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UFRGS - INSTITUTO DE QUÍMICA

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA

QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA - QUI-01-026

CONCEITOS FUNDAMENTAIS

MATÉRIA é qualquer coisa que tem massa e ocupa lugar no espaço. A matéria pode apresentar-se nos estados sólido, líquido e gasoso. Os sólidos consistem de partículas arranjadas de maneira definida, com

forma rígida, que não muda muito com a variação da temperatura. Os líquidos também apresentam volume

definido, cuja variação com a temperatura é um pouco mais acentuada que nos sólidos. No entanto, os líquidos não apresentam forma definida: as partículas que os constituem podem fluir de maneira que

assumam a forma do recipiente. Em contraste com sólidos e líquidos, as partículas dos gases ocupam

completamente o recipiente. Podem ser expandidos ou comprimidos em grandes intervalos de volume,

sugerindo que suas partículas constituintes estão muito separadas umas das outras.

ESQUEMA GERAL

MATÉRIA

SUBSTÂNCIAS PURAS MISTURAS

ELEMENTOS COMPOSTOS HOMOGÊNEAS HETEROGÊNEAS

S. SIMPLES S. COMPOSTA

SUBSTÂNCIA PURA é uma forma de matéria que apresenta composição definida. Não pode ser

decomposta por métodos físicos. Apresenta temperatura constante durante mudanças de estado.

ELEMENTOS ou SUBSTÂNCIAS ELEMENTARES são as substâncias puras mais simples. Não podem

ser decompostos por métodos químicos. Exemplo: Metais e Gases Nobres

COMPOSTOS são combinações de dois ou mais átomos de elementos químicos iguais ou diferentes. Podem

ser decompostos por métodos químicos. Exemplo: N2, O3, H2O, CH4

Assim, SUBSTÂNCIA SIMPLES é aquela formada por um só tipo de átomos, ou seja, átomos do mesmo

elemento químico (Exemplo: N2, O3). SUBSTÂNCIA COMPOSTA é formada pela combinação de dois ou

mais tipos de átomos, ou seja, dois ou mais elementos químicos (Exemplo: H2O, CH4).

MISTURA é uma combinação de duas ou mais substâncias na qual cada substância conserva sua identidade.

Apresenta composição variável. Os componentes podem ser separados por métodos físicos. Apresenta

temperatura variável durante mudanças de estado.

MISTURA HOMOGÊNEA é aquela formada por dois ou mais componentes numa só fase. Apresenta a

mesma composição em todos os pontos do sistema.

MISTURA HETEROGÊNEA é aquela formada por dois ou mais componentes em duas ou mais fases.

Apresenta composição diversa em diferentes pontos do sistema.

PROPRIEDADES FÍSICAS correspondem a um conjunto de características de uma substância que

determinam a sua identidade. Ex.: cor, ponto de fusão, ponto de ebulição, densidade, estado físico etc. Não

implicam em mudança de composição da substância.

PROPRIEDADES QUÍMICAS são aquelas em que a matéria sofre uma mudança de composição.

ÁTOMO é a menor partícula de um elemento que ainda conserva suas propriedades químicas.

MOLÉCULA é a menor porção de um composto que ainda conserva suas características químicas.

UNIDADE DE MASSA ATÔMICA (u.m.a. ou simplesmente “u” segundo a mais recente recomendação da

IUPAC) corresponde a 1/12 da massa do isótopo do carbono que apresenta seis prótons e seis nêutrons. É a

unidade pela qual são expressas as massas atômicas médias dos elementos químicos. Exemplo:

Isótopos do carbono: C12

C13

C14

Abundância relativa: 98,892% 1,108% 2.10-10

% Massas atômicas: 12,00000 u 13,00335 u l4,00317 u

Massa atômica média = 12 x 0,98892 + l3,00335x 0,01108 + 14,00317x 2.10-12

= 12,011 u

MASSA MOLECULAR corresponde à soma das massas atômicas em u.m.a. (ou “u”) dos átomos que

compõem a molécula.

NÚMERO DE AVOGADRO OU MOL corresponde ao número de átomos, moléculas ou fórmulas

presentes em um mol de uma espécie química (ou seja, 6,02.l023

átomos, moléculas ou fórmulas)

Modernamente, MOL é definido como a quantidade de matéria que contém 6,02.l0

23 unidades estruturais da

substância em questão.

FÓRMULAS QUÍMICAS podem ser dos seguintes tipos:

Composição centesimal ou Análise Elementar: percentagem em massa de cada elemento no

composto Ex.: Hidrocarboneto C - 85,6 % H - 14,4 % Fórmula mínima ou empírica: número relativo de átomos de cada tipo no composto. Ex.: CH2, H2O.

Fórmula molecular: número efetivo de átomos de cada tipo na molécula do composto Ex.: C2H4,

H2O.

REAÇÕES QUÍMICAS são as transformações sofridas pelas substâncias de maneira a gerar novas espécies

químicas.

EQUAÇÕES QUÍMICAS são as representações gráficas das reações químicas de uma maneira

esquemática e concisa. Ex.: Zn(s) + 2 HCl (aq) → Zn

2+(aq) + 2 Cl

-(aq) + H2(g)

Uma equação química está balanceada quando apresenta o mesmo número de átomos nos dois membros da

equação.

PRECISÃO E EXATIDÃO DE MEDIDAS

A PRECISÃO de uma medida refere-se à concordância dos diversos valores obtidos (ou reprodutibilidade

dos valores obtidos).

A EXATIDÃO corresponde à concordância entre o valor medido e o valor aceito (ou real).

ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS

Os algarismos significativos de uma medida incluem todos os dígitos conhecidos com certeza mais um dígito

incerto. Ex.: Uma massa de 4,00 g medida com aproximação de 0,01 g implica em dizer que a massa se situa entre 3,99 g e 4,01 g ou 4,00 + 0,01 g. (três algarismos significativos, com último dígito incerto )

.

EXEMPLOS: medida número de algarismos significativos

1,20 g 3

0,00123 g 3

2,0 g ou 0,020 g 2

1000 m/km infinitos (pois é um valor exato)

130 g 2 ou 3 ( dígito incerto não especificado )

1,30.l02

g 3

REGRAS PARA AVALIAÇÃO DO NÚMERO DE ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS

1 - Todos os dígitos não-zero são significativos.

2- Zeros entre dígitos não-zeros são significativos .

3- Zeros à esquerda do primeiro dígito não-zero não são significativos.

4- Zeros ao final de um número e à direita do ponto decimal são significativos.

5- Quando um número termina em zeros que não estão à direita do ponto decimal esses zeros não são

necessariamente significativos.

OPERAÇÕES COM ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS

1 - ADIÇÃO E SUBTRAÇÃO - O resultado não deve conter mais dígitos à direita do

ponto decimal do que a quantidade que apresenta o menor número de dígitos ä direita do ponto decimal.

Ex.: 49,146 + 72,13 + 5,9432 = (127,2192) = 127,22 .

2 - MULTIPLICAÇÃO E DIVISÃO - O resultado não deve apresentar mais algarismos significativos que o

fator com o menor número de algarismos significativos.

Ex.: 10,4 x 3,1416 = ( 32,67264 ) = 32,7 5,973 / 3,0 = ( 1,991 ) = 2,0

REGRAS PARA ARREDONDAMENTO

1 - Se o dígito mais à esquerda a ser removido é maior que cinco, o dígito precedente é aumentado de 1. Ex.: 2,376 arredonda para: 2,4 ( para dois dígitos )

2,38 (para três dígitos )

2 - Se o dígito mais à esquerda a ser removido é menor que cinco, o dígito precedente não é alterado. Ex.: 7,243 arredonda para 7,24 (para dois dígitos )

3 - Se o dígito mais à esquerda a ser removido é cinco, o dígito precedente não é alterado quando for par e é aumentado de 1 quando for ímpar.

Ex: 2,25 arredonda para 2,2 e 4,35 arredonda para 4,4.

EXERCÍCIOS

1) 15,436 mL + 9,l mL + 105 mL =

2) 100,53 cm - 46,1 cm = 3) 73 m x 1340 m x 0,41 m =

4) 5,l79 g / 4,6 mL =

5) 1426 mL x 373 K / 204 K =



QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA - QUI-01026

EXERCÍCIOS SOBRE SISTEMAS MATERIAIS

1. O peso atômico do cádmio é 112. a) Qual é a massa, em gramas, de um átomo de cádmio? b) Quantos átomos há em 28 gramas de cádmio?

2. A molécula de acetileno contém dois átomos de carbono e dois átomos de hidrogênio. a) Qual é a massa molar do acetileno? b) Quantas moléculas existem em 13,0 gramas de acetileno?

3. O elemento boro consiste de dois isótopos de massas 10,02 u e 11,01 u, cujas abundâncias são 18,83% e

81,17% respectivamente. Calcular a massa atômica média do boro.

4. O elemento neônio apresenta três isótopos estáveis, com massas e abundâncias relativas mostradas a

seguir. Qual a massa atômica média do neônio? massa exata abundância relativa

19,9924 u 90,02%

20,9940 u 0,257% 21,9914 u 8,82%

5. Quantos mols de CaO estão presentes em 19,6 gramas desse material? Qual a massa em gramas de 2,19

mols de CaO?

6. Expresse a massa de 0,400 mol de CCl4 em: a) gramas. b) unidades de massa atômica.

7. Se a molécula X apresenta uma massa de 7,89x10

-23 gramas, qual é a massa molecular (em u) de X?

8. Calcule a massa atômica do elemento Y, dado que 3,74x106 átomos de Y apresentam massa igual a

2,20x108 unidades de massa atômica.

9. Se a mosca tem massa igual a 1,0x10-2

gramas, qual é a massa de uma mosca em unidades de massa

atômica?

10. A análise do hidrocarboneto etileno mostra que ele contém 14,4% em massa de hidrogênio e 85,6% de

carbono. a) Qual sua fórmula mínima? b) Sabendo-se que sua massa molecular é cerca de 28 u, qual a sua fórmula molecular?

11. Quais as percentagens em massa dos elementos na aspirina , C9H8O4?

12. A fórmula mínima da mica é NaAl3Si3H2O12. a) Quais as percentagens em massa dos elementos na

mica? b) Que massa de alumínio pode ser extraída de 1,0 kg de mica?

13. O primeiro verdadeiro composto de gás nobre foi isolado em 1962 e descobriu-se ser uma combinação

de 29,8% Xe, 44,3% Pt e 25,9% F. Qual a sua fórmula empírica?

14. Quando a fosfina, um gás venenoso de fórmula molecular PH3, é queimada no ar, os produtos são água e

um sólido de fórmula molecular P4O10. a) Escreva uma equação ajustada para a reação. b) Quantos mols de

PH3 são necessários para formar 1,16 mol de P4O10? c) Quantos gramas de água são formados a partir de

0,198 mol de O2? d) Quantos gramas de O2 são necessários para reagir com 12,0 g de fosfina?

15. A glicerina é constituída de três elementos: C, H e O. Quando uma amostra pesando 0,673 mg é

queimada em oxigênio, formam-se 0,965 mg de CO2 e 0,527 mg de H2O. Qual a fórmula mínima da

glicerina?

16. Suponha que 0,26 mol de Fe reagem com 0,40 mol de O2 para formar Fe2O3. Que elemento restou em

excesso e quanto?

17. Cianato de mercúrio ( ou “fulminato de mercúrio”) é usado como espoleta em munição de pequeno

calibre. Sua composição centesimal é 70,48% Hg , 8,44% C, 9,84% N e 11,24% O. Qual é a sua fórmula

empírica?

18. Metanol (álcool de madeira) é composto somente de C, H e O. Quando 0,375 g de metanol é queimado,

formam-se 0,516 g de CO2 e 0,421 g de H2O. a) Qual a fórmula empírica do metanol? b) Se sua massa

molecular é 32,0 u, qual é a fórmula molecular do metanol?

19. Inflamou-se uma amostra de 0,500 gramas de ácido cítrico, que contém apenas C, H e O. Produziram-se

0,687 g de CO2 e 0,187 g de H2O. A massa molecular do composto é 192 u. Qual é a fórmula molecular do composto?

20. Tratou-se 4,22 g de uma mistura de CaCl2 e NaCl para precipitar todo o cálcio na forma de CaCO3, que foi então aquecido e transformado em CaO puro. A massa final de CaO foi de 0,959 g. Qual a percentagem

em massa de CaCl2 na mistura original?

21. Gesso é uma forma hidratada de sulfato de cálcio de fórmula CaSO4 . x H2O. Quando 2,00 g de gesso são aquecidos a 200

oC, até que toda a água seja eliminada, a massa de sólido remanescente é 1,58 g. Qual o

valor de x?

22. Quando carbonato de magnésio sólido é aquecido, uma porção se decompõe para formar óxido de

magnésio e gás carbônico. Se 2,25 g de MgCO3 são aquecidos até restar uma mistura de MgO e MgCO3 de

1,95 g, qual a percentagem de carbonato decomposto?

23. Titânio metálico bruto é preparado comercialmente de acordo com a reação representada pela equação

TiCl4 + 2 Mg 2 MgCl2 + Ti . Se 40,0 kg de Mg reagem com 85,2 kg de cloreto de titânio: a) Qual o reagente limitante? b) Quantos gramas de titânio metálico serão formados?

24. Uma amostra de dicloreto de európio, EuCl2, com massa de 1,0 g, é tratada com excesso de uma solução

de nitrato de prata e todo o cloreto é recuperado na forma de 1,28 g de AgCl. Qual a massa atômica do

európio?

25. Na metalurgia do zinco, o minério blenda, ZnS, sofre ustulação para produzir o óxido que é então

reduzido a zinco metálico por meio de coque. Que quantidade de zinco com 99,5% de pureza pode ser

obtido a partir de 2 toneladas de minério a 85%?

26. 400 g de nitrogênio foram convertidos em amônia que, por sua vez, foi oxidada a óxido nítrico, dióxido

de nitrogênio e, depois, a ácido nítrico, na seguinte seqüência de reações:

N2 + 3 H2 2 NH3

4 NH3 + 5 O2 4 NO + 6 H2O

2 NO + O2 2 NO2

3 NO2 + H2O 2 HNO3 + NO Não levando em consideração o subproduto NO, que industrialmente seria recuperado e convertido também

em ácido nítrico, que massa de HNO3 será formada?

27. Qual a quantidade de álcool etílico produzida pela fermentação de 500 g de glicose, segunda a equação:

C6H12O6 2 C2H5OH + 2 CO2

28. Um certo cloreto de níquel hidratado apresenta a fórmula NiCl2 (H2O)x. Para determinar o valor de x, um

estudante aquece a amostra até que a água seja totalmente eliminada. 1,650 g de hidrato fornece 0,590 g de H2O. Qual o valor de x?

29. Uma maneira de remover o CO2 do ar numa nave espacial é fazê-lo reagir com hidróxido de lítio segundo

a equação CO2(g) + 2 LiOH(s) Li2CO3(s) + H2O(l). Num período de 24 horas uma pessoa exala

cerca de l kg de CO2 . Quantos gramas de LiOH são necessários para remover o CO2 formado durante uma expedição lunar de 6 dias envolvendo 3 astronautas?

30. Tratou-se uma mistura de KBr e NaBr de massa 0,560 g com solução aquosa de AgNO3 e todo o brometo foi recuperado na forma de 0,970 g de AgBr puro. Qual a fração em massa de KBr existente na

amostra original?

31. Uma mistura de alumínio e zinco de massa 1,67 gramas foi completamente dissolvida em ácido, fornecendo 1,69 litro de hidrogênio medido a 273 K e 1 atm. Qual a massa de alumínio na amostra original?

Zn(s) + 2 H+

(aq) Zn2+

(aq) + H2(g)

Al(s) + 3 H+

(aq) Al3+

(aq) + 3/2 H2(g)

32. Massas iguais de zinco metálico e iodo são misturados e o iodo é completamente convertido em ZnI2.

Que fração em massa do zinco original permanece inalterada?

33. Uma liga de alumínio e cobre foi tratada com ácido clorídrico. O alumínio sofreu dissolução segundo a

reação Al(s) + 3 H+(aq) Al3+

(aq) + 3/2 H2(g). O cobre permanece inalterado. O ataque de 0,360 g da liga produziu 415 cm

3 de H2 medidos a 273 K e 1 atm. Qual a percentagem em massa de alumínio na

liga?

34. Quando aquecido a temperatura muito alta, calcáreo (CaCO3) decompõe-se para formar cal viva (CaO) e

dióxido de carbono gasoso. Um cadinho contendo um pouco de calcáreo pesa 30,695 g. Ele é aquecido vigorosamente para decompor todo o calcáreo. Depois, resfriando-se à temperatura ambiente, ele pesou

30,140 g. Qual a massa do cadinho?

35. CaCO3 e MgCO3 decompõem-se quando vigorosamente aquecidos para formar CaO (s) e MgO(s) . Em cada caso o único outro produto é dióxido de carbono gasoso. Uma mistura dos dois carbonatos com massa

total de 15,22 g é vigorosamente aquecida. Após resfriamento a massa de material remanescente é de 8,29 g.

Qual a percentagem de CaCO3 na mistura original?

36. Uma amostra de um óxido de bário de composição desconhecida forneceu, após exaustivo aquecimento,

5,00 gramas de BaO e 366 mL de O2 medidos nas CNTP. Qual a fórmula empírica do óxido desconhecido?

Qual a massa de óxido que existia inicialmente?

37. O catalisador de Sonogashira (publicado por K. Sonogashira, Y. Tohda e N. Hagihara, Tetrahedron Lett.,

1975, 4467) é um dos mais ativos catalisadores utilizados para a reação de acoplamento entre moléculas contendo iodo e alcenos, formando moléculas com atividade biológica. Sua fórmula é [PduClvPw(CxHy)z]2.

Sobre ele são apresentados os seguintes dados:

a) uma análise por espectrometria de massas mostrou que sua massa molar é de 807 g; b) uma amostra submetida a análise elementar revelou que sua composição é 53,76% de carbono e 3,74% de

hidrogênio;

c) uma amostra de 0,8070 g foi calcinada em excesso de oxigênio, produzindo 0,2440 g de PdO;

d) uma amostra de 0,4035 g foi atacada com ácido nítrico. A solução resultante foi tratada com excesso de AgNO3, produzindo 0,1435 g de AgCl;

e) uma amostra de1,614 g foi tratada com ácido iodídrico, produzindo 1,662 g de PI3.

A partir destes dados, determine o valor de u, v, w, x, y e z e escreva a fórmula mínima do composto.

38. Uma mistura de 7,45 g de óxido de ferro II e 0,111 mol de alumínio metálico é colocada em um cadinho

e aquecida em um forno em alta temperatura, onde ocorre a redução do óxido. Os produtos formados são

ferro metálico e óxido de alumínio.

a) Escreva a reação balanceada para o processo. b) Qual o reagente limitante?

c) Determine a quantidade máxima de ferro que pode ser produzida.

d) Calcule a massa de reagente em excesso que permaneceu no cadinho.

