Lista de Exercícios Área 1

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QUI 01.121 – QUÍMICA FUNDAMENTAL 
 
REVISÃO DE CONCEITOS, ESTEQUIOMETRIA – EXERCÍCIOS 
 
1. Uma amostra natural de gálio consiste de dois isótopos de massa 68,95 e 70,95 com abundância de 
60,16% e 39,84%, respectivamente. Qual é a massa atômica média do gálio? 
 
2. Silício é encontrado na natureza combinado com oxigênio para dar areia, quartzo, ágata e materiais 
similares. O elemento tem três isótopos estáveis. 
 Massa Exata Abundância Relativa (%). 
 27,97693 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 92,23 
 28,97649 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4,67 
 29,97376 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3,10 
Calcule a massa atômica média do silício a partir dos dados acima. 
 
3 Antimônio cuja massa atômica é 121,75, um dos elementos conhecido dos antigos alquimistas, tem 
dois isótopos estáveis: 121Sb (massa 120,90) e 123Sb (massa 122,90). Calcule as abundâncias relativas 
dos dois isótopos. 
 
4. Magnésio é comumente extraído da água do mar. Magnésio - 24 é o isótopo mais abundante (78,99%); 
sua massa exata é 23,985. Se a massa atômica média do magnésio é 24,312, quais são as abundâncias 
relativas do magnésio - 25 (massa 24,986) e magnésio - 26 (massa 25,983)? 
 
5. Uma moeda de um real tem uma espessura de 1,5 mm e um diâmetro de 24 mm. (a) Quantas pilhas de 
moedas da altura correspondente à distância Terra-Lua (3,84 x 108 m) pode-se fazer com um mol de 
moedas? (b) E correspondente à distância Terra-Sol (1,50 x 1011 m)? 
 
6. Quantos mols estão presentes em cada um dos itens seguintes: 
(a) 55,85 g de ferro (Fe)? 
(b) 46,0 g de dióxido de nitrogênio (NO2)? 
(c) 1,00g de amônia (NH3)? 
(d) 324 g de sacarose (C12H22O11) 
 
7. Quantos gramas pesam cada um dos itens seguintes: 
(a) 0,255 mol de gás carbônico (CO2)? 
(b) 4,67 x 1022 moléculas de CO2? 
(c) uma molécula de CO2? 
 
8. Um composto com a fórmula M3N contém 0,673 g de N (nitrogênio) por grama do metal M. Qual é a 
massa atômica de M? Qual é o elemento M? 
 
9. Quantos gramas de CO2 são produzidos na combustão de 100 g de butano? 
2 
 
10. FeSO4 reage com KMnO4 em H2SO4 para produzir Fe2(SO4)3 e MnSO4. Quantos gramas de 
FeSO4 reagem com 3,71 g de KMnO4? 
10 FeSO4 + 2 KMnO4 + 8 H2SO4  5 Fe2(SO4)3 + 2 MnSO4 + K2SO4 + 8 H2O 
 
11. Um tablete de Sonrisal contém 324 mg de aspirina (C9H8O4), 1904 mg de bicarbonato de sódio 
(NaHCO3) e 1000 mg de ácido cítrico (C6H8O7). (os dois últimos compostos reagem entre si 
provocando a efervescência, as bolhas de CO2, quando o tablete é colocado em água.) (a) Calcule o 
número de mols de cada substância no tablete. (b) Se você toma um tablete, quantas moléculas de aspirina 
você está consumindo? 
 
12. Uma amostra de um certo composto contém 7,0 x 1022 mol de átomos de sódio, 3,5 x 1022 mol de 
átomos de enxofre e 1,4 x 1023 mol de átomos de oxigênio. Qual é a fórmula empírica (mínima) do 
composto? 
 
13. Vitamina C é um composto que contém os elementos C, H e O. Determine a fórmula empírica da 
vitamina C a partir dos seguintes dados: 4,000 mg de vitamina sólida são queimadas em oxigênio 
fornecendo 6,000 mg de CO2 e 1,632 mg de H2O. 
 
14. Baunilha é um aromatizante muito comum. Ela tem a massa de 152 g / mol e é composta de 63,15% 
C e 5,30% H; o restante é oxigênio. Determine a fórmula molecular da baunilha. 
 
