Lista 4 Química Brandao

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Universidade Federal de Campina Grande - UFCG 
Turma 02 
Aluno: Matheus Weslley Galdino de Sena 
Matrícula: 121110768 
Química Geral 
 
Lista 4 
 
Questão 14.27 
A) Quando uma concentração é triplicada e não há nenhum efeito sobre a taxa, a ordem da reação deve 
ser zero. Então, X = 0. 
B) Quando uma concentração é dobrada e a taxa é duplicada, a reação é de primeira ordem. Então X = 1. 
C) Quando uma concentração é triplicada e a taxa sobe por um fator de 27, então é uma reação de 3º 
ordem. Sendo assim, X = 3. 
 
Questão 14.37 
 
∆𝑁𝐻4 𝑁02
∆𝑡
=
[0.0432 − 0.500]
3.00ℎ𝑟 − 0.00ℎ𝑟
= 2,3 ∗ 10−2 𝑀/ℎ𝑟 
 
Questão 14.41 
Se a lei de velocidade é taxa = k[H2S] [Cl2], a ordem em relação a [H2S] é 1, ou seja, de primeira 
ordem. E a ordem em relação a [Cl2] é de primeira ordem também. A ordem geral é 1+1=2, segunda 
ordem. 
 
Questão 14.51 
ln
[𝑆02𝐶𝑙2]𝑡
0,0248𝑀
= −(2,2 𝑥
10−5
𝑠
)(2.0ℎ𝑟 𝑥 
3600𝑠
1 ℎ𝑟
= −0.1594 
[𝑆02𝐶𝑙2]
[0,0248 𝑀]
= 𝑒−0,1584 = 0,8535 
[𝑆𝑂2𝐶𝑙2]𝑡 = 0,8535 𝑥 [0,0248 𝑀] = 0,02116 = 2,1 𝑥 102𝑀 
 
Questão 14.57 
𝑡1/2 = 0.693/(6.3 𝑥 10 − 4/𝑠) = 
1.10 𝑥 103 = 
1.1 𝑥 103 𝑠 (18.3 𝑚𝑖𝑛) 𝑡50.0% 𝑒𝑠𝑞𝑢𝑒𝑟𝑑𝑜 = 
𝑡1/2 = 1.10 𝑥 103 𝑠 𝑡25.0% 𝑒𝑠𝑞𝑢𝑒𝑟𝑑𝑜 = 
𝑡1/4 𝑒𝑠𝑞𝑢𝑒𝑟𝑑𝑜 = 2 𝑥 𝑡1/2 = 2 𝑥 (1.10 𝑥 103 𝑠) = 
2.20 𝑥 103 𝑠 (37 𝑚𝑖𝑛𝑢𝑡𝑜𝑠) 
 
Questão 14.69 
O diagrama de energia potencial é abaixo. Porque a energia de ativação para a reação direta é 10 kJ e 
AH ° = -200 kJ, a energia de ativação para a reação inversa é 210 kJ. 
Questão 15.13 
a) Como há um número igual de moles de gás de cada lado da equação, aumentando a pressãonão vai 
aumentar a quantidade de produto. 
b) Porque reação aumenta o número de moles de gás, aumentando a pressão vai diminuir a quantidade 
de produto. 
c) Porque reação diminui o número de moles de gás, aumentando a pressão vai aumentar a quantidade 
de produto. 
 
Questão 15.25 
Amt. (mol) N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
Inicia 0.600 1.800 0 
Muda -x -3x +2x 
Equilíbrio 0.600 - x 1.800 - 3x 2x = 0.048 
Quantidade de equilíbrio N2 = 0.600 - 0.024 = 0.576 mol 
Quantidade de equilíbrio H2 = 1.800 - 3 x (0.024) = 1.728 mol 
Portanto, os valores das substâncias presentes na mistura de equilíbrio são N2 0,576 mol, 1,728mol H2, e 0,048 
mol NH3. 
 
