Lista4_DavySilvaFerreira

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UFCG – Universidade Federal de Campina Grande 
Discente: Davy Silva Ferreira Matrícula: 119210349 
Docente: Antônio Carlos Brandão de Araújo 
Disciplina: Química Geral 
 
Lista 4 
14.27 
a. Se a concentração é triplicada, mas não há nenhum efeito sobre a taxa, a 
ordem da reação deve ser zero. Logo, x = 0. 
b. Se a concentração é dobrada, e as duplas de taxa, é uma reação de primeira 
ordem. Logo, x = 1. 
c. Se a concentração é triplicada, e a taxa sobe por um fator de 27, isto é uma 
reação de terceira ordem. Logo, x = 3. 
14.37 
 
14.41 
Se a lei da taxa é taxa = k [H2S] [Cl2], a ordem em relação a H2S é 1 (primeira 
ordem), e a ordem em relação a Cl2 também é um (primeira ordem). 
A ordem geral é 1 + 1 = 2, segunda ordem. 
14.51 
 
 
 
14.57 
 
14.69 
O diagrama de energia potencial está abaixo. 
Como a energia de ativação para a reação direta é +10 kJ e ΔH ° = -200 kJ, a 
energia de ativação para a reação reversa é +210 kJ. 
15.13 
Para cada 3 mols de H2 que reagem, são formados 2 mols de amônia. Então a 
razão de mols é: 2 mols NH3 / 3 mols H2 
15.15 
Alternativa A. O hidrogênio, H2, é o reagente limitante, então a quantidade 
máxima de CH3OH que pode se formar é um mol. No entanto, como a reação 
chega ao equilíbrio antes de ser concluída, menos de um mol de CH3OH se 
forma. 
E
n
e
rg
ia
 
Reagentes 
Progressão da reação 
Produtos 
15.25 
Reação N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
Início 0.600 1.800 0 
Mudança -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, 1,728 mol H2, e 0,048 mol NH3. 
15.29 
 
15.31 
2H2S(g) + 3O2(g) -> 2H2O(g) + 2SO2(g) 
15.47 
 
15.51 
a. Incompleto; Kc é muito pequeno (10-31), indicando muito pouca reação. 
b. Quase completo; Kc é muito grande (1021), indicando reação quase completa. 
15.57 
Calculando Q, o quociente de reação, e comparando com a constante de 
equilíbrio, temos que se Q for maior, a reação irá para a esquerda e vice-versa. 
Pelo calculo abaixo, temos que a reação vai para a esquerda. 
 
15.69 
a. Um aumento de pressão não tem qualquer efeito porque o número de moles 
de reagentes é igual à dos produtos. 
b. Um aumento de pressão não tem qualquer efeito porque o número de moles 
de reagentes é igual à dos produtos. 
c. 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. 
15.93 
Kp é calculado por: 
 
16.23 
A reação ácido-base é escrita da seguinte forma: 
OH-(aq) + HF(l) → F-(aq) + H2O(l) 
16.25 
a. PO4
3- 
b. HS
- 
c. NO2
- 
d. HAsO4
2-
 
16.29 
a. HSO4-(aq) + NH3(aq) SO42-(aq) + NH4+(aq) 
Pares de Conjugados: HSO4-, SO42-, e NH4+, NH3. 
b. HPO42-(aq) + NH4+(aq) H2PO4-(aq) + NH3(aq) 
Pares de Conjugados: H2PO4-, HPO42-, e NH4+, NH3. 
c. Al(H2O)63+(aq) + H2O(l) Al(H2O)5(OH)2+(aq) + H3O+(aq) 
Pares de Conjugados: Al(H2O)63+, Al(H2O)5(OH)2+, e H3O+, H2O. 
d. SO32-(aq) + NH4+(aq) HSO3-(aq) + NH3(aq) 
Pares de Conjugados: HSO3-, SO32-, e NH4+, NH3. 
 
16.33 
a. A equação completa é: AICI3 + Cl- → AlCl4- 
 
 
 
 
AlCl3 é o par de elétrons receptor e é o ácido. Cl- é o par doador de elétrons e é 
a base. 
b. A equação completa é: I- + I2 → I3 
 
 
I2 é o par de elétrons receptor e é o ácido. O íon I- é o par doador de elétrons e 
é a base. 
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. 
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)6
3+, assim as espécies da mão 
direita são favorecidas em equilíbrio. 
 
 
16.47 
 
16.53 
a. 5 x 10-6 M H3O +> 1,0 x 10-7, então a solução é ácida. 
b. Usando Kw para determinar [H3O+] 
 
Uma vez que 2 x 10-6 M> 1,0 x 10-7, a solução é ácida. 
c. Quando [OH-] = 1,0 x 10-7 M, [H3O+] = 1,0 x 10-7 M, e a solução é neutra. 
d. 2 x 10-9 M H3O + <1,0 x 10-7, então a solução é básica. 
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 
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 x 10-9) = 8.1972 = 8.197 
 
 
 
16.67 
Primeiro, convertemos [OH-] em [H3O +] usando a equação Kw. Em seguida, 
encontramos o pH, registrando o mesmo número de casas após a vírgula 
decimal no pH que o número de algarismos significativos no [H3O +]. 
 
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) 
17.33 
Usando HPaba como um símbolo para o ácido p-aminobenzóico (PABA) e 
usando Paba- como o símbolo para o ânion -1. 
17.35 
Primeiro convertemos o pH para [H3O+], que também é igual a [C2H3O2
-], aqui 
simbolizado como [Ac-]. Em seguida, montamos a tabela usual e substituímos na 
expressão da constante de equilíbrio para resolver para [HC2H3O2], aqui 
simbolizado como [HAc]. 
 
 
 
 
17.43 
A equação é CH3NH2(aq) + H2O(l) → CH3NH3+(aq) + OH-(aq) 
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: 
 
d. Sem hidrólise ocorre porque o íon brometo (Br-) é o ânion de um ácido forte. 
 
 
 
 
 
17.51 
A ionização do ácido é: 
Zn(H2O)62+(aq) + H2O(l) → Zn(H2O)5(OH)+(aq) + H3O+(aq) 
17.59 
Primeiro é preciso deixar [Pr-] igual à concentração de equilíbrio do ânion 
propionato (o único íon que hidrolisa). Em seguida, se calcula o Kb do íon a partir 
do Ka de seu ácido conjugado, HPr. Supondo que x seja muito menor do que a 
concentração de 0,025 M no denominador e resolvendo para x no numerador da 
expressão da constante de equilíbrio, podemos calcular o pOH a partir do [OH-] 
e o pH a partir do pOH. 
 
17.63 
Montando uma tabela de concentrações de partida, mudança e equilíbrio para 
cada parte. Para cada parte, vamos assumir que x é muito menor do que a 
concentração inicial de 0,75 M de HF. Então, podemos resolver para x no 
numerador de cada expressão da constante de equilíbrio usando o produto de 
6,8 x 10-4 e outros termos. A. 
 
 
Inicio 
Mudança 
Equilíbrio 
 
B. 
 
 
 
17.69 
Primeiro deve-se encontrar o mol / L de HF e o mol / L de F- e montar a tabela 
usual. Deve-se substituir as concentrações de equilíbrio na expressão da 
constante de equilíbrio; então, supor que x seja desprezível em comparação com 
as concentrações iniciais de HF e F-. Resolvendo x no numerador da expressão 
da constante de equilíbrio e calculando o pH a partir desse valor, temos: 
Verificando se a suposição é válida. 
 
Grau de Ionização 
Este é um caso limítrofe; a equação quadrática dá [H3O +] = 0,02224 M, 
não muito diferente. O grau de ionização é 
 
Inicio 
Mudança 
Equilíbrio 
Equilíbrio 
Assumindo que x é desprezível em comparação com 0,12 e com 0,75, substitua na expressão da constante de equilíbrio 0,12 por [H3O +] de 0,12 M de HCl e 0,75 de HF: 
 
Graude Ionização 
Verificando se a suposição é válida. 
 
 
17.73 
 
17.79 
Todo o OH- (do NaOH) reage com o H3O+ do HCl. 
Para solucionar esse exercícios vamos seguir os seguintes passos: Calcule as 
quantidades estequiométricas de OH- e H3O+, e subtraia o mol de OH- do mol de 
H3O+. Em seguida, divida o H3O + restante pelo volume total de 0,015 L + 0,025 
L, ou 0,040 L, para encontrar o [H3O+]. Em seguida, calcule o pH. 
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 = 1.60 
Agora, substitua essas concentrações iniciais na tabela 
usual: 
 Início 
Mudança 
Equilíbrio