Aprofundado de Inorgânica

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novíssima metodologia de ensino: nós trazemos 
questões inéditas e super aprofundadas que 
vão possibilitar que você, jubialuno ou jubialuna, 
compreenda e relacione as mais diversas áreas da 
química detonando na sua prova de específicas!
Você receberá 10 questões discursivas junto de vídeos com as suas 
resoluções. Mas é MUITO importante que você, de fato, resolva as 
questões para que depois veja a sua solução.
Não perca tempo e comece a solucionar agora mesmo este caderno! 
Lembre-se: você tem todo o material e as videoaulas do site à sua 
disposição para pesquisar.
QUESTÕES
QUÍMICA INORGÂNICA
1. Um estudante preparou uma solução colocando 0,376 g de NiSO4.6H2O e 0,129 g de 
NiCl2.6H2O em um frasco volumétrico de 250,0 mL. Uma pequena quantidade de água 
destilada foi adicionada com cuidado, de modo a fazer dissolver os compostos. Após a 
dissolução, a solução foi diluída até a marca.
a) Qual é a concentração molar de íons Cl- na solução final? 
b) Qual é a concentração molar de íons Ni2+ na solução final?
2. O ácido clorídrico concentrado contém 37,50 % HCl em massa e tem densidade 1,205 
g.cm-3. Que volume (em mililitros) de ácido clorídrico concentrado deve ser usado para 
preparar 10,0 L de 0,7436 mol/L HCl(aq)?
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3. Em um cilindro de combustão, a variação de energia interna total produzida pela queima 
de um combustível é – 2.573 kJ. O sistema de resfriamento que circunda o cilindro absorve 
947 kJ na forma de calor. Quanto trabalho pode ser realizado pelo combustível do cilindro?
4. a) Calcule a quantidade de calor que deve ser fornecido a uma chaleira de cobre de 
massa 500,0 g, que contém 750,0 g de água, para aumentar a sua temperatura de 23 °C 
até o ponto de ebulição da água, 100 °C. 
b) Que porcentagem do calor foi usada para aumentar a temperatura da água?
5. Em 500 K, a constante de equilíbrio da reação Cl2(g) + Br2(g) ↔ 2 BrCl(g) é Kc = 0,031. Se a 
composição de equilíbrio é 0,495 mol/L de Cl2 e 0,145 mol/L de BrCl, qual é a concentração 
de Br2 no equilíbrio? 
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6. Estime o pH de:
a) 0,125 mol/L de NaHCO3(aq) 
b) 0,250 mol/L de KHCO3(aq)
Observação: Considere Ka do ácido acético → 1,8 x10-5. Kw = 1,0 x 10-14
7. Quanto tempo é necessário para depositar, por galvanização, 1,50 g de prata a partir de 
uma solução de nitrato de prata, usando uma corrente de 13,6 mA? (Considere 1 F = 96.500 
C/mol).
Quando a mesma corrente é usada pelo mesmo tempo, qual a massa de cobre depositada 
a partir de uma solução de sulfato de cobre (II)? 
8. Quando uma solução de cloreto de rutênio foi eletrolisada por 500 s com uma corrente 
igual a 120 mA, foram depositados 31,0 mg de rutênio. Qual é o número de oxidação do 
cátion metal no cloreto de rutênio?
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9. Os seguintes dados foram obtidos para a reação A + B + C → produtos:
Experimento [A]0 [B]0 [C]0 Velocidade inicial (mmol.L-1.s-1)
1 1,25 1,25 1,25 8,7
2 2,50 1,25 1,25 17,4
3 1,25 3,02 1,25 54,38
4 1,25 3,02 3,75 489,42
5 3,01 1,00 1,15 ?
a) Escreva a lei de velocidade da reação?
b) Qual é a ordem da reação global?
c) Determine, a partir dos dados, o valor da constante de velocidade.
d) Use os dados para predizer a velocidade de reação do experimento 5.
10. Complete o gráfico abaixo, demonstrando duas etapas elementares. Em seguida, 
argumente qual é a etapa determinante da reação e identifique. 
b) Para o segundo gráfico, represente as mudanças causadas na presença de um catalisador.
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ANOTAÇÕES
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DJOWGABARITO
1. a) Massa molar do sal NiCl2.6H2O → (58,7 g/mol + 71 g/mol) + (6 . 18 g/mol) → 237,7 g/
mol.
Massa de sal hidratado adicionado = 0,129 g.