Questão 15.29 
𝑎) 𝑁2𝑂3(𝑔) ↔ 𝑁𝑂2(𝑔) 𝑁𝑂(𝑔) 𝐾𝑐 = [𝑁𝑂2] [𝑁𝑂] / [𝑁2𝑂3] 
 
𝑏) 2𝐻2𝑆(𝑔) ↔ 2𝐻2(𝑔) 𝑆2(𝑔) 
𝐾𝑐 = [𝐻2]2[𝑆2] / [𝐻2𝑆]
2 
 
𝑐) 2𝑁𝑂(𝑔) 𝑂2(𝑔) ↔ 2𝑁𝑂2(𝑔) 
𝐾𝑐 = 
[𝑁𝑂2]
2
[𝑁𝑂]2 [𝑂2]
 
 
𝑑) 𝑃𝐶𝑙3(𝑔) 3𝑁𝐻3(𝑔) ↔ 𝑃(𝑁𝐻2)3(𝑔) 3𝐻𝐶𝑙(𝑔) 
𝐾𝑐 = [ 
𝑃(𝑁𝐻2)3 [𝐻𝐶𝑙]3
[𝑃𝐶𝑙3] [𝑁𝐻3]3
] 
 
Questão 15.31 
2𝐻2𝑆(𝑔) + 3𝑂2(𝑔) −> 2𝐻2𝑂(𝑔) + 2𝑆𝑂2(𝑔) 
Questão 15.47 
 
Questão 15.51 
a) Incompletoa. Kc é muito pequeno (10-31), indicando muito pouca reação. 
b) Quase completo; Kc é muito grande (1021), indicando reação quase completa. 
 
Questão 15.57 
A reação se desloca pra esquerda. 
Questão 15.69 
a. 𝐶𝐻4(𝑔) 2𝑆2(𝑔) ↔ 𝐶𝑆2(𝑔) 2𝐻2𝑆(𝑔) 
Um aumento de pressão não tem qualquer efeito porque o número de moles de reagentes é igual à dos 
produtos. 
b. 𝐻2(𝑔) 𝐵𝑟2(𝑔) ↔ 2𝐻𝐵𝑟(𝑔) 
Um aumento de pressão não tem qualquer efeito porque o número de moles de reagentes é igual à dos 
produtos. 
c. 𝐶𝑂2(𝑔) 𝐶(𝑠) ↔ 2𝐶𝑂(𝑔) 
Um aumento de pressão faz com que a reação fique à esquerda, porque o número de moles de reagentes 
é menor do que a de produtos. 
 
Questão 15.93 
𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ↔ 2𝑁𝐻3(𝑔) 
𝐾𝑐 = 𝐾𝑝(𝑅𝑇)2 
𝐾𝑝 = 
𝑃𝑁𝐻3
𝑃𝑁2 𝑃𝐻2
3 
𝐾𝑝 = 
[𝑁𝐻3]2 (𝑅𝑇)2
[𝑁2](𝑅𝑇)[𝐻2]3 (𝑅𝑇)3
 = (
[𝑁𝐻3]2
[𝑁2][𝐻2]3
) ∗ (𝑅𝑇)−2 
𝐾𝑝 = 𝐾𝑐(𝑅𝑇)2 
Questão 16.23 
𝑂𝐻 − (𝑎𝑞) + 𝐻𝐹(𝑙) ↔ 𝐹 − (𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙). 
 
 
Questão 16.25 
𝑎) 𝑃𝑂43 − 
 𝑏) 𝐻𝑆 − 
𝑐) 𝑁𝑂2 − 
𝑑) 𝐻𝐴𝑠𝑂42 
Questão 16.29 
a. 𝐻𝑆𝑂4 − (𝑎𝑞) + 𝑁𝐻3(𝑎𝑞) 𝑆𝑂42 − (𝑎𝑞) + 𝑁𝐻4 + (𝑎𝑞)𝐻𝑆𝑂4−, 𝑆𝑂42−, 𝑒 𝑁𝐻4+, 𝑁𝐻3. 
 
