura(ºC)
Questão 10
(Fuvest - SP) Duas soluções aquosas, uma de glicose e outra de sacarose, contém a mesma massa, em
gramas, de soluto por litro de solução.
a) Compare os valores dos pontos de congelação dessas duas soluções com o da água pura.
b) Qual das duas soluções apresentará o menor ponto de congelação? Explique sua resposta.
(Dado as massas molares: glicose = 180 g/ mol; sacarose = 342 g/mol)
Questão 11
(Fuvest - SP) Qual das seguintes soluções aquosas, todas 1 mol/L, apresentaria o menor ponto de fusão:
glicose, ácido acético ou cloreto de sódio? Justifique.
37
Questão 12
(Fuvest - SP) Da mistura de soluções contendo igual número de mols de cloreto de bário e sulfato de sódio,
obtém-se um precipitado de sulfato de bário e um líquido sobrenadante.
a) Qual a composição do líquido sobrenadante?
b) Compare sua temperatura de ebulição com a da água.
Questão 13
(Fuvest - SP) O desenho representa um sistema de dois
compartimentos
separados
por
uma
membrana
semipermeável. É possível determinar a massa molecular
de uma macromolécula solúvel em água utilizando esse
sistema? Justifique, explique e dê o nome do fenômeno.
membrana semipermeável
Questão 14
(Fuvest - SP) A superfície do mar antártico frequentemente se apresenta líquida, apesar de sua temperatura
estar abaixo de 0 ºC. Como tal fenômeno pode ser explicado?
Questão 15
(Vunesp - SP) Em dois frascos idênticos, I e II, foram colocados
I
II
volumes iguais de água e de solução concentrada de cloreto de
sódio, respectivamente. Os dois frascos foram colocados sob
uma campânula de vidro hermeticamente fechada, como mostra
a figura.
Após algum tempo, observou-se que o frasco I estava
totalmente vazio e que no frasco II o volume havia dobrado,
água
solução salina
contendo, portanto, uma solução diluída de cloreto de sódio.
concentrada
a) Explique por que ocorreu esse fenômeno.
b) Explique o que acontece com o ponto de congelamento das soluções inicial e final de cloreto de sódio.
Justifique sua resposta.
Questão 16
(PUC - SP) O enxofre coloidal apresenta micelas formadas pela reunião de um número elevado de
moléculas S8. Preparam-se 100 mL de um sistema que contém 10,4065 g de enxofre disperso em água. A
pressão osmótica, a 27 ºC, de um tal sistema coloidal é igual a 0,0100 atm. Pede-se o número de unidades
S8 que formam a micela do colóide.
(Dado: R 0,082atm L mol 1 K 1 massa molar do S8 256 g mol )
Questão 17
(Vunesp - SP) As paredes dos glóbulos brancos e vermelhos do sangue são membranas semipermeáveis.
A concentração de soluto no sangue é de aproximadamente 0,60 mol/L. Os glóbulos brancos e vermelhos
foram isolados de uma amostra de sangue. (Dado: constante universal dos gases =
0,082 atm L mol 1 K 1 )
a) O que acontecerá se as células sanguíneas forem colocadas em solução salina 1,0 mol/L? Justifique.
b) Calcule a diferença de pressão existente entre o interior e o exterior das células de sangue, quando
colocadas em água pura a 27ºC.
Questão 18
(Vunesp - SP) Considere duas soluções, uma de ácido clorídrico e outra de ácido acético (ácido etanóico),
ambas 10–2 mol/L. Pergunta-se:
a) Qual das soluções apresenta menor temperatura de congelação? Justifique.
b) Calcule o pH da solução de ácido clorídrico. A solução de ácido acético tem pH menor ou maior?
Por quê?
38
Questão 19
(PUC - SP) A dissolução de 3 g de uma substância desconhecida em 100 g de CCl 4 eleva o ponto de
ºC
ebulição do CCl 4 de 0,60ºC. A constante ebuliométrica, Keb,do CCl4 vale 5,03
enquanto a
molal
constante criométrica, Kcr,do CCl4 vale 31,8 º C para o mesmo solvente. Para uma solução com a
molal
composição acima indicada.
Calcule:
a) O abaixamento do ponto de congelamento do CCl 4 .
b) O peso molecular do soluto desconhecido.
Questão 20
(PUC - PR) Uma solução de 16g de brometo de cálcio CaBr2 em 800g de água eleva de 0,13ºC o ponto de
ebulição dessa solução Keb 0,52 . Qual o grau de dissociação do brometo de cálcio?
(Dados: Ca = 40; Br = 80)
GABARITO
1. Mercúrio
2. a) aproximadamente 40 e 60 ºC
b) Líquido A .
3. em sala
4. a) A: 32ºC
B: 70ºC b) A: gasoso
5.a) Benzeno
b) Benzeno
B: líquido
0
6.a) A1 , pois apresenta maior pressão de vapor
7. Em sala
b) aproximadamente 90ºC
8. Em sala
9. A flecha C.
10.
a) As duas soluções apresentam ponto de congelação inferiores ao da água pura;
b) Solução de glicose.
11. Cloreto de sódio
12.
a) No líquido sobrenadante existem íons Na e Cl então trata-se de uma solução aquosa de NaCl ;
b) A temperatura de ebulição do líquido sobrenadante é maior que a da água pura.
13.Sim.
14. Pela existência de substância não-volátil dissolvidas na água que provocam a diminuição do ponto
de congelamento.
15.
a) Efeito tonométrico. (escreva e mostre a resposta ao monitor para verificar se está completo).
b) O ponto de congelamento final será maior que o de congelamento inicial, pois a solução será mais diluída.
16. 1000 unidades.
17. a) As células murcham.
b) 14,76 atm
18. a) Ácido clorídrico
b) 2; maior, pois trata-se de um ácido pouco ionizado; logo a H
19.a) 3,79ºC
b) 251,5g/mol
20. 75%
39
é menor.
EQUILÍBRIO QUÍMICO I
Questão 01
Mistura-se 5mols de N2 com 3 mols de H2 em um recipiente de 10 litros. O equilíbrio é atingido a 727ºC
quando existiam 4,3 mol de nitrogênio no sistema. Quais os valores de Kc e de Kp ? (dado: R = 0,082)
N2 + 3H2
 2NH3
(Resp: Kc = 62,52 ; Kp = 9,2 x 10-–3)
Questão 02
Em um recipiente fechado são colocados 6mols de anidrido sulfúrico. Após dissociação existiam 2mols de
oxigênio no sistema. Qual o grau de dissociação? Calcule o valor de Kp, considerando volume de 2 litros 227º C:
2SO3  2SO2 + O2
(Resp: α = 66,67% ; Kp = 164atm)
Questão 03
5 mols de HCl são colocados em um recipiente fechado de forma que no equilíbrio o mesmo apresenta-se
80% dissociado. Qual o valor de Kc ?
2HCl  H2 + Cl2
(Resp: Kc = 4)
Questão 04
16g de óxido férrico são misturados com 2,8g de CO e 0,5mol de FeO. Quando o equilíbrio foi atingido,
o
existiam 0,56L de CO2 nas CNTP. Qual a pressão do sistema se o equilíbrio final se encontra a 27 C e
num recipiente de 2 litros .(desconsidere o volume do sólido )
Fe2O3(s + CO(g)  2FeO(s) + CO2(g)
(Resp: 1,23atm)
Questão 05
Mistura-se CO e metanol em quantidades iguais num recipiente fechado de volume igual a 12,3 litros, onde
a pressão total é de 8 atm a 27ºC. Após o equilíbrio encontra-se no sistema uma quantidade de H2 igual a
metade da quantidade inicial de CO. Faça um gráfico ( mol x tempo ) para o enunciado:
CO + 2H2  CH3OH
Questão 06
2mols de pentacloreto de fósforo são colocados em um recipiente de 30L mantido a 27ºC. Após o equilíbrio,
a pressão do sistema era de 2,46atm. Calcule o grau de dissociação do PCl5
PCl5
 PCl3 + Cl2
(Resp: 50%)
EQUILÍBRIO QUÍMICO II
Questão 01
10mols de butano são misturados com 10mols de isobutano. Após o equilíbrio existiam 15 mols de butano.
Qual a fração molar de isobutano na mistura final? O equilíbrio foi atingido com a reação caminhando para
direita ou para esquerda?
Butano  IsoButano
(Resp: 0,25; esquerda)
Questão 02
1mol de H2 e 1mol de Br2 são colocados em um recipiente de 1 litro. Após a reação Kc = 49, qual a
concentração de HBr no equilíbrio?
(Resp: 1,55mol/L)
Questão 03
6 mols de SO2 são colocados em um recipiente de 2 litros a 700K , juntamente com 64g de oxigênio. Após a
reação , a concentração de SO3 foi de 0,5 mol/L . Qual o valor da constante de equilíbrio?
-1 - 1
(Resp: 0,053 mol /L )
40
Questão 04
6 mols de SO2 encontram-se em equilíbrio num recipiente de 2 litros a 700K , juntamente com 64g de
oxigênio e SO3 numa concentração de 0,5 mol/L . Qual o valor da constante de equilíbrio ? Sabendo que
o processo é exotérmico, o que ocorre com o valor de Kc se a temperatura aumentar para 1000K ?
-1 - 1
(Resp: 0,027 mol /L )
Questão 05
A constante de equilíbrio para a dimerização do NO 2 é Kc = 2. Em laboratório são feitas experiências,
misturando NO2 e seu dímero:
Experiência
1
2
3
NO2
1 mol/L
4 mol/l
2 mol/l
Dímero (N2O4)
3 mol/L
4 mol/l
8 mol/l
a) Qual das experiências a reação encontra-se em equilíbrio?
b) Qual das experiências a reação atingirá o equilíbrio caminhando para direita?
c) Qual das experiências a reação atingirá o equilíbrio caminhando para esquerda?
d) Calcule as concentrações, do NO2 e do dímero , quando é atingido o equilíbrio na experiência 1:
(Resp: NO2 = 1,2mol/L e N2O4 = 2,9mol/L )
EQUILÍBRIO – SÉRIE CASA
Questão 01
(Fuvest-SP) Considere o equilíbrio, em fase gasosa,
CO(g) + H2O(g)
CO2(g) + H2(g)
cuja constante K, à temperatura de 430 °C, é igual a 4. Em um frasco de 1,0 L, mantido a 430°C, foram
misturados 1,0 mol de CO, 1,0 mol de H2O, 3,0 mol de CO2 e 3,0 mol de H2. Esperou-se até o equilíbrio
ser atingido. Em qual sentido, no de formar mais CO ou de consumi-lo, a rapidez da reação é maior, até se
igualar no equilíbrio? Justifique.
Calcule as concentrações de equilíbrio de cada uma das espécies envolvidas (Lembrete: 4 = 22).
Obs.: Considerou-se que todos os gases envolvidos têm comportamento de gás ideal.
Questão 02
(Unifesp-SP) Ácido acético e etanol reagem reversivelmente, dando acetato de etila e água.
Ácido acético(l) + etanol(l)
acetato de etila(l) + água(l)
A 100°C, a constante de equilíbrio vale 4.
a) Calcule a quantidade, em mol, de ácido acético que deve existir no equilíbrio, a 100°C, para uma
mistura inicial contendo 2 mol de acetato de etila e 2 mol de água.
b) Partindo-se de 1,0 mol de etanol, para que 90% dele se transformem em acetato de etila, a 100°C,
calcule a quantidade de ácido acético, em mol, que deve existir no equilíbrio. Justifique sua resposta
com cálculos.