Volume do frasco volumétrico = 250 mL ou 0,250 L.
Dissociação do sal hidratado em água = NiCl2.6H2O → Ni2+(aq) + 2 Cl- (aq) 
Relação estequiométrica entre o sal hidratado e ânion cloreto = 
1 mol de NiCl2.6H2O ---------- 2 mol de Cl-
Encontrar a quantidade de matéria do sal hidratado adicionado =
nº (mol) = m (g) ÷ MM (massa molar) → nº = 0,129 g ÷ 237,7 g/mol = 5,43 x 10-4 mol de 
NiCl2.6H2O 
Encontrar a quantidade de íons cloreto em solução, conforme a relação estequiométrica =
1 mol de NiCl2.6H2O ---------- 2 mol de Cl-
5,43 x 10-4 mol de NiCl2.6H2O ---------------- X
X = 1,086 x 10-3 mol de Cl- 
Escrever a expressão de concentração mol/L para o íon cloreto =
[Cl-] = n° (mol) ÷ V (L) → [Cl-] = 1,086 x 10-3 mol ÷ 0,250 L → 4,34 x 10-3 mol/L de Cl-.
b) Massa molar do sal NiSO4.6H2O → (58,7 g/mol + 32 g/mol + 64 g/mol) + (6 . 18 g/mol) 
→ 262,7 g/mol.
Massa de sal hidratado adicionado = 0,376 g.
Volume do frasco volumétrico = 250 mL ou 0,250 L.
Dissociação do sal hidratado em água = NiSO4.6H2O → Ni2+(aq) + SO42-(aq) 
Relação estequiométrica entre o sal hidratado e ânion cloreto = 
1 mol de NiSO4 . 6H2O ---------- 1 mol de Ni2+
Encontrar a quantidade de matéria do sal hidratado adicionado =
nº (mol) = m (g) ÷ MM (massa molar) → nº = 0,376 g ÷ 262,7 g/mol = 1,43 x 10-3 mol de 
NiSO4.6H2O 
Para encontrar a quantidade de íons Ni2+ em solução, é preciso considerar a quantidade 
íons Ni2+ provenientes da dissociação dos dois sais hidratados. Primeiro vamos considerar 
o NiSO4.6H2O
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1 mol de NiSO4 . 6H2O ---------- 1 mol de Ni2+
1,43 x 10-3 mol de NiSO4.6H2O ---------------- X
X = 1,43 x 10-3 mol de Ni2+ 
Agora para o sal NiCl2.6H2O, temos a seguinte relação estequiométrica para o sal e o íon 
Ni2+ =
1 mol de NiCl2.6H2O ---------- 1 mol de Ni2+
Agora, podemos encontrar a quantidade de matéria do cátion, considerando a relação 
anterior e o cálculo de mol de sal NiCl2.6H2O inseridos.
1 mol de NiCl2.6H2O ---------- 1 mol de Ni2+
5,43 x 10-4 mol de NiCl2.6H2O ---------------- X
X = 5,43 x 10-4 mol de Ni2+ 
Escrever a expressão de concentração mol/L para o íon níquel =
[Ni2+] = n° (mol) ÷ V (L) → [Ni2+] = (5,43 x 10-4 mol + 1,43 x 10-3 mol) ÷ 0,250 L → 7,892 x 
10-3 mol/L de Ni2+.
2. HCl (em massa) → 37,50% 
d(HCl) = 1,205 g/cm3.
V = ?? de HCl concentrado.
Preparo de solução com concentração mol/L = 0,7436 para um volume de 10 litros.
Para encontrar a concentração mol/L de HCl concentrado, precisamos saber a massa em 
gramas de 1 litro de ácido clorídrico.
1,205 g de HCl -------- 1 mL de HCl
X ----------- 1.000 mL (1 L)
X = 1.205 g de HCl
Vamos encontrar a expressão de concentração mol/L para o ácido clorídrico concentrado =
37,50 g de HCl --------- 100 g de solução
 X --------- 1.205 g de solução (massa do soluto e solvente)
X = 452 g de HCl em 1 L de solução.
Encontrar a quantidade de matéria, mol, presente em 452 gramas de HCl.
nº (mol) = m (g) ÷ MM (massa molar) → nº = 452 g ÷ 36,5 g/mol = 12,40 mol de HCl em 1 L.
Logo a concentração mol/L da solução concentrada é de 12,40.
Encontre a quantidade de matéria, mol, presente na solução de 10L com concentração 
0,7436 mol/L.
