P2 - 2012.1 (12-05) - Gabarito

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P2 - PROVA DE QUÍMICA GERAL - 12/05/12 
 
 
Nome: GABARITO 
Nº de Matrícula: Turma: 
Assinatura: 
 
 
Questão Valor Grau Revisão 
1a 2,5 
2a 2,5 
3a 2,5 
4a 2,5 
Total 10,0 
 
Dados: 
T (K) = T (°C) + 273,15 
R = 8,314 J mol-1 K-1 = 0,0821 atm L mol-1 K-1 
Kw = [H
+] [OH-] = 1,01 x 10-14 à 25 °C 
PV = nRT 
q = mcT 
G = H - TS 
U = q + w 
1 atm L = 101,325 J 
NA = 6,022 x 10
23 mol-1 
 
 
 
1a Questão 
 
a) A reação de formação da água, H2O(g), está representada pela equação 1. 
 
2H2(g) + O2 (g) 2H2O(g) + calor eq1 
Em um reator de 500 mL, adicionou-se 0,15 mol de H2 e 0,70 mol de O2. Ao atingir o 
equilíbrio, à 25 °C, houve consumo de 50% de H2. Calcule as concentrações, em 
mol L-1, no equilíbrio de cada um dos componentes dessa mistura. 
 
b) A água sofre autoionização, representada pela equação 2. 
 
2H2O(l) H3O
+ (aq) + OH- (aq) eq 2 
 
Calcule a razão entre a quantidade de água não dissociada, em mol, por quantidade de 
H3O
 +, em mol, no equilíbrio, à 25 °C, sabendo que, na água pura, a concentração 
hidrogeniônica, H3O
+, é exatamente igual à concentração de íons hidroxila, OH-, sendo 
que o meio é neutro. 
Grau de ionização da água pura = 1,80 x 10–7 %, à 25 °C. 
1
OH
1
OH
mol g 18,0M M
mL g 1,00d
2
2



 
c) Calcule o pH de uma solução de ácido acético, HC2H3O2 ,no equilíbrio, preparada 
pela adição de 0,30 mol do ácido acético em água, formando 1,00 L de solução. 
HC2H3O2(aq) + H2O(l) C2H3O2
-(aq) + H3O
+(aq) Ka HC2H3O2 = 1,80 x 10
-5, à 25°C 
d) Explique o que acontece com o equilíbrio indicado no item “c”, quando certa 
quantidade de ácido clorídrico, HCl, ácido forte, for adicionado à solução. 
 
Resolução: 
a) 
1
Hi L mol 0,30L 0,500
mol 0,15
C
2

 
1
Oi L mol1L 0,500
mol 0,70
C
2
 4,
 
 2H2 + O2 = 2H2O 
Inicial 0,30 1,4 0 
Mudança -2 x -x = 0,075 + 2x = 2 x 0,075 
Equilíbrio 0,15 mol L-1 1,3 mol L-1 0,15 mol L-1 
 
2x = 0,15 x = 0,15/2 = 0,075 
 
 
b) 2H2O(l) H3O
+ + OH- 
 pH = 7,00 
 100 mol de moléculas H2O  1,80 x 10
-7 mol íons de H3O
+ 
 x = 556 x 106 mol de moléculas de H2O  1,00 mol H3O
+ 
 
Ou 
V
n x MM
d 
MM
m
 n 
V
m
d 
 
 L mol 55,6
18,0gmol
gL1,00.10
MM
d
 
V
n
C 1
1
1-3




 
 L mol 55,6 
V
n
C 1
 1,00 x 10-7 mol íon 
x = 556 x 106 molH2O  1,00 mol íon
 
 
Ou 
100 mol de moléculasH2O  1,80 . 10
-7 mol íos H3O
+ 
 55,6 molH2O  1,00 molH2O
 
 
 
c) 
HAC H+ + AC- 
0,30 0 0 
0,30- x x x 
Ka = 1,80.10-5 = 
x0,30
x2

 
X2 + 1,80 . 10-5 x - 5,4 . 10-5 = 0 
Resolvendo equação do 2º grau 
2
4x5,4.10)(1,80.101,80.10
x
6255  

 
X = 2,4 x 10-3 pH = 2,6 
 
 
 
d) O HCl se ioniza em H+ + Cl-. Pelo efeito do íon comum (Princípio de Le Chatelier), o 
íon comum H+ faz com que o equilíbrio se desloque no sentido dos reagentes, para 
esquerda. 
2a Questão 
 
 
O sulfato de bário, BaSO4, é um sal pouco solúvel em água, sendo usado como 
contraste em alguns tipos de exames clínicos. 
 