Questão 03
(Unesp-SP) o metanol (H3COH) é um produto com elevada toxidez, podendo provocar náusea, vômito,
perturbação visual, confusão mental e conduzindo à morte em casos mais graves de intoxicação. Em alguns
países ele é utilizado como combustível, em especial em competições automobilísticas, e pode ser obtido
industrialmente pela reação do monóxido de carbono com o hidrogênio.
a) Escreva a equação química para a reação do monóxido de carbono com o hidrogênio, produzindo o
metanol, e a expressão para a constante de equilíbrio para esta reação no estado gasoso.
b) Mantidas as demais condições constantes, qual o efeito esperado do aumento da pressão sobre a produção do metanol neste processo? Justifique.
41
Questão 04
(UFRJ) A obtenção do salicilato de metila em laboratório pode ser feita conforme a seguinte equação:
ácido salicílico + CH3OH
catalisador
.salicilato de metila + H2O
No intuito de se obter uma alta conversão do ácido salicílico ao salicilato de metila, realiza-se a reação
utilizando-se o metanol como solvente. Baseado na equação de equilíbrio da reação apresentada justifique
este procedimento.
Questão 05
(PUC-RJ) Na crise energética, a produção de gás natural (metano) tem sido bastante incentivada. Além de
combustível, o metano tem outras aplicações industriais, entre elas, a produção de hidrogênio com base na
seguinte reação:
CH4(g) + H2O(g)
CO(g) + 3 H2(g)
Hº = +216,9 kJ/mol
a) A reação absorve ou desprende calor? Justifique.
b) Escreva a equação que representa a constante de equilíbrio para essa reação.
c) Em que direção a reação se deslocará se, após o equilíbrio estabelecido, ocorrer uma falha de processo
e a pressão de H2O(g) diminuir? Justifique sua resposta.
Questão 06
(Unesp-SP) Considere os dois sistemas, 1 e 2, observados por iguais períodos de tempos, em que as
partes aquosas estão em equilíbrio com o ar e com o CO2, respectivamente, à temperatura ambiente.
São dados os equilíbrios:
2
Caaq
CaCO3(s)
CO2(g)
2–
CO3(aq)
CO2(aq) + calor
2
–
+ 2 HCO3(aq)
Ca(aq)
CaCO3(s) + CO2(aq) + H2O(l)
a) Explique o motivo pelo qual a solubilização do carbonato de cálcio no sistema 1 é consideravelmente
menor do que no sistema 2.
b) Explique por que, se o sistema 2 fosse resfriado, a quantidade de CaCO 3 dissolvida seria maior do que
se o sistema fosse mantido à temperatura ambiente.
Questão 07
(Fuvest-SP) Cobalto pode ser obtido a partir de seu óxido, por redução com hidrogênio ou com monóxido de
carbono. São dadas as equações representativas dos equilíbrios e suas respectivas constantes a 550 ºC.
I. CoO(s) + H2(g)
Co(s) + H2O(g)
K1 = 67
II. CoO(s) + CO(g)
Co(s) + CO2(g)
K2 = 490
42
a) Mostre como se pode obter a constante (K3) do equilíbrio representado por
CO(g) + H2O(g)
CO2(g) + H2(g)
a 550°C, a partir das constantes dos equilíbrios I e II.
b) Um dos processos industriais de obtenção de hidrogênio está representado no item a. A 550 °C, a
reação, no sentido da formação de hidrogênio, é exotérmica. Para este processo, discuta a influência de
cada um dos seguintes fatores:
- aumento de temperatura;
- uso de catalisador;
- variação da pressão.
Questão 08
(UFRJ) O gráfico ao lado representa alterações na concentração das
espécies N2, H2 e NH3 que estão em equilíbrio no instante t0, sob pressão
e temperatura constante. Analise o gráfico e responda:
a) Que substância foi adicionada ao sistema em t1?
b) Que variação sofre a constante de equilíbrio Kc, quando variam as
concentrações em t2?
c) Como variam as concentrações de N2 e H2 em t3?
d) Como variam as concentrações de NH3 e de H2 em t4, quando N2
é retirado?
Questão 09
(UFMG) Um recipiente de 1 L contém 1 mol de COCl2 em equilíbrio com 1 mol de CO e 0,25 mol de Cl2,
conforme a equação:
COCl2(g)  CO(g) + Cl2(g) Kc = 0,25
a) Dobrando-se o número de moléculas de cada um dos três gases, o sistema não continuará em
equilíbrio. Justifique esse fato.
b) Se o recipiente contiver 2 mol de CO(g) e 0,5 mol de Cl2(g), calcule quantos mols de COCl2(g) deverá
haver no recipiente para que o sistema esteja em equilíbrio.
Questão 10
(Fuvest-SP) A obtenção de SO3(g) pode ser representada pela seguinte equação:
SO2(g) + 1/2 O2(g) + catalisador  SO3(g)
A formação do SO3(g), por ser exotérmica, é favorecida a baixas temperaturas (temperatura ambiente).
Entretanto, na prática, a obtenção do SO3(g), a partir do SO2(g) e O2(g), é realizada a altas
temperaturas (420 ºC). Justifique essa aparente contradição.
Questão 11
(EEM-SP) A pressão de um sistema gasoso constituído por CO 2, O2 e CO, em equilíbrio:
2CO(g) + O2(g)  2 CO2(g)
É de 2 atm, em uma dada temperatura. Sabendo que, no sistema em questão, há 30% de CO2 e 20% de
O2, em volume, calcule:
a) A pressão parcial de CO.
b) A constante de equilíbrio do sistema considerado, em termos de pressão.
Questão 12
(Faap-SP) Em um recipiente indeformável de 10 L são colocados 46 g de N 2O4(g). O sistema é aquecido
até 27 ºC, ocorrendo a reação representada pela equação N 2O4(g)  2 NO2 (g). Sabendo que, a essa
temperatura, o grau de dissociação do N 2O4(g) é igual a 20%, calcule a pressão parcial de N2O4 (g) no
sistema. (Massas atômicas: N = 14; O = 16.)
43
Questão 13
(Fuvest-SP) Considere os seguintes dados referentes às reações químicas representadas por:
1. A
B; velocidade da reação = v ;
2. B
A; velocidade da reação = v ;
1
2
Em cada instante v = k [A] e v = k [B], sendo que k e k2 são constantes.
1
1
2
2
1
a) A partir dessas informações explique como se obtém a expressão da constante de equilíbrio de A
B.
b) Qual o valor dessa constante de equilíbrio se k = 10 k1?
2
Questão 14
Verifica-se que, a 200ºC, o equilíbrio PCl (q)
5
PCl (q) + Cl (q), apresenta grau de dissociação igual
3
2
a 80%. Sabendo que a pressão total é igual a 4 atm, determine o valor de kp.
Questão 15
Dada as reações que estão em equilíbrio numa temperatura ―T‖.
1
I. 3H2(g) N2(g)
2NH3(g) K1
2
II.
NH4Cl (s)
III. 2N2(g)
2NH3(g)
8 H2(g)
2Cl 2(g)
HCl K 2
2
4NH4Cl (s) K3
4
Se em um recipiente de volume igual a um litro e numa temperatura ―T‖ adicionar-mos 2 mols de H ,
2
2mols de Cl2 e 8 mols de HCl. Podemos afirmar que as concentrações molares de cada componente
da reação H2(g) Cl 2(g)
2 HCl (g) no equilíbrio, será:
GABARITO
1. Qc
CO2 · H2
CO · H2O
3·3
=9
1·1
Como Qc Kc =4 , a reação deve caminhar para esquerda para atingir o equilíbrio.
CO + H2O  CO2 + H2
Início
1 mol/L
1 mol/L
3 mol/L

+x
+x
–x
Equilíbrio
(1 + x) mol/L
(1 + x) mol/L
(3 – x) mol/L
Logo:
(3 – x) (3 - x)
4
(1+ x) (1+ x)
(3 – x)
2
(1+ x)
3 mol/L
–x
(3 – x) mol/L
x 0,33mol / L
Respostas:
[CO] = [H2O] = 1,33 mol/L
[CO2] = [H2O] = 2,67 mol/L
2.
a)
Início

Equilíbrio
0
+x
x mol
vL
Ac. Acético + etanol  acetato de etila + água
0
2 mol
+x
–x
(2 – x) mol
x mol
vL
vL
44
2 mol
–x
(2 – x) mol
vL
Simplificando os volumes: 4
b) kc
acetato de etila
Ác.acéticos
água
e tanol
2– x
2– x
x x
x 0,67mol
, ―simplificando os volumes‖ 4
Ác.acético
0,9 0,9
Ác.acético
0,1
2,025mol / L
3.
a) CO(g) + 2H2(g)  CH3OH(g)
K
CH OH
3
C
2
CO
H
2
b) Pressões elevadas deslocam o equilíbrio no sentido de ―menor volume‖, ou seja, para a produção de
CH3OH.
4. Um aumento na concentração de metanol desloca o equilíbrio para direita, no sentido da produção de
salicilato de metila (reação direta).
5.
a) A reação direta absorve CAbr, pois H > 0.
CO H 3
2
b) K
C
CH
H O
4
2
c) A diminuição na pressão parcial da H 2O(g) faz com que o equilíbrio se desloque no sentido inverso, ou
seja, para esquerda, no sentido da formação de H2O e CH4.
6.
a) O CO2(g), em contato com a H2O, produz CO2(aq) que desloca o equilíbrio ―3‖, no sentido de dissolver o
CaCO3(n) (para direita), aumentando a solubilização.
b) Ao diminuir a temperatura o CO2(g) se transforma em CO2(aq). Aumentando a concentração do CO2(aq),
desloca-se o equilíbrio ―3‖, no sentido de dissolver o CaCO3.
7.
a) Invertendo a equação ―I‖ e somando com a equação ―II‖, chega-se a equação ―III‖.
1
1
K
K
K
490
K 7,31
3 K
2
3
3
67
1
b) O aumento da temperatura desloca o equilíbrio no sentido inverso (para esquerda).
O catalisador não desloca o equilíbrio.
Este equilíbrio não sofre influencia da pressão.
8.
a) N2
b) A constante ―Kc‖ só varia com a temperatura, portanto, pela adição de ―H 2‖, ―Kc‖ não varia.
c) As concentrações de ―N2‖ e ―H2‖ aumentam.
d) A concentração de ―H2‖ aumenta e a de ―NH3‖ diminui.
9.
CO
a) Qc
C
COC
2
2
2 0,5
2
0,5
Kc
0,25
45
CO
b) K c
C
COC
2
0,25
2
2 0,5
x
x
0,25mol / L
10. Uma reação exotérmica é favorecida pela diminuição de temperatura, ou seja, o rendimento é
aumentado pela diminuição da temperatura. Se o processo é realizado em altas temperaturas, é porque não
existe a preocupação com o rendimento do processo. A preocupação, então, deve ser apenas com a
velocidade da reação. Quando a temperatura é elevada, a velocidade da reação aumenta, independente se
a reação é exotérmica ou endotérmica.