b. 𝐻𝑃𝑂42 − (𝑎𝑞) + 𝑁𝐻4 + (𝑎𝑞) 𝐻2𝑃𝑂4 − (𝑎𝑞) + 𝑁𝐻3(𝑎𝑞)𝐻2𝑃𝑂4−, 𝐻𝑃𝑂42−, 𝑒 𝑁𝐻4+, 𝑁𝐻3. 
 
c. 𝐴𝑙(𝐻2𝑂)63 + (𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) 𝐴𝑙(𝐻2𝑂)5(𝑂𝐻)2 + (𝑎𝑞) + 𝐻3𝑂 +
(𝑎𝑞) 𝐴𝑙(𝐻2𝑂)63+, 𝐴𝑙(𝐻2𝑂)5(𝑂𝐻)2+, 𝑒 𝐻3𝑂+, 𝐻2𝑂. 
 
d. 𝑆𝑂32 − (𝑎𝑞) + 𝑁𝐻4 + (𝑎𝑞) 𝐻𝑆𝑂3 − (𝑎𝑞) + 𝑁𝐻3(𝑎𝑞) 𝐻𝑆𝑂3−, 𝑆𝑂32−, 𝑒 𝑁𝐻4+, 𝑁𝐻3. 
 
Questão 16.33 
a. A equação é concluída 
𝐴𝐼𝐶𝐼3 + 𝐶𝑙 −> 𝐴𝑙𝐶𝑙4 − 
AlCl3 é o elétron-par receptor e é o ácido. Cl- é o par doador de elétrons e é a base. 
 
b. A equação é concluída 
𝐼 − + 𝐼2−> 𝐼3 
I2 é o elétron-par receptor e é o ácido. O íon I- é o par doador de elétrons e é a base. 
 
Questão 16.35 
a. Cada molécula de água doa um par de electrões de cobre (II), fazendo com que a molécula de água e 
uma base de Lewis a um ácido de Lewis Cu2 + íon. 
b. O AsH3 doa um par de elétrons ao átomo de boro em BBr3, tornando AsH3 uma base de Lewis e a 
molécula de BBr3 um ácido de Lewis. 
 
Questão 16.41 
a. NH4 + é um ácido mais fraco do que o H3PO4, de modo que as espécies do lado esquerdo são favorecidas 
no equilíbrio. 
b. HCN é um ácido mais fraco do que o H2S, por isso, as espécies do lado esquerdo são favorecidas no 
equilíbrio. 
c. H2O é um ácido mais fraco do que HCO3-, assim que as espécies da mão direita são favorecidas em 
equilíbrio. 
d. H2O é um ácido mais fraco do que Al (H2O) 63+, assim as espécies da mão direita são favorecidas em 
equilíbrio. 
Questão 16.47 
a) 1.2 M HBr 
[𝑂𝐻−] = 
𝐾𝑤
[𝐻3𝑂+ ]
→ 
1.0 ∗ 10−14
1,2
 = 8.33 ∗ 10−15 
 
b) 0.32 M KOH 
[𝐻3𝑂+] = 
𝐾𝑤
[𝑂𝐻−]
→ 
1 ∗ 10−14
0,32
= 3,12 ∗ 10−14 
 
c) 0.085 M Ca(OH)2 
2 ∗ (0.085 𝑀) = 0,170𝑀 
[𝐻3𝑂+] = 
𝐾𝑤
[𝑂𝐻−]
→
1 ∗ 10−14
0.170
 = 5.88 ∗ 10−14 
 
d) 0.58 M HCl 
[𝑂𝐻−] = 
𝐾𝑤
[𝐻3𝑂+]
→ 
1 ∗ 10−14
0,38
= 2.63 ∗ 10−14 
Questão 16.53 
a) 5 𝑥 10−6 𝑀 𝐻3𝑂+ +> 1,0 𝑥 10−7 
Então a solução é ácida. 
 
b) Use Kw para determinar [H3O +] 
2 𝑥 10−6 𝑀 > 1,0 𝑥 10−7 
 Então, a solução é ácida. 
 
c) Quando [𝑂𝐻−] = 1,0 𝑥 10−7 𝑀, [𝐻3𝑂+ ] = 1,0 𝑥 10−7𝑀 
A solução é neutra. 
 
d) 2 𝑥 10−9𝑀 𝐻3𝑂+ < 1,0 𝑥 10−7 
Então a solução é básica. 
 