RESPOSTAS: 1- 1,5x1023 átomos

2- a) 26 g/mol b) 3,01x1023 moléculas

3- 10,82 u

4- 19,99 u

5- 0,35 mol; 1,23x102 g

6- a) 61,5 g b) 3,70x1025 u

7- 47,5 u

8- 58,8 u

9- 6,0x1021 u

10- a) CH2 b) C2H4

11- C: 60% H: 4,4% O: 35,6% 12- a) Na: 6,02% Al: 21,20% Si: 22,0% H: 0,52% O: 50,26%

b) 0,21 Kg

13- XePtF6

14- a) 4 PH3(g) + 8 O2(g) P4O10(s) + 6 H2O(g) b) 4,64 mols c) 2,67 g d) 22,59 g

15- C3H8O3

16- Excesso de 0,20 mol de O2

17- HgC2N2O2

18- a) CH4O b) CH4O

19- C6H8O7

20- 45%

21- 2

22- 25,5% 23- a) TiCl4 b) 21,5 Kg

24- 153,2 u

25- 1,15 ton

26- 1200 g

27- 255,6 g

28- 4

29- 19,6 Kg

30- 0,375 (37,5%)

31- 1,24 g

32- 0,742 (74,2%)

33- 92,6%

34- 29,435 g 35- 81,5%

36- BaO2; 5,52 g

37- [PdClP(C6H5)3]2

38- b) FeO c) 5,768 g d) 1,135 g de Al

INTERAÇÕES INTERMOLECULARES – FORÇAS DE VAN DER WAALS

As forças de atração intermoleculares são de extrema importância na determinação de propriedades físicas dos compostos. Os aspectos importantes de cada tipo de força são:

- intensidade relativa

- diminuição da intensidade da força com o aumento da distância - se a força é direcional ou não-direcional

TIPO DE FORÇAS QUÍMICAS

a) Ligação Covalente

- Fortemente direcional: depende da interpenetração de nuvens eletrônicas - Força muito forte: da ordem de 250 a 400 kJ/mol

b) Ligação Iônica - Força não direcional: atração eletrostática igual em qualquer direção

- Força muito forte: mesma ordem de grandeza da Ligação Covalente

- Longo alcance

Epar iônico = - │Z+│.│Z

-│. e

2 / 4 0r → E 1 / r

c) Força Íon – Dipolo

Foi definido , como Momento de Dipolo Elétrico de uma molécula polar. Quando uma molécula polar é colocada em um campo elétrico de um íon, seu dipolo tende a se alinhar.

- Força direcional: íon atrai polo de carga oposta do dipolo

- São mais fracas que a ligação iônica e diminuem mais rapidamente com a distância.

E = - │Z±│. / 4 0r2 → E 1 / r

2

- Forças importantes em soluções de compostos iônicos em solventes polares.

d) Forças de Van der Waals

d1) Interação Dipolo-Dipolo – Força de Debye

- Força direcional, moderadamente forte e de alcance pequeno.

E = - 1. 2 / 2 0r3

→ E 1 / r3

- Orientação dos dipolos somente em situações em que a energia atrativa é maior que a energia

térmica, que é o que ocorre em temperatura ambiente para sólidos e líquidos.

d2) Interação Dipolo-Dipolo Induzido

1º) Uma partícula carregada, como um íon, colocada na vizinhança de uma molécula apolar vai provocar uma distorção da nuvem eletrônica da molécula apolar. A polarização da espécie apolar

depende da sua polarizabilidade ( ) e do campo polarizador do íon (Z±).

E = - │Z±│2. / 2 0r

4 → E 1 / r

4

2º) Da mesma maneira, um dipolo pode produzir uma separação de cargas (dipolo induzido)

na espécie apolar.

E = - 2. / 2 0r

6 → E 1 / r

6

Ambas as interações são muito fracas, pois as polarizabilidades da maioria das

espécies não são grandes. São efetivas em distâncias muito curtas. Sua importância está limitada a situações de compostos iônicos ou polares em solventes apolares.

d3) Interações Dipolo Instantâneo-Dipolo Induzido – Forças de London ou Forças de

Dispersão

Mesmo em átomos neutros ou moléculas apolares, dipolos instantâneos podem surgir devido

a um desbalanço momentâneo na distribuição eletrônica. A flutuação da densidade eletrônica gera uma

polaridade instantânea (Momento Dipolar Instantâneo Médio = ’) que pode induzir dipolos em átomos ou moléculas adjacentes.

E = - ’2 . / 2 0r

6 → E 1 / r

6

Quanto mais volumosa a espécie, maior a sua capacidade de sofrer separação de cargas, ou

polarização.

“A capacidade de polarização ou polarizabilidade de uma espécie será tanto maior quanto

maior for seu volume atômico ou molecular. Quanto maior o número de elétrons, maior a probabilidade de ocorrer momentaneamente uma distribuição desigual da densidade eletrônica”.

Esta é a mais fraca de todas as forças atrativas de interesse químico e é de muito curto

alcance. Como é diretamente proporcional a , as Forças de London aumentam com o volume molecular e o número de elétrons polarizáveis.

OBS: Qualquer molécula polar ou apolar é suscetível a polarizabilidade induzida. Portanto,

as interações do tipo Dipolo – Dipolo Induzido e Dipolo Instantâneo – Dipolo Induzido sempre estarão presente, mesmo em meios predominantemente polares. Como essas forças são muito fracas, elas podem ser

mascaradas pelas forças de Debye e, portanto, não serem detectadas.

e) Forças Repulsivas

Em oposição às forças atrativas, estão as forças resultantes da repulsão núcleo/núcleo e, mais

importante, repulsão dos elétrons mais externos. Em distâncias interatômicas extremamente pequenas, as

nuvens eletrônicas internas dos átomos que estão interagindo começam a se interpenetrar e ocorre repulsão. Erepulsão = + k / r

n k = constante; n = valor elevado

As forças repulsivas somente ocorrem em distâncias extremamente pequenas.

RESUMO

Tipo de Interação Força Energia em função da distância Ligação Covalente Muito Forte Complexa, mas comparativamente de longo alcance

Ligação Iônica Muito Forte 1 / r → comparativament longo alcance

Íon-Dipolo Forte 1 / r2 → alcance pequeno

Dipolo-Dipolo Moderadamente Forte 1 / r3 → alcance pequeno

Íon-Dipolo Induzido Fraca 1 / r4 → alcance muito pequeno

Dipolo-Dipolo Induzido Muito Fraca 1 / r6 → alcance extremamente pequeno

Forças de London Muito Fraca 1 / r6 → alcance extremamente pequeno

f) Ligações de Hidrogênio

São situações extremas da interação Dipolo-Dipolo. Podem ser observadas em espécies que

contém hidrogênio ligado aos elementos F, O ou N (elementos pequenos e muito eletronegativos). Como esses elementos são muito eletronegativos, a ligação covalente fica muito polarizada o que faz com que o

hidrogênio interaja fortemente com o outro átomo dos elementos F, O ou N, também polarizados, na

molécula vizinha ou, em alguns, casos na mesma molécula. H----F - - - - H----F ---- Ligação covalente - - - - Ligação de H E ~115 kJ/mol

As energias envolvidas nas ligações de H são elevadas e são quase da ordem de grandeza de

uma ligação química. As ligações de H provocam elevação do Ponto de Fusão e Ebulição nas espécies em que esta interação existe.

Nº de e- PE (ºC) PE (ºC) PE (ºC) PE (ºC)

10 CH4 - 162 NH3 - 33 * H2O + 100 * HF + 20 *

18 SiH4 - 112 PH3 -87 H2S - 61 HCl - 85

36 GeH4 - 90 AsH3 - 55 H2Se - 41 HBr - 67

54 SnH4 - 52 SbH3 - 18 H2Te - 2 HI - 35

* Existência de Ligações de H OBS: com o aumento do nº de elétrons, aumenta a intensidade das Forças de London devido ao aumento da

polarizabilidade.

As Ligações de Hidrogênio podem ser: - Intermoleculares

- Intramoleculares


DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA - QUI-01026

FORÇAS INTERMOLECULARES - Exercícios

1) Qual composto tem ponto de ebulição maior: éter etílico ou butanol? Ambos têm fórmula C4H10O, mas suas fórmulas estruturais são diferentes, conforme pode-se ver a seguir. Justifique.

CH3CH2OCH2CH3 (éter etílico) CH3CH2CH2CH2OH (butanol)

2) Comparar e explicar os valores das energias de sublimação dos compostos abaixo, através das interações intermoleculares:

_____________Massa Molar Volume Molar das Moléculas Energia de Sublimação

Cl2 71 g/mol 34,5 cm3/mol 7,43 kcal/mol

CO 28 g/mol 25,7 cm3/mol 1,90 kcal/mol

NH3 17 g/mol 20,7 cm3/mol 7,14 kcal/mol .

3) Considere as seguintes substâncias: HF, HCl, CCl4, CH3CH2OH, e CS2.

Em quais delas estão presentes forças intermoleculares do mesmo tipo?

4) Os hidretos da família do carbono e os da família do nitrogênio têm os pontos de ebulição:

C N

C H4 Teb = -164ºC NH3 Teb = -33ºC

SiH4 Teb = -112ºC PH3 Teb = -88ºC

GeH4 Teb = -88ºC AsH3 Teb = -55ºC

SnH4 Teb = -52ºC SbH3 Teb = -17ºC

Explique o seguinte:

a) A tendência geral dos pontos de ebulição dos hidretos binários.

b) O ponto de ebulição excepcionalmente elevado da amônia c) O fato dos hidretos da família do nitrogênio terem pontos de ebulição notavelmente mais elevados que os

da família do carbono.

RESPOSTAS: 1) Éter etílico: CH3 – CH2 – O – CH2 – CH3 Butanol: CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – OH

Éter etílico é apolar e só tem interações do tipo dipolo instantâneo-dipolo induzido. Butanol tem um grupo

hidroxila e pode interagir por pontes de hidrogênio. Logo, o butanol tem maior ponto de ebulição. 2) Cl2 – Molécula Apolar; interações por Forças de London. Mas como tem grande volume, as moléculas

são bastante polarizáveis, o que eleva a Energia de Sublimação.

CO – Molécula Polar; interações do tipo Dipolo-Dipolo que são moderadamente fortes. Mas as moléculas tem pequeno volume e são muito pouco polarizáveis o que contribui para uma baixa Energia de

Sublimação.

NH3 – Molécula Polar; interações por Pontes de H. Apesar do pequeno volume das moléculas e da baixa

polarizabilidade as interações fortes contribuem para uma elevada Energia de Sublimação. 3) a) HF, HCl, e CH3 – CH2 – OH: são polares, com forças de interação Dipolo-Dipolo (OBS: HF e

CH3 – CH2 – OH tem Pontes de H).

b) CCl4 e CS2: são apolares com forças de interação Dipolo Instantâneo-Dipolo Induzido (Forças de London).

4) a) Família do C: moléculas apolares; Forças de London – Ponto de ebulição aumenta com a

polarizabilidade Família do N: moléculas polares; Interações Dipolo-Dipolo – Ponto de Ebulição aumenta com a

polarizabilidade

b) NH3 tem massa molar pequena e baixa polarizabilidade, mas tem interações Dipolo-Dipolo fortes do

tipo Pontes de H, o que eleva o Ponto de Ebulição. c) Os hidretos da família do C são apolares enquanto os hidretos da família do N são polares. Então,

quando as massas molares forem próximas e as polarizabilidades semelhantes, os compostos polares

terão mais alto Ponto de Ebulição.



QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA – QUI 01026

LÍQUIDOS




SOLUÇÕES

Características: É uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias. A homogeneidade implica que as

partículas das diferentes espécies presentes (moléculas, átomos ou íons) tenham tamanho molecular igual ou

inferior a 50 angstrons (5,000x10-9

m) e estejam distribuídas ao acaso.

As soluções podem existir em qualquer um dos três estados físicos, conforme descrito na Tabela 1:

TABELA 1: Tipos de Soluções

Tipo de Solução Exemplo

Soluções gasosas

Gás dissolvido em gás Oxigênio dissolvido em nitrogênio Líquido dissolvido em gás Clorofórmio dissolvido em (evaporado em) nitrogênio

Sólido dissolvido em gás Gelo seco dissolvido em (sublimado em) nitrogênio

Soluções Líquidas

Gás dissolvido em líquido Dióxido de carbono dissolvido em água Líquido dissolvido em líquido Álcool dissolvido em água

Sólido dissolvido em líquido Açúcar dissolvido em água

Soluções Sólidas Gás dissolvido em sólido Hidrogênio dissolvido em paládio

Líquido dissolvido em sólido Mercúrio dissolvido em ouro

Sólido dissolvido em sólido Cobre dissolvido em níquel (ligas metálicas)

Classificação das Soluções: Quando um componente da solução está presente em grande quantidade em relação

aos outros, ele é denominado solvente, e os demais são denominados solutos. A relação de quantidade entre soluto

e solvente permite classificar as soluções em diluídas e concentradas. Estes são termos relativos geralmente usados para indicar qualitativamente a concentração da solução. Uma classificação mais objetiva é a que segue:

- Solução Saturada: contém a máxima quantidade possível de soluto dissolvido numa certa quantidade de

solvente a uma determinada temperatura (e pressão, se for soluto gasoso); se for adicionado mais soluto, o

solvente não consegue mais dissolve-lo e este precipitará, não fazendo parte da solução, mas ficando em equilíbrio com a mesma.

- Solução Insaturada: contém uma concentração de soluto menor do que a concentração de uma solução

saturada; se for adicionado mais soluto, o solvente continuará dissolvendo até atingir a saturação. - Solução Supersaturada: contém uma concentração maior do que a concentração de uma solução saturada; é

uma solução instável e se for adicionado mais soluto, este desencadeará a precipitação do excesso de soluto

relativo à saturação.

Solubilidade: A solubilidade de um soluto em um dado solvente é definida como a concentração daquele soluto

na solução saturada. A solubilidade depende das propriedades do soluto e do solvente, da temperatura e da pressão

(solutos gasosos). Formas usuais de expressar solubilidade: - massa de soluto (g) / 100 g de solvente

- massa de soluto (g) / 100 mL de solvente

- massa de soluto (g) / 100 mL de solução A solubilidade de um sólido em água pode aumentar ou diminuir com a temperatura, ao passo que a

solubilidade de gases sempre diminui com o aumento da temperatura. Pode-se ver alguns exemplos na Tabela 2:

TABELA 2: Solubilidade e Temperatura

Soluto Solubilidade em massa de soluto (g) / 100 g de água

20 ºC 80 ºC

Sacarose 204 312

Carbonato de lítio 1,33 0,85

Solubilidade e Temperatura: Pode-se aplicar o Princípio de Le Chatelier para explicar a influência da

temperatura, a qual é dependente do calor de dissolução, sobre a solubilidade de uma substância num determinado

solvente.

solução saturada excesso de soluto

No equilíbrio, a velocidade de dissolução é igual à velocidade de deposição.

a) Processo de Dissolução Exotérmico: soluto + solvente solução + calor - Se T for aumentada (fornecimento de calor), o equilíbrio se desloca no sentido inverso, ou seja, no sentido de

diminuir a solubilidade

- Se T for diminuída (retirada de calor), o equilíbrio se desloca no sentido direto, ou seja, no sentido de aumentar a solubilidade.

Exemplo: LiI(s) Li+

(aq) + I-(aq) Hdissolução = - 71 kJ/mol

b) Processo de Dissolução Endotérmico: soluto + solvente + calor solução

- Se T for aumentada (fornecimento de calor), o equilíbrio se desloca no sentido direto, ou seja, no sentido de aumentar a solubilidade

- Se T for diminuída (retirada de calor), o equilíbrio se desloca no sentido inverso, ou seja, no sentido de

diminuir a solubilidade.

Exemplo: KI(s) K+

(aq) + I-(aq) Hdissolução = + 21 kJ/mol

Solubilidade e Pressão: Pode-se também aplicar o Princípio de Le Chatelier:

soluto gasoso + solvente solução líquida - Se P aumentar, o equilíbrio se desloca no sentido de dissolver mais soluto gasoso e a solubilidade aumenta.

- Se P diminuir, o equilíbrio se desloca no sentido de dissolver menos soluto gasoso e a solubilidade diminui.

“A solubilidade de um gás dissolvido em um líquido é proporcional à pressão parcial do gás acima do líquido”

Mecanismo de Dissolução: Quando uma substância se dissolve em outra, partículas de soluto se distribuem no

solvente e passam a ocupar posições que normalmente são ocupadas por partículas de solvente. Se o soluto for

sólido, ocorre a destruição da estrutura do sólido quando as partículas do solvente atacam a superfície do retículo cristalino removendo partículas de soluto da rede e rodeando-as de forma que as partículas de soluto ficam

dispersas entre as partículas de solvente. As energias envolvidas nesse processo são:

a) as partículas de soluto são separadas umas das outras e este processo absorve energia para que as ligações (ou

interações) soluto/soluto sejam rompidas. Esta energia chama-se Energia Reticular ( Hreticular)

Hreticular > 0 b) as partículas de soluto passam a interagir com as partículas do solvente e este processo libera energia chamada

Energia de Solvatação ( Hsolvatação); quando o solvente for água, chama-se Energia de Hidratação ( Hhidratação).

Hsolvatação < 0 c) as partículas de soluto passam a ocupar posições que seriam normalmente ocupadas por partículas do

solvente, ou seja, as partículas do solvente são afastadas umas das outras para que ocorra a intrusão de

partículas de soluto. Para romper as interações solvente/solvente é preciso absorver energia a qual chama-se

Energia de Intrusão ( Hintrusão).

Hintrusão > 0

Logo, a energia envolvida no processo de dissolução ( Hdissolução) é uma combinação de todas essas energias:

Hdissolução = Hreticular + Hsolvatação + Hintrusão

(+ ou -) (+) (-) (+)

Se: Hreticular + Hintrusão > Hsolvatação Então: Hdissolução > 0 Processo Endotérmico

Se: Hreticular + Hintrusão < | Hsolvatação | Então: Hdissolução < 0 Processo Exotérmico

Em resumo, a maior ou menor facilidade com que um determinado soluto dissolve em um determinado solvente depende da intensidade das interações soluto/soluto e solvente/solvente (que precisam ser destruídas) e

das interações soluto/solvente que se estabelecem:

“Quanto mais intensas as forças de atração entre soluto e solvente, maior a solubilidade. Forças de

atração intensas soluto/soluto e/ou solvente/solvente desfavorecem a solubilidade, mas podem ser compensadas por uma interação soluto/solvente intensa”.

Fator Entálpico versus Fator Entrópico: Quando duas substâncias se misturam para formar uma solução,

ocorre um aumento da desordem microscópica. Logo o Fator Entrópico é favorável à dissolução.

- Se a mistura de duas substâncias na formação de uma solução implica em queda de energia (processo exotérmico), a miscibilidade é grande, pois o Fator Entálpico também será favorável à dissolução.

- Mas se a mistura de duas substâncias na formação de uma solução implica em aumento de energia

(processo endotérmico), a miscibilidade depende do balanço das influências do Fator Entrópico favorável e do Fator Entálpico desfavorável.

Exemplos de Interações: soluto/soluto, solvente/solvente e soluto/solvente podem ser vistas na Tabela 3.