BaSO4(s) Ba
2+(aq) + SO4
2-(aq) Kps = 1,10 x 10
-10 à 25 oC 
 
a) Calcule a solubilidade do BaSO4 , em mol L
-1, em água pura a 25 oC. 
 
b) Se a solubilização do BaSO4 em água é um processo endotérmico, explique o que 
acontece com a solubilidade do sal e com o valor da constante de equilíbrio, Kps, 
quando a temperatura é elevada para 40 oC. 
 
c) Calcule a solubilidade do BaSO4 em uma solução de ácido sulfúrico, H2SO4, com pH 
2,00. Considere que, nessa solução, o ácido foi totalmente ionizado, liberando dois íons 
H+ e um íon SO4
2-. 
 
Resolução: 
 
a) O equilíbrio em questão é heterogêneo e somente as espécies na fase aquosa estão 
explicitamente representadas na equação da constante K. 
 
Kps = [Ba
2+]  [SO4
2-] 
 
Avaliando as concentrações das espécies nos momentos inicial (o da adição de BaSO4) 
e final (o estabelecimento do equilíbrio), tem-se: 
 
 [BaSO4] [Ba
2+] [SO4
2-] 
Início: constante 0 mol L-1 0 mol L-1 
Equilíbrio: constante x mol L-1 x mol L-1 
 
Onde x é o valor da solubilidade do sal em mol L-1. 
Assim: 
Kps = x  x = x
2 
x = (Kps)
1/2 = (1,10 x 10-10) 1/2 = 1,04 x 10-5 mol L-1 
 
b) De acordo com o Princípio de le Chatelier, o aumento da temperatura do sistema 
(adição de calor ao sistema) deve ter como resposta a tentativa de contrapor essa 
adição de calor, absorvendo-o e com isso deslocando a ração para a direção 
endotérmica (a da solubilização do sal). Assim a solubilidade (x) aumenta e o valor do 
Kps também. 
 
c) Na solução com pH 2,00, a concentração de íons H+ será 1,00 x 10-2 mol L-1. Como 
nessa solução, a cada 2 mol de H+ tem como contra-íons 1 mol de SO4
2-, a 
concentração de íons SO4
2-em solução é 5,00 x 10-3 mol L-1. 
O íon SO4
2- da ionização do ácido é comum ao equilíbrio de solubilidade e provocará a 
diminuição da solubilidade x do sal. Assim, a contribuição do sal para a concentração 
de SO4
2- na solução será bem menor que o valor (1,04 x 10-5 mol L-1) calculado na 
solução aquosa na ausência de ácido sulfúrico. Assim, pode-se resolver esse problema 
por aproximação: 
 
 [BaSO4] [Ba
2+] [SO4
2-] 
Início: constante 0 mol L-1 5,00 x 10-3 mol L-1 
Equilíbrio: constante x mol L-1 5,00 x 10-3 + x mol L-1 
 
Onde: (5,00 x 10-3 + x) mol L-1 = 5,00x 10-3 mol L-1 
Assim: 
Kps = 5,00 x 10
-3 x 
x = 1,10 x 10-10 / 5,00 x 10-3 = 2,20 x 10-8 mol L-1 
 
Alternativamente, pode-se resolver resolvendo a equação de segundo grau gerada na 
equação do equilíbrio: 
Kps = x  (5,00 x 10
-3 + x) 
1,10 x 10-10 = 5,00 x 10-3 x + x2 ou x2 + 5,00 x 10-3 x - 1,10 x 10-10 = 0 
Onde a solução será: 
x = {-5,00 x 10-3  [(5,00 x 10-3)2 – 4 11,10 x 10-10]1/2} / 2 
x = {-5,00 x 10-3  [(5,00 x 10-3)2 – 4 11,10 x 10-10]1/2}/2 
x = -5,00 x 10-3  (2,50 x 10-5 + 4,40 x 10-10) ½ /2 
x = 4,40 x 10-8/2 = 2,20 x 10-8 mol L-1 
 
 
3a Questão 
 
A reação de neutralização entre hidróxido de sódio, NaOH, e ácido clorídrico, HCl, pode 
ser representada conforme a equação abaixo: 
 
NaOH (aq) + HCl (aq)  H2O(l) + Na
+ (aq) + Cl- (aq) 
 
a) Calcule o calor envolvido, em kJ, quando 25,0 g de NaOH reagem com excesso de 
HCl para formar água, à 25 °C, à pressão constante. 
 
b) Desenhe o diagrama da variação de energia em função do caminho para a reação 
acima, indicando a variação de entalpia. 
 
c) Foram colocados 50,0 mL de NaOH 0,500 mol L-1 em um calorímetro à 25,00 oC e à 
pressão constante. Em seguida, foram cuidadosamente adicionados 25,0 mL de HCl 
0,500 mol L-1 e a temperatura, ao final da reação, foi de 27,21 oC. Calcule o calor, q, em 
kJ, envolvido na reação. Calcule a variação de entalpia da reação, ∆H, em kJ mol-1. 
Assuma que o volume total é a soma dos volumes de cada solução, que a solução final 
tem a mesma densidade e calor específico da água pura e que a troca de calor no 
processo ocorre apenas com a água. 
 