11.
a) 50% em volume é de CO, logo, 50% da pressão é de CO, o que corresponde a pCO = 1ATM.
30% de CO
pCO
0,6 ATM
2
2
b) ptotal – 2ATM 20% de O
pO
0,4 ATM
2
2
50% de CO
pCO 1ATM
Kp
2
pCO
2
2
pCO pO
2
0,6
2
1 0,4
2
46g
12. n
N2O4 92g / mol
0,9atm 1
0,5mol
N2O4  2NO2
0,5 mol
0
– 0,1 mol
+0,2 mol
0,4 mol
0,2 mol
Início

Equilíbrio
p
v
N2O4
p
N2O4
p
N2O4
n
R T
N2O4
10
0,4 0,082 300
0,984 atm
13.
a)
V1 = V2
K1 [A] = K2 [B]
K
B
1
Kc
K
A
2
b) Kc
K
1
K
2
K
1
10K
1
1
10
0,1
14.
PC
Início

Equilíbrio
Total=
ptotal=
x mol
–0,8x mol
0,2x mol
46
5
 PC 3 + C
0
+0,8x mol
0,8x mol
1,8x mol
4atm
2
0
+0,8x mol
0,8x mol
4 atm — 1,8x mol
pPC 5 — 0,2 mol
pPC 5 = 0,44 atm
4 atm — 1,8x mol
pPC 3 — 0,8x mol
pPC 3 = 1,78 atm
a pPC
3
= pPC
2
pPC
pPC
3
2
pPC
5
Logo: Kp
1,78 1,78
0,44
7,2atm
15. Inventem a equação ―I‖.
Multiplicar a equação ―II‖ por 2.
Dividir a equação ―III‖ por 2.
Logo:
2NH3
N2
3H2
2NH4 C
N2
2NH3
4H2
H2
K1
K2
C
C
1
2
2
K3 4
2HC
2NH4 C
2HC
2
K '1
2
K '2
22
K '3
4
4
2
Kc = K’1 . K’2 . K’3
Kc = 2 . 4 . 2 = 16
Logo: Qc
HC
H2
2
C
8
2
2
2
2
16
Kc
Como já está em equilíbrio, temos:
H2
C
2mol / L
2
HC
2mol / L
8mol / L
EQUILÍBRIO DE ÁCIDO E BASE
Questão 01
(UFF) Uma solução de ácido acético 0,050 mol/L apresenta um grau de dissociação (α) 0,4% à temperatura
de 25ºC. Para esta solução, à temperatura mencionada, calcule:
a) O valor da constante de equilíbrio;
b) A concentração do íon acetato;
c) Cacule a constante de ionização de um ácido monoprótico 0,05mol/L que está 20% ionizado.
Questão 02
Ao se dissolver 0,1 mol de ácido acético (massa molar igual a 60 g/mol) em água suficiente para completar
1 litro de solução, constata-se que 0,06 grama do ácido acético se ioniza.
a) Qual o grau de ionização do ácido nessas condições?
b) Qual o valor da constante de ionização do ácido nessas condições?
c) Qual seria o grau de ionização se o ácido tivesse concentração igual a 0,001mol/L?
47
Questão 03
(FAAP-SP) Calcule a constante de ionização do ácido nitroso HNO 2(aq), à temperatura de 25 ºC, sabendo
que, numa solução aquosa de concentração de 0,02mol/L a essa temperatura, a porcentagem de moléculas
do ácido que se encontram ionizadas é igual a 15%.
Questão 04
(Fuvest-SP) No vinagre ocorre o seguinte equilíbrio:
–
H3C — COO (aq)
+ H3O (aq)
H3C — COOH(l) + H2O(l)
Que efeito provoca nesse equilíbrio a adição de uma substância básica? Justifique sua resposta.
Questão 05
Uma solução aquosa de Amônia. NH3(aq), apresenta concentração em quantidade de matéria igual a 0,1
mol/L. sabendo-se que a constante de dissociação da substância na temperatura em que foi feito a
experiência é 2,0 · 10–5, calcule a concentração de íons oxidrila OH 1– na solução. Qual o pH?
(aq)
Dado: log2 = 0,3 e log3 = 0,48
Questão 06
Calcule a concentração em quantidade de matéria de ácido sulfídrico H 2S(aq), em uma solução, sabendose que nessa solução o ácido apresenta grua de ionização igual a 0,01% e que a constante de ionização na
mesma temperatura, é 7,2 · 10–10. Calcule a [S2-] nessa solução, sabendo que Ka2(HS1-) = 2 · 10-13mol/L.
Questão 07
(VunespSP) 80,0 mL de uma solução aquosa de hidróxido de potássio de concentração 0,250 mol/L, são
parcialmente neutralizados por 20,0 mL, de uma solução de ácido nítrico de concentração 0,500 mol/L.
a) Escreva a equação química da reação de neutralização.
b) Calcule o pH da solução após a adição do ácido.
c) Qual seria o pH se adicionássemos 40mL de solução de ácido nítrico 0,5mol/L na solução inicial de
hidróxido de potássio?
Questão 08
(UEGO) A concentração hidrogeniônica de uma solução constitui um critério para determinar a acidez, a
basicidade ou a neutralidade do meio. Uma solução é ácida quando a concentração hidrogeniônica é
superior a 10–7 e, consequentemente, a concentração de OH– é inferior a 10–7, de maneira que o produto
das duas concentrações permanece constante, ou seja, 10-14 a 25 ºC.
Considere as quatro soluções aquosas abaixo todas de concentração 0,01 M.
Faça o que se pede:
a) Usando a numeração dos frascos, coloque as quatro soluções em ordem crescente de pH.
b) Estando o soluto da solução 1 totalmente dissociado, calcule o pH dessa solução.
c) Qual solução, frasco 1 ou frasco 4, contendo o mesmo volume, é capaz de neutralizar maior quantidade
de ácido?
d) Supondo duas soluções de mesmo pH, uma de HCl e outra de HCN, em qual delas foi dissolvido maior
quantidade de ácido para um mesmo volume? Qual delas é capaz de neutralizar maior quantidade
de base?
48
Questão 9
(Unicap-PE) Julgue falsa ou verdadeira e justifique cada uma das seguintes afirmações:
I. Quando a Keq > 1, significa que, no equilíbrio, a concentração dos reagentes é maior que a
dos produtos.
II. Sempre um meio neutro apresentará pH = 7.
III. Só poderemos transformar um meio neutro em alcalino, se adicionarmos uma base ao mesmo (meio).
IV. O valor da Keq é alterado com a variação da temperatura.
V. Se o pH de uma solução neutra é – 1 log n, poderemos afirmar que a [OH –] =
2
n.
Questão 10
(UERJ) A amônia ainda é um gás incolor de odor intenso. Quando dissolvida em água, recebe o nome de
hidróxido de amônio.
a) Calcule o pH da solução de hidróxido de amônio 0,05 mol · L–1, nas condições ambientes.
Considere, em seu cálculo, o valor da constante de ionização da amônia igual a 2,0 · 10–5 e despreze a
auto-ionização da água.
b) Escreva o nome da forma geométrica da molécula da amônia e classifique o tipo de ligação
interatômica nela presente, a partir da diferença de eletronegatividade.
Questão 11
(PSS-UFAL) Considere soluções aquosas diluídas, obtidas pelo borbulhamento, em água, de:
− dióxido de carbono ............... solução A;
− dióxido de enxofre ...............
solução B;
− amónia............... .................
solução C;
− cloreto de hidrogênio ..........
solução D.
a)
b)
Escreva as equações químicas que representam as reações que ocorrem com cada um desses gases
na água.
Indique as soluções aquosas que, a 25°C, têm pH < 7 e as que têm pH > 7.
Questão 12
(UFCE) O ácido lático (CH3CHOHCO2H) é produzido no corpo humano, como parte normal do
metabolismo, e sua remoção se dá através do fígado, o qual é, também, responsável pelo metabolismo do
álcool etílico. Se o indivíduo ingere bebida alcoólica em demasia, o metabolismo do ácido lático pode não
ser eficiente, acarretando o acúmulo desta substância no organismo, originando a sensação de fadiga, que
contribui para as indesejadas sensações de embriaguez e "ressaca".
a) Sendo o ácido lático um ácido monoprótico, isto é, apresenta somente um hidrogênio ionizável, escreva
a equação que representa o equilíbrio de dissociação deste ácido em água.
b) Se uma solução aquosa de ácido lático 0,10 mol · L–1 apresenta valor de pH = 2,00, qual a
concentração de íons H3O+ nesta solução?
Questão 13
o
Qual o pH de uma solução aquosa de HCl 10-8 mol/L a 25 C?
Questão 14
Calcule o pH de uma solução de H2SO4(aq) 0,010 M a 25 ºC. Considere que Ka =
1
K a2 = 1,2 · 10–2. (consulte uma tabela de logaritmos)
GABARITO
1.
a) 8 · 10–7 mol/L
b) 2 · 10–4 mol/L
c) 2,5 · 10–3 mol/L
2.
a) 0,1 %
b) 10–7 mol/L
c) 1%
3. Ka = 3,5 · 10–3 mol/L
49
(muito grande) e,
4. A adição de base neutralizada parte do ― H3O+ ‖, fazendo com que o equilíbrio seja deslocado para a
direita no sentido de repor ― H3O+ ‖, com isso haverá gasto da espécie ―H3C — COOH‖ e formação da
espécie ―H3C — COO– ‖.
5. [OH–] = 1,4 · 10–3 mol/L e pH = 11,15
6. M = 7,2 · 10–2 mol/L de H2S e [S2–] = 2 · 10–13 mol/L
7.
a) KOH(aq) + HNO3(aq)
KNO3(aq) + H2O(l)
b) pH = 13
c) pH = 7
8.
a) ordem crescente de pH:
HCl < CH3 — COOH < NH4OH < KOH
Ácido
Ácido
Base
Base
Forte
fraco
fraca
forte
b) pH = 12
c) A neutralidade não depende da força da base e sim do número de mols da mesma na solução. Como
possuem mesmo números de mols, neutralizam a mesma quantidade de ácido.
d) Para que o HCN(aq) possua um pH igual ao do HCl(aq), deve-se dissolver uma quantidade muito maior de
HCN para um determinado volume de solução.
Logo:
Número de mols de HCN > número de mols de HCl
para que atinjam o mesmo pH
Se existe maior quantidade de HCN, esta solução conseguirá neutralizar uma maior quantidade de
base que a solução de HCl.
9.
I. Falso. Keq
Pr od.
`Reag.
, logo, Keq > 1 indica mais produto e menos reagente.
II. Falso. Apenas a 25 ºC, onde Kw = 10–14.
III. Falso. Pode-se adicionar um óxido das famílias 1A e 2A que darão origem a bases ou adicionar um
sal derivado de base forte / ácido fraco, que sofrerá hidrólise deixando o meio básico.
IV. Verdadeiro. Somente a ―T‖ altera o valor de ―Keq‖.
1
V. Se a solução é neutra, pH = pOH = – log n = – log(OH–).
2
Resolvendo, temos
1
– log n – log OH–
2
1
log n 2
n
log OH–
OH–
verdadeiro
10.
a) pH = 11
b) Geometria trigonal piramidal, com ângulos de 107º, arranjo tetraédrico (sp 3) e pode fazer ligações
de hidrogênio.