TABELA 3: Exemplos de Interações

Interações

Solvente Soluto solvente/solvente soluto/soluto soluto/solvente Resultado

H2O NaCl Forte Forte Forte grande solubilidade

H2O Açúcar Forte Forte Forte grande solubilidade

CCl4 I2 Fraca Fraca Fraca grande solubilidade

H2O CCl4 Forte Fraca Fraca insolubilidade

Hexano CCl4 Fraca Fraca Fraca grande solubilidade

H2O CH3OH Forte Forte Forte grande solubilidade

H2O Hexano Forte Fraca Fraca insolubilidade

H2O Acetona Forte Fraca Forte grande solubilidade

Hexano Sacarose Fraca Forte Fraca insolubilidade

Pode-se enunciar a regra geral: “Semelhante dissolve Semelhante”, ou seja: compostos polares são mais

solúveis em compostos polares e compostos apolares são mais solúveis em compostos apolares.

Expressão de Concentração de Soluções: Como soluções não apresentam composição fixa, não podem ser

designadas por fórmulas químicas fixas. Ao invés disso, as quantidades relativas do soluto e do solvente são

especificadas de formas alternativas as quais chamamos de concentração de solução. A concentração pode ser

expressa de várias maneiras através de Unidades de Concentração:

1) Fração Pondero-Volumétrica: massa de soluto (g) .

volume de solução (L)

2) Fração Ponderal: massa de soluto (g) . (multiplicando por 100: percentagem em massa de soluto)

massa de solução (g)

3) Fração Volumétrica:volume de soluto (L) . (multiplicando por 100: percentagem em volume de soluto)


4) Fração Molar (xi): nº de mol de cada componente (x1 + x2 + x3 + ..... = 1)

nº total de mols

5) Concentração Molar: nº de mol de soluto . (concentração molar = molaridade)


6) Concentração Molal (W): nº de mol de soluto . (concentração molal = molalidade) massa de solvente (kg)

7) Regra geral para diluição: C1.V1 = C2 .V2

8) Regra geral para mistura de duas ou mais soluções de mesmo soluto e mesmo solvente:

Cmistura = C1.V1 + C2.V2 + ........... V1 + V2 + .......




EXERCÍCIOS SOBRE SOLUÇÕES

1. Qual a concentração em mol/L de uma solução composta de: a. 10 g de glicose (C6H12O6) em 2 litros de solução;

b. 2 mols de H2SO4 em 1,5 litro de solução.

2. Qual a concentração em mol/L de uma solução quando se misturam 2 g de NaCl em 100 g de água? Qual

a fração molar de soluto e de solvente nesta solução? (Admitir volume desprezível para o sólido)

3. Calcule a quantidade de soluto necessária para preparar uma solução 0,2 mol/L de glicose (C6H12O6), a

partir de 300 g de água. (Negligencie o volume ocupado pelo soluto sólido)

4. Calcule o número de litros que podem ser preparados a partir de 300 g de cloreto de sódio, para se obter uma solução a 0,2 mol/L.

5. Uma solução de ácido sulfúrico de densidade 1,25 g/mL contém 33% em massa de H2SO4. Calcule sua

concentração em mol/L, molal e fração molar.

6. Qual a massa de solução contendo 21% em massa de ácido nítrico necessária para preparar 200 mL de

HNO3 0,5 mol/L?

7. Qual a fração molar do H2SO4 em solução aquosa de 60% em massa?

8. Quais são a concentração molal e em mol/L de uma solução de etanol, C2H5OH, em água, se a fração

molar for 0,05 e a densidade 0,997g/mL?

9. Calcule quantos mL de KMnO4 0,10 mol/L são necessários para reagir completamente com 0,01 mols do íon oxalato, segundo a reação:

2 MnO-4(aq) + 5 C2O4

-2(aq) + 16 H

+(aq) 2 Mn

+2(aq) + 10 CO2(g) + 8 H2O

10. Calcule a concentração em mol/L, concentração molal e fração molar de uma solução a 30% em massa de

NH3 em água, cuja densidade é 0,892 g/cm3.

11. A densidade de uma solução 2,5 mol/L de ácido sulfúrico é 1,12 g/mL. Calcule sua concentração molal.

12. Expresse em mol/L e concentração molal a concentração de uma solução de H3PO4 a 5% em massa cuja

densidade é 1,027 g/mL.

13. Qual o título (fração ponderal) e concentração em g/L de uma solução 0,10 mol/kg de sulfato férrico?

Densidade da solução: 1,01g/mL.

14. Calcule as frações molares do solvente e do soluto em uma solução 1 mol/kg de cloreto de sódio em água.

15. Tem-se uma solução aquosa 1,0 x 10-2

mol/L de uréia (composto não-dissociado). Calcule para 2,0.102

mL de solução:

a) a massa de uréia dissolvida;

b) o número de moléculas de uréia dissolvidas. (Massa molar da uréia = 60 g/mol)

16. Em 120 mL de solução aquosa saturada de um sal existem dissolvidos 42 g de soluto. Levando em conta

que a massa específica dessa solução é 1,35 g/mL, calcule a solubilidade do referido sal, exprimindo-a em gramas de soluto por 100 gramas de água.

17. Para preparar uma solução 5,00 mol/L, usamos 1,000 kg de água. Obtemos 1,100 L de solução de

densidade igual a 1,300 kg/L. Calcule a massa molecular do soluto.

18. Ácido cítrico é um aditivo presente em refrigerantes em quantidades de 0,0025 a 0,15% em massa.

Supondo solução de densidade 1,0 kg/L, calcule as concentrações de ácido cítrico:

a) em g/L, no limite inferior; b) em mol/L, no limite superior.

Dado: mol do ácido cítrico = 210 g/mol

19. A solução de peróxido de hidrogênio vendida como alvejante e desinfetante contém 3,0% em massa de

H2O2 e tem uma densidade de 1,0 g/mL. a) Qual a massa de H2O2 em 1,0 mL dessa solução? b) Qual o volume de oxigênio, a 0ºC e 1 atm, que é liberado quando o soluto presente em 1 mL desa solução sofre

decomposição? A reação é H2O2(aq) H2O(aq) + ½ O2(g). (No rótulo do frasco de peróxido de hidrogênio a 3% consta a especificação água oxigenada a 10 volumes. Interprete essa informação.)

20. Um martini, com massa de 150 gramas, contém 30% em massa de álcool. Cerca de 15% desse álcool no

Martini passa diretamente para a corrente sanguínea que, para um adulto, tem um volume de

aproximadamente 7 litros. Calcule a concentração de álcool no sangue, em g/mL, para uma pessoa que tomou 2 martinis antes do jantar. (Uma concentração de 0,0030 g/mL é frequentemente tomada como

indicador de intoxicação em um adulto normal).

21. Um litro de solução contém 0,1 mol de cloreto férrico e 0,1 mol de cloreto de amônio. Determine as

concentrações em mol/L dos íons Fe3+

, NH4+ e Cl

-.

22. Qual a concentração em mol/L do ácido nítrico que contém 63% de HNO3 em massa e cuja densidade é

1,42 g/mL ?

23. Qual a concentração em mol/L de uma solução de hidróxido de amônio, cuja densidade é 0,95 g/mL e que encerra 12% de NH3 em massa?

24. Qual a concentração em mol/L do ácido sulfúrico quando se dilui 1 litro de solução 2 mol/L para 100

litros?

25. Que massa de água devemos acrescentar a 1 kg de solução aquosa contendo 25% de NaCl em massa a fim

de torná-la 10% em massa?

26. Qual a massa de água que devemos acrescentar a 1 kg de solução aquosa 2,5 mol/kg de NaOH para

transformá-la em solução 1 mol/kg?

27. Juntando-se 500 mL de uma solução 0,4 mol/L e 300 mL de uma solução 0,5 mol/L do mesmo soluto e diluindo-se a solução obtida a 1 litro, qual a concentração final em mol/L?

28. 24,5 gramas de ácido ortofosfórico foram dissolvidos em água, até completar 200 mL de solução. A seguir esta solução foi diluída a 500 mL. Qual a concentração final da solução em mol/L?

29. Que volume de HCl 0,250 mol/L poderemos obter pela diluição de 50 mL de uma solução de HCl com

densidade 1,185 g/mL e que apresenta 36,5% de HCl em massa?

30. Deseja-se preparar 9,2 litros de solução 2 mol/L de ácido sulfúrico a partir de uma solução concentrada

desse ácido que apresenta densidade igual a 1,84 g/mL e que encerra 98% de H2SO4 em massa. Qual o

volume necessário do ácido sulfúrico concentrado?

31. 150 ml de ácido clorídrico de concentração desconhecida são misturados a 350 mL de ácido clorídrico 2 mol/L, dando uma solução 2,9 mol/L. Qual a concentração da primeira solução?

32. Deseja-se preparar 2 litros de solução 0,050 mol/L de ácido sulfúrico, dispondo-se de 20 mL de solução

2,5 mol/L e de 500 mL de solução 1 mol/L. Consumindo-se a totalidade da solução de concentração 2,5

mol/L, qual o volume a empregar da solução 1 mol/L?

33. Determine a concentração em mol/L de uma solução aquosa de H2SO4 resultante da mistura de 500 mL

de uma solução aquosa de H2SO4 a 2 mol/L com 1500 mL de solução aquosa do mesmo ácido e de

concentração 9,8 g/litro.

34. Misturando-se 150 mL de solução 2 mol/L de NaCl com 250 mL de solução 1 mol/L de KCl, perguntam-

se as concentrações em mol/L da solução resultante em relação: a) ao NaCl b) ao KCl c) aos íons presentes em solução

35. 200 mL de NaCl 2,0 mol/L são misturados com 300 mL de Na2SO4 2,5 mol/L. Qual a concentração da solução final, em relação aos íons Na

+, Cl

- e SO4

2-?

36. Juntando-se 300 mL de HCl 0,4 mol/L e 200 mL de NaOH 0,6 mol/L, perguntam-se as concentrações em

mol/L da solução final com respeito:

a) ao ácido b) à base c) ao sal formado

37. Juntando-se 200 mL de H2SO4 0,3 mol/L e 100 mL de KOH 1,2 mol/L, perguntam-se as concentrações

em mol/L da solução final em relação:

a) ao ácido b) à base c) ao sal formado

38. Foram misturados 500 mL de uma solução 0,40 mol/L de Na2SO4 com 500 mL de uma solução 0,20 mol/L de CaCl2, verificando-se a formação de um precipitado. Calcule as concentrações dos íons no equilíbrio,

em solução, e a massa do precipitado.

39. 7,0 gramas de uma amostra de alumínio impuro são tratados por 50 mL de uma solução de ácido

sulfúrico que apresenta 49 % de H2SO4, em massa e densidade 1,4 g/mL. Terminada a reação, verifica-se

que todo o ácido foi gasto e que somente as impurezas não reagiram. Qual é a porcentagem em massa de

alumínio na amostra analisada?

RESPOSTAS:

1. a) 0,028 mol/L b) 1,33 mol/L 21. [Fe3+] = 0,1 mol/L; [NH4+] = 0,1 mol/L; [Cl-] = 0,4 mol/L

2. a) 0,34 mol/L b) xs = 0,006 xS = 0,994 22. 14,20 mol/L 3. 10,8 g 23. 6,7 mol/L

4. 25,6 L 24. 0,02 mol/L

5. 4,2 mol/L; 5,07 mol/Kg; xs = 0,08; xS = 0,92 25. 1,5 Kg

6. 30 g 26. 1,36 Kg

7. xs = 0,22 xS = 0,78 27. 0,35 mol/L

8. 2,92 mol/Kg; 2,57 mol/L 28. 0,500 mol/L

9. 40 mL 29. 2,37 L

10. 15,70 mol/L; 25,14 mol/Kg; xs = 0,31; xS = 0,69 30. 1,0 L

11. 2,86 mol/Kg 31. 5,0 mol/L

12. 0,52 mol/L; 0,54 mol/Kg 32. 50 mL

13. 0,038; 38,8 g/L 33. 0,58 mol/L

14. xs = 0,017; xS = 0,983 34. [NaCl] = 0,75 mol/L; [KCl] = 0,625 mol/L; [Na+] = 0,75 mol/L; [K+] = 0,625 mol/L; [Cl-] = 1,375 mol/L

15. a) 0,12 g b) 1,20.1021 moléculas 35. [Na+] = 3,8 mol/L; [Cl-] = 0,80 mol/L; [SO42-] = 1,5

mol/L

16. 35g/100g de água 36. [HCl] = [NaOH] = 0; [NaCl] = 0,24 mol/L

17. 78,2 u 37. [H2SO4] = [KOH] = 0; [K2SO4] = 0,20 mol/L

18. a) 0,025 g/L b) 0,00714 mol/L 38. [Na+] = 0,40 mol/L; [Cl-] = 0,20 mol/L; [SO42-] = 0,10

mol/L; [Ca2+] = zero; massa precipitado = 13,6 g

19. a) 0,03 g b) 9,9 mL 39. 90 %

20. 0,002 g/mL




PROPRIEDADES COLIGATIVAS




EXERCÍCIOS SOBRE PROPRIEDADES COLIGATIVAS

Solvente Tcongelamento Kc (K . Kg.mol

-1) Tebulição Ke (K . Kg.mol

-1)

Clorofórmio - 63,5ºC 4,68 61,2ºC 3,63

Água 0ºC 1,86 100ºC 0,51

Benzeno 5,5ºC 5,12 80,1ºC 2,53

CCl4 - 23ºC 29,8 76,5ºC 4,95

1. Calcular o ponto de congelação de uma solução contendo 600 g de CHCl3 e 42,0 g de eucaliptol,

C10H8O, substância aromática encontrada nas folhas de eucalipto.

2. Liste as soluções abaixo arroladas em ordem crescente de seus pontos de ebulição e congelação.

- CaCl2 0,060 molal - NaCl 0,15 molal

- HCl 0,10 molal

- C12H22O11 0,15 molal - Na3PO4 0,080 molal

- CH3COOH 0,20 molal (grau de ionização = 1,3 %)

3. Calcular a pressão de vapor da solução preparada pela adição de: a) 32,5 g de glicerina, C3H8O3, a 120 g de água a 65ºC

b) 5,00 g de sulfato de sódio, Na2SO4, a 115 g de água a 65ºC

OBS: pressão de vapor da água a 65ºC = 187,5 torr

4. Uréia, CO(NH2)2, é um produto do metabolismo de proteínas em mamíferos. Qual a pressão

osmótica de uma solução contendo 1,10 g de uréia em 100 mL de água a 20ºC?

5. A água do mar contém 3,4 g de sais para cada litro de solução. Supondo-se que o soluto é constituído

inteiramente de NaCl (mais de 90% é, realmente), calcule a pressão osmótica da água do mar a 20ºC.

6. O álcool laurílico é obtido a partir de óleo de coco e é usado para preparar detergentes. Uma solução

de 5,00 g desse álcool em 100 g de benzeno congela a 4,1ºC. Qual a massa molar do álcool laurílico?

7. O sistema de arrefecimento de um automóvel é preenchido com uma solução contendo iguais

volumes de água (d = 1 g/mL) e etilenoglicol (HOC2H4OH; d = 1,12 g/mL). Estime os pontos de

congelação e de ebulição dessa mistura.

8. A adrenalina é o hormônio que desencadeia a liberação de moléculas excedentes de glicose em casos

de “stress” e emergência. Uma solução de 0,64 g de adrenalina em 36 g de tetracloreto de carbono

causa uma elevação de 0,49ºC no ponto de ebulição. Qual é a massa molar da adrenalina?

9. A pressão de vapor do bezeno (C6H6) á 25ºC é 93,4 torr. Qual será a pressão de vapor, a 25ºC, de

uma solução preparada pela dissolução de 56,4 g do soluto não volátil C20H42 em 1000 gramas de benzeno?

10. O heptano (C7H16) tem uma pressão de vapor de 791 torr a 100ºC. A mesma temperatura, o octano

(C8H18) tem uma pressão de vapor de 352 torr. Qual será a pressão de vapor de uma mistura de 25

gramas de heptano e 35 gramas de octano?

11. Quais serão os pontos de congelamento e de ebulição de uma solução aquosa contendo 55 gramas de

glicerol, C3H5(OH)3, e 250 gramas de água?

12. Quais são a massa molecular e a fórmula molecular de um composto não dissociável, cuja fórmula

empírica é C4H2N, se 3,84 gramas do composto em 500 gramas de benzeno provocam um abaixamento do ponto de congelamento de 0,307ºC?

13. Calcule o ponto de congelamento de uma solução aquosa 0,100 molal de um eletrólito fraco que

esteja 7,5% dissociado e tenha n = 2.

14. Calcule a pressão osmótica de uma solução aquosa contendo 5,0 gramas de sacarose (C12H22O11) em

1 litro de água a 25ºC.

15. Uma solução aquosa congela a -2,47ºC. Qual é o seu ponto de ebulição?

16. Qual seria a pressão osmótica de uma solução aquosa 0,010 mol/L de NaCl a 25ºC?

17. Qual a percentagem de ionização de um ácido monoprótico fraco em água se uma solução 0,250

molal deste ácido tem um ponto de congelamento de - 0,500ºC?

RESPOSTAS:

1. – 65,8ºC

2. ponto de ebulição: C12H22O11 / CaCl2 / HCl / CH3COOH / NaCl / Na3PO4

ponto de congelação; Na3PO4 / NaCl / CH3COOH / HCl / CaCl2 / C12H22O11

3. a) 178,1 torr b) 184,4 torr

4. 4,40 atm

5. 2,80 atm

6. 182,9 g/mol

7 . -33,6ºC e 109,2ºC 8. 180 g/mol

9. 91,7 torr

10. 546,6 torr

11. 101,2ºC

12. massa molecular = 128 u fórmula molecular = C8H4N2

13. – 0,2ºC

14. 0,36 atm

15. 100,7ºC

16. 0,5 atm

17. 7,5%




GASES




EXERCÍCIOS SOBRE GASES

1. Um manômetro de extremidade aberta foi conectado a um frasco contendo um gás a uma pressão

desconhecida. O mercúrio no braço aberto para a atmosfera era 65 mm mais alto que na extremidade

fechada. A pressão atmosférica era de 733 torr. Qual era a pressão do gás no frasco?

2. Um gás ocupa um volume de 350 mL a 740 torr. Qual será seu volume a 900 torr se a temperatura permanecer constante?

3. A 25oC e 1 atm um gás ocupa um volume de 1,5 L . Que volume ocupará a 100

oC e l atm?

4. Se um gás, originalmente em um recipiente de 50 ml a uma pressão de 645 torr, é transferido para outro

recipiente cujo volume é 65 mL, qual será sua nova pressão se:

a) não houver variação de temperatura?

b) a temperatura do primeiro recipiente for 25oC e a do segundo 35

oC.

5. Um gás ideal com pressão de 650 mm de Hg ocupa um balão de volume desconhecido. Uma certa quantidade de gás foi retirada do mesmo e verificou-se que ocupa um volume de 1,52 cm

3 com pressão de l

atm. A pressão do gás que permanece no balão é de 600 mm de Hg. Considerando que todas as medidas

foram executadas à mesma temperatura, calcule o volume do balão.

6. Calcule a pressão em kPa ( kilopascal ) que resultará se 2,5 g de gás XeF4 forem introduzidos em um recipiente evacuado de 3,0 dm

3 e que é conservado a temperatura constante de 80,0

oC (R = 8,31

kPa.dm3/mol/K ).

7. A densidade de um gás desconhecido é 1,96 g/L nas CNTP. Qual a massa molar desse gás?

8. Uma amostra de 50 mL de gás exerce uma pressão de 450 torr a 35oC. Qual é o seu volume nas CNTP?

9. Produz-se um litro de uma mistura de gases a partir de um litro de N2 a 200 torr, um litro de O2 a 500 torr

e um litro de Ar a 150 torr . Qual é a pressão da mistura?