[Solução HCl preparada] = n° ÷ V → n° = [Solução HCl preparada] x V (substituindo os 
valores temos que:
n° = 0,7436 mol/L x 10 L → n° = 7,436 mol de HCl presente na solução preparada.
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Para encontrar o volume retirado da solução concentrada para preparar 10 L com 
concentração 0,7436 mol/L, fazemos a seguinterelação:
12,40 mol de HCl (concentrada) ---------- 1 L de solução (concentrada)
7,436 mol de HCl (retirado da solução concentrada) ------------- X
X = 0,600 L ou 600 mL da solução concentrada.
3. 
ΔU = q + W
-2.573 kj = -947 kj + W
W = - 1.626 kj
Lembre-se que:
q > 0 → energia foi absorvida na forma calor pelo sistema.
q < 0 → energia liberada na forma de calor foi liberada do sistema.
W< 0 → sistema realiza trabalho.
W > 0 → sistema sofre trabalho.
4. a) Massa da Chaleira de Cobre (Cu) = 500 gramas.
Massa da água líquida (H2O) = 750 gramas.
Variação de Temperatura = 23 °C (296 K) até 100 °C (373 K).
Calor específico do cobre (Cu) = 0,3849 J.K-1.g-1
Calor específico da água (H2O) = 4,18 J.K-1.g-1
Primeiro, calcule a quantidade de calor para a chaleira:
Q = m . c . ΔT → Q = 500 g . 0,3849 J.K-1.g-1 . (373 K – 296 K)
Q = m . c . ΔT → Q = 14.818,65 j 
Segundo, calcule a quantidade de calor para a água:
Q = m . c . ΔT → Q = 750 g . 4,18 J.K-1.g-1 . (373 K – 296 K)
Q = m . c . ΔT → Q = 241.395 j
Q(total) = Q(chaleira) + Q(água) → Q(total) = 14.818,65 j + 241.395 j = 256.213,65 j ou 
256,21365 kj.
b) Porcentagem de calor utilizada para aquecer a água:
256.213,65 j (energia total) ------ 100%
241.395 j (energia p/ água) ------- X
X = 94,22%
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5. T = 500K.
Kc = 0,031.
[Cl2] = 0,495 mol/L.
[BrCl] = 0,145 mol/L.
[Br2] = ?? no equilíbrio.
Cl2(g) + Br2(g) ↔ 2 BrCl(g)
Kc = [BrCl]2 ÷ [Cl2] . [Br2] 
[Br2] = [BrCl]2 ÷ [Cl2] . Kc
[Br2] = 0,145 mol/L ÷ 0,495 mol/L . 0,031
[Br2] = 1,40 mol/L.
6. a)Constante do ácido acético = 1,8 x 10-5
A – Concentração mol/L do sal = 0,125
Dissociação do NaHCO3 em água = NaHCO3(s) → Na+(aq) + HCO3-(aq)
Escreva a hidrólise do íon HCO3-(aq) =
HCO3- + H2O ↔ H2CO3 + OH-
Expressão da constante do íon = [H2CO3] . [OH-] ÷ [HCO3-]
Lembre-se que para encontrar o valor da constante do íon, é preciso escrever o equilíbrio 
químico do ácido ou base correspondente. Para o íon hidrogenocarbonato (HCO3-), temos o 
ácido carbônico, logo:
HCO3- + H2O ↔ H2CO3 + OH- → Kb
H2CO3 ↔ HCO3- + H+ → Ka
H2O ↔ H+ + OH- → Kw
Assim, a constante Kb(íon) pode ser encontrada, considerando que:
Kw = Ka . Kb → Kb = Kw ÷ Ka
Kb = 1,0 x 10-14 ÷ 1,8 x 10-5
Kb = 5,56 x 10-6
Considerando que:
HCO3- + H2O ↔ H2CO3 + OH-
Início 0,125 mol/L - -
Equilíbrio 0,125 mol/L - X X X
Para calcular a concentração de OH- utilizamos a expressão da constante do íon:
Expressão da constante do íon (Kb) = [H2CO3] . [OH-] ÷ [HCO3-], isolando [OH-]
[H2CO3] . [OH-] = Kb . [HCO3-]
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X . X = 5,56 x 10-6 . (0,125 – X*), desconsidere X, pois como a constante é muito pequena 
a quantidade formada de [H2CO3] . [OH-] é extremamente pequena.