 
 
Questão 16.57 
a. pH 4,6, solução ácida 
b. pH 7,0, solução neutra 
c. pH 1,6, solução de ácido 
d. um pH de 10,5, a solução básica 
 
Questão 16.61 
a) −𝑙𝑜𝑔 (1.0 𝑥 10−8) = 8.000 = 8.00 
b) −𝑙𝑜𝑔 (5.0 𝑥 10−12) = 11.301 = 11.30 
c) −𝑙𝑜𝑔 (7.5 𝑥 10−3) = 2.124 = 2.12 
d) −𝑙𝑜𝑔 (6.35 𝑥10−9) = 8.1972 = 8.197 
 
Questão 16.67 
[𝐻3𝑂+] = 𝐾𝑤 ÷ [𝑂𝐻−] = (1.0 𝑥 10−14) ÷ (0.0040) = 2.50 𝑥 10−12 𝑀 
𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔 (2.50 𝑥 10−12) = 11.602 = 11.60 
Equilíbrio ácido-base 
 
Questão 17.27 
a) 𝐻𝐵𝑟𝑂(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) → 𝐻3𝑂 + (𝑎𝑞) + 𝐵𝑟𝑂 − (𝑎𝑞) 
b) 𝐻𝐶𝑙𝑂2(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) → 𝐻3𝑂 + (𝑎𝑞) + 𝐶𝑙𝑂2 − (𝑎𝑞) 
c) 𝐻𝑁𝑂2(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) → 𝐻3𝑂 + (𝑎𝑞) + 𝑁𝑂2 − (𝑎𝑞) 
d) 𝐻𝐶𝑁(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) → 𝐻3𝑂 + (𝑎𝑞) + 𝐶𝑁 − (𝑎𝑞) 
 
Questão 17.33 
𝑥2 = (2.2 𝑥 10−5) 𝑥 0.055 = 1.21 𝑥 10−6 
𝑥 = [𝐻3𝑂+] = [𝑃𝑎𝑏𝑎−] ≅ 1.10 𝑥 10−3 = 0.0011 = 1.1 𝑥 10−3 𝑀 
(0.055 − 𝑥) ≅ 0.055 é 𝑣á𝑙𝑖𝑑𝑜. 
0.055 − 0.00110 = 0.0539, 𝑜𝑢 0.054 
 
Questão 17.35 
[𝐻3𝑂+] = 𝑎𝑛𝑡𝑖𝑙𝑜𝑔(−2,68) = 2.089 ∗ 10−3 
𝐾𝑎 =
[𝐻3𝑂 +][𝐴𝐶 −]
[𝐻𝐴𝑐]
→
(2,089 ∗ 10−3)2
( 𝑥 − 2,089 ∗ 10−3)
= 
1,7 ∗ 10−5 𝑥 = [𝐻𝐴𝑐] =
(2.089 ∗ 10−3)2
(1,7 ∗ 10−5)
= 
0,26𝑀 
 
Questão 17.43 
𝐶𝐻3𝑁𝐻2(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) −> 𝐶𝐻3𝑁𝐻3 + (𝑎𝑞) + 𝑂𝐻 − (𝑎𝑞) 
 
Questão 17.49 
a) Sem hidrólise ocorre porque o íon de nitrato (NO3) é o ânion de um ácido forte. 
 