10. Uma mistura de gases consiste de 56,0 g de N2, 16,0 g de CH4 e 48,0 g de O2. Se a pressão total da

mistura é 850,0 torr, qual a fração molar e a pressão parcial de cada gás?

11. Uma mistura de N2 e O2 tem um volume de 100 mL a uma temperatura de 50oC e a uma pressão de 800

torr. Ela foi preparada pela adição de 50 mL de O2 a 60oC e 400 torr a X mL de N2 a 40

oC e 400 torr. Qual

é o volume X ?

12. Um gás é coletado sobre água até a pressão total interna de um frasco de 100 mL ser de 700 torr a 25oC.

Calcule o volume do gás seco nas CNTP ( Pv da água a 25oC é 23,8 torr ).

13. Uma amostra de oxigênio tem um volume de 2,50 dm3 sob pressão padrão. Calcule o volume (em dm

3)

que essa amostra ocuparia a 50,0 kPa.

14. Uma amostra de oxigênio com volume de 56,0 mL é coletada sobre água a uma temperatura de 20oC e

pressão de 710,0 torr. Determine o volume do gás seco nas CNTP ( Pv da água a 20oC é 17,5 torr ).

15. Qual a pressão que resulta quando 2,0 L de hidrogênio nas CNTP são injetados em um recipiente de 2,0

L que já continha suficiente oxigênio para preenchê-lo completamente nas CNTP. Suponha que a

temperatura não muda quando os gases se misturam.

16. Uma amostra de 125 mL de O2 foi coletada sobre água a 25oC e a uma pressão total de 708 torr. Calcule:

a) a pressão parcial de oxigênio. b) a fração molar do oxigênio. c) a massa de oxigênio coletado, em gramas.

17. Uma mistura de O2 e N2 em um vaso de 200 mL exerce uma pressão de 720 torr a 35oC. Se existe 0,0020

mol de N2, calcule: a) a pressão parcial de N2. b) a pressão parcial de O2. c) o número de mols de O2

presentes

18. Calcule o volume ocupado nas CNTP por (a) 0,20 mol de O2. (b) 12,4 g de Cl2. (c) uma mistura de 0,10

mol de N2 e 0,050 mol de O2.

19. Calcule a massa de 245 mL de SO2 nas CNTP.

20. Qual é a densidade do butano, C4H10, nas CNTP?

21. Calcule o volume ocupado por 0,234 g de NH3 a 30oC e a uma pressão de 0,847 atm.

22. Um bom vácuo, produzido com aparelhos comuns de laboratório, corresponde a 10-6 mm de Hg de

pressão a 25oC. Calcule o número de moléculas por cm

3 nessas condições.

23. Um químico observou o desprendimento de um gás numa reação química e coletou um pouco do

material para análise. Foi constatado conter 80% de C e 20% de H. Também foi observado que 500 mL do

gás a 760 torr e 00C apresentavam massa de 0,669 g. a) Qual a fórmula empírica do composto gasoso? b)

Qual a sua massa molar? c) Qual sua fórmula molecular?

24. Na reação N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g), quantos mililitros de H2 nas CNTP são necessários para produzir 400 mL de amônia?

25. Oxigênio gasoso gerado na reação 2 KClO3 2KCl + 3 O2 foi coletado sobre água a 300C em um

vaso de 150 mL, até a pressão total ser de 600 torr.

a) Quantos gramas de O2 seco foram produzidos? (Pv da água é de 31,8 torr) b) Quantos gramas de KClO3 foram consumidos na reação?

26. Ácido nítrico é produzido dissolvendo-se NO2 em água de acordo com a reação

3 NO2(g) + H2O(l) 2 HNO3(l) + NO(g)

Quantos litros de NO2 a 250C e 770 torr são necessários para produzir 10 g de HNO3?

27. Um gás desconhecido efunde através de um pequeno orifício a uma velocidade de 23 mL por hora. O

gás hélio, nas mesmas condições, efunde a 92 mL por hora. Qual a massa molar do gás desconhecido ?

28. Compare as velocidades de efusão do hélio e do neônio. Que gás efunde mais rapidamente ?

29. A velocidade de efusão de um gás desconhecido foi determinada como sendo 2,92 vezes maior que a do

NH3. Qual a massa molar aproximada do gás desconhecido?

30. Se, a uma temperatura particular, a velocidade média das moléculas de CH4 é 1500 km/h, qual é a velocidade média das moléculas de CO2 na mesma temperatura?

31. Calcule o volume ocupado por 0,024 g de O2 se este fosse coletado sobre água a 230C e a uma pressão

total de 740 torr ( Pv da água a 230C é 21.1 torr ).

32. Use a equação de Van der Waals para calcular a pressão, em atm, exercida por 51,0 g de amônea num

frasco de l0,0 litros a 2270C (a = 4,17 atm L

2.mol

-2 e b = 0,037 L.mol

-l). Compare com o comportamento

ideal.

33. Três gases foram colocados num mesmo recipiente de l0 litros para dar uma pressão total de 800 torr a 30

0C. Se a mistura continha 8,0 g de CO2, 6,0g de O2 e uma quantidade desconhecida de N2, calcule (a) o

número total de mols de gases no recipiente; (b) a pressão parcial de cada gás; (c) a massa de N2 no

recipiente.

34. Calcule o volume máximo de CO2 a 750 torr e 280C que pode ser produzido reagindo-se 500 mL de CO a

760 torr e 150C com 500 mL de O2 a 770 torr e 0

0C.

35. Uma reação importante na produção de fertilizantes nitrogenados é a oxidação da amônia:

4 NH3(g) + 5 O2(g) 4 NO(g) + 6 H2O(g). Quantos litros de O2, medidos a 25

0C e 0,895 atm, devem ser usados para produzir 100 litros de NO a 500

0C

e 750 torr ?

36. Um recipiente de volume V tem um pequeno orifício na extremidade superior e contém um gás a 270C e

1 atm. A que temperatura deve se elevar a amostra gasosa para que um terço de seu volume original escape pelo orifício?

37. Um gás de volume V1 e pressão P1 sofre uma transformação isobárica de uma temperatura T1 até uma

temperatura T2 = 3T1. Em seguida, sofre uma compressão isotérmica até o volume V3 = 2V1. Qual a

relação entre P1 e P3?

38. Um litro de O2 efunde-se através de um pequeno orifício em 20 minutos. Em quanto tempo o metano irá

se efundir nas mesmas condições?

39. Uma amostra de um líquido desconhecido é colocada num frasco evacuado de massa e volume conhecidos, a uma temperatura suficientemente alta para vaporizar todo o líquido. A temperatura é mantida

constante e a pressão do frasco é medida. O frasco é pesado novamente para determinar a massa do líquido

desconhecido. Usando os dados abaixo para esse procedimento, calcule a massa molar do líquido desconhecido.

massa do frasco vazio 35,364 g

volume do frasco 35,0 mL

pressão no frasco 381 torr

massa do frasco + líquido desconhecido 35,451 g

temperatura l00,00C

40. Como resultado da reação de 0,350 grama de um metal com um ácido, foram recolhidos 209 mL de

hidrogênio sobre água a uma temperatura de 20ºC e uma pressão de 104,3 kPa. A pressão de vapor da água a essa temperatura é de 2,3 kPa. Calcular a massa do metal que reage com um mol de H

+.

RESPOSTAS:

1. 798 torr 21. 0,404 L

2. 287,8 mL 22. 32.109 moléculas/cm3

3. 1,88 L 23. a) CH3 b) 30 g/mol c) C2H6

4. a) 496,15 torr b) 512,8 torr 24. 600 mL

5. 23,1 cm3 25. a) 0,144 g b) 0,368 g

6. 11,8 kPa 26. 5,8 L

7. 43,9 g/mol 27. 64 g/mol

8. 26,24 mL 28. vHe = 2,23 vNe

9. 850 torr 29. 2 g/mol

10. xN2 = 0,444; xCH4 = 0,222; xO2 = 0,333

PN2 = 377 torr; PCH4 = 189 torr; PO2 = 283 torr

30. 904 Km/h

11. 146,8 ml 31. 19,2 mL

12. 81,5 mL 32. 12,1 atm 13. 5,07 dm3 33. a) 0,424 mols b) PCO2 = 343 torr; PN2 = 102 torr; PO2 =

355 torr c) 1,52 g

14. 47,5 mL 34. 0,53 L

15. 2,0 atm 35. 53,13 L

16. a) 684,2 torr b) 0,966 c) 0,147 g 36. 400 K

17. a) 192,2 torr b) 528 torr c) 0,0055 mols 37. P3 = 3 P1/2

18. a) 4,48 L b) 3,92 L c) 3,36 L 38. 14,14 min

19. 0,700 g 39. 152 g/mol

20. 2,59 g/L 40. 20 g



QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA - QUI – 01026

EXERCÍCIOS SOBRE CINÉTICA QUÍMICA

Q U E S T I O N Á R I O

1 - Qual é o objetivo da Cinética Química?

2 - Como se define velocidade média e velocidade instantânea de consumo de reatantes ou formação de

produtos?

3 - Quais as unidades mais comuns de velocidade de reação?

4 - Como se relacionam matematicamente as diversas velocidades de formação e consumo numa reação

genérica do tipo aA + bB cC + dD ?

5 - Como se expressa a influência da concentração das espécies na velocidade de uma reação?

6 - Que é ordem de reação? De que maneira é determinada?

7 - Que é constante de velocidade?

8 - A seguir são arroladas algumas reações e suas respectivas equações de velocidade. Diga qual é a ordem das reações, argumentando a resposta.

REAÇÃO LEI DE VELOCIDADE ORDEM

HI(g) 1/2 H2(g) + 1/2 I2(g) v = k.[HI]2 ......................

IO3- + 2 Br

- + 2 H

+ IO2

- + Br2 + H2O v = k.[IO3

-].[Br

-].[H

+] ......................

CH3CHO(g) CH4(g) + CO(g) v = k.[CH3CHO]3/2

......................

9 - Que são reações elementares?

10 - Que é mecanismo de reação?

11 - Em que se baseia a teoria das colisões para explicar a velocidade das reações químicas?

12 - Outra teoria que tenta explicar a velocidade das reações é a “Teoria Absoluta” ou “Teoria do estado de

transição “ e é a que apresenta melhor concordância entre as previsões teóricas e os resultados obtidos experimentalmente. Em que se baseia essa teoria? Que tipos de reações apresentam maior adequação entre

teoria e experimentação?

13 - Proponha um gráfico de energia potencial x coordenada de reação para um processo exotérmico genérico, com formação de complexo ativado.

14 - Como se define catalisador?

15 - Quais os tipos de catálise? Como age o catalisador em cada caso?

E X E R C Í C I O S

1. Considere a combustão do metano: CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(g) Se a concentração de metano decresce à razão de 0,40 mol/L/s, quais são as velocidades de formação

de CO2 e H2O?

2. Na presença de solução ácida de fenol, o íon iodato reduz-se a iodito pela ação do brometo, de acordo

com a equação: IO3- + 2 Br

- + 2 H

+ IO2

- + Br2 + H2O.

A 35ºC, com concentrações iniciais de iodato e brometo respectivamente iguais a 5,00.10-3

mol/L e 1,00.10

-2 mol/L , observou-se que, após transcorridos 12,8 minutos de reação, a concentração de iodato

baixou para 4,23.10-3

mol/L. Calcule:

a) a velocidade de consumo de iodato. b) a velocidade de consumo de brometo.

c) a velocidade de formação de iodito.

3. A reação 2 NO(g) + Cl2(g) 2 NOCl(g) é efetuada em recipiente fechado. Se a pressão parcial de NO decresce à taxa de 30 torr/min, qual a taxa de variação da pressão total do sistema?

4. Para a reação NO(g) + 1/2 Br2(g) NOBr(g) é proposto o seguinte mecanismo:

(1) NO(g) + Br2(g) NOBr2(g) (equilíbrio rápido)

(2) NOBr2(g) + NO(g) 2 NOBr(g) (lento) A partir da informação determine a ordem da reação.

5. O seguinte mecanismo foi proposto para a reação em fase gasosa entre clorofórmio e cloro:

k1

(1) Cl2(g) 2Cl(g) (rápido) k-1

k2

(2) Cl(g) + CHCl3(g) HCl(g) + CCl3(g) (lento) k3

(3) Cl(g) + CCl3(g) CCl4(g) (rápido)

5.1 - Qual é a reação total que descreve o processo? 5.2 - Quais são as substâncias intermediárias no mecanismo proposto?

5.3 - Qual a lei de velocidade proposta pelo mecanismo ? Qual a ordem global?

6. Obter a ordem das reações abaixo discriminadas, usando a tabela de dados cinéticos correspondente.

6.1 - Reação: NO(g) + H2(g) 1/2 N2(g) + H2O(g)

Experiência P inicial de NO

(torr)

P inicial de H2

(torr)

velocidade inicial

(torr/min)

1 120 20 20

2 120 40 40

3 20 120 3

4 40 120 12

6.2 - Reação: CH3Cl(g) + H2O(g) CH3OH(g) + HCl(g)

medida [CH3Cl], mol/L [H2O], mol/L velocidade inicial

mol/L.s

1 0,500 0,500 22,700

2 0,750 0,500 34,050

3 0,500 0,750 51,075

4 0,500 0,250 5,675

5 0,750 0,125 2,128

6.2.1 - Qual é a lei de velocidade?

6.2.2 - Qual é a ordem da reação? 6.2.3 - Qual o valor da constante de velocidade?

6.3 - Reação: C2H4(g) + O3(g) 2 CH2O(g) + 1/2 O2(g)

medida [O3]inicial [C2H4]inicial velocidade inicialde

aparecimento de CH2O

mol/L.s

1 0,50.10-7 1,0.10-8 1,0.10-12

2 1,5.10-7 1,0.10-8 3,0.10-12

3 1,0.10-7 2,0.10-8 4,0.10-12

7. Considere a reação do peroxidissulfato com iodeto em solução aquosa e os dados na tabela a seguir:

S2O82-

(aq) + 3 I-(aq) 2 SO4

2-(aq) + I3

-(aq)

Experiência [S2O82-], mol/L [I-], mol/L - [S2O8

2-] / t, mol/L.s

1 0,038 0,060 1,4.10-5

2 0,076 0,060 2,8.10-5

3 0,076 0,030 1,4.10-5

a) Qual é a expressão da lei de velocidade? Explique!

b) Qual o valor da constante de velocidade?

c) Qual é a velocidade de consumo de S2O8- -

quando as concentrações instantâneas de S2O8- -

e I- são

respectivamente 0,025 mol/L e 0,100 mol/L?

8. Para a reação BF3(g) + NH3(g) F3BNH3(g) a tabela de dados cinéticos correspondente é: Experiência [BF3], mol/L [NH3], mol/L velocidade inicial

mol/L.s

1 0,2500 0,2500 0,2130

2 0,2500 0,1250 0,1065

3 0,2000 0,1000 0,0682

4 0,3500 0,1000 0,1193

5 0,1750 0,1000 0,0596

a) Qual é a expressão da lei da velocidade? Explique!

b) Qual é o valor da constante de velocidade?

9. A decomposição do N2O5, de acordo com a reação abaixo, segue uma cinética de primeira ordem com k =

5,2.10-3

s-1

. Partindo-se de uma concentração inicial de 0,040 mol/L, calcule a concentração de N2O5 após 10

minutos do início da reação.

2 N2O5(g) 4 NO2(g) + O2(g)

10. A constante de velocidade da reação:

O(g) + N2(g) NO(g) + N(g)

que ocorre na estratosfera é 9,7.1010

L/mol.s a 800ºC. A energia de ativação da reação é 315 kJ/mol.

Determine a constante de velocidade a 700ºC.

11. A velocidade de hidrólise bacteriana de músculo de peixe é duas vezes maior a 2,2ºC do que a -1,1ºC.

Estime a Energia de ativação para a reação.

12. A ocorrência natural do isótopo 14 do carbono na matéria viva é da ordem de 1,1x10-13

mol%. A análise

radioquímica de um objeto recolhido de uma escavação arqueológica mostrou um conteúdo de C14

da ordem de 0,89x10

-14 mol%. Calcule a idade do objeto. (dado adicional: t1/2 do C

14 é 5720 anos)

13. Uma certa reação de primeira ordem está 34,5% completa após 4,9 minutos do seu início. Qual o valor da

constante de velocidade dessa reação?

14. Se um ser humano ingere ácido diclorofenoxiacético, um herbicida muito comum, a eliminação na urina

poderia, virtualmente, ser considerada uma reação de primeira ordem, com uma meia vida de 220 horas.

Quanto tempo será necessário para que uma certa quantidade desse composto se reduza a 20% do valor original ingerido?

15. A 1000ºC o ciclopropano, um composto orgânico, reage de acordo com a equação química abaixo

mostrada:

CH2

H2C CH2H2C=CH-CH3

Essa é uma reação de primeira ordem com meia vida de 7,5x10

-2 segundos. Calcule o tempo

necessário para que 90% de uma certa quantidade de cicloproano seja consumido nessas condições.

RESPOSTAS:

1. Respectivamente 0,40 mol/L e 0,80 mol/L

2. a) 6,01.10-5 mol/L.min b) 1,20.10-4 mol/L.min c) 6,01.10-5 mol/L.min

3. “ – 15 torr/min” 4. terceira ordem; v = k.[NO]2.[Br2] 5. v = k2(k1/k-1)

1/2.[CHCl3].[Cl2]1/2; ordem 3/2 6.1. terceira ordem

6.2.1. v = k[CH3Cl].[H2O]2 6.2.2. terceira ordem 6.2.3. 181,6 (L/mol)2 / s

6.3. Segunda ordem (primeira ordem para O3 e primeira ordem para C2H4)

7. a) v = k.[S2O82-].[I-] b) k = 6,1.10-3 L/mol.s c) 1,5.10-5 mol/L.s

8. a) v = k.[BF3].[NH3] b) 3,41 L/mol.s 9. 0,0018 mol/L 10. 2,5.109 L/mol.s

11. Ea = 1,3.105 joules/mol 12. 2,1.104 anos 13. 0,086 min-1 14. 511 h (21 dias e 7 h) 15. 0,25 s




INTRODUÇÃO À TERMODINÂMICA

INTRODUÇÃO:

- Termodinâmica: investiga a espontaneidade de um processo. - Cinética: investiga a velocidade de um processo.

Ambos os fatores deverão ser favoráveis para que uma transformação seja observada.

Exemplo: 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g)

- possível termodinamicamente Processo não observado

- extremamente lento em temperatura ambiente

A Termodinâmica:

- diz respeito basicamente às trocas de energia que acompanham os processos químicos e físicos.

- prediz se uma transformação é possível (espontânea) ou impossível (não espontânea) em determinadas condições. - considera a matéria como um todo, não se preocupando com sua estrutura molecular.

- não se preocupa com o mecanismo da transformação e nem com o tempo da transformação.

- se preocupa com aspectos macroscópicos como: pressão, volume, temperatura, concentração, energia e inter-

relação de energia.

CONCEITOS BÁSICOS:

Sistema: porção particular do universo cujas propriedades se deseja estudar.