X2 = 5,56 x 10-6 . 0,125 mol/L
X = √ 5,56 x 10-6 . 0,125 
X = 8,33 x 10-6 mol/L.
[H2CO3] = [OH-] = 8,33 x 10-6 mol/L.
pOH = 5,1 e pH = 8,9, lembrando que pH + pOH = 14.
b) Concentração mol/L do sal = 0,250
Dissociação do NaHCO3 em água = KHCO3(s) → K+(aq) + HCO3-(aq)
Escreva a hidrólise do íon HCO3-(aq) =
HCO3- + H2O ↔ H2CO3 + OH-
Expressão da constante do íon = [H2CO3] . [OH-] ÷ [HCO3-]
Lembre-se que para encontrar o valor da constante do íon, é preciso escrever o equilíbrio 
químico do ácido ou base correspondente. Para o íon hidrogenocarbonato (HCO3-), temos 
o ácido carbônico, logo:
HCO3- + H2O ↔ H2CO3 + OH- → Kb
H2CO3 ↔ HCO3- + H+ → Ka
H2O ↔ H+ + OH- → Kw
Assim, a constante Kb(íon) pode ser encontrada, considerando que:
Kw = Ka . Kb → Kb = Kw ÷ Ka
Kb = 1,0 x 10-14 ÷ 1,8 x 10-5
Kb = 5,56 x 10-6
Considerando que:
HCO3- + H2O ↔ H2CO3 + OH-
Início 0,250 mol/L - -
Equilíbrio 0,250 mol/L - X X X
Para calcular a concentração de OH- utilizamos a expressão da constante do íon:
Expressão da constante do íon (Kb) = [H2CO3] . [OH-] ÷ [HCO3-], isolando [OH-]
[H2CO3] . [OH-] = Kb . [HCO3-]
X . X = 5,56 x 10-6 . (0,250 – X*), desconsidere X, pois como a constante é muito pequena a 
quantidade formada de [H2CO3] . [OH-] é extremamente pequena.
X2 = 5,56 x 10-6 . 0,250 mol/L
X = √ 5,56 x 10-6 . 0,250 
X = 1,178 x 10-5 mol/L.
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[H2CO3] = [OH-] = 8,33 x 10-6 mol/L.
pOH = 4,93 e pH = 9,07, lembrando que pH + pOH = 14.
7. a) Massa de Ag(s) depositada = 1,50 gramas.
Tempo = ??
Solução de Nitrato de Prata (AgNO3).
i = 13,6 mA (13,6 x 10-3 A)
Ag = 107,81 g/mol.
AgNO3(s) → Ag+(l) + NO3-(l)
Encontre a quantidade de matéria, mol, formada em 1,50g de Ag(s) =
nº (mol) = m (g) ÷ MM (massa molar) → n° = 1,50 gramas ÷ 107,81 g/mol → 0,0139 mol de 
Ag.
Agora, com base na proporção de mol de elétrons e a quantidade de prata formada, temos 
que:
Ag+(l) + 1 mol de e- → Ag(s)
1 mol de e- ------------- 1 mol de Ag(s)
X ----------------- 0,0139 mol de Ag(s)
X = 0,0139 mol de e-
Calcular a quantidade de carga, necessária para produzir 0,0139 mol de e- =
Q = n . F → Q = 0,0139 mol de e- . 96.500 C/Mol
Q = 1.342,64 C
Para encontrar a corrente elétrica, faça Q = i . t 
Q = i . t → 1.342,64 C = 13,6 x 10-3 A . t 
t = 1.342,64 C ÷ 13,6 x 10-3 A = 98.723,52 s = 1.645,40 min = 27,42 horas.
b) Como o tempo e a corrente são iguais da alternativa anterior, a quantidade de carga é 
igual também, Q. 
Q = 1.342,64 C
Consequentemente a quantidade de matéria, mol, de elétrons é a mesma, porém os íons 
são diferentes devido a espécie química que irá receber elétrons é o Cu2+(l).
CuSO4(s) → Cu2+(l) + SO42-(l)
Cu2+ + 2 mol de e- → Cu(s)
2 mol de e- → 1 mol de Cu(s)
0,0139 mol de e- → X
X = 6,95 x 10-3 mol de Cu
Para achar o valor em gramas, basta multiplicar pela sua massa molar.
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nº (mol) = m (g) ÷ MM (massa molar) → m(g) = 6,95 x 10-3 mol x 63,5 g/mol = 0,441325 g 
de Cu depositado. 