50
11.
a) CO2(g) + H2O(l)
–
H(aq) + HCO3(aq)
H2CO3(aq) ou CO2(g) + H2O(l)
SO2(g) + H2O(l)
–
H(aq) + HCO3(aq)
H2CO3(aq) ou SO2(g) + H2O(l)
NH3(g) + H2O(l)
NH4OH(aq) ou NH3(g) + H2O(l)
HCl(g) + H2O(l)
–
H3O(aq) + Cl (aq)
–
NH4 + OH(aq)
b) pH < 7 : soluções ―A‖ , ―B‖ e ―D‖
pH > 7 : solução ―C‖
12.
a)
b) [H+] = [H3O+] = 10–2 mol/L
13. pH = 6,96
HIDRÓLISE SALINA
Questão 01
(Unesp) Leia o seguinte trecho de um diálogo entre Dona Benta e seus netos, extraído de um dos
memoráveis livros de Monteiro Lobato, "Serões de Dona Benta":
"- ... Toda matéria ácida tem a propriedade de tornar vermelho o papel de tornassol.
- ... A matéria básica não tem gosto ácido e nunca faz o papel de tornassol ficar vermelho...
- E os sais?
- Os sais são o produto da combinação dum ácido com uma base. ...
- E de que cor os sais deixam o tornassol?
- Sempre da mesma cor. Não têm nenhum efeito sobre ele. ..."
a)
Explique como o papel de tornassol fica vermelho em meio ácido, sabendo que o equilíbrio para o
indicador impregnado no papel pode ser representado como:
HIn
(vermelho)
b)
H+ + ln(azul)
Identifique uma parte do diálogo em que há um conceito químico errado. Justifique sua resposta.
Questão 02
(Unesp) Para evitar o crescimento de algas e bactérias, costuma-se adicionar desinfetantes na água de
piscinas. Dentre eles, o hipoclorito de cálcio é muito utilizado. A dissolução do hipoclorito na água é
acompanhada da reação representada pela equação:
Ca (OCℓ)2 (s) + 2 H2O (ℓ)
2 HOCℓ (aq) + Ca (OH)2 (aq)
Sabe-se ainda que a semi-reação
HOCℓ (aq) + H+ (aq) + 2e–
Cℓ- (aq) + H2O (ℓ)
é a responsável pelo efeito desinfetante do HOCℓ.
a) Qual é o efeito do uso contínuo de Ca(OCℓ)2 sobre o pH da água de uma piscina submetida a este
tratamento? Justifique.
b) O tratamento desta piscina deve incluir, portanto, o ajuste ocasional do pH para próximo de 7,4, a fim de
evitar irritações nos olhos, peles e ouvidos. Responda, usando uma equação química, se o ajuste de pH
deve ser feito pela adição de ácido clorídrico (HCℓ) ou de carbonato de sódio (Na 2CO3) na água
desta piscina.
51
Questão 03
(Unifesp) Em princípio, a fluorita (CaF2) poderia ser usada na fluoretação da água, pois sua solução
saturada apresenta uma concentração de íons fluoreto superior a 1mg/L (1ppm), que é a concentração
recomendada na água de consumo. A fluorita não é usada para a fluoretação, pois a sua solubilização é
lenta e difícil de ser conseguida. No entanto, sua solubilidade aumenta quando se adicionam sais de
alumínio à água.
a) Mostre que a concentração de F- numa solução saturada de CaF2 é superior a 1 ppm.
Dados:
KpS do CaF2 a 25°C = 3,2 · 10-11.
Massa molar do F = 19g/mol.
b)
Explique, usando apenas equações químicas representativas, por que a solubilidade aumenta com a
adição de sais de alumínio, sabendo-se que o Aℓ3+ hidrolisa e que o HF é um ácido fraco.
Questão 04
(UFRN) Um experimento simples, sempre presente em feiras de ciências, demonstra a condutividade
elétrica das soluções. A figura a seguir mostra que o circuito elétrico
se fecha quando os eletrodos são postos em contato com material
condutor. Estando esses eletrodos imersos numa solução, a
lâmpada brilha com intensidade proporcional à passagem da
corrente. Portanto, quanto maior a concentração de íons livres na
solução testada, maior a condutividade elétrica e também a
luminosidade da lâmpada.
Com o objetivo de apresentar esse experimento numa feira de
ciências, um estudante preparou quatro soluções aquosas, cada
uma
com
um
dos
solutos
a
seguir,
diluídos
na
mesma concentração:
I. Ácido acético (CH3COOH) – Ka = 1,8 · 10-5
II. Ácido cloroso (HCℓO2) – Ka = 1,1 · 10-2
III. Fenol (C6H5OH) – Ka = 1,3 · 10-10
IV. Hidróxido de amônio (NH4OH) – Kb = 1,8 · 10-5
Tendo em vista as propriedades dessas soluções,
a) Indicar, justificando, quais soluções apresentam, respectivamente, a maior e a menor
condutividade elétrica;
b) Explicar o que acontece com a luminosidade da lâmpada, quando se adiciona água destilada à solução
IV (hidróxido de amônio);
c) Explicar, considerando o estado de equilíbrio, o que acontece com a luminosidade da lâmpada quando
a solução de ácido acético (resultante de uma ionização endotérmica) é aquecida.
Questão 05
(UFES) Complete as equações abaixo e classifique as soluções resultantes como ácida, básica ou neutra.
Justifique sua resposta.
a)
NaCℓ (s) + H2O
b)
H3CCOONa (s) + H2O
c)
NH4Cℓ (s) + H2O
d)
Na (s) + H2O
Questão 06
(Unesp) Numa estação de tratamento de água, uma das etapas do processo tem por finalidade remover
parte do material em suspensão e pode ser descrita como adição de sulfato de alumínio e de cal, seguida
de repouso para a decantação.
a) Quando o sulfato de alumínio - Aℓ2(SO4)3 - é dissolvido em água, forma-se um precipitado branco
gelatinoso, constituído por hidróxido de alumínio. Escreva a equação balanceada que representa
esta reação.
b) Por que é adicionada cal - CaO - neste processo? Explique, usando equações químicas.
52
Questão 07
(UfC) Dadas três soluções aquosas a 25 °C: NaCℓ (solução I), NaF (solução II) e NH4Cℓ (solução III).
a) Apresente a ordem crescente de acidez para estas três soluções.
b) Justifique sua resposta para o item a através do uso de equações químicas.
Questão 08
(Unesp) Durante a produção de cachaça em alambiques de cobre, é formada uma substância esverdeada
nas paredes, chamada de azinhavre [CuCO 3 · Cu(OH)2], resultante da oxidação desse metal. Para limpeza
do sistema, é colocada uma solução aquosa de caldo de limão que, por sua natureza ácida, contribui para a
decomposição do azinhavre.
a) Escreva a equação química para a reação do azinhavre com um ácido fraco, HA, em solução aquosa.
b) Considerando soluções aquosas de carbonato de sódio, de cloreto de sódio e de hidróxido de sódio,
alguma delas teria o mesmo efeito sobre o azinhavre? Por quê?
Questão 09
(Ufc 2008) Considere o equilíbrio químico que se estabelece a partir de uma solução de acetato de sódio
0,1 mol.L-1 em meio aquoso, sabendo que o seu grau de hidrólise é 0,1 %.
a) Preencha corretamente a tabela a seguir com as concentrações em mol · L-1 de CH3COO–, CH3COOH
e OH–. Considere constante a concentração de H2O.
b) Qual é o valor da constante de hidrólise para a solução de acetato de sódio 0,1 mol · L–1 na condição
de equilíbrio?
Questão 10
Em um recipiente que contém 50,00 mL de uma solução aquosa 0,100 mol/L em HCN foram adicionados
8,00 mL de uma solução aquosa 0,100 mol/L em NaOH. Dado: Ka (HCN) = 6,2 · 10-10.
a) Calcule a concentração de íons H+ da solução resultante, deixando claros os cálculos efetuados e as
hipóteses simplificadoras.
b) Escreva a equação química que representa a reação de hidrólise dos íons CN-.
Questão 11
(UFMG) A amônia é um insumo para a indústria química.
a) ESCREVA a equação química balanceada que representa o sistema em equilíbrio resultante da reação
do íon amônio, NH 4 (aq), com água, que forma amônia aquosa, NH3(aq).
b) ESCREVA a expressão da constante de equilíbrio, K, da reação indicada no item "a", em função das
concentrações das espécies nela envolvidas.
c) O valor da constante de equilíbrio, K, expressa no item "b", é igual a 1 · 10-9.
CALCULE o valor do pH em que a concentração de NH 4 e a de NH3, em uma solução aquosa de
cloreto de amônio, NH4Cℓ, são iguais. (Deixe seus cálculos registrados, explicitando, assim,
seu raciocínio.)
d) Compare o valor da constante de equilíbrio, K, calculada no item "c", com o da constante de equilíbrio,
Kw, da reação 2H2O(ℓ)
H3O+(aq) + OH-(aq) ; Kw = 1 · 10-14.
Responda se uma solução aquosa de NH4Cℓ é ácida, neutra ou básica. JUSTIFIQUE sua resposta.
Questão 12
Sabendo que a constante de dissociação do hidróxido de amônio e a do ácido cianídrico em água são,
respectivamente, Kb =1,76 · 10-5 (pKb = 4,75) e Ka = 6,20 · 10-10 (pKa = 9,21), determine a constante de
hidrólise e o valor do pH de uma solução aquosa 0,1 mol L-1 de cianeto de amônio.
53
Questão 13
(Uepg 2011) Considere os seguintes sais: NH 4Br, CH3COONa, Na2CO3, K2SO4 e NaCN, cujas soluções
aquosas de mesma concentração têm diferentes valores de pH. No que se refere a essas soluções,
assinale o que for correto.
01) A solução de K2SO4 é neutra, pois não apresenta hidrólise.
02) A reação de hidrólise do CH3COONa é a seguinte:
CH3COO-(aq) + H2O (l)
CH3COOH (aq) + OH- (aq)
04) A ordem crescente de pH das soluções de NH4Br, K2SO4 e NaCN é, pH NH4Br < pH K2SO4 <
pH NaCN.
Na
CN
08) A constante de hidrólise para o NaCN pode ser escrita da seguinte maneira k h
NaCN
16) A solução de Na2CO3 é ácida, pois um dos produtos da hidrólise é o H2CO3.
TEXTO PARA A PRÓXIMA QUESTÃO:
Vestibular, tempo de tensões, de alegrias, de surpresas... Naná e Chuá formam um casal de
namorados. Eles estão prestando o Vestibular da Unicamp 2001. Já passaram pela primeira fase e agora se
preparam para a etapa seguinte. Hoje resolveram rever a matéria de Química. Arrumaram o material sobre
a mesa da sala e iniciaram o estudo:
- Será que estamos preparados para esta prova? - pergunta Naná.
- Acho que sim! - responde Chuá. - O fato de já sabermos que Química não se resume à regra de
três e à decoração de fórmulas nos dá uma certa tranquilidade.
- Em grande parte graças à nossa professora - observa Naná.
- Bem, vamos ao estudo!