- Sistema Isolado: não troca matéria nem energia com a vizinhança; não varia de volume. - Sistema Fechado: pode trocar energia com a vizinhança e variar de volume, mas não troca matéria.

- Sistema Aberto: pode trocar matéria e energia com a vizinhança.

Vizinhança: todas as demais partes do universo que não fazem parte do sistema.

Estado: situação de equilíbrio em que as propriedades macroscópicas do sistema como: temperatura, pressão, densidade, composição química, pressão, volume, estado físico (s, l ou g, ou forma cristalina) são bem

definidas e não se alteram, com o tempo.

Funções de Estado: é uma propriedade do sistema caracterizada por um valor numérico bem definido para cada Estado e independente da maneira pela qual o Estado é alcançado. P, T e V são Funções de Estado e outras

Funções de Estado importantes para a Termodinâmica são: E, H, S e G.

Propriedades importantes das Funções de Estado: são duas as propriedades fundamentais: - quando um sistema sofre uma transformação, as alterações das Funções de Estado somente dependem do

Estado inicial e do Estado final, ou seja, não dependem do caminho da transformação.

- as Funções de Estado são inter-relacionadas; atribuindo-se valores para algumas, pode-se definir os

valores de outras. Exemplo: PV = nRT Propriedades Intensivas: P, T, densidade, fração molar, etc; não dependem da quantidade ou tamanho do sistema.

Em sistemas Homogêneos, as propriedades intensivas são idênticas em toda a extensão do sistema; em

sistemas heterogêneos estas propriedades variam em diferentes partes do sistema). Propriedades Extensivas: V, energia, número de mols, massa, etc; dependem do tamanho do sistema.

TRANSFORMAÇÕES TERMODINÂMICAS:

Transformação Reversível: Transformação que pode ir de um Estado A para um Estado B e voltar do Estado B

para o Estado A pelo mesmo caminho. Nestas transformações, as Funções de Estado de um sistema nunca

diferem entre si mais do que uma quantidade infinitesimal. Estes processos são algumas vezes denominados de “processos quase estáticos” pois são infinitamente lentos.

Transformação Irreversível: Todas as transformações que não se enquadram nas características anteriores.

Ocorrem em uma velocidade finita. Não é possível retornar a um Estado inicial pelo mesmo caminho.

“A direção de um Processo Reversível pode ser alterada a qualquer momento, simplesmente fazendo-se uma

modificação infinitesimal na vizinhança. Um Processo Irreversível para ser invertido requer uma modificação

drástica na vizinhança.”

CALOR, TRABALHO E 1º PRIMEIRO PRINCÍPIO DA TERMODINÂMICA:

A Termodinâmica distingue dois tipos de Energia:

Calor: representado pelo símbolo ”q”, fluxo de energia que resulta de diferença de temperatura entre sistema e

vizinhança Trabalho: qualquer outro tipo de energia diferente de calor; representado pelo símbolo “w” (exemplo: trabalho

mecânico - expansão de um gás, trabalho elétrico – fornecido por uma bateria, etc)

“O trabalho mecânico relacionado com a expansão ou compressão de um gás, é o mais comum em

laboratório de química: gás pode ser produzido ou consumido em reação química e a pressão externa é a pressão

atmosférica.”

“O calor pode fluir para um sistema aumentando sua T ou pode deixar o sistema baixando sua T. Um gás

pode se expandir e realizar trabalho sobre a vizinhança (empurra a atmosfera) ou pode ser comprimido, quando a

vizinhança realiza trabalho sobre o sistema.”

Convenção de sinais para Calor e Trabalho:

Calor (q): - sinal (+) quando o sistema absorve energia sob forma de calor

- sinal (-) quando o sistema libera energia sob forma de calor

Trabalho (w): - sinal (+) quando o sistema ganha energia sob forma de trabalho (compressão de um gás).

- sinal (-) quando o sistema perde energia sob forma de trabalho (expansão de um gás)

1º Princípio da Termodinâmica: “Em qualquer processo a variação total de energia do sistema, E, é igual à soma do calor absorvido, q, e do trabalho, w, realizado sobre o sistema, ou seja, a Energia não é criada nem

destruída, é conservada.”

Matematicamente: E = q + w (na convenção antiga seria: E = q – w)

“A Energia Interna (E), que é Função de Estado, representa a soma de todas as energias contidas no

sistema como conseqüência de energia cinética de seus átomos, íons ou moléculas, acrescida da energia potencial

que se origina das forças de ligação entre as partículas que formam o sistema.”

Como medir E ?

Se: E = q + w

Se a reação é executada a V constante, então w = 0 e E = q = qv

Logo: E = qv, que significa calor trocado com a vizinhança em condições de volume constante.

ENTALPIA (H) – UMA NOVA FUNÇÃO DE ESTADO:

Em laboratório, as reações são comumente realizadas em condições de pressão constante, e não em

condições de volume constante. Nestas condições, o calor medido não é qv e, portanto, não é U.

Então define-se: H = U + P.V

Logo: H = U + (PV)

Substituindo: H = q + w + (PV) Mas: w = -P V

Se: P = constante, então (PV) = P V

Resta: H = q + (-P V) + P V = q

Logo: H = qp, que significa calor trocado com a vizinhança em condições de pressão constante.

Sólidos e Líquidos:

(PV) ~ zero e H ~ U

Gases:

(PV) = (nRT)

Para gases ideais a T constante, (nRT) = n. RT

Então: H = U + n. RT, para processos a T constante.



QUÍMICA GERAL E INORGÂNIC - QUI-01026

TABELA DE TERMODINÂMICA QUÍMICA

ENTALPIA PADRÃO DE FORMAÇÃO A 25O

C ( Hfo em kJ/mol)) ENTROPIA ABSOLUTA PADRÃO A 25

OC (S

o em J/mol))

Elementos e Compostos Inorgânicos Elementos e Compostos Inorgânicos

O3(g) 142,12 CO(g) -110,42 O2(g) 204,83 NO(g) 210,42 AgCl(s) 96,01

H2O(g) -241,60 CO2(g) -393,14 O3(g) 237,42 NO2(g) 240,22 Fe(s) 27,13

H2O(l) -285,57 PbO(s) -219,45 H2(g) 130,46 NH3(g) 192,32 Fe2O3(s) 89,87

HCl (g) -92,22 PbO2(s) -276,38 H2O(g) 188,54 HNO3(l) 155,45 Fe3O4(s) 146,30

Br2(g) 30,68 PbSO4(s) -917,51 H2O(l) 69,87 P(g) 162,94 Al(s) 28,29

HBr(g) -36,20 Hg(g) 60,78 He(g) 125,93 P(s, branco) 44,31 Al2O3(s) 50,94

HI(g) 25,92 Ag2O(s) -30,54 Cl2(g) 222,74 PCl3(g) 311,37 UF6(g) 379,38

S (monoclínico) 0,30 AgCl(s) -126,91 HCl (g) 186,50 PCl5(g) 352,37 UF6(s) 227,60

SO2 (g) -296,61 Fe2O3(s) -821,37 Br2(l) 152,15 C(s, diamante) 2,44 Ca(s) 41,59

SO3 (g) -394,80 Fe3O4(s) -1116,06 Br2(g) 245,11 C(s, grafite) 5,69 CaO(s) 39,71

H2S (g) -20,13 Al2O3(s) -1668,20 HBr(g) 198,29 CO(g) 197,72 CaCO3(s) 92,80

H2SO4(l) -810,54 UF6(g) -2110,90 HI(g) 206,13 CO2(g) 213,44 Na(s) 51,00 NO(g) 90,29 UF6(s) -2161,06 S (rômbico) 31,85 PbO(s) 64,83 NaF(s) 58,52

NO2(g) 33,82 CaO(s) -634,94 S (monoclínico 32,52 PbO2(s) 76,49 NaCl(s) 72,31

NH3(g) -46,15 CaCO3(s) -1205,72 SO2 (g) 248,29 PbSO4(s) 147,14 K(s) 63,54

HNO3(l) -173,07 NaF(s) -568,48 SO3 (g) 255,98 Hg(g) 174,72 KF(s) 66,50

P(g) 314,25 NaCl(s) -410,61 H2S (g) 205,45 Hg(l) 77,33 KCl(s) 82,60

PCl3(g) -306,06 KF(s) -562,04 N2(g) 191,31 Ag(s) 42,66

PCl5(g) -398,56 KCl(s) -435,45

C(diamante) 1,89

Compostos Orgânicos Compostos Orgânicos

metano, CH4(g) -74,78 propileno, C3H6(g) 20,39 metano, CH4(g) 186,01 propileno, C3H6(g) 266,68

etano, C2H6(g) -84,59 1-buteno, C4H8(g) 1,17 etano, C2H6(g) 229,27 1-buteno, C4H8(g) 307,15 propano, C3H8(g) -103,75 acetileno, C2H2(g) 226,53 propano, C3H8(g) 269,65 acetileno, C2H2(g) 200,63

n-butano, C4H10(g) -124,61 formaldeído, CH2O(g) -115,79 n-butano, C4H10(g) 309,74 formaldeído, CH2O(g) 218,45

isobutano, C4H10(g) -131,47 acetaldeído, CH3CHO(g) -166,20 isobutano, C4H10(g) 294,36 acetaldeído, CH3CHO(g) 265,43

n-pentano, C5H12(g) -146,30 metanol, CH3OH(l) -238,34 n-pentano, C5H12(g) 348,97 metanol, CH3OH(l) 126,65

n-hexano, C6H14(g) -167,03 etanol, C2H5OH(l) -277,37 n-hexano, C6H14(g) 386,44 etanol, C2H5OH(l) 160,51

n-heptano, C7H16(g) -187,64 ácido fórmico, HCOOH(l) -424,72 n-heptano, C7H16(g) 424,86 ácido fórmico, HCOOH(l) 128,83

n-octano, C8H18(g) -208,25 ácido acético, CH3COOH(l) -486,55 n-octano, C8H18(g) 463,23 ácido acético, CH3COOH(l) 159,68

benzeno, C6H6(g) 82,85 ácido oxálico, (CO2H)2(s) -825,97 benzeno, C6H6(g) 268,94 ácido oxálico, (CO2H)2(s) 119,97

benzeno, C6H6(l) 48,98 tetracloreto de carbono, CCl4(l) -139,19 benzeno, C6H6(l) 172,63 tetracloreto de carbono, CCl4(l) 214,23

etileno, C7H4(g) 52,23 glicina, H2NCH2COOH(s) -528,06 etileno, C7H4(g) 219,24 glicina, H2NCH2COOH(s) 109,10



QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA - QUI 01026

EXERCÍCIOS SOBRE TERMODINÂMICA QUÍMICA


1 - Qual é o objetivo da Termodinâmica Química?

2 - O que é Termodinâmica Clássica?

3 - Por que se diz que a Termodinâmica Clássica é uma ciência macroscópica?

4 - Como se define sistema? E meio externo ou vizinhanças?

5 - O que é propriedade de um sistema?

6 - Caracterize propriedades intensivas e extensivas, dando exemplos.

7 - O que é estado de um sistema?

8 - Como é possível evidenciar que ocorreu um processo termodinâmico?

9 - Que são propriedades termodinâmicas ou funções de estado?

10 - Quais as principais características das funções de estado?

11 - Como se calcula trabalho numa expansão gasosa a pressão constante?

12 - Trabalho é propriedade termodinâmica? Argumentar a resposta.

13 - Energia é função de estado? Argumentar a resposta.

14 - Qual é o enunciado do Primeiro Princípio da Termodinâmica?

15 - Calor é propriedade do sistema ou característica do processo?

16 - Como se define variação de entalpia de um sistema num processo?

17 - Qual a relação entre energia interna e entalpia?

18 - Qual é o enunciado da lei de Hess?

19 - Como se define entalpia padrão de formação, Hfo?

20 - Que são capacidades caloríficas molares? De que fatores dependem ?

21 - Como se define processo reversível? Quais são suas características?

22 - De que modo se pode obter trabalho máximo de um sistema durante um processo?

23 - Como se pode definir entropia de um sistema?

24 - Qual é o enunciado do Segundo Princípio da Termodinâmica?

25 - Como se caracteriza entropia numa abordagem microscópica?

26 - Qual é o enunciado do Terceiro Princípio da Termodinâmica? Que são entropias absolutas?

27 - Como é possível estabelecer um critério absoluto de caracterização de espontaneidade a partir de

considerações do Segundo Princípio?

28 - Que é energia livre de um sistema?

29 - Como se caracteriza reversibilidade e irreversibilidade pelo critério da variação de energia livre?

30 - O que é variação de energia livre padrão? Qual o seu significado para um processo?

31 - Qual a relação matemática entre G0 e constante de equilíbrio de um sistema num processo?

32 - Como se interpreta o valor de G de um sistema que está sofrendo um processo?

P R O B L E M A S

1 - Um gás é confinado num recipiente sob pressão atmosférica constante. Quando 600 joules de calor

são adicionados ao gás ele expande e efetua 140 joules de trabalho nas vizinhanças. Calcular H e E

para o processo.

2 - As densidades da água líquida e do gelo são respectivamente 0,9998 e 0,917 g/cm3. Calcular H e

E para a solidificação de um mol de água a 00C e 1 atm, sabendo que o calor de fusão da água a 0

0C e 1

atm é 1440 cal/mol.

3 - Na vaporização de um grama de água líquida a 1000C e 1 atm são formados 1671 mL de vapor de

água. Se a quantidade de calor absorvida foi de 540 cal, calcular H e E para o processo:

H2O(l, 100o

C) H2O(v, 100o

C).

Quais os valores de Hvap e Evap molares nessa temperatura?

4 - Calcular a entalpia padrão de formação do álcool etílico, C2H6O(l), a partir do conhecimento de sua

entalpia padrão de combustão, H0comb = -326,70 kcal/mol e outros dados da tabela de Termodinâmica.

5 - Uma amostra de 1,500 g de tolueno líquido, C7H8(l), foi colocada numa bomba calorimétrica juntamente com excesso de oxigênio. Durante a combustão a temperatura aumentou de 25

0C para

26,4130C. Os produtos da reação são CO2(g) e H2O(l) e a capacidade calorífica total do calorímetro é

45,06 kJ/0C . Pergunta-se:

a) Qual o valor da entalpia padrão de combustão do tolueno?

b) Qual o valor da entalpia padrão de formação do tolueno?

6 – A 25ºC e 1 atm, a reação de 1,00 mol de CaO com água libera 15,6 kcal:

CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(s)

Quais são H e E, por mol de CaO, para esse processo se as densidades de CaO(s), H2O(l) e Ca(OH)2(s), a 25ºC são 3,25 g/mL, 0,997 g/mL e 2,24 g/mL, respectivamente? O que isto lhe diz sobre os valores

relativos de H e E, quando todas as substâncias são líquidas ou sólidas?

7 – A 25ºC, queimando-se 0,20 mol de H2 com 0,1 mol de O2 para produzir H2O(l) em uma bomba

calorimétrica, a temperatura do aparelho se eleva 0,880ºC. Quando 0,0100 mol de tolueno, C7H8, é

queimado neste calorímetro, a temperatura é aumentada de 0,615ºC. A equação para a reação de combustão é:

C7H8(l) + 9 O2(g) 7 CO2(g) + 4 H2O(l)

Calcule E para esta reação. Use Hºf298 para H2O(l), encontrado na tabela de termodinâmica para calcular

Eºf298 para H2O(l).

8 – Dadas as seguintes equações termoquímicas:

Fe2O3(s) + 3 CO(g) 2 Fe(s) + 3 CO2(g) H = - 28 kJ

3 Fe2O3(s) + CO(g) 2 Fe3O4(s) + CO2(g) H = - 59 kJ

Fe3O4(s) + CO(g) 3 FeO(s) + CO2(g) H = + 38 kJ

Calcule H para a reação:

FeO(s) + CO(g) F(s) + CO2(g)

9 - Quando 200 mL de HCl 1,00 mol/L a 250C foram misturados com 150 mL de NaOH 1,00 mol/L,

também a 250C, num frasco de Dewar, a temperatura da mistura reagente aumentou para 30,0

0C.

Calcular H em kJ para a neutralização de um mol de H+ por um mol de OH

-.

10 - A evaporação da transpiração é uma maneira de o corpo descartar o excesso de energia produzida durante exercício físico e, desse modo, manter constante a temperatura. Quantos kJ são removidos do

corpo pela evaporação de 10,0 g de água a 250C? (Procurar entalpias de formação da água líquida e água

vapor a 250C na tabela de Termodinâmica).

11 - O calor de combustão do etanol é -1371 kJ/mol a 250C. Uma garrafa de cerveja de 350 ml contém

3,7% de álcool em massa. Supondo densidade igual a 0,97 g/mL, qual o conteúdo calórico de álcool na

cerveja expresso em calorias nutricionais? (1 Cal = 1 kcal).

12 - A volume constante o calor de combustão do ácido benzóico é -26,38 kJ/g. Uma amostra de 1,200 g

de ácido benzóico é queimada numa bomba calorimétrica. A temperatura do calorímetro aumentou de

22,450C para 26,10

0C. Qual a capacidade calorífica total do calorímetro?

13 - Aspirina é produzida comercialmente a partir de ácido salicílico, C7O3H6 . Um grande carregamento

de ácido salicílico está contaminado com óxido bórico, que é também um pó branco. O E0

comb do ácido

salicílico é -3,00.103 kJ/mol. Óxido bórico, por sua vez, não queima, pois é uma forma totalmente

oxidada. Quando uma amostra de 3,556 g de ácido salicílico contaminado é queimada em bomba

calorimétrica, a temperatura aumenta 2,5560C. Se a capacidade calorífica total do calorímetro é 13,62

kJ/0C, qual a percentagem em massa de B2O3 na amostra?

14 - Quando uma amostra de NaOH de 6,50 g é dissolvida em 100 g de água num frasco de Dewar, a

temperatura da mistura aumenta de 21,60C para 37,8

0C. Calcular H para o processo:

NaOH(s) Na+

(aq) + OH

-(aq).

Suponha que o calor específico da solução é o mesmo que para água pura.

15 - Calcule o calor envolvido no processo de dissolução representado abaixo, se as quantidades de nitrato de amônio e água são respectivamente iguais a 200 g e 100 mL.

NH4NO3(s) NH4+

(aq) + NO3-(aq)

Dados: solubilidade do NH4NO3 = 190 g em 100 mL de água

Hf0 (NH4

+(aq)) = -132,89 kJ/mol

Hf0(NO3

-(aq)) = -206,57 kJ/mol

H0f(NH4NO3(s)) = -365,56 kJ/mol.

16 - Um mol de vapor de água é comprimido reversivelmente a água líquida na temperatura do ponto de

ebulição, 1000C. A entalpia de vaporização da água a 100

0C e 1 atm é 539,7 cal/g. Calcular q, w, E,

H, Ssist e G. Dados (a 100ºC): dvapor = 0,598 g/L; dágua = 1,0 g/mL)

17 - Como varia a entropia do sistema quando ocorrem os seguintes processos:

(a) um sólido é fundido

(b) um líquido é vaporizado (c) um sólido é dissolvido em água

(d) um gás é liquefeito

18 - Para cada um dos seguintes pares escolha a substância com a entropia mais elevada (por mol ) na

temperatura considerada: (a) O2(g) a 5 atm e O2(g) a 0,5 atm .

(b) Br2(g) e Br2(l) .