Dados: 
MM NaOH = 40,00 g mol-1 
MM HCl = 36,46 g mol-1 
Densidade da água pura = 1,00 g mL-1 
Calor específico da água pura = 4,184 J oC-1 g-1 
Substância Hof (kJ mol
-1) 
NaOH (aq) - 470,11 
HCl (aq) - 167,16 
H2O (l) -285,83 
Na+ (aq) - 240,12 
Cl- (aq) - 167,16 
 
Resolução: 
 
   reagentesprodutos nΔnΔΔH
 
H = [(-285,83) + (-167,16) + (-240,12)] – [(-470,11)+(-167,16)] 
 
H= -55,84 kJ mol-1 
- 55,84 kJ  1 mol  40,00 g NaOH 
x 0,625 25,0 g NaOH 
x = -34,9 kJ 
 
b) 
 
c) q = mcT 
 qsis = -qviz 
 qvis = 75,0 x 4,184 x (27,21 – 25,00) 
 qsis = 694 J = 0,694 kJ 
 qsis = - 0,694 kJ 
 0,500 mol NaOH  1000 mL 
 x  50,0 mL 
 x = 0,0250 mol NaOH 
 0,500 mol HCl  1000 mL 
 x  25,0 mL 
 x = 0,0125 mol HCl 
HCl agente limitante0,0125 mol HCl  - 0,694 kJ 
 1 mol  x 
X = -55,5 kJ mol-1 
 
4a Questão 
 
O dióxido de enxofre, SO2, é um dos principais causadores da chuva ácida e, portanto, 
a sua emissão pela queima de carvão é indesejada. O SO2 pode ser transformado em 
enxofre elementar, que é menos nocivo ao ambiente, por meio da seguinte reação: 
 
2 H2S(g) + SO2(g) → 3 S(s) + 2 H2O(g) 
 
O gráfico abaixo representa a relação da variação da energia livre de Gibbs, ∆G, com a 
temperatura, T, em Kelvin. 
 
a) Encontre, no gráfico, o valor da variação de entalpia, ∆H, e indique a sua unidade. 
b) Diga o que ocorre com a entropia, calcule o valor da variação de entropia, ∆S, e 
indique a sua unidade. 
c) Encontre, no gráfico, o valor da variação da energia livre de Gibbs, ∆G, em kJ, à 
25oC e interprete o resultado obtido em relação à espontaneidade da reação nessa 
temperatura. 
d) Indique a temperatura a partir da qual a reação deixa de ser espontânea. 
e) Explique porque esta reação não é espontânea, em altas temperaturas, baseado no 
valor do calor de reação à pressão constante. 
f) Calcule o valor da variação da energia interna, ∆U, em kJ, quando 2 mol de H2S 
reage completamente com 1 mol de SO2 à 25,0 
oC e 1,00 atm. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Resolução: 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ou 
 
b) observamos pela reação que oS < 0 e usando a equação G = H-TS calculamos 
o valor de S como: 
1K kJ 0,184
800
147
ΔT
ΔH
ΔS 


 
 
e) Sabendo pelo gráfico que o H é negativo (processo exotérmico) e pela reação que 
o S também é negativo; e observando a equação de Gibbs-Helmholtz, G = H-TS; 
o termo “-TS” será bastante positivo e superará o valor negativo do H, ficando assim 
o G mais positivo e a reação será não espontânea. 
 
f) U = H - PV ou U = H-nRT 
Como: H = -147 kJ 
 n = 2 - 3 = -1 
 R = 8,314 x 10-3 kJ K-1 mol-1 
 T= 298 K 
 U = -147 – (-1x8,314x10-3 x 298) 
 U = -147 + 2,48 = -144 kJ 
d) Em temperaturas maiores que 800 K a reação deixa de ser espontânea, 
observe que o G passa a ser positivo. 
c) G = -90 kJ; à 25 °C a reação ainda é espontânea 
porque o valor de G é negativo. 
 
 a) H = -147 kJ 
11- K kJ 0,814S K kJ 0,184
0800
147)(0
Δx
Δy
ΔS b) 