Questão 14
(Unicamp) Naná responde prontamente; afinal a danada é craque em Química. Veja só o experimento e as
perguntas que ela propõe a Chuá:
- Quando em solução aquosa, o cátion amônio, NH 4 , dependendo do pH, pode originar cheiro de
amônia, em intensidades diferentes. Imagine três tubos de ensaio, numerados de 1 a 3, contendo, cada um,
porções iguais de uma mesma solução de NH 4Cℓ. Adiciona-se, no tubo 1 uma dada quantidade de
NaCH3COO e agita-se para que se dissolva totalmente. No tubo 2, coloca-se a mesma quantidade em
moles de Na2CO3 e também se agita até a dissolução. Da mesma forma se procede no tubo 3, com a
adição de NaHCO3. A hidrólise dos ânions considerados pode ser representada pela seguinte equação:
Os valores das constantes das bases Kb para acetato, carbonato e bicarbonato são, na sequência:
5,6 · 10-10, 5,6 · 10-4 e 2,4 · 10-8. A constante Kb da amônia é 1,8 · 10-5.
a)
Escreva a equação que representa a liberação de amônia a partir de uma solução aquosa que contém
íons amônio.
b) Em qual dos tubos de ensaio se percebe cheiro mais forte de amônia? Justifique.
c) O pH da solução de cloreto de amônio é maior; menor ou igual a 7,0? Justifique usando
equações químicas.
GABARITO
Resposta da questão 1:
a) Considere o equilíbrio:
HIn
(vermelho)
H+ + ln
(azul)
Em meio ácido há excesso de íons H+, o equilíbrio é deslocado no sentido de formação de HIn, portanto o
papel apresentará uma cor vermelha.
54
b) No diálogo a parte em que há um conceito de química errado:
" - E de que cor os sais deixam o tornassol?
- Sempre da mesma cor. Não têm nenhum efeito sobre ele. ..."
Há um erro, pois, há sais de caráter ácido, neutro e básico, isto é, um sal de caráter ácido, quando
dissolvido em água, torna o meio ácido e, portanto, o papel de tornassol teria a cor vermelha. Um sal de
caráter básico deixaria o papel de tornassol com uma cor azul.
Resposta da questão 2:
a) O uso contínuo de Ca(OCℓ)2 sobre o pH da água de uma piscina causa:
- Hidrólise do sal.
Esse processo aumenta o pH, já que o meio tende a ficar básico devido a hidrólise do ClO que produz OH .
- A ação oxidante do ácido hipocloroso.
+
A semi-reação fornecida indica que a ação oxidante do HCℓO também causa aumento do pH, pois consome H .
-
HCℓO + H+ + 2e
Cℓ + H2O
A ação oxidante do HCℓO também pode ser representada pela equação:
–
HCℓO + 2e–
Cℓ + OH
–
b) O ajuste de pH deve ser feito pela adição de ácido clorídrico (HCℓ):
–
HCℓ(aq)
H+(aq) + Cℓ (aq)
-
H+(aq) + OH (aq)
H2O(ℓ)
Resposta da questão 3:
2
Ca+ (aq) + 2 F · (aq)
a) CaF2(s)
x mol/L
x mol/L
2
2 · mol/L
2
KpS = [Ca +] · [F ]
2
3,2 .· 10 11 = x · (2 x)
-4
x = 2,0 · 10 mol/L
-4
-
4
[F ] = 2 · 2,0 · 10 = 4,0 · 10- mol/L
19 g _____________1 mol de F
-
4
x g _____________4,0 . 10 mol de F
-
3
x = 7,6 · 10 g
-
Portanto a concentração de F numa solução saturada de CaF2 é superior a 1 ppm.
b) O íon alumínio sofre hidrólise:
3
2
Al + + H2O  Al(OH) + + H+
+
-
O H formado se combina com o F do equilíbrio de solubilidade para formar um ácido fraco (HF),
deslocando o equilíbrio para direita e aumentando a solubilidade de CaF2(s).
Obs.: Na verdade sabemos que o HF é um ácido moderado, mas estamos respeitando o enunciado.
Resposta da questão 4:
a) quanto maior o Ka , maior o grau de ionização do ácido. O mesmo vale para o Kb em relação ao grau de
dissociação das bases.
Então:
maior condutividade
HCℓO2
menor condutividade
C6H5OH
55
b)
A adição de água, espécie péssima condutora, provoca uma diminuição na quantidade de íons livres em
solução aquosa, em relação ao total de partículas de soluto e solvente na solução, diminuindo a
condutibilidade e a luminosidade da lâmpada.
–
c) CH3COOH + H2O  H3O+ + CH3COO ∆H > 0
A reação endotérmica é favorecida com o aumento da temperatura. Portanto, o aquecimento da solução de
ácido acético aumenta o grau de ionização e, consequentemente, aumenta a luminosidade.
Resposta da questão 5:
–
a) NaCℓ(s) + H2O(l) Na+(aq)+Cℓ (aq); não é uma reação química. Ocorre apenas a dissociação do sal.
A solução final é neutra, pois não ocorre hidrólise.
b) H3CCOONa(s)+H2O
–
+
H3CCOOH(aq)+Na (aq) + OH (aq), ou ainda:
CH 3– COO (aq) + H2O(l)  CH3 – COOH(aq) + OH (aq); que deixa a solução básica.
–
–
c) NH4Cℓ(s)+H2O(l)
+
-
NH4OH + H + Cl (aq), ou ainda:
+
NH 4 (aq) + H2O(l)  NH4OH(aq) + H (aq), que deixa a solução ácida.
d) Na(s)+H2O(l)
Na+(aq)+OH (aq)+1/2H2(g), o OH- deixa a solução básica.
Resposta da questão 6:
a) hidrólise do Aℓ2(SO4)3:
Aℓ2(SO4)3+6HOH
2Aℓ(OH)3↓+6H++3SO 2–
4
b) A cal é um óxido de caráter básico e, portanto, reage com água produzindo Ca(OH) 2:
CaO + H2O
Ca(OH)2
O hidróxido de cálcio formado, eleva o pH, pois neutraliza o H+, fazendo com que o equilíbrio se desloque
para direita, formando mais precipitado de Al(OH)3.
Resposta da questão 7:
a) NaF, NaCℓ, NH4Cℓ
b) NaCℓ(s)
Na+(aq) + Cℓ(aq)
Não ocorrerá hidrólise de nenhum dos íons, portanto, o meio será neutro.
NaF(s)
Na+(aq) + F (aq)
Ocorrerá a hidrólise do íon F:
F (aq) + H2O(ℓ)
HF(aq) + OH (aq)
Portanto, o meio será básico.
NH4Cℓ(s)
NH 4 (aq) + Cℓ(aq)
Ocorrerá a hidrólise do íon NH 4 :
+
NH 4 (aq) + H2O(ℓ)
NH4OH(aq) + H (aq)
Portanto, o meio será ácido.
Resposta da questão 8:
a) A reação do azinhavre com um ácido fraco pode ser representada por:
CuCO3.Cu(OH)2 + 4HA
3H2O+CO2+ 2CuA2
56
b) Uma solução para ter o mesmo efeito de um ácido fraco sobre o azinhavre tem que ter caráter ácido.
Podemos observar que:
Carbonato de sódio:
CO 32– + HOH
sobre o azinhavre.
HCO 3– + OH; a reação forma OH e apresentaria caráter básico, logo não teria efeito
-
Cloreto de sódio: não sofre hidrólise  solução neutra, , logo não teria efeito sobre o azinhavre.
Na+ + OH; a solução apresentaria caráter básico, logo não teria efeito sobre
NaOH + HOH
o azinhavre.
Resposta da questão 9:
a)
7
b) Kh = 1 · 10- mol/L
Resposta da questão 10:
4
-
3
Tampão formado possui [CN ] = 8 · 10- mol e [HCN] = 4,8 · 10- mol. Logo;
HCN  H+ + CNKa = ([H+][ CN-])/[HCN]
Substituindo os valores analisados:
4
10
3
6,2 · 10- = ([H+] x (8 · 10- /V)/ (4,8 · 10- /V)
9
[H+] = 3,72 · 10- = 0,0372 · 10-7 mol/L
Para a água, teremos:
7
[H+](água) = 1,00 · 10- M (25 °C e 1 atm).
[H+](total) = [H+](água) + [H+]
[H+](total) = 1,00 · 10-
7
-7
+ 0,0372 · 10
7
7
[H+](total) = 1,0372 · 10- ≈ 1,04 · 10- mol/L
-
-–
b) A reação de hidrólise dos íons CN é dada por: CN-(aq) + HOH(ℓ) HCN(aq) + OH (aq).
Resposta da questão 11:
a) NH4+(aq)
H+(aq) + NH3(aq).
b) K = ([H+][NH3])/[NH4+].
c) [NH4+] = [NH3] = X
K = ([H+][NH3])/[NH4+] = [H+].X)/X
-9
K = [H+] = 1 · 10
-9
pH = - log10 , então pH = 9.
d) K (item c) > Kw.
+
NH 4 (aq) + H2O(l)  NH4OH(aq) + H (aq)
A solução é ácida devido à presença de H+.
57
Resposta da questão 12:
Hidrólise salina do cianeto de amônio (sal de ácido fraco e base fraca)
[H+] =
Ka.Kw / Kb
-10
+
[H ] = 5,9 · 10
mol/L
pH = 9,23
Resposta da questão 13:
01 + 02 + 04 = 07
Teremos:
A solução de K2SO4 é neutra, pois não apresenta hidrólise.
+
A reação de hidrólise do CH3COO Na é a seguinte:
CH3COO-(aq) + H2O (l)  CH3COOH (aq) + OH- (aq)
A ordem crescente de pH das soluções de NH4Br, K2SO4 e NaCN é, pH NH4Br < pH K2SO4 < pH NaCN.
A constante de hidrólise para o NaCN pode ser escrita da seguinte maneira kh
HCN OH
CN
.
A solução de Na2CO3 não é ácida, pois a hidrólise do CO 32– produz OH .
-
Resposta da questão 14:
a) Observe as equações a seguir:
b) Percebe-se cheiro mais forte de amônia no tubo 2.
A adição de Na2CO3 torna o meio mais básico (maior Kb), o que provoca maior consumo de H+,
deslocando o equilíbrio I para a direita e favorecendo a formação de NH 4OH(aq), que por sua vez se
decompõe produzindo mais amônia (NH3).
c) O cloreto de amônio é um sal de caráter ácido, pois é proveniente de um ácido forte (HCℓ) e uma base
fraca (NH4OH).
Logo a sua hidrólise salina origina uma solução ácida (pH<7):
NH (aq) + H2O(ℓ)  NH4OH (aq) + H+(aq)
4
SOLUÇÃO TAMPÃO
Questão 01
(Unirio) Uma solução-tampão é preparada a partir de 6,4g de NH 4NO3 e 0,10L de solução aquosa
0,080mol/L de NH4OH. Sendo assim, determine:
Dados:(H=1; N=14; O=16)
a) o pH desta solução;
b) o pH após adição de 700ml de água destilada à solução-tampão, justificando com os cálculos.
Dados: Kb = 1,8 · 10-5
Questão 02
Uma solução aquosa foi preparada em um balão volumétrico de capacidade igual a 1 L, adicionando-se
uma massa correspondente a 0,05 mol de dihidrogenofosfato de potássio (KH 2PO4) sólido a 300 mL de
uma solução aquosa de hidróxido de potássio (KOH) 0,1 mol L -1 e completando-se o volume do balão com
água destilada.