(c) 1 mol de N2(g) em 22,4 L e 1 mol de N2(g) em 2,24 L. (d) CO2(g) e CO2 dissolvido em água.

19 - Dado Kb da amônia a 298 K como sendo igual a 1,76.10-5.

NH3(aq) + H2O(l) NH4+

(aq) + OH

-(aq)

(a) calcular G0 para a reação:

(b) Qual é o valor de G no equilíbrio?

(c) Qual é o valor de G quando as concentrações de NH3, NH4+ e OH

- são respectivamente iguais a 0,10

mol/L, 0,10 mol/L e 0,050 mol/L?

20 - As células usam a hidrólise do trifosfato de adenosina, ATP, como fonte de energia. A conversão de

ATP em ADP possui uma energia livre padrão de -30,5 kJ/mol. Se toda a energia livre do metabolismo

da glicose

C6H12O6(s) + 6 O2(g) 6 CO2(g) + 6 H2O(l) é encaminhada para a conversão de ADP em ATP, quantos mols de ATP podem ser produzidos por mol

de glicose metabolisada? Dados: entalpia padrão de formação e entropia absoluta padrão de C6H12O6(s)

respectivamente iguais a -304,6 kcal/mol e 50,7 cal/K.

21 - Qual a máxima quantidade de trabalho útil, expresso em kJ, que se pode obter a 250C e 1 atm pela

oxidação de 1,00 mol de propano, C3H8, de acordo com a equação:

C3H8(g) + 5 O2(g) 3 CO2(g) + 4 H2O(g)

22 - Calcular G0298 para H2O2(g) H2O(g) + ½ O2(g) , sendo dados H

0298 = -106 Kj e S

0298 = 58

J/K. Poder-se-ia esperar que H2O2(g) fosse estável a 298 K? Explique!

23. O calor específico da prata é 0,0565 cal/g oC. Assumindo nenhuma perda de calor para o meio,

calcule a temperatura final quando 100 g de prata a 40oC é imersa em 60 g de água a 10

oC.

24. O ponto de fusão de uma certa substância é 70oC, seu ponto de ebulição é 450

oC, sua entalpia de

fusão é 125,4 J/g, sua entalpia de vaporização é 188,1 J/g e seu calor específico é 0,90 J/gK. Calcule o

calor requerido para converter 100 g da substância do estado sólido a 70oC a vapor a 450

oC.

25. Qual o calor necessário para converter 10 g de gelo a –10oC a água líquida a 10

oC?

Dados: cgelo = 2,09 J/g oC, cágua = 4,18 J/g

oC, Hfusão = 334,4 J/g.

26. Determine a temperatura resultante quando 150 g de gelo a 0oC é misturado com 300 g de água a

50oC. Dados: cágua = 4,18 J/g

oC, Hfusão = 334,4 J/g.

27. Quando 1 kg de carvão antracito é queimado, cerca de 30514 kJ de calor são liberados. Que

quantidade de carvão é requerida para aquecer 4 kg de água da temperatura ambiente (20oC) até o ponto

de ebulição (em 1 atm de pressão), assumindo que não há perda de calor? Dados: cágua = 4,18 J/g oC.

RESPOSTAS DOS PROBLEMAS:

1- H = 600 J ; E = 460 J

2- H = -1,44.103 cal ; E = -1,44.10

3 cal

3- H = 540 cal ; E = 499 cal ; H molar =

9720 cal/mol ; E molar = 8,99.103 cal/mol

4- -66,36 kcal/mol 5- - 934,5 kcal/mol ; 2,95 kcal/mol

6- H = E = - 15,6 kcal

pois P. V = -5,04.10-5

kcal 7- - 942,4 kcal/mol

8- H = -16,83 kJ 9- - 48,8 kJ/mol

10- - 24,3 kJ

11- 89 Cal 12- 8,67 kJ/ºC

13- 55 %

14 - - 44,4 kJ/mol

15- 62,0 kJ

16- qp = H = -9,71.103 cal ; E = -8,97.10

3

cal ; w = 734,3 cal ; S = -26,0 cal/K ; G = 0 .

17- (a) aumenta. (b) aumenta. (c) aumenta.

(d) diminui.

18- (a) O2(g) a 0,5 atm; (b) Br2(g); (c) 1 mol de N2(g) em 22,4 L; (d) CO2(g)

19- a) 27,1 kJ/mol b) zero c) 19,7 kJ

20- 94,3 mols 21- -2073,22 kJ

22- G 0 = - 123,3 kJ

23- 12,6ºC

24- 65,5 kJ

25- 3971 J 26- 6,7ºC

27- 44 g




EXERCÍCIOS SOBRE EQUILÍBRIO QUÍMICO


1. Como é possível deduzir uma expressão geral para a constante de equilíbrio utilizando a lei da ação das

massas para reações elementares?

2. Como se sabe que uma reação química em sistema fechado atingiu o estado de equilíbrio?

3. Quais as características do estado de equilíbrio?

4. Que relação se pode estabelecer entre o valor de K e a viabilidade termodinâmica de uma reação?

5. Qual a relação entre o valor da constante de equilíbrio e a escolha da equação química que representa o

processo ? E quando há combinações de equilíbrios?

6. Quais as formas usuais de representar a constante de equilíbrio

7. Explique a diferença entre Q (quociente de reação) e K.

P R O B L E M A S

1. Expresse a constante de equilíbrio para as equações abaixo:

1.1. NH4NO2(s) N2(g) + 2 H2O(g)

1.2. FeO(s) + H2(g) Fe(s) + H2O(g)

1.3. 4 Fe(s) + 3 O2(g) 2 Fe2O3(s)

2. Explique em termos de Q, K e G o que acontece com o equilíbrio NH4HS(s) NH3(g) + H2S(g)

quando: a) NH3 é adicionado; b) NH4HS é adicionado; c) gás inerte é adicionado a P e T

constantes; d) H2S é retirado.

3. A 2727 0C o Kc para a reação Cl2(g) 2 Cl(g) vale 0,37. No equilíbrio, em sistema fechado, a

pressão de Cl2 é 0,86 atm. Qual a pressão parcial de Cl no recipiente?

4. O valor de Kp a 3770C para a reação 3 H2(g) + N2(g) 2 NH3(g) é 1,2. Calcule Kc para a

equação NH3(g) 1/2 N2(g) + 3/2 H2(g).

5. Um recipiente é carregado com 0,50 atm de N2O4 e 0,50 atm de NO2 a 25

0C. Após atingido o

equilíbrio, representado pela equação N2O4(g) 2 NO2(g), a pressão parcial do N2O4 é 0,60 atm. Calcule Kp a 25

0C.

6. Uma mistura de 0,100 mol de NO, 0,050 mol de H2 e 0,100 mol de H2O é colocada num recipiente

fechado de 1,00 litro. Após certo tempo é estabelecido o equilíbrio:

2 NO(g) + 2 H2(g) N2(g) + 2 H2O(g)

No equilíbrio a concentração de NO é 0,062 mol/L. Calcule Kc.

7. A 12850C a constante de equilíbrio para a reação Br2(g) 2 Br(g) é Kc = 1,04.10

-3. Um frasco de

0,200 L, contendo uma mistura em equilíbrio dos gases, apresenta 0,245 g de bromo gasoso, Br2(g). Qual a massa de Br(g) presente?

8. Uma amostra de 0,831g de SO3 é colocada num recipiente evacuado de 1,00 litro e aquecida a 1100 K. O anidrido sulfúrico sofre decomposição de acordo com a equação:

2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g)

No equilíbrio a pressão total no recipiente é 1,300 atm. Calcule Kc e Kp para o processo a 1100 K.

9. PCl5 puro é introduzido em uma câmara evacuada, atingindo o equilíbrio a 2500C e 2,00 atm, segundo

a equação PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g). A mistura em equilíbrio contém 40,7% em volume de cloro.

a1. Quais as pressões parciais de PCl5 e PCl3 no equilíbrio?

a2. Qual o valor de Kp a 2500C?

a3. Qual o grau de dissociação do PCl5 nessas condições?

Se a mistura gasosa é expandida a 2500C até uma pressão de 0,200 atm, calcule:

b1. a pressão parcial de cloro no novo equilíbrio. b2. a % em volume de cloro no novo equilíbrio.

b3. a % de pentacloreto de fósforo dissociado no novo equilíbrio.

10. A 308 K o Kp para a reação N2O4(g) 2 NO2(g) é 0,249. Quais as pressões parciais dos dois

gases no equilíbrio? Calcule o grau de dissociação de tetróxido de dinitrogênio a 308 K e pressão total de

2,00 atm.

11. Sabendo-se que a 250C e pressão total de 0,25 atm o brometo de nitrosila está 34% dissociado, calcule

o valor de Kp a 250C para a reação representada pela equação:

2 NOBr(g) 2 NO(g) + Br2(g)

12. Uma mistura de H2 , I2 e HI em equilíbrio a 4580C contém 2,24.10

-2 mol/L de H2, 2,24.10

-2 mol/L de

I2 e 0,155 mol/L de HI num recipiente de 5,00 litros. Qual a condição final de equilíbrio quando este é

restabelecido após a adição de 0,100 mol de HI?

13. Um recipiente fechado contém 1,0 mol de BaCO3, 1,0 mol de BaO e 1,0 mol de CO2 em equilíbrio,

segundo a equação BaCO3(s) BaO(s) + CO2(g). Se meio mol de CO2 for adicionado ao sistema, o que acontecerá com as quantidades das três substâncias presentes, supondo volume constante?

14. A 21,80C a constante de equilíbrio Kc da reação representada pela equação abaixo apresenta o valor

1,2.10-4

.

NH4HS(s) NH3(g) + H2S(g)

Calcule as concentrações de equilíbrio de amônia e sulfeto de hidrogênio se uma amostra do sólido é colocada num frasco fechado e se permite que haja decomposição até o estabelecimento do equilíbrio a

21,80C.

15. Carbamato de amônio, NH4CO2NH2(s), decompõe-se por aquecimento segundo a equação

NH4CO2NH2(s) 2 NH3(g) + CO2(g). Colocando-se uma certa quantidade do sólido num frasco

rígido a 250C, constata-se que a pressão total de equilíbrio é 0,117 atm. Qual o valor de Kp para a

equação dada? Qual deve ser a pressão adicional de CO2 para que, no novo equilíbrio, a pressão de NH3

reduza-se à metade do valor original?

16. A uma certa temperatura Kc = 7,5 para a reação representada pela equação:

2 NO2(g) N2O4(g)

Se 2,0 mols de NO2 são colocados num frasco de 2,00 litros para reagir, quais serão as concentrações de equilíbrio de NO2 e N2O4? Quais serão as novas concentrações de equilíbrio se o volume do frasco for

dobrado?

17. A 1200 K, temperatura aproximada dos gases de exaustão dos automóveis, a constante Kp para a

reação 2 CO2(g 2 CO(g) + O2(g) é 1,0.10-3. Supondo que o gás do escapamento (pressão total =

l,0 atm) contém percentagens volumétricas de CO, CO2 e O2 respectivamente iguais a 0,20%, 12% e

3,0%, pergunta-se: a) o sistema está em equilíbrio? b) Se não estiver, como irá se comportar o sistema até

atingir o estado de equilíbrio?

18. A 700 K a constante de equilíbrio Kp para a reação 2 NO(g) + Cl2(g) 2 NOCl(g) apresenta o

valor 0,26. Preveja o comportamento das seguintes misturas, na mesma temperatura:

PNO P(Cl2) PNOCl

a) 0,15 atm 0,31 atm 0,11 atm

b) 0,12 atm 0,10 atm 0,050 atm

c) 0,15 atm 0,20 atm 0,0050 atm

19. Uma mistura gasosa contém 0,30 mol/L de SO2, 0,16 mol/L de Cl2 e 0,50 mol/L de cloreto de

sulfurila, SO2Cl2. Se Kc = 0,011 para o equilíbrio representado pela equação:

SO2Cl2(g) SO2(g) + Cl2(g), Pergunta-se: a) o sistema está em equilíbrio? b) se não estiver, em que sentido deve evoluir a reação até

atingir o equilíbrio?

20. A 1000 K o Kp para a reação I2(g) 2 I(g) é 3,1.10-3. Observa-se que, num recipiente selado a

1000 K, a pressão de I2 é 0,21 atm e a de I(g) é 0,030 atm. a) O sistema está em equilíbrio? b) se não estiver, a pressão parcial de I2 aumenta ou diminui à medida que se aproxima o estado de equilíbrio?

21. Em sistema fechado a 250C a reação TiCl4(g) Ti(s) + 2 Cl2(g) é endotérmica. O que acontece

com o grau de avanço do ponto de equilíbrio quando a temperatura é aumentada?

22. 1,50 mol de POCl3 é colocado num recipiente de 0,500 litro a 4000C, estabelecendo-se o equilíbrio

segundo a equação POCl3(g) POCl(g) + Cl2(g) com Kc = 0,248. Calcule o número de mols de

POCl que deve ser adicionado ao sistema de maneira a produzir uma concentração de equilíbrio de Cl2

igual a 0,500 mol/L.

RESPOSTAS

1.1 Kc = [N2] [H2O]2 1.2 Kc = [H2O] / [N2] 1.3 Kc = 1 / [O2]3 13. BaCO3 = 1,5 mol BaO = 0,5 mol

2. a) Q > K; G > 0; R P CO2 = 1 mol

b) Q = K; sem deslocamento 14. [H2S] = [NH3] = 0,0110 mol/L

c) Q < K; G < 0; R P 15. KP = 2,37.10-4 P adicional = 0,136 atm

d) Q < K; G < 0; R P 16. Eq. 1: [NO2] = 0,228 mol/L

3. 8,9 atm [N2O4] = 0,386 mol/l

4. 0,017 Eq. 2: [NO2] = 0,152 mol/L

5. 0,15 [N2O4] = 0,174 mol/l

6. 6,5.102 17. a) Q = 8,3.10-6 Q<K não equilíbrio

7. 0,0451 g b) reação sentido R P 8. Kc = 4,44.10-2

18. a) Q = 1,73 > K R P 9. a1 PPCl5 = 0,372 atm PPCl3 = PCl2 = 0,814 atm b) Q = 1,74 > K R P a2. 1,78 a3. 68,6% c) Q = 0,00556 < K R P b1. 0,0974 atm b2. 48,68% b3. 94,84%

19. a) Q = 0,096 > K não equil. b) R P

10. 17,4 % 20. a) Q = 4,3.10-3 > K não equil.

11. 1.10-2 b) pressão de I2 aumenta

12. [H2] = [I2] = 0,02464 mol/L [HI] = 0,1705 mol/L 21. grau de avanço aumenta

22. 0,370 mol




EXERCÍCIOS SOBRE EQUILÍBRIO IÔNICO

PARTE 1 - EQUILÍBRIOS DE SOLUBILIDADE


1 - Em que momento se estabelece um equilíbrio de solubilidade? Qual é a característica da solução

nessas condições?

2 - Que é produto iônico de uma espécie em solução? O que é o produto de solubilidade? Relacionar com Q e K estudados em Termodinâmica.

3 - Como os valores de Q e K determinam o comportamento de uma espécie iônica em solução quanto à

sua solubilidade nesse sistema?

4 - Que é efeito do íon comum?

P R O B L E M A S

1- Calcular a solubilidade do fluoreto de cálcio, CaF2 (KPS = 3,9.10-11

) nas seguintes condições:

(a) quando da adição de uma pequena quantidade do sal em água até saturar a solução.

(b) em solução 0,010 mol/L de NaF . (c) em solução 0,0176 mol/L de Ca(NO3)2.

2 - Uma solução saturada de hidróxido ferroso, Fe(OH)2, apresenta concentração hidroxiliônica igual a

1,17.10-5

mol/L . Calcular o KPS do hidróxido, sabendo que não há outro soluto presente no sistema.

3 - Calcular o KPS dos compostos abaixo discriminados, sabendo o valor de suas solubilidades em água,

expressas em ppm, a 250C. (1 ppm = 1 mg/L = 1x10

-3 g/L)

(a) BiI3 ( s = 7,8 ppm ) (b) MgNH4PO4 ( s = 9,2 ppm )

4 - A fluoretação da água potável é amplamente empregada na prevenção de cárie dentária. Tipicamente, a concentração de íon fluoreto é ajustada no valor 1 ppb. Algumas águas “duras “, isto é, contendo íons

Ca2+

, que interfere na ação dos sabões, apresentam o cátion em concentração 8 ppb. Poderia haver

formação de precipitado nessas condições? (1 ppb = 1 g/L = 1x10-6 g/L)

5 - Uma solução é preparada pela mistura de 100 mL de AgNO3 0,200mol/L com 100 mL de HCl 0,100

mol/L.

(a) Haverá precipitação de cloreto de prata nessas condições? (b) Se houver, quais as concentrações dos íons após o estabelecimento do equilíbrio?

(KPS do AgCl igual a 1,8.10-10

).

6 - Quais as concentrações dos íons Hg22+

e Cl- na solução que resulta da adição de 32,5 mL de Hg2(NO3)2

0,117 mol/L a 67,5 mL de MgCl2 0,02815 mol/L. KPS (Hg2Cl2) = 1,3.10-18

.

7 - NaOH diluído é introduzido numa solução que é 0,050 mol/L em Cu2+

e 0,040 mol/L em Mn2+

. (a) Qual o hidróxido que precipita primeiro?

(b) Que concentração de hidroxila é necessária para iniciar a precipitação do primeiro hidróxido?

Valores dos KPS: [ Cu(OH)2 ] = 1,6.10-19

; [ Mn(OH)2 ] = 1,9.10-13

8 - Misturam-se 60,0 mL de MnCl2 0,0333 mol/L com 40,0 mL de KOH 0,0500 mol/L.

(a) Se houver precipitação de Mn(OH)2 nestas condições, quais as concentrações dos íons após o estabelecimento do equilíbrio?

(b) Calcular a solubilidade do hidróxido de manganês II formado nessas condições.

(KPS do Mn(OH)2 é igual a 1,9.10-13

)

COMPORTAMENTO EM ÁGUA DE SAIS SÓDICOS COM ÂNION ORIUNDO DE ÁCIDO POLIPRÓTICO – NaHA

NaHA (s) Na

+ (aq) + HA

- (aq)

↓ ↓

não reage espécie com a água anfiprótica

HA- ↔ H3O

+ + A

2- (2

a ionização) : Ka2

HA- + H2O ↔ H2A + OH

- (comportamento básico): Kb

OBS: Para simplificação, [H3O+] será representado por [H

+] nas expressões seguintes.

O pH vai depender dos valores de Ka2 e Kb

(1)

(2)

BALANÇO DE MASSA: [NaHA inicial] = [Na

+] = [HA

-] + seus derivados ([H2A] e [A

2-])

OU [NaHA inicial] = [Na

+] = [H2A] + [HA

-] + [A

2-] (3)

BALANÇO DE CARGA: [+] = [-] [Na

+] + [H

+] = [HA

-] + 2 x [A

2-] + [OH

-]

OU [Na

+] = [NaHA inicial] = [HA

-] + 2 [A

2-] + [OH

-] - [H

+] (4)

E: Kw = [H+] . [OH

-] (5)

Igualando: (3) = (4)

[H2A] + [HA

-] + [A

2-] = [HA

-] + 2 [A

2-] + [OH

-] - [H

+]

OU

[H2A] = [A2-

] + [OH-] - [H

+] (6)

De (2)

De (1)

De (5):

Então se pode substituir em (6):

OBS: Quando K1 e K2 forem pequenos e [NaHA] não for muito baixa, pode-se substituir nas expressões acima [HA

-] por

[NaHA].