8. Carga do cátion Ru =??
Tempo = 500 s.
i = 120 x 10-3 (A) 
Massa de Rutênio depositada = 31,0 mg de rutênio.
No primeiro momento, descubra a quantidade de carga aplicada:
Q = i x t → Q = 120 x 10-3 (A) x 500 s → Q = 60 C. 
Agora, com base na quantidade de carga e na constante de Faraday, é possível encontrar a 
quantidade de mol de elétrons para 60 C aplicado.
Q = n . F
60 C = n . 96.500 C/mol
n = 6,22 x 10-4 mol de e-.
Encontre a quantidade de matéria, mol, formada em 31 x 10-3g de Ru(s) =
nº (mol) = m (g) ÷ MM (massa molar) → n° = 31 x 10-3gramas ÷ 101 g/mol → 3,07 x 10-4 
mol de Ru.
Partido da seguinte relação:
Ru+y(l) + y mol de e- → Ru(s)
y mol de e- ------------- 1 mol de Ru
6,22 x 10-4 mol de e- ----------------- 3,07 x 10-4 mol de Ru
X = 2 mol de e-
Logo a carga do cátion rutênio é 2+, representado por Ru2+(l).
9. Considerando a equação química genérica:
A + B + C → produtos
Para encontrar a lei de velocidade para equação química genérica, precisamos primeiramente 
determinar como cada reagente se relaciona com a velocidade inicial da reação.
Para o reagente A temos:
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Considerando o experimento 1 e 2, a concentração de A dobra (seta laranja), sendo as 
concentrações de B e C constantes(setas em amarelo). A resposta para a velocidade inicial 
é o dobro. Matemática escrevemos:
2. V = k . [A.2]x → x = 1, logo temos V = k . [A]1
Em relação ao reagente B, vamos considerar o experimento 1 e 3:
De acordo com os dados da tabela, temos que para A e C a concentração permanece 
constante e para o reagente B torna-se aproximadamente 2,5 vezes maior. A resposta para 
a velocidade é de 6,25 vezes maior. Em termos algébricos, expressamos por:
6,25. V = k . [B.2,5]y → y = 2, logo temos V = k . [B]2
Em relação ao reagente C, vamos considerar o experimento 3 e 4:
De acordo com os dados da tabela, temos quepara A e B a concentração permanece 
constante e para o reagente C torna-se 3 vezes maior. A resposta para a velocidade é de 9 
vezes maior. Em termos algébricos, expressamos por:
9. V = k . [C.3]z → z = 2, logo temos V = k . [C]2
A – Lei de Velocidade = k . [A]1 . [B]2 . [C]2.
B – Ordem da reação global é a soma dos expoentes da lei de velocidade.
Lei de Velocidade = k . [A]1 . [B]2 . [C]2 → ordem de reação global igual a 5.
C – Para encontrar a constante de velocidade, escolhemos uns dos experimentos para 
substituir na lei de velocidade. Para o cálculo a seguir, escolhemos o experimento 1.
Lei de Velocidade (V) = k . [A]1 . [B]2 . [C]2 
8,7 = k . (1,25 x 10-3)1 . (1,25 x 10-3)2 . (1,25 x 10-3)2 
k = 8,7 ÷ 3,052 x 10-15
k = 2,85 x 1015 L4 . mol-4 . s-1
D – Para encontrar a velocidade da reação para o experimento 5, utilizamos a lei de 
velocidade e substituímos pelos valores fornecidos em termos de concentração mol/L e o 
valor da constante de velocidade calculada anteriormente.
Lei de Velocidade (V) = k . [A]1 . [B]2 . [C]2 → V = 2,85 x 1015 . [3,01 x 10-3]1 . [1,00 x 10-3]2 . 
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A etapa lenta 
é a etapa 
determinante 
da reação
[1,15 x 10-3]2
V = 1,134 x 10-5 mol . L-1 . s-1 ou
10. a) Para a representação a seguir temos duas etapas elementares de reação. A primeira 
etapa representa a etapa determinante (lenta) devido a energia de ativação ser maior em 
relação a segunda etapa.
b) 
Dados:
Q = i x t
Q = n x F
ΔU = q + W
Q = m . c . ΔT
Capacidade calorífica molar do Cobre (Cu) = 24,44 J.K-1.mol-1.
Capacidade calorífica molar da Água líquida (H2O) = 75,24 J.K-1.mol-1. 
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ANOTAÇÕES
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