Dado eventualmente necessário: pKa = - log Ka = 7,2, em que Ka = constante de dissociação do H 2PO4em água a 25 °C.
a) Escreva a equação química referente à reação que ocorre no balão quando da adição do KH 2PO4 à
solução de KOH.
58
b) Determine o pH da solução aquosa preparada, mostrando os cálculos realizados.
c) O que ocorre com o pH da solução preparada (Aumenta? Diminui? Não altera?) quando a 100 mL desta
solução for adicionado 1 mL de solução aquosa de HCℓ 0,1 mol L-1? Justifique sua resposta.
d) O que ocorre com o pH da solução preparada (Aumenta? Diminui? Não altera?) quando a 100 mL desta
solução for adicionado 1 mL de solução aquosa de KOH 0,1 mol L-1? Justifique sua resposta.
Questão 03
(Ufg) O ácido acetil-salicílico (AAS) é um ácido fraco com a seguinte fórmula estrutural plana:
O AAS é absorvido pelo organismo em sua forma iônica. Essa absorção é dificultada
pelo pH do estômago. Os melhores medicamentos que contém AAS são aqueles
conhecidos como "tamponados", ou seja, a eles são adicionados substâncias, como o
carbonato de magnésio, que alteram o pH.
a) Explique por que a absorção do AAS é dificultada pelo pH do estômago. Justifique
utilizando equações químicas.
b) Explique por que o termo "tamponado" não está adequadamente utilizado para
descrever o medicamento em questão.
Questão 04
(Ufu) Para uma solução estoque preparada por meio da diluição de 0,10 mol de um ácido fraco HA em um
litro de água, a experiência mostrou que o ácido está 1 % dissociado, a 25 °C. Uma porção de 100,0 mL
desta solução estoque foi transferida para um béquer e, a seguir, foi adicionada uma certa quantidade de
cristais do sal solúvel em água, NaA. Sabendo-se que Na é átomo de sódio e que A é a representação
genérica do ânion de um ácido fraco, faça o que se pede.
a) Escreva a constante de dissociação do ácido HA.
b) Comparando a solução estoque com a solução após a adição do sal, a concentração dos íons H 3O+
aumentou, diminuiu ou permaneceu constante? Justifique sua resposta.
c) No béquer, após a adição dos cristais de NaA, foi formada uma solução-tampão. Dê uma definição para
essa solução-tampão e as equações principais dos equilíbrios químicos existentes no béquer.
Questão 05
(UFF) Uma solução tampão pode ser obtida, misturando-se soluções de ácido acético e acetato de sódio, o
que constitui um tampão ácido cujo equilíbrio pode ser representado da seguinte maneira:
H3O+ + CH3COO-
CH3COOH + H2O
Considere que um tampão seja preparado misturando-se volumes iguais de solução de CH3COONa 0,50
mol/L e CH3 – COOH 0,5mol/L.
Sabendo-se que para o ácido em questão Ka = 1,8 · 10-5 e pKa = 4,74, informe:
a) o pH da solução;
b) o pH da solução resultante após adição de pequena quantidade de solução de NaOH 0,010 M;
c) o pH da solução resultante após adição de pequena quantidade de solução de HCℓ 0,010 M;
d) a conclusão que pode ser tirada em relação ao pH de um tampão (a) após adição de pequenas
quantidades de ácido ou base forte.
Questão 06
(Udesc 2009) Dosagens das atividades de enzimas séricas são corriqueiras em um laboratório bioquímico
e fornecem informações importantes sobre o estado de saúde dos animais. As enzimas séricas devem
trabalhar em ambiente tamponado.
a) Defina o que é uma solução tampão. Dê um exemplo de solução tampão.
b) Calcule o pH de uma solução cuja concentração hidrogeniônica é de 4,16 · 10-10 mol/L
(mantissa de 4,16 = 0,61 ou log 4,16 = 0,61).
GABARITO:
Resposta da questão 1:
a) pH = 8,26
b) [SAL] = 6,4/80.0,8 = 0,1 mol/L
[BASE] = 0,08.0,1/ 0,8 = 0,01 mol/L
pH = 14 - 4,74 - log 0,1/0,01
portanto, pH = 9,26 - log10
pH = 8,26
59
Resposta da questão 2:
a) H2PO 4– + OH
HPO 2–
4 + H2O
b) pH = 7,2 - log(2/3)
c) O pH varia pouco devido ao efeito tampão.
-
d) O pH varia pouco devido ao efeito tampão.
Resposta da questão 3:
a) O pH do estômago é baixo por causa da presença do HCℓ, um ácido forte. Assim, o AAS, um ácido fraco,
encontra-se, predominantemente, em sua forma não ionizada devido ao deslocamento de equilíbrio
para esquerda.
b) Porque um tampão é constituído pela associação de um ácido fraco com um de seus sais, na verdade é
constituído por um par conjugado de Bronsted-Lowry. Esses sistemas impedem mudanças bruscas no valor
do pH do meio, mantendo-o razoavelmente constante.
Resposta da questão 4:
a) K = ([H+][A])/[HA]
b) Após a adição do sal, teremos um aumento na concentração de A , e conseqüentemente o equilíbrio se
+
desloca para esquerda, gastando H3O e aumentando o pH da solução.
c) Solução tampão é, em geral, uma solução de um ácido fraco e de um sal derivado desse ácido. Uma
solução tampão apresenta pequenas variações de pH.
Resposta da questão 5:
a) pH = pKa + log [sal]/[ácido] = 4,74 + log 0,50/0,50 = 4,74
b) pH = pKa + log [sal]/[ácido] = 4,74 + log 0,51/0,49 = 4,74
c) pH = pKa + log [sal]/[ácido] = 4,74 + log 0,49/0,51 = 4,72
d) Com base nos cálculos, pode-se chegar à conclusão que toda solução considerada tampão, é aquela
que resiste à variação no pH após sofrer adição de pequenas quantidades de ácidos ou bases fortes. No
caso a concentração das substâncias adicionadas é bastante inferior à concentração inicial, tanto do ácido
quanto do sal. Pode-se observar também que a variação no pH foi de apenas 0,02 unidades de pH.
Resposta da questão 6:
a) Solução tampão é aquela que praticamente ao sofre variação de pH quando adicionamos uma pequena
quantidade de ácido ou base fortes.
b) pH = – log[H+]
pH = – log(4,16 · 10-10) = 10 –log4,16
pH = 9,39.
KPS
Questão 01
(UFMG) Considere os seguintes produtos de solubilidade, a 25 ºC:
PbSO4 = Kps = 1,1 · 10–8
PbCO = Kps = 3,3 · 10–14
3
a)
b)
Descreva o que ocorrerá ao serem misturados volumes iguais das soluções saturadas desses sais.
Justifique sua resposta.
A solubilidade do carbonato de chumbo em ácido nítrico é maior que a do sulfato de chumbo. Justifique.
60
Questão 02
(Fuvest-SP) Medidas efetuadas em laboratório indicam, para o produto de solubilidade do carbonato de
cálcio (calcita), o valor 4,9 · 10–9. A análise de uma amostra de água do mar revelou as concentrações:
[Ca2+] = 0,01 M CO2
= 0,002 M
3
a) Pode haver precipitação de calcita nessa água? Justifique sua resposta.
b) Calcule a massa, em gramas, de calcita contida em 100 L dessa água.
c) Calcule a massa, em gramas, de calcita contida em 100 L de uma solução saturada de CaCO 3.
(Dado: MM: CaCO3 = 100 g/mol)
Questão 03
(Vunesp-SP) Volumes iguais de uma mesma solução de nitrato de prata foram adicionados em dois tubos
de ensaio, contendo volumes iguais de soluções de cloreto de potássio e de cloreto de bário, ambas de
mesma concentração molar. Observou-se, em apenas um dos tubos, a formação de precipitado branco.
a) Qual mistura de soluções deu origem ao precipitado? Justifique.
b) Escreva a equação da reação de precipitação e calcule a concentração de cloreto de prata em mol/L –1
em uma solução saturada desse sal.
(Dado: Kps do cloreto de prata = 2 · 10–10)
Questão 04
(UFOP-MG) A 50 ºC, uma solução aquosa de hidróxido ferroso tem pOH = 4. Calcule a constante do
produto de solubilidade (Kps).
Questão 05
(UFRJ) O leite de magnésia, usado como antiácido, corresponde a uma suspensão de hidróxido de
magnésio em água. Na temperatura da experiência (aproximadamente 25°C). A constante do produto de
solubilidade (Kps) do hidróxido de magnésio é 3,2 · 10–11.
a) Determine a molaridade da solução saturada de hidróxido de magnésio.
b) Justifique, através da determinação do pH, a ação antiácida do leite de magnésia, sabendo que log2 = 0,3.
Questão 06
(Vunesp-SP) Fosfato de cálcio, Ca3(PO4)2, é um dos principais constituintes dos cálculos renais (pedras nos
rins). Esse composto precipita e se acumula nos rins. A concentração média de íons Ca 2+ excretados na
urina é igual a 2 · 10–3 moI/L. Calcule a concentração de íons PO34 que deve estar presente na urina,
acima da qual começa a precipitar fosfato de cálcio. (Dado: produto de solubilidade de
Ca3(PO4)2 = 1 · 10–25)
Questão 07
(Vunesp-SP) A dose letal de íons Ba2+ para o ser humano é de 2 · 10–3 mol de íons Ba2+ por litro de
sangue. Para se submeter um exame de raios X, um paciente ingeriu 200 mL de uma suspensão de BaSO 4.
Supondo-se que os íons Ba2+ solubilizados na suspensão foram integralmente absorvidos pelo organismo e
dissolvidos em 5 L de sangue, discuta se essa dose coloca em risco a vida do paciente. (Dada. constante
do produto de solubilidade do BaSO4 = 1 · 10–10)
Questão 08
(UFV-MG) Sulfato de bário (BaSO4) é uma substância pouco solúvel em água.
a) Escreva a equação que representa o equilíbrio de solubilidade do BaSO 4 em solução aquosa.
b) Escreva a expressão que representa a constante de equilíbrio para a dissolução do BaSO 4.
c) Sabendo que, a certa temperatura, a solubilidade do BaSO 4 é igual a 1,0 · 10–5mol · L–1, calcule o valor
da constante de equilíbrio (produto de solubilidade).
Questão 09
(PUC-SP) Considere os equilíbrios abaixo:
Ba2+ + SO 2–
4  BaSO4(s)
K = 10-10
Pb2+ + SO 2–
4  PbSO4(s)
K = 5,2 · 10-7
61
a) Qual dos sulfatos acima é mais solúvel? Justifique sua resposta.
b) Calcule a concentração de íons bário numa solução saturada de BaSO 4.
Questão 10
(Fuvest-SP) São necessários 8000 L de água para dissolver 1 kg de CaSO 4. Calcule o valor aproximado do
produto de solubilidade Kps desse sal. (Dada. massa molar de CaSO4 = 136 g/mol)
Questão 11
(PUC-SP) Uma solução saturada de CaC2O4 (oxalato de cálcio foi preparada a 25 °C. Um litro dessa
solução foi evaporado até a secura, fornecendo 0,0064 g de oxalato de cálcio. (Dado: massa molar do
CaC2O4 = 128 g · mol–1)
a) Calcule, para a solução saturada de oxalato de cálcio, a 25 ºC:
• o número de mols de sal em 1,00 L de solução;
• o número de cátions contidos em 100 mL de solução.
b) Indique a expressão do produto de solubilidade do oxalato de cálcio (Kps).
c) Calcule o Kps do oxalato de cálcio, a 25°C.
Questão 12
(Vunesp-SP) O uso de pequenas quantidades de flúor adicionadas à água potável diminui sensivelmente a
incidência de cáries dentárias. Normalmente, adiciona-se um sal solúvel de flúor, de modo que se tenha
uma parte por milhão (1 ppm) de íons F–, o que equivale a uma concentração de 5 · 10–5 mols de íons
F– por litro de água.
a) Se a água contiver também íons Ca2+ dissolvidos, numa concentração igual a 2 · 10–4 moI/L, ocorrerá
precipitação de CaF2? Justifique sua resposta.
b)
Calcule a concentração máxima de íons Ca2+ que pode estar presente na água, contendo 1 ppm de
íons F–, sem que ocorra precipitação de CaF2.
(Dado: Kps do CaF2 = 1,5 · 10–10; Kps é a constante do produto de solubilidade)
Questão 13
(Vunesp-SP) Quando 100 cm 3 de solução de hidróxido de bário 0,100 M são adicionados a 100 cm 3 de
solução de ácido sulfúrico também a 0,100 M, forma-se um precipitado.
a) Escreva a equação da reação que ocorre e calcule a massa do sal formado.
b) Calcule a massa do sal que permanece dissolvida em solução.
(Dadas as massas atômicas: Ba = 137; S = 32; O = 16; H = 1. Kps do sulfato de bário = 1 · 10–10)
Questão 14
(Fuvest-SP) Considere os seguintes equilíbrios:
Ag+(aq) + Cl–(aq)  AgCl(s)
Ag+(aq) + I–(aq)  AgI(s)
K = 0,6 · 10-10
K = 1,0 · 10-16
a)
Qual dos sais de prata é mais solúvel? Justifique.
b)
+
Calcule a concentração de íons Ag(aq)
numa solução saturada de AgI.
Questão 15
(UFMG) Num recipiente foram adicionados 1 mol de AgI sólido, 1 mol de Nal(aq) e 1 mol de AgNO3(aq) em
água suficiente para formar 1 L de solução. A temperatura é de 25 ºC.
Considerando que pode haver a reação AgI(s) cuja constante de equilíbrio é Kps = 81 · 10–18, a 25°C.
a) Demonstre que haverá formação de mais AgI sólido.
b) Calcule qual será, aproximadamente, a quantidade em mols de AgI (s) e as concentrações de Ag+ e I–
dissolvidos, quando o equilíbrio for alcançado.
c) Se ao sistema inicial for adicionado Agl(s), ou seja, AgI marcado com o isótopo radioativo 131I, explique
em que fase(s) estará esse iodo radioativo, após ser atingido um novo estado de equilíbrio.
62
Questão 16
(UFGO) Experimentalmente, comprova-se que uma solução saturada de fluoreto de bário em água pura, a
25 ºC, tem concentração de íon fluoreto igual a 1,52 · 10–2 moI/L. Qual é o produto de solubilidade do
fluoreto de bário?
Questão 17
(UFGO) A solubilidade do iodeto de chumbo (II) é de 0,55 g/L. Calcule o seu produto de solubilidade.
(Dados. Pb = 207; I = 127)
Questão 18
(UFMS) Considere uma única solução aquosa em que está dissolvido igual número de mols dos sais
abaixo, cujos produtos de solubilidade são:
Sal
BaCO3
Kps(mol/L)2
5,3 · 10–9
CaCO3
4,7 · 10–9
FeCO3
2,0 · 10–11
PbCO3
1,0 · 10–13
MgCO3
4,0 · 10–5
CdCO3
5,2 · 10–12
CoCO3
8,0 · 10–13
Adicionando-se Na2CO3(aq) gota a gota à solução, qual dos sais precipitará em primeiro lugar? E em
segundo lugar?
Questão 19
(UFPE) O gráfico ao lado representa as concentrações
em equilíbrio de uma solução saturada de BaSO4.
Calcule o número que, multiplicado
corresponde ao valor do Kps do BaSO4.
por
10 –10,
Questão 20
(Vunesp-SP) Tem-se dois recipientes contendo volumes iguais de água pura em temperaturas diferentes.
Nessas condições, borbulhou-se gás carbônico na água dos dois recipientes até a saturação e, logo a
seguir, foram adicionados volumes iguais de uma mesma solução de hidróxido de cálcio. Quando os dois
sistemas atingiram o equilíbrio térmico, observou-se a presença de precipitado branco apenas na solução
contida no recipiente em que a temperatura inicial da água era menor. Admite-se que a dissolução do
precipitado em água não envolve processo técnico significativo.
a) Escreva a equação da reação de precipitação.
b) Justifique a diferença nos resultados observados nos dois recipientes.
Questão 21
(lTA-SP) A 25 °C, excesso de Mg(OH)2 é posto em contato com 1,0 L de uma solução aquosa 0,20 molar
em NaOH. Calcule o número de mols e a massa (em gramas) de íons Mg 2+ que poderão se dissolver na
solução. O raciocínio precisa ser bastante claro, mas basta que os cálculos sejam indicados. (Dado: produto
de solubilidade do Mg(OH)2 = 4,6 ·10–24, a 25 ºC).
Obs: Exercícios elaborados de Kps estão disponíveis para Download no site do UP
63
GABARITO
1. a) A mistura de soluções saturadas dos sais aumenta a concentração dos íons Pb 2+, que provoca a
precipitação de PbCO3 que apresenta menor Kps (menos solúvel).
2.a) Ocorre precipitação de calcita;
b) 20 g;
c) 0,7 g
3.a) Na mistura que envolve a solução de BaCl2
+
b) Ag(aq)
+ Cl(aq)
AgCI(s); 2 10
5. a) 2,0 · 10–4 mol/L;
6. 3,5 · 10–9 mol/L
5
4. 5,0 · 10–13
moI/L
b) 10,6
7. Não oferece nenhum risco ao paciente.
a) BaSO4(s)  Ba2+(aq) + SO 2–
4 (aq)
7.
2+
2
b) K s = [Ba ][SO4 ]
c) 1,0 · 10–10
b) 10–5 moI/L
9. a) Sulfato de chumbo lI;
10. 8,4 · 10–7
11. a) 5 · 10–5 moI/L; 3,0 · 1018 cátions;
b) Kps = [Ca2+][C2O 2–
4 ]
b) 6 · 10–2 mol/L
12. a) Não ocorrerá precipitação de CaF2;
13. a) Ba(OH)2 + H2SO4
14. a) AgCl;
BaSO4 + 2H2O;
2,33 g;
b) 1,0 · 10–8 mol/L
–
15. a) 2 mol; [Ag+] = [I ] = 9 · 10–9 mol/L;
16.
1,76 · 10–6
17.
6,7 · 10–9
b) Fase sólida e fase líquida
18. PbCO3; CoCO3
19.
1
20. a) Ca(OH)2(aq), + CO2(aq)  CaCO3(s) + H2O(l)
21.
4,6 10
24
2
(0,20)
b) 4,66 · 10–4 g.
mol; 24,3 g
64
c) 2,5 · 10–9
Cinética Química:
65
66
67
68
Analise os diagramas da Figura 2, em que se
69
70
71
TABELA PERIÓDICA
Questão 01
(Ufrj) Vamos preencher as quatro primeiras quadrículas a seguir
com símbolos de elementos químicos.
O elemento da quinta quadrícula é o enxofre. Os outros são:
Quadrícula 1: o elemento de transição interna cuja configuração
2
1
2
eletrônica é: [Rn] 5f 6d 7s .
Quadrícula 2: o metal alcalino terroso com maior raio atômico.
Quadrícula 3: o elemento do bloco s, do segundo período, com maior eletronegatividade.
Quadrícula 4: o elemento do grupo 15 cujo estado físico de ocorrência natural é gasoso.
Preencha as quadrículas correspondentes.
Questão 02
(Pucrj) O elemento boro tem número atômico 5, faz parte do terceiro grupo de elementos representativos e
11
10
sua massa atômica é 10,8 u.m.a.. Sendo o boro natural constituído por dois isótopos, B e B:
a) calcule a abundância relativa dos dois isótopos do elemento boro.
b) calcule o número de prótons, de nêutrons e de elétrons do nuclídeo neutro 11B.
c) calcule a porcentagem em massa do elemento boro no bórax, cuja fórmula é Na 2B4O7 · 10H2O.
Questão 03
(Ufrj) O diagrama 1 representa a variação do ponto de fusão de quatro sais em função da soma dos raios
do cátion e do ânion de cada um dos sais.
Note que um dos valores permanece
incógnito (Y).
Os sais representados no diagrama são
formados por íons isoeletrônicos. O valor do
raio iônico (em Angstrons) de diferentes
cátions e ânions é apresentado na tabela
ao lado.
Escreva a fórmula química do sal de menor
ponto de fusão.
Questão 04
(Ufrj) O diagrama 1 representa a variação do
ponto de fusão de quatro sais em função da
soma dos raios do cátion e do ânion de cada
um dos sais. Note que um dos valores
permanece incógnito (Y).
Os sais representados no diagrama são
formados por íons isoeletrônicos. O valor do
raio iônico (em Angstrons) de diferentes
cátions e ânions é apresentado na tabela
ao lado.
Escreva a equação da reação cujos produtos
são unicamente o sal de maior ponto de
fusão e água.
72
Questão 05
(Ufrrj) Considere as seguintes configurações eletrônicas dos átomos dos elementos químicos genéricos (X,
Y, Z, T e V), no estado fundamental:
X
Y
Z
T
V
1s2.
1s22s22p63s23p64s2.
1s22s22p63s2.
1s22s22p6.
1s22s22p5.
a) Indique o elemento que apresenta a maior energia de ionização e o elemento que apresenta a menor
energia de afinidade. Justifique.
b) Estabeleça a ordem crescente de raios das espécies isoeletrônicas: V-1, Z+2 e T. Justifique.
c) Qual dentre os elementos (X, Y, Z, T e V) é o mais eletronegativo? Justifique.
d) Dentre os elementos (X, Y, Z, T e V), quais apresentam, para o elétron mais energético, o número
quântico secundário igual a 1. Explique.
Questão 06
(Ufrj) O desenvolvimento da ciência depende tanto da formulação de teorias quanto de experimentos
rigorosamente realizados; por esse motivo, a produção e a interpretação de dados obtidos
experimentalmente deve ser o fundamento básico do ensino da Química.
a
a
a
A tabela a seguir fornece valores experimentais das 1 , 2 e 3 energias de ionização dos cinco únicos
metais localizados no segundo e no terceiro períodos da classificação periódica, representados pelas letras
A, B, C, D e E.
a) Identifique o elemento representado pela letra C e apresente a equação da sua reação com o
ácido clorídrico.
b) Escreva a fórmula e classifique o óxido do elemento representado pela letra A.
Questão 07
(Unicamp) A Lei Periódica observada por Mendeleyev permitiu prever propriedades macroscópicas de
elementos e de compostos desconhecidos. Mais tarde verificou-se que propriedades como comprimento e
entalpia de ligações covalentes também são propriedades relacionadas com a periodicidade.