K2

[H ][A2 ]

[HA ]

Kb

[H2A][OH ]

[HA ]

Kb

Kw

K1

[H2A][OH ]

[HA ][H2A]

Kw

K1

[HA ]

[OH ]

K2

[H ][A2 ]

[HA ][A

2] K2

[HA ]

[H ]

Kw [H ][OH ] [OH ]

Kw

[H ]

Kw

K1

[HA ]

[OH ]K2

[HA ]

[H ]

Kw

[H ][H ]

Kw

K1

[HA ]

Kw[H ] K2

[HA ]

[H ]

Kw

[H ][H ]

[HA ][H ]

K1

[H ] K2[HA ] Kw

[H ]

[H ][HA ]

K1

1 K2[HA ] Kw

[H ]

[H ]2 K2[HA ] Kw

[HA ]

K1

1

[H ]K1 K2[HA ] Kw

K1 [HA ]

– VALORES

PARTE 2 - EQUILÍBRIOS ÁCIDO-BASE


1 - Como se conceituam ácido e base segundo Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis?

2 - O que é par conjugado ácido-base? Como estão relacionadas as formas ácida e básica nesse sistema

quanto a seu comportamento?

3 - O que é produto iônico da água? Qual seu valor nas condições padrões?

4 - Como se caracterizam meio ácido, básico e neutro?

5 - Como se definem pH e pOH? Como se caracterizam acidez, basicidade e neutralidade segundo esse

critério?

6 - Escreva as equações de balanço de carga e de material para soluções das seguintes espécies:

(a) NH4OAc (b) NaHCO3 (c) Na2CO3 (d) H2SO3

7 - Em que circunstâncias é necessário incluir a contribuição da auto-ionização da água na avaliação do pH de um ácido ou de uma base?

8 - Que é solução tampão? Como é normalmente constituída? Como se calcula o pH desses sistemas?

9 - Que são tampões de ácidos polipróticos? Como se avalia o pH desses sistemas?

10 - Que são alfa-valores? Quantos alfa-valores um ácido poliprótico apresenta? Quanto vale a soma dos

alfa-valores de um ácido poliprótico?

P R O B L E M A S

1 - Uma solução 0,100 mol/L de um ácido fraco genérico HA apresenta pH igual a 4,84. Calcular a constante de ionização do ácido e o seu grau de ionização nas condições dadas.

2 - Calcular o pH de uma solução 0,500 mol/L de acetato de amônio, conhecendo-se Ka do ácido acético

e Kb da amônia.

3 - Calcular o pH de uma solução 0,0050 mol/L de Ba(OH)2 , admitindo-se = 1.

4 - Leite de magnésia é uma suspensão de hidróxido de magnésio sólido em água. Calcular o pH da fase aquosa, supondo-se que é composta de água pura saturada com hidróxido de magnésio. ( KPS = 1,8.10

-11 ).

5 - O pH de uma solução 1,0 mol/L de nitrito de sódio, NaNO2, é 8,65. Calcular a constante de ionização

Ka do ácido nitroso.

6 - Dissolvem-se 2,98 g de NaClO em água suficiente para completar 500 mL de solução. Calcular o pH

da solução resultante.

7 - Ácido sórbico, HC6H7O2 , é um ácido fraco monoprótico com Ka = 1,7.10-5

. Seu sal potássico é adicionado a queijos para inibir a formação de mofo. Qual é o pH da solução contendo 4,93 g de sorbato

de potássio em 500 mL de solução.

8 - Calcular o pH da solução resultante da mistura de 28 g de ácido fórmico com igual massa de formato

de sódio em água suficiente para totalizar um volume de 500 mL.

9 - Calcular o pH da solução resultante da mistura de 20,0 mL de ácido fórmico 0,200 mol/L com:

(a) 80,0 mL de água destilada (b) 20,0 mL de NaOH 0,160 mol/L

(c) 25,0 mL de NaOH 0,160 mol/L

(d) 25,0 mL de formato de sódio 0,200 mol/L (e) 20,0 mL de HCl 0,0500 mol/L

10 - Calcular o pH da solução resultante da mistura de 20,0 mL de NH3 0,100 mol/L com:

(a) 80,0 mL de água destilada

(b) 20,0 mL de HCl 0,0500 mol/L (c) 40,0 mL de HCl 0,0500 mol/L

(d) 20,0 mL de NH4Cl 0,100 mol/L.

11 - Quantos gramas de cloreto de amônio devem ser adicionados a 100 mL de amônia concentrada (13,2

mol/L ) para se obter uma solução de pH = 10?

12 - Que massa de formato de sódio precisa ser adicionada a 400 mL de ácido fórmico 1,0 mol/L de

maneira a produzir um tampão de pH igual a 3,50?

13 - Misturam-se 20,0 mL de HCl 0,200 mol/L a 30,0 mL de NaOH 0,150 mol/L. Qual é o pH da solução resultante?

14 - Qual é o par conjugado principal de uma solução de ácido ftálico, H2Ph, de pH igual a 5,00? Qual a

razão entre as concentrações das espécies envolvidas?

15 - Dimetilglioxima, C4H8N2O2, é uma base fraca com Kb = 4,0.10-4

. Em que valor de pH essa base e

seu ácido conjugado apresentarão idênticas concentrações?

16 - Um certo composto orgânico que é usado como indicador ácido - base apresenta iguais concentrações das formas ácida, HB, e básica, B

-, no pH = 7,80. Qual o pKb da forma básica do

indicador?

17 - A 370C e na força iônica do sangue o pK1 do ácido carbônico é 6,10. Qual a razão entre as

concentrações de H2CO3 e HCO3 -

no pH igua a 7,40?

18 - Calcular o pH das seguintes soluções:

(a) HCN 1,0.10-4 mol/L (b) anilina 1,0.10

-4 mol/L (c) NaIO3 0,10 mol/L

(d) NaOH 0,010 mol/L e Na3PO4 0,100 mol/L

(e) hidrogeno tartarato de sódio, NaHT, 0,100 mol/L

(f) Na2HAsO4 0,100 mol/L (g) NaHCO3 0,100 mol/L e Na2CO3 0,050 mol/L

19 - Sacarina, adoçante artificial, é um ácido fraco com pKa = 11,68 . Esse composto ioniza em solução

aquosa como segue:

HNC7H4SO3(aq) + H2O H3O+ + NC7H4SO3

-(aq)

Qual é o pH de uma solução 0,010 mol/L dessa substância?

20 - Muitos refrigerantes carbonatados usam o sistema tampão H2PO4 - e HPO4

- - . Qual o pH de um

refrigerante cujo tampão predominante é constituído de 6,5 g de NaH2PO4 e 8,0 g de Na2HPO4 num

volume total de 355 mL?

21- Suponha que se deseja efetuar um experimento fisiológico que requer tamponamento no pH igual a

6,5. Sabe-se também que o organismo em questão não é sensível a um ácido diprótico H2X e seus sais.

Dispõe-se de uma solução 1,0 mol/L do ácido e de NaOH 1,0 mol/L. Que volume de solução de NaOH se deve adicionar a 1,0 litro do ácido para dar um pH igual a 6,5? ( K1 = 2,0.10

-2 e K2 = 5,0.10

-7 )

22 - Calcular a variação de pH decorrente da adição de 10,0 mL de HCl 1,0 mol/L a:

(a) 100 mL de água pura

(b) 100 mL de solução 1,0 mol/L em NaH2PO4 e Na2HPO4 .

23 - Resolver o problema 22 considerando agora o efeito da adição de 10,0 mL de NaOH 1,0 mol/L aos mesmos sistemas anteriores.

24 - Que volume de NaOH 0,350 mol/L deveria ser adicionado a 300 mL de NaHCO3 0,250 mol/L de

maneira produzir uma solução tampão de pH igual a 10,0?

25 - Que volume de HCl 0,350 mol/L deveria ser adicionado a 300 mL de Na2CO3 0,250 mol/L de

maneira a produzir uma solução tampão de pH igual a 10,0?

26 - Que massa de acetato de sódio, NaC2H3O2, e que volume de ácido acético glacial devem ser

misturados para se obter 750 mL de um tampão igual a 4,50 ? Suponha que no tampão a concentração de

ácido acético é 0,300 mol/L. ( Dados: ácido acético glacial = 99% de HOAc e d = 1,05 g/mL ).

27 - Deseja-se preparar 1000 mL de um tampão de NaHCO3 e Na2CO3 com pH igual a 9,70. Calcular as concentrações dos dois sais se essa solução deve ser preparada de tal maneira que a adição de 60 milimols

de um ácido forte não produza um pH menor que 9,30.

28 - Calcular o pH da solução resultante da mistura de 25,0 mL de Na2HPO4 0,120 mol/L com: (a) 20,0

mL de HCl 0,100 mol/L (b) 30,0 mL de HCl 0,100 mol/L (c) 20,0 mL de NaOH 0,100 mol/L.

29 - Calcular o conjunto de alfa-valores para: (a) H3PO4 no pH = 10 (b) EDTA no pH = 5,0.

30 - Uma solução 0,205 mol/L de ácido tartárico é levada ao pH = 4,00 com base forte. Quais as

concentrações das espécies tartarato ( H2T, HT -, T

- -) nessas condições?

RESPOSTAS

PARTE 1

1- (a) 2,136.10-4

mol/L (b) 3,9.10-7

mol/L (c) 2,35.10-5

mol/L

2- 8,0.10-16 3- (a) 7,7.10-19 (b) 3,0.10-13 4- Q KPS , não ocorre precipitação

5- Ocorre precipitação pois Q KPS ; [Ag+] = 0,050 mol/L; [Cl -] = 3,6.10-9 mol/L

6- [Hg22+] = 0,019 mol/L; [Cl -] = 8,27.10-9 mol/L 7- (a) Cu(OH)2 precipita primeiro. (b) 1,8.10-9 mol/L

8- [Mn2+] = 0,0100 mol/L; [OH -] = 4,3610-6 mol/L; s = 2,18.10-6 mol/L

PARTE 2

1- 2,1.10-9 e 0,014% 2- 7,0 3 - 12 4- 10,5 5- 5,0.10-4 6- 10,21 7- 8,79

8- 3,58 9- (a) 2,57 (b) 4,35 (c) 8,35 (d) 3,85 (e) 1,59

10- (a) 10,8 (b) 9,24 (c) 5,36 (d) 9,24 11- 12,43 g 12- 15,25 g 13- 12,0

14- Par conjugado principal: HPh - / Ph - - pois: razão [HPh -] / [Ph - -] = 2,56 razão [H2Ph] / [ HPh -] = 0,0089

15- 10,6 16- 6,20 17- [HCO3-] / [H2CO3

] = 20

18- (a) 6,33 (b) 7,35 (c) 7,10 (d) 12,63 (e) 3,67 (f) 9,24 (g) 10,06

19- 6,76 20- 7,22 21- 1,6 litro 22- (a) 1,04 (b) 7,12 23- (a) 12,96 (b) 7,30

24- 65,04 mL 25- 149 mL 26- 10,2 g e 13,0 mL

27- NaHCO3 0,49 mol/L e Na2CO3 0,11 mol/L . 28- (a) 6,90 (b) 4,70 (c) 12,20

29- (a) 0 = 2,4.10-11 1 = 1,60.10-3 2 = 0,994 3 = 4,76.10-3

(b) 0 = 4,43.10-6 1 = 4,43.10-3 2 = 0,9313 3 = 0,0643 4= 3,53.10-7

30- [H2T] = 1,31.10-2 mol/L; [HT -] = 1,31.10-1 mol/L; [T - - ] = 6,04.10-2 mol/L


DEPTO. DE QUÍMICA INORGÂNICA


EQUILÍBRIO IÔNICO

TABELA DE CONSTANTES DE IONIZAÇÃO DE ÁCIDOS E BASES

ÁCIDO FÓRMULA K1

K2 K3

acético CH3-COOH (HOAc) 1,75.10-5

arsênico H3AsO4 6,0.10-3

1,05.10-7

3,0.10-12

benzóico C6H5COOH 6,14.10-5

bórico H3BO3 5,83.10-10

carbônico H2CO3 4,6.10-7

4,4.10-11

cítrico HOOC-(OH)-COOH 7,4.10-4

1,7.10-5

4,0.10-7

CH2COOH

cianídrico HCN 2,1.10-9

EDTA H4Y 1,0.10-2

2,1.10-3

6,9.10-7

K4 = 5,5.10-11

fluorídrico HF 7,2.10-4

fórmico HCOOH 1,77.10-4

fenol C6H5OH 1,00.10-10

fosfórico H3PO4 7,5.10-3

6,2.10-8

4,8.10-13

fosforoso H3PO3 1,00.10-2

2,6.10-7

o-ftálico C6H4(COOH)2 (H2Ph) 1,12.10-3

3,91.10-6

hipocloroso HClO 3,0.10-8

iódico HIO3 1,7.10-1

maleico cis-HOOC-CH=CH-COOH 1,20.10-2

5,96.10-7

nitroso HNO2 5,1.10-4

salicílico C6H4(OH)COOH 3,24.10-3

sulfídrico H2S 5,8.10-7

1,2.10-15

sulfúrico H2SO4 forte 1,20.10-2

sulfuroso H2SO3 1,72.10-2

6,43.10-8

tartárico HOOC(CHOH)2COOH (H2T) 1,0.10-3

4,6.10-5

BASES K1 K2

amônia NH3 1,76.10-5

anilina C6H5NH2 3,94.10-10

metilamina CH3NH2 4,8.10-4

etilamina C2H5NH2 4,28.10-4

etilenodiamina H2NC2H4NH2 (EDA) 8,5.10-5

7,1.10-8

piridina C5H5N 1,7.10-9

dimetilamina (CH3)2NH 5,3.10-4

REGRAS PARA ATRIBUIÇÃO DE NOX

1ª) O NOX de um elemento em uma substância simples é ZERO.

Exemplo: Cl2 NOX do Cl = 0

P4 NOX do P = 0

S8 NOX do S = 0 Fe metálico NOX do Fe = 0

2ª) O NOX de um elemento em um íon monoatômico é igual a carga do íon. Exemplo: NaCl (Na

+ e Cl

-) NOX do Na = +1 e NOX do Cl = -1

Al2O3 (Al3+

e O2-

) NOX do Al = +3 e NOX do O = -2

3ª) Certos elementos possuem o mesmo NOX em todos ou quase todos os seus compostos.

Exemplo: Metais do grupo 1: NOX = +1 sempre

Metais do grupo 2: NOX = +2 sempre

Flúor NOX = -1 sempre Oxigênio: NOX = -2 quase sempre

Exceções: peróxidos NOX = -1 (H2O2)

Hidrogênio: NOX = +1 quase sempre

Exceções: hidretos metálicos NOX = -1 (NaH, CaH2)

4ª) A soma dos NOX de todos os átomos numa espécie neutra é igual a ZERO; em um íon poliatômico a

soma dos NOX é igual a carga do íon. Exemplo: S no Na2SO4: 2 ∙ (-1) + x + 4 ∙ (-2) = 0 NOX do S = +6

Mn no MnO4−: x + 4 ∙ (-2) = -1 NOX do Mn = +7

Cr no Cr2O72−

: 2 ∙ x + 7 ∙ (-2) = -2 NOX do Cr = +6 N no NH4

+: x + 4 ∙ (+1) = +1 NOX do N = -3

BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES REDOX

MÉTODO DAS SEMI-REAÇÕES

1°)Identificar as espécies que sofrem oxidação e as espécies que sofrem redução a partir das mudanças de NOX.

2°) Escrever as duas equações simplificadas (não balanceadas) das semi-reações (SRO e SRR).

3°) Balancear todos os elementos nas duas semi-reações, exceto “O” e “H”.

4°) Em solução ácida, balancear “O” usando “H2O” e, depois balancear “H” usando “H

+”.

Em solução básica balancear o “O” usando “H2O” e balancear, depois, “H” adicionando:

-“H2O” do lado da semi-reação em que “H” é necessário.

- e “OH−” do lado oposto.

OBS: Ao adicionar “...OH− →....H2O” a uma semi-reação, efetivamente se está adicionando “H” do

lado esquerdo, Note-se que uma molécula de “H2O” deve ser adicionada para cada átomo de “H”

necessário.

5°) Balancear as cargas elétricas adicionando elétrons do lado esquerdo (reagentes nas SRR e do lado direito

(produtos) nas SRO.

6°) Multiplicar todas as espécies em uma semi-reação (ou em ambas) pelo fator que iguale o número de

elétrons nas duas semi-reações: n° de elétrons ganhos = n° de elétrons perdidos.

7°) somar as duas semi-reações cancelando os elétrons.

8°) Simplificar a equação cancelando as espécies que aparecem em ambos os lados as seta.

9°) Verificar se nos dois lados os átomos e cargas estão balanceados.




CÉLULAS ELETROQUÍMICAS

Dispositivos onde ocorre a interconversão entre energia química e energia elétrica. Classificam-se

em dois tipos:

- Célula Galvânica ou Voltaica: energia química energia elétrica: reação redox espontânea, fonte de

eletricidade.

- Célula Eletrolítica: energia elétrica energia química: reação redox não espontânea forçada por uma fonte externa de eletricidade.

CÉLULAS GALVÂNICAS

Mergulhando uma chapa de Zn em uma solução de Cu2+

, ocorre espontaneamente o seguinte:

Mas esse sistema não constitui uma célula galvânica, pois não posso tirar eletricidade (circulação de e

-) dele.

Há duas maneiras de fazê-lo:

a) com separação porosa:

a) a barra de Zn se dissolve

b) deposita Cu no fundo da solução/sobre a

barra

c) o tom azul da solução fica mais claro

A reação é espontânea:

SRR: Cu2+ + 2 e- Cu

SRO: Zn Zn2+ + 2 e-

RG: Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

( Go = -212 kJ/mol)

OBS:

a) Cu x metal inerte

b) ZnSO4 x solução inerte

c) placa porosa seletiva

d) circuito fechado x

voltímetro x lâmpada

b) com ponte salina:

Potencial de células galvânicas:

A tendência de ocorrer uma reação redox em uma célula galvânica é chamada de fem, potencial ou

tensão (em V) da célula (1V = 1 J/ C). Ela depende:

a) das reações que estão ocorrendo na pilha

b) das concentrações das espécies c) da temperatura da pilha

Definição: potencial padrão da pilha (o) é a fem da pilha quando as concentrações das espécies em solução

for 1 mol/L, os gases eventualmente envolvidos tiverem P = 1 atm e a temperatura for 298 K. Se > 0, a reação é espontânea.

CÉLULAS ELETROLÍTICAS

Energia elétrica externa é fornecida para forçar uma reação redox. Pode ocorrer:

- O sentido espontâneo de uma reação redox é invertido: ocorre quando Potencial externo é contrário e maior

que o célula.

- Reações redox que em condições normais não ocorreriam, são provocadas: quando tensão é aplicada entre

eletrodos inertes são imersos em um líquido contendo íons (sal fundido ou solução eletrolítica). Neste caso, diz-se que ocorre ELETRÓLISE.