15. Uma amostra de CaCl2 e NaCl, pesando 4,22 g foi dissolvida em água e a solução foi tratada com 
carbonato de sódio para precipitar o cálcio como CaCO3. Após isolamento do CaCO3 sólido, ele foi 
aquecido para liberar CO2 e formou 0,959 g de CaO. Qual é a percentagem em peso de CaCl2 na amostra 
original de 4,22 g 
 
16. Uma mistura de brometo de potássio (KBr) e brometo de sódio (NaBr) pesando 0,560 g foi dissolvida 
em água e então tratada com nitrato de prata (AgNO3). Todo o íon brometo da amostra original foi 
recuperado na forma de 0,970 g de brometo de prata (AgBr). Qual é a fração em peso de KBr na amostra? 
 
17. A nave estelar Enterprise da série Jornada das Estrelas usou como combustível B5H9 e O2. Os dois 
reagem de acordo com a seguinte equação não balanceada: 
B5H9 (l) + O2 (l)  B2O3 (s) + H2O(g) 
(a) Se um tanque de combustível contém 126 kg de B5H9, e o outro contém 192 kg de O2 líquido, que 
tanque de combustível ficará vazio primeiro? 
(b) Quando um tanque de combustível está vazio, quanto combustível ainda tem no outro ? 
(c) Quando a reação terminar, quanto de água foi formado? 
 
18. Um estudante no laboratório de química orgânica prepara brometo de etila, C2H5Br, reagindo álcool 
etílico (C2H5OH) com tribrometo de fósforo (PBr3): 
3 C2H5OH (l) + PBr3 (l)  3 C2H5Br (l) + H3PO3 (s) 
3 
 
Foi dito a ele para reagir 34,0 g de álcool etílico (etanol) com 59,0 g de PBr3. 
(a) Qual é o reagente limitante? 
(b) Qual é o rendimento teórico de C2H5Br? 
(c) Se ele obteve 26,0 g, qual foi o seu rendimento? 
 
19. O metiltrioxorênio (MTO) é um catalisador bastante utilizado em algumas reações químicas. Sua 
análise mostrou a seguinte composição: H 1,21%, C 4,82%, O 19,26%, Re 74,71%. Qual é a sua fórmula 
mínima? 
 
20. O cloreto de alumínio, AlCl3, atua como catalisador na produção do poli(isobutileno), que é usado 
em pneus de automóveis. Fragmentos de alumínio metálico reagem com gás cloro para produzir AlCl3. 
Suponha que 2,70 g de Al(s) e 7,10 g de Cl2(g) são misturados para produzir AlCl3, responda: 
(a) Qual a massa máxima de AlCl3 que poderá ser formada? 
(b) Qual o rendimento da reação se a mesma produzir 5 g de AlCl3? 
 
21. Considerando que a hematita possui pureza de 85%, qual a quantidade máxima de ferro que pode ser 
obtida a partir de 1 tonelada do minério? Considere que a reação tenha um rendimento de 90%. 
Fe2O3(s) + CO(g)  Fe(s) + CO2(g) 
 
22. Um balão contém 5,77 g de fósforo branco e 5,77 g de oxigênio. A primeira reação que ocorre é a 
formação de óxido de fósforo (III), P4O6. Se o oxigênio presente é suficiente, a reação prossegue com 
formação de óxido de fósforo (IV), P4O10. 
P4(s) + 3O2(g)  P4O6(s) + 2O2(g)  P4O10(s) 
(a) Qual o reagente limitante para a formação de P4O10. 
(b) Qual a massa produzida de P4O10. 
(c) Quantos gramas do reagente em excesso permanecem no balão? 
 
Leitura complementar: 
 
Brady, volume 1, capítulo Estequiometria 
Ebbing, volume 1, capítulos Química e Medidas (Introdução à Química), Átomos, Moléculas e Íons 
(Reações Químicas: Equações) e Cálculos com Fórmulas e Equações Químicas 
Kotz, volume 1, parte 1, capítulos Moléculas e Compostos, Princípios de Reatividade: Reações 
Químicas, Estequiometria 
Mahan, capítulo Estequiometria e a Base da teoria Atômica 
Bueno, capítulo Alguns Conceitos 
 
REVISÃO DE CONCEITOS, ESTEQUIOMETRIA – RESPOSTAS DOS EXERCÍCIOS 
 
1. 69,75 u 
2. 28,09 u 
3. 121Sb 57,5% 
123Sb 42,5% 
4. 25Mg 9,3% 
26Mg 11,7% 
5. a) 2,4 x 1012 pilhas, b) 6,0 x 109 pilhas 
4 
 