A seguir estão, parcialmente tabelados, os comprimentos e as energias de ligações das moléculas dos
haletos de hidrogênio:
Com base nos valores tabelados estime as energias de ligação do H-F e do H-Br mostrando claramente
como você percebeu.
73
Questão 08
(Ufmg) As sucessivas energias de ionização do nitrogênio estão representadas no gráfico.
a) EXPLIQUE a variação observada nos valores de energia de ionização entre o primeiro e o
quinto elétron.
b) EXPLIQUE por que o valor da energia de ionização do sexto elétron é muito maior do que a do quinto.
Dados: N (Z = 7)
LIGAÇÕES
Questão 01
(Ufc) Os comprimentos das ligações BF (1,31 Angstrons), na molécula do trifluoreto de boro, são
consideravelmente menores do que os previstos para ligações simples entre estes elementos
(1,52 Angstrons). Outras evidências experimentais indicam fortemente a presença do caráter de dupla
ligação (B = F) nesta molécula. Por outro lado, a molécula do BF3 reage prontamente com amônia, que
possui um par de elétrons não ligante (base de Lewis), originando a espécie química F 3BNH3, na qual o
átomo de boro apresenta quatro ligações covalentes simples.
BF3(g) + NH3(g)
F3BNH3(g)
Com base nestas informações e sabendo que as energias das três ligações BF, na molécula do BF 3,
são idênticas:
a) represente as possíveis estruturas de Lewis para a molécula de BF 3.
b) represente as estruturas de Lewis para as demais moléculas que participam desta reação.
Questão 02
(Ufrj) A solubilidade dos compostos é um conhecimento muito importante em química.
Sabe-se que, de uma forma geral, substâncias polares dissolvem substâncias polares e substâncias
apolares dissolvem substâncias apolares.
Em um laboratório, massas iguais de tetracloreto de carbono, água e etanol foram colocadas em três
recipientes idênticos, conforme se vê na figura ao lado.
a) Mostre, por meio de desenhos semelhantes ao
apresentado, como fica a mistura de I e II, identificando
cada substância, e como fica a mistura de II e III.
b) A graxa lubrificante utilizada em automóveis é uma
mistura de hidrocarbonetos pesados derivados de
petróleo com aditivos diversos. Indique qual, dentre os
três solventes apresentados, é o mais adequado para
remover uma mancha de graxa em uma camisa.
Justifique sua resposta.
74
Questão 03
(Puc-rio) Observe a tabela 1. Desta tabela faça um gráfico relacionando os pontos de ebulição dos
compostos listados com suas respectivas massas molares. Do gráfico, deduza o valor esperado para o
ponto de ebulição da água (massa molar igual a 18) e complete a tabela 2 com o valor encontrado.
Explique, então, a diferença observada entre o valor deduzido do gráfico e o assinalado como valor
°
real (100 C).
Questão 04
(Unesp) Em 1962, foi divulgada a preparação do tetrafluoreto de xenônio, pela combinação direta de
xenônio com flúor, ambos gasosos, sob altas pressões.
a) Escreva a equação química balanceada da reação, indicando os números de oxidação dos elementos
químicos nos reagentes e no produto.
b) Explique por que a preparação do referido composto representou uma mudança no conceito de
reatividade dos elementos químicos do grupo do xenônio na tabela periódica.
Questão 05
(Ufrj) O quadro a seguir relaciona em ordem crescente os raios,
o
em picômetros, dos íons correspondentes aos elementos do 2 e
o
3 períodos da tabela periódica pertencentes aos grupos 1A, 2A,
6A e 7A.
+
Observe que os metais alcalinos formam íons 1 , os alcalino+
terrosos 2 , os halogênios 1 e os calcogênios 2 .
a) Escreva a fórmula molecular e o nome da substância formada
pelos elementos IV e VI.
b) Identifique, com base nas diferenças de eletronegatividades,
o tipo de ligação existente entre os átomos do composto
formado pelos elementos III e VII. Justifique sua resposta.
Questão 06
(Ufmg) Leia o texto a seguir. Esse texto, apesar de conter vários erros conceituais, faz parte de matéria
publicada em um jornal de circulação nacional, sob o título:
"SAL TEM PROPRIEDADES DE DERRETER OS CRISTAIS DE GELO".
"Jogue um punhado de sal grosso numa calçada coberta de gelo (comum em países muito frios no
inverno, por causa da neve). O gelo derrete imediatamente.
Sabemos no entanto que o sal não é quente. Na verdade, o sal gelado causaria o mesmo efeito.
Como o gelo derrete? A resposta está na química. Em estado líquido, as moléculas de água estão em
movimento. Mas quando a temperatura cai, elas param, congelando em cristais.
Um pedaço de gelo sempre tem moléculas passando de um estado para o outro.
Se você pudesse ver cada molécula de água, veria dois átomos de hidrogênio ligados a um de
oxigênio, formando um triângulo (daí o símbolo químico da água ser H2O).
Por causa da posição dos átomos, cada molécula de água gera um campo elétrico.
Cada molécula de sal é formada por átomos de sódio e cloro interligados. Quando sal grosso é
jogado no gelo ocorre uma reação imediata.
75
Uma molécula de sal normal não tem carga elétrica, mas quando se separa uma molécula de sal, os
átomos liberados ficam eletricamente carregados (átomos carregados são chamados de íons).
Moléculas de água são eletricamente atraídas por íons. Por isso grupos de moléculas de água que
ainda estão em estado líquido começam a se aglomerar em torno dos íons sódio e cloro.
Enquanto isso, as outras moléculas de água se libertam do gelo e também ficam em volta dos
átomos de sódio e cloro.
Logo só resta água."
a) SUBLINHE, no texto, UM erro conceitual.
b) EXPLIQUE o que está errado no trecho sublinhado.
c) REESCREVA-O, de modo a torná-lo correto.
Questão 07
(Unicamp) Considere três substâncias CH4, NH3 e H2O e três temperaturas de ebulição: 373K, 112K e
240K. Levando-se em conta a estrutura e a polaridade das moléculas destas substâncias, pede-se:
a) Correlacionar as temperaturas de ebulição às substâncias.
b) Justificar a correlação que você estabeleceu.
Questão 08
(Unesp) Utilizando-se fórmulas de Lewis, é possível fazer previsões sobre geometria de moléculas e íons.
a) Represente as fórmulas de Lewis das espécies (BF4)– e PH3.
b) A partir das fórmulas de Lewis, estabeleça a geometria de cada uma dessas espécies.
(Números atômicos: H = 1; B = 5; F = 9 e P = 15).
GABARITO - TABELA PERIÓDICA
Resposta da questão 1:
Observe a figura a seguir:
Resposta da questão 2:
a) Considerando a porcentagem do isótopo de número de massa 10 como y/100, a porcentagem do isótopo
de número de massa 11 seria (100 - y)/100. Assim:
Massa atômica = número de massa do
10
B. y + número de massa do
11
B. (100 - y)
10,8 uma = (10 uma . y)/100 + [11 uma . (100 - y)]/100
y = 20 %
Assim:
10
B = 20 % e
11
B = (100 - y) = 80%.
b) Sendo o número de massa do isótopo igual a 11 e número atômico igual a cinco, tem-se cinco prótons e
seis nêutrons (11 - 5). Como se tem uma espécie neutra (sem carga) o número de prótons é igual ao
número de elétrons, ou seja, cinco.
1
1
c) A massa molar do bórax é igual a 381,2 g mol , sendo que 43,2 g mol é a contribuição dos dois
equivalentes de B. Logo, a porcentagem em massa do B na molécula do bórax é 11,3 %.
Resposta da questão 3:
CsI
Resposta da questão 4:
Sal de maior ponto de fusão = NaF
Reação: HF + NaOH
NaF + H2O
76
Resposta da questão 5:
a) O elemento que apresenta a maior energia de ionização é o X e o elemento de menor energia de
afinidade é o Y. Pois X possui o menor raio atômico e Y apresenta maior raio atômico com apenas 2
elétrons na última camada.
1
b) Ordem crescente de raio: Z, T, V ou Z+2, T, V .
Quando um átomo cede elétrons os elétrons restantes serão mais atraídos pelo núcleo (contração).
Portanto, o raio fica menor. Quando um átomo recebe elétrons, os elétrons já existentes provocam uma
certa repulsão. Portanto, o raio fica maior.
Logo, o T como não recebe nem cede elétrons ficará entre Z e V.
c) O elemento mais eletronegativo é o V porque tem maior facilidade de receber elétron para atingir a
configuração de gás nobre.
d) Os elementos que apresentam para o elétron mais energético o número quântico secundário=1 são: o T
e o V, porque o elétron mais energético está no subnível p.
Resposta da questão 6:
a) C = Magnésio
Mg + 2HCℓ
MgCℓ2 + H2
b) Aℓ2O3 = óxido anfótero
Resposta da questão 7:
Entalpia de ligação:
H - F = 497 kJ / mol
H - Br = 365 kJ / mol
Resposta da questão 8:
0
0
a) A energia necessária para arrancar o 2 . elétron é maior do que a necessária para o 1 . e assim,
sucessivamente.
b) Mudanças para o nível mais interno.
GABARITO DE LIGAÇÕES
Resposta da questão 1:
a) Observe a figura 1.
O fato de o comprimento das ligações B - F, no BF3,
serem menores do que o comprimento de uma ligação
simples reforça a atribuição das contribuições das
estruturas de ressonância, mesmo embora, em cada
caso, o boro apresente carga formal - 1, e o flúor + 1.
b) As estruturas de Lewis para as demais moléculas que
participam desta reação são mostradas na figura 2.
Resposta da questão 2:
a) Observe a figura a seguir:
b) O solvente mais adequado para removê-la é o mais apolar: o tetracloreto de carbono.
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Resposta da questão 3:
Observe o gráfico a seguir:
°
O valor esperado para o ponto de ebulição da água é - 72 C.
Dada a alta diferença de eletronegatividade entre o
hidrogênio e o oxigênio, a ligação H-O na água é
fortemente polar. Assim, esta molécula caracteriza-se por
ter uma densidade de carga positiva e o
oxigênio, negativa.
Isso faz com que moléculas de água possam ligar-se,
através da atração do hidrogênio de uma pelo oxigênio
da outra, formando as chamadas ligações de hidrogênio.
Resposta da questão 4:
a) Observe a equação química a seguir
b) Até 1962, os gases nobres eram considerados inertes, considerados como modelos de estabilidade
química total. A descoberta de compostos dos gases nobres, portanto, modificou o que se pensava a
respeito da reatividade desses elementos químicos.
Resposta da questão 5:
a) Na2O - Óxido de sódio
b) Eletronegatividade
Mg
1,2
Cℓ
3,0
1,8
Ligação iônica
Resposta da questão 6:
a) Molécula de Sal.
b) O sal, por ser iônico, não forma molécula, os íons se agrupam formando cristais.
c) Cada fórmula de sal.
Resposta da questão 7:
a) PE (CH4) = 112K
PE (NH3) = 240K
PE (H2O) = 373K
b) CH4
Forças de Van der Waals portanto, PE baixo
H2O e NH3 - massas moleculares próximas
- H2O possui maior polaridade
portanto, PE (H2O) > PE(NH3)
Resposta da questão 8:
Observe a figura a seguir:
78