OBS: Uma célula (Galvânica ou Eletrolítica) é composta por dois eletrodos. Cada eletrodo constitui uma

meia célula e podem ser de diferentes tipos.

- Eletrodo Metal – Íon Metálico

- Eletrodo Gás - Íon

- Eletrodo Metal – Ânion de Sal Pouco Solúvel - Eletrodo Inerte

TIPOS DE ELETRODOS

Ânodo: Eletrodo onde ocorre a semi-reação de oxidação Cátodo: Eletrodo onde ocorre a semi-reação de redução

1º) Eletrodos Metal – Íon Metálico

Consiste em um metal em contato com seus cátions presentes em solução. Exemplos:

a) Eletrodos da Célula de Daniell: Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+

(aq) | Cu(s) ânodo cátodo

b) Eletrodo de Prata/cátion Prata: - cátodo: Ag+

(aq) | Ag(s)

reação do eletrodo: Ag+(aq) + e- Ag(s)

- ânodo: Ag(s) | Ag+(aq)

reação do eletrodo: Ag(s) Ag+(aq) + e-

c) Outros: Sn(s) | Sn2+(aq) ânodo: Sn(s) Sn2+

(aq) + 2e-

Pb2+(aq) | Pb(s) cátodo: Pb2+

(aq) + 2e- Pb(s)

2º) Eletrodo Gás – Íon

É empregado um gás que borbulha em uma solução que contém o seu cátion ou o seu ânion, conforme o gás. O contato elétrico é feito por um metal inerte, usualmente Platina (Pt). Exemplos: a) Eletrodo de Hidrogênio

- cátodo: H+(aq) | H2(g) | Pt

reação do eletrodo: 2 H+(aq) + 2e- H2(g)

- ânodo: Pt | H2(g) | H+

(aq)

reação do eletrodo: H2(g) 2 H+(aq) + 2e-

b) Outros: Pt | Cl-(aq) | Cl2(g) ânodo: 2 Cl-

(aq) Cl2(g) + 2e-

Cl2(g) | Cl-(aq) | Pt cátodo: Cl2(g) + 2e- 2 Cl-

(aq)

3º) Eletrodo Metal – Ânion de Sal pouco Solúvel

Consiste de um metal em contato com um de seus sais pouco solúveis e, ao mesmo tempo, com uma solução que contém o ânion do sal pouco solúvel. Exemplos:

a) Eletrodo de Prata – Cloreto de Prata: fio de prata recoberto por uma pasta de AgCl e imerso em uma solução contendo Cl-.

- cátodo: Cl-(aq) | AgCl(s) | Ag(s)

reação do eletrodo: AgCl(s) + e- Ag(s) + Cl-(aq)

- ânodo: Ag(s) | AgCl(s) | Cl-(aq)

reação do eletrodo: Ag(s) + Cl-(aq) AgCl(s) + e-

b) Outros: SO42-

(aq) | PbSO4(s) | Pb(s) cátodo: PbSO4(s) + 2e- Pb(s) + SO42-

(aq)

Pt | Hg(l) | Hg2Cl2(s) | Cl-(aq) ânodo: Hg(l) + 2Cl-

(aq) Hg2Cl2(s) + 2e-

4º) Eletrodo Inerte

Consiste em um fio de metal inerte, geralmente platina (Pt), em contato com uma solução que contém uma espécie em dois estados de oxidação diferentes. Exemplos:

a) Eletrodo Platina – Fe2+/Fe3+

- cátodo: Fe3+(aq), Fe2+

(aq) | Pt

reação do eletrodo: Fe3+(aq) + e- Fe2+

(aq)

- ânodo: Pt| Fe2+(aq), Fe3+

(aq)

reação do eletrodo: Fe2+(aq) Fe3+

(aq) + e-

b) Outros: Pt | Sn2+(aq), Sn4+

(aq) ânodo: Sn2+(aq) Sn4+

(aq) + 2e-

Cr3+(aq), Cr2+

(aq) | Pt cátodo: Cr3+(aq) + e- Cr2+

(aq)

OBS: Em qualquer dos tipos de eletrodos acima, os elétrons liberados no ânodo partem do eletrodo para o circuito externo enquanto os elétrons capturados pelo cátodo chegam no eletrodo vindos do circuito externo.

PRODUTOS DA ELETRÓLISE

- EM SAIS FUNDIDOS

- Redução: apenas uma possibilidade: cátion

- Oxidação: apenas uma possibilidade: ânion

- EM SOLUÇÃO AQUOSA

As possibilidades de Oxidação e Redução aumentam:

a) No Cátodo há três possibilidades de redução:

1ª) Redução do cátion do eletrólito ao átomo metálico correspondente Normalmente ocorre quando o cátion deriva de metal de transição, que são relativamente fáceis de

serem reduzidos.

Exemplo: Cu2+

, Sn2+

, Ni2+

, etc

Cu2+

(aq) + 2e- Cu(s) ºredução = 0,337 V

Sn2+

(aq) + 2e- Sn(s) ºredução = - 0,250 V

Ni2+

(aq) + 2e- Ni(s) ºredução = - 0,136 V

2ª) Redução de íons H+

a moléculas de H2 Ocorre na eletrólise de uma solução de ácido forte, como: HCl, HBr, HI, HClO4, HClO3, HNO3, H2SO4.

2 H+

(aq) + 2e- H2(g) ºredução = 0,0 V

3ª) Redução de moléculas de H2O formando H2 e OH-

Ocorre quando o cátion em solução é derivado de um metal do grupo 1 (ex: Na+), Grupo 2 (ex: Ca

2+),

Al3+

ou Mn2+

. Estes cátions tem ºredução < ºredução da água.

2 H2O(l) + 2e- H2(g) + 2 OH-(aq) ºredução = - 0,828 V

OBS: Sempre sofrerá redução no Cátodo a espécie presente em solução que tiver MAIOR Potencial

de Redução

b) No Ânodo há três possibilidades de Oxidação:

1ª) Oxidação do ânion monoatômico ao átomo ou molécula correspondente

Ocorre quando a solução contém íons: Cl-, Br

- e I

-.

2 Br-(aq) Br2(l) + 2e- ºoxidação = - 1,065 V

2ª) Oxidação dos íons OH

- formando O2 e H2O

Ocorre na eletrólise de solução de base forte, como: NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2.

2 OH-(aq) ½ O2(g) + H2O(l) + 2e- ºoxidação = - 0,401 V

3ª) Oxidação de moléculas de H2O formando O2 e H+

Ocorre quando o ânion em solução é oxidado com dificuldade, como é o caso de: F-, NO3

-, SO4

2-. Em

seu lugar são oxidadas as moléculas de H2O pois estes ânions tem ºoxidação < ºoxidação da água.

H2O(l) ½ O2(g) + 2 H+

(aq) + 2e- ºoxidação = - 1,229 V

OBS: Sempre sofrerá oxidação no Ânodo a espécie presente em solução que tiver MAIOR Potencial de

Oxidação (exceção: Cl- em solução)

EXEMPLOS DE ELETRÓLISE

Eletrólise de Sais Fundidos:

Neste caso, a única espécie presente capaz de sofrer redução é o cátion do sal e a única espécie

presente capaz de sofrer oxidação é o ânion do sal.

Exemplo: NaCl fundido

- ânodo: 2 Cl-(l) Cl2(g) + 2e-

- cátodo: 2 Na+

(l) + 2e- 2 Na(l)

Reação Global: 2 Cl-(l) + 2 Na

+(l) Cl2(g) + 2 Na(l)

OBS: - no circuito externo: corrente eletrônica (movimento de elétrons) - na fase líquida: corrente iônica (movimento de íons)

Eletrólise de Eletrólitos em Solução Aquosa:

Exemplo 1: NaCl aquoso

Oxida Cl- no ânodo e reduz H2O no cátodo:


- cátodo: 2 H2O(l) + 2e- H2(g) + 2 OH-(aq)

Reação Global: 2 Cl-(l) + 2 H2O (l) Cl2(g) + H2(g) + 2 OH

-(aq)

Exemplo 2: HCl aquoso

Oxida Cl- no ânodo e reduz H

+ no cátodo:


- cátodo: 2 H+

(aq) + 2e- H2(g)

Reação Global: 2 Cl-(l) + 2 H

+(aq) Cl2(g) + H2(g)

Exemplo 3: Na2SO4 aquoso

Oxida H2O no ânodo e reduz H2O no cátodo:

- ânodo: H2O(l) ½ O2(g) + 2 H+

(aq) + 2e-


Reação Global: 3 H2O(l) ½ O2(g) + H2(g) + 2 H+

(aq) + 2 OH-(aq)

2 H2O(l)

H2O(l) ½ O2(g) + H2(g)

Exemplo 4: Cu SO4 aquoso

Oxida H2O no ânodo e reduz Cu2+

no cátodo:

- ânodo: H2O(l) ½ O2(g) + 2 H+

(aq) + 2e-

- cátodo: Cu2+

(aq) + 2e- Cu(s)

Reação Global: H2O(l) + Cu2+

(aq) ½ O2(g) + Cu(s) + 2 H+

(aq)

Exemplo 5: KOH aquoso

Oxida OH- no ânodo e reduz H2O no cátodo:

- ânodo: 2 OH-(aq) ½ O2(g) + H2O(l) + 2e-


Reação Global: H2O(l) ½ O2(g) + H2(g)




EXERCÍCIOS SOBRE REAÇÕES DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO

QUESTIONÁRIO

1 - Como se caracterizam agentes oxidante e redutor?

2 - O que é uma célula galvânica? Quais os seus componentes básicos?

3 - Como se caracterizam cátodo e ânodo de uma célula eletroquímica?

4 - Quais devem ser as características principais do eletrólito constituinte da ponte salina?

5 - O que é eletrodo padrão de hidrogênio (EPH)?

6 - O que é potencial padrão de redução? e de oxidação?

7 - Como devem ser os valores de potencial de redução de oxidantes e redutores enérgicos?

9 - O que é célula eletrolítica? O que é f. e. m. de retorno?

EXERCÍCIOS

1 - Acertar os coeficientes das equações abaixo pelo método das semi-reações:

(a) Sn2+

(aq) + Cr2O7- -

(aq)

Sn4+

(aq) + Cr3+

(aq) (solução ácida)

(b) AsO2 -

(aq) + ClO -

(aq) AsO3 -(aq) + Cl

-(aq) (solução básica)

(c) Fe2+

(aq) + MnO4 -

(aq) Fe3+

(aq) + Mn

2+(aq) (solução ácida)

(d) C2O4 - -

(aq) + Cr2O7- -

(aq) CO2(g) + Cr3+


(e) Cr3+

(aq) + ClO3 -

(aq) CrO4 - -

(aq) + Cl -

(aq) (solução básica)

(f) ICl4 -

(aq) I2 s) + IO3 -

(aq) + Cl -(aq) (solução ácida)

(g) MnO2(s) MnO4 -

(aq) + MnO3 - 3

(aq) (solução básica)

(h) Zn(s) + NO3 -

(aq) Zn2+

(aq) + NH4 +


(i) I2(s) + S2O3 - -

(aq) I -

(aq) + S4O6 - -

(aq)

(j) BiO +

(aq) + NO3

-(aq) + Al(s) Bi(s) + NH3(aq) + AlO2

-(aq) (solução básica)

(l) As2S3(s) + MnO4-(aq) H3AsO4(aq) + Mn

2+(aq) + SO4

- - (aq)

(solução ácida)

(m) Ag+

(aq) + C12H22O11(aq) CO2(g) + Ag(s) (solução ácida)

2 - Calcular a f.e.m. das células padrões abaixo representadas, classificando-as como galvânica ou

eletrolítica e indicando: cátodo e ânodo e polos positivo e negativo.

2.1. Cd(s) / Cd2+

1 mol/L // Sn2+

1 mol/L / Sn(s)

2.2. Ag(s) / Ag+ 1 mol/L // Cu

2+ 1 mol/L / Cu(s)

2.3. Pt(s) / O2(g) 1 atm / H+ 1,0 mol/L / / Zn

2+ 1,0 mol/L / Zn(s)

2.4. Cd(s) / Cd(OH)2(s) / OH- 1,0 mol/L / NiO2(s) / Ni(OH)2(s) / Pt(s)

3 - Calcular a f.e.m. das células eletroquímicas abaixo representadas, classificando-as como galvânicas ou

eletrolíticas e indicando polos positivo e negativo.

3.1. Pt(s) / Hg(l) / Hg2Cl2(s) / HCl 0,100 mol/L / Cl2(g) 0,0400 atm / Pt(s)

3.2. Pt(s) / Hg(l) / Hg2SO4(s) / SO4- -

0,200 mol/L / / Hg2+ +

(0,100 mol/L) / Hg(l) / Pt(s)

3.3. Pt(s) / Ti2+

a = 0,200, Ti3+

a = 0,0200 / / H+ a = 0,0100 / H2(g) 730 torr / Pt(s)

3.4. Pt(s) / Hg(l) / Hg(NO3)2 0,250 mol/L / / Fe3+

0,050 mol/L , Fe2+

0,500 mol/L / Pt(s)

3.5. Zn(s) / ZnCl2 0,020 mol/L / / Na2SO4 0,100 mol/L / PbSO4(s) / Pb(s)

3.6. Pt(s) / H2(g) 1,0 atm / H

+ 1,0.10

-3 mol/L / / H

+ 1,0.10

-7 mol/L / H2(g) 0,10 atm / Pt(s)

3.7. Pt(s) / H2(g) 0,1 atm / H+ pH = 2,00 / / Ni

2+ 0,05 mol/L / Ni(s)

3.8. Pt(s) / H2(g) 156 torr / OH- 1,00.10

-3 mol/L / / Cl

- 0,0100 mol/L / Cl2(g) 76 torr / Pt(s)

RESPOSTAS

2.1) 0,267 V 2.2) - 0,462 V 2.3) – 1,992 V 2.4) 1,305 V

3.1) 1,05 V 3.2) 0,123 V 3.3) 0,311 V 3.4) - 0,124 V 3.5) 0,487 V

3.6) - 0,21 V 3.7) – 0,200 V 3.8) 2,078 V

UFRGS - INSTITUTO DE QUÍMICA - DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA

QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA - QUI-01026 - TABELA DE POTENCIAIS PADRÕES DE REDUÇÃO

semi-reação 0 (volt) potenciais formais semi-reação 0(volt) potenciais formais

F2(g) + 2 H+ + 2 e = 2 HF9aq) 3,06

O3(g) + 2 H+ + 2 e = O2(g) + H2O 2,07

S2O8 - - + 2 e = 2 SO4

- - 2,01

Co3+ + e = Co2+ 1,842

H2O2 + 2 H+ + 2 e = 2 H2O 1,776

MnO4 - + 4 H+ + 3 e = MnO2(s) + 2 H2O 1,695

HClO + H+ + e = 1/2 Cl2 + H2O 1,63

PbO2(s) + 3 H+ + HSO4- + 2 e =

PbSO4(s) + 2 H2O 1,628

BrO3 - + 6 H+ + 5 e = 1/2 Br2 (l) + 3 H2O 1,52

MnO4 - + 8 H+ + 5 e = Mn2+ + 4 H2O 1,51

ClO3 - + 6 H+ + 5 e = 1/2 Cl2(g) + 3 H2O 1,47

PbO2(s) + 4 H+ + 2 e = Pb2+ + 2 H2O 1,455

Cl2(g) + 2 e = 2 Cl - 1,359

Cr2O7 - - + 14 H+ + 6 e = 2 Cr3+ + 7 H2O 1,33

Tl3+ + 2 e = Tl+ 1,25

MnO2(s) + 4 H+ + 2 e = Mn2+ + 2 H2O 1,23

2 H+ + 1/2 O2(g) + 2 e = H2O 1,229

IO3 - + 6 H+ + 5 e = 1/2 I2(s) + 3 H2O 1,195

IO3 - + 6 H+ + 5 e = 1/2 I2(aq) + 3 H2O 1,178

Br2(aq) + 2 e = 2 Br - 1,087

Br2(l) + 2 e = 2 Br - 1,065

HNO2 + H+ + e = NO(g) + H2O 1,00

Pd2+ + 2 e = Pd(s) 0,987

NO3 - + 3 H+ + 3 e = HNO2 + H2O 0,94

2 Hg2+ + 2 e = Hg2 2+ 0,920

HO2 - + H2O + 2 e = 3 OH - 0,88

Hg2+ + 2 e = Hg(l) 0,854

Ag+ + e = Ag(s) 0,799

Hg2 2+ + 2 e = 2 Hg(l) 0,789

Fe3+ + e + Fe2+ 0,771 PtCl4

- - + 2 e = Pt(s) + 4 Cl - 0,73

O2(g) + 2 H+ + 2 e = H2O2 0,682

PtCl6 - - + 2 e = PtCl4

- - + 2 Cl - 0,68

Hg2SO4(s) + 2 e = 2 Hg(l) + SO4 - - 0,615

MnO4 - + e = MnO4

- - 0,564

I2(s) + 2 e = 2 I - 0,5355

I2(aq) + 2 e = 2 I - 0,620

Cu+ + e = Cu(s) 0,521

NiO2(s) + 2 H2O + 2 e = Ni(OH)2(s) + 2 OH- 0,49

Ag2CrO4(s) + 2 e = 2 Ag(s) + CrO4 - - 0,446

H2O + 1/2 O2(g) + 2 e = 2 OH - 0,401

Cu2+ + 2 e = Cu(s) 0,337

Hg2Cl2(s) + 2 e = 2 Hg(l) + 2 Cl - 0,268

AgCl(s) + e = Ag(s) + Cl - 0,222

Sn4+ + 2 e = Sn 2+ 0,154 Cu2+ + e = Cu+ 0,153

S(s) + 2 H+ + 2 e = H2S(g) 0,141

AgBr(s) + e = Ag(s) + Br - 0,095

S4O6 - - + 2 e = 2 S2O3

- - 0,08

2 H+ + 2 e = H2(g) 0,000

Pb2+ + 2 e = Pb(s) -0,126

Sn2+ + 2 e = Sn(s) -0,136

AgI(s) + e = Ag(s) + I - -0,151

Ni2+ + 2 e = Ni(s) -0,250

Co2+ + 2 e = Co(s) -0,277

PbSO4(s) + H+ + 2 e = Pb(s) + HSO4 - -0 ,299

Ag(CN)2 - + e = Ag(s) + 2 CN - -0,31

Tl+ + e = Tl(s) -0,336

PbSO4(s) + 2 e = Pb(s) + SO4

- - -0,356

Ti3+ + e = Ti2+ -0,37

Cd2+ + 2 e = Cd(s) -0,403

Cr3+ + e = Cr2+ -0,41

Fe2+ + 2 e = Fe(s) -0,440

Cr3+ + 3 e = Cr(s) -0,74

Zn2+ + 2 e = Zn(s) -0,763

Cd(OH)2(s) + 2 e = Cd(s) + 2 OH - -0,815

2 H2O + 2 e = H2(g) + 2 OH - -0,828

Mn2+ + 2 e = Mn(s) -1,18 Al3+ + 3 e = Al(s) -1,66

Mg2+ + 2 e = Mg(s) -2,37

Na+ + e = Na(s) -2,714

Ca2+ + 2 e = Ca(s) -2,87

Ba2+ + 2 e = Ba(s) -2,90

K+ + e = K(s) -2,925

Li+ + e = Li(s -3,045

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