b. A hidrólise ocorre. equação: 
𝑂𝐶𝑙 − + 𝐻2𝑂 → 𝐻𝑂𝐶𝑙 + 𝑂𝐻 − 
Equilíbrio constante expressão: 
𝐾𝑏 = 
𝐾𝑤
𝐾𝑎
= 
[𝐻𝑂𝐶𝑙] [𝑂𝐻−]
[𝑂𝐶𝑙−]
 
 
c. A hidrólise ocorre. equação: 
𝑁𝐻2𝑁𝐻3 + + 𝐻2𝑂 → 𝐻3𝑂+ + 𝑁𝐻2𝑁𝐻2 
Equilíbrio constante expressão: 
𝐾𝑎 =
𝐾𝑤
𝐾𝑏
=
[𝐻3𝑂 +][𝑁𝐻2𝑁𝐻2]
[𝑁𝐻2𝑁𝐻3]
 
 
d. Sem hidrólise ocorre porque o íon brometo (Br-) é o ânion de um ácido forte. 
 
Questão 17.51 
𝑍𝑛(𝐻2𝑂)62 + (𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) → 𝑍𝑛(𝐻2𝑂)5(𝑂𝐻) + (𝑎𝑞) + 𝐻3𝑂 + (𝑎𝑞) 
 
Questão 17.63 
𝑎. 0,75 𝑀 á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑓𝑙𝑢𝑜𝑟í𝑑𝑟𝑖𝑐𝑜, 𝐻𝐹: 𝑋² = 6.8 𝑥 10^ − 4 𝑥 (0.75) 
𝑥 = [𝐻3𝑂+] = 0.02258 𝑀 
0.75 − (0.02258) = 0.727 = 0.73 
[𝐻3𝑂+] = 0.02224 𝑀 
0.02258/0.75 = 0.0301 = 0.030 𝑔𝑟𝑎𝑢 𝑑𝑒 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎çã𝑜 
 
Questão 17.69 
 
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 = 0,045𝐿 + 0,035𝐿 = 0.080𝐿 
(
0,10 𝑚𝑜𝑙 𝐹 −
𝐿
) ∗ 0,035𝐿 = 
0,0035 𝑚𝑜𝑙 𝐻𝐹 −
(0,080𝐿)
 = 0,04375𝑀 
(
0,15 𝑚𝑜𝑙 𝐹 −
𝐿
) ∗ 0,045 = 0,00675 
0,00675/0,080𝐿 = 0,084375 
𝐾𝑎 = 
[𝐻3𝑂+][𝐹−]
[𝐻𝐹]
 = 
(𝑋)(0,0844375 + 𝑋)
(0,04375 – 𝑋)
 
 
Questão 17.73 
𝑝𝐾𝑎 = − 𝑙𝑜𝑔 𝐾𝑎 𝑃𝐻 
− 𝑙𝑜𝑔(1,4 ∗ 10−3) + 𝑙𝑜𝑔(
0,10𝑀
0,15
) = 2,68 
 
Questão 17.79 
𝑀𝑜𝑙 𝐻3𝑂+ = (0.10 𝑚𝑜𝑙 𝐻𝐶𝑙/𝐿) 𝑥 0.025 𝐿 𝐻𝐶𝑙 = 0.0025 𝑚𝑜𝑙 𝐻3𝑂 + 
𝑀𝑜𝑙 𝑂𝐻− = (0.10 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻/𝐿) 𝑥 0.015 𝐿 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 0.0015 𝑚𝑜𝑙 𝑂𝐻 − 
𝑀𝑜𝑙 𝐻3𝑂 + 𝑙𝑒𝑓𝑡 = (0.0025 − 0.0015) 𝑚𝑜𝑙 𝐻3𝑂+ = 0.0010 𝑚𝑜𝑙 𝐻3𝑂 + 
[𝐻3𝑂+] = 0.0010 𝑚𝑜𝑙 𝐻3𝑂 + ÷ 0.040 𝐿 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 = 0.0250 𝑀 
𝑝𝐻 = − 𝑙𝑜𝑔 [𝐻3𝑂+] = − 𝑙𝑜𝑔 (0.0250) = 1.602