6. (a) 1,000 mol Fe; (b) 1,00 mol NO2; (c) 0,0587 mol NH3; (d) 0,947 mol C12H22O11 
7. (a) 11,2 g CO2; (b) 3,41 g CO2; (c) 7.10-23 g CO2 
8. Lítio. Massa molar Li = 6,81 g/mol 
9. 303 g CO2 
10. 17,8 g FeSO4 
11. 1,80.10-3 mol aspirina; 2,266.10-2 mol bicarbonato de sódio; 5,205.10-3 mol de ácido cítrico 
12. Na2SO4 
13. C3H4O3 
14. C8H8O3 
15. 45,0% (m/m) NaCl 
16. 0,379 
17. (a) o tanque com O2 ficará vazio primeiro. 
(b) 62,86 kg de B5H9 
(c) 81,09 kg H2O 
18. (a) PBr3 é o reagente limitante 
(b) 71,3 g 
(c) 36,5% 
19. CH3ReO3 
20. (a) 8,90 g AlCl3; (b) 56% 
21. 535 g Fe 
22. (a) O2;(b) 5,77 g P4O10; (c) 5,78 g 
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QUI 01.121 – QUÍMICA FUNDAMENTAL 
 
REVISÃO DE CONCEITOS, SOLUÇÕES – EXERCÍCIOS 
 
1. Defina: (a) Solução, (b) Soluto, (c) Solvente, (d) Solução diluída, (e) Solução concentrada, (f) Solução 
saturada. 
2. Calcule a concentração, em mol/L, da cada uma das seguintes soluções: (a) 1,00 g de NaCl dissolvido 
em 1,00 litro de solução. (b) 1,00 g de H2SO4 dissolvido em 1 litro de solução. (c) 4,00 g de NaOH 
dissolvidos em 55,0 mL de solução. 
 
3. Determine a fração molar de benzeno, C6H6, nas seguintes soluções: (a) 1,00 g de C6H6 mais 1,00 g 
de CCl4; (b) 4,00 g de C6H6 mais 4,00 g de CCl4 mais 4,00 g de CS2. 
 
4. Calcule a quantidade de soluto necessária para preparar uma solução 0,2 mol/L de glicose, C6H12O6, 
a partir de 300 g de água. 
 
5. Ácido sulfúrico concentrado tem a densidade de 1,84 g/cm3 e é 95% em massa de H2SO4. Qual é a 
sua concentração em mol/L? 
 
6. Suponha que 0,10 mol de NaCl, 0,20 mol de MgCl2 e 0,30 mol de FeCl3 são adicionados a um volume 
de água suficiente para fazer 0,500 litros de solução. Qual é a concentração, em mol/L, do íon Cl- na 
solução? 
 
7. Quantos mililitros de solução de HCl 1,00 mol/L devem ser adicionados a 50,0 mL de solução de HCl 
0,500 mol/L, para se obter uma solução cuja concentração é 0,600mol/L? 
 
8. Juntando-se 500 mL de solução 0,4 mol/L e 300 mL de solução 0,5 mol/L do mesmo soluto e diluindo-
se a solução obtida a 1 L, qual a molaridade final? 
 
9. 5,00 g de NaOH foram dissolvidos em 1,000 L de solução. Uma alíquota de 20,00 mL dessa solução 
exigiu 10,24 mL de HCl 0,1024 mol/L para se titular. Determinar o grau de pureza do NaOH usado. 
 
10. Foi solicitado a um estudante que preparasse a seguinte solução: 1,63 g de carbonato de sódio anidro, 
Na2CO3, dissolvido em água e diluído a 200 mL. Calcule a molaridade da solução. 
 
11. Uma maneira de se determinar a quantidade de íons Ag+ em uma solução é a sua precipitação 
(virtualmente completa) com cloretos, segundo a equação Ag+ (aq) + Cl- (aq) → AgCl (s). Uma solução 
de concentração desconhecida de Ag+ foi precipitada pela adição de HCl e a massa de AgCl recuperada 
foi de 0,405 g. Se o volume inicial da solução era de 300 mL, determine a concentração de íons Ag+ na 
solução de partida. 
 
12. Um caminhão tanque carregando 5,0 x 103 kg de solução de ácido sulfúrico concentrado (H2SO4) 
tomba e derrama sua carga. O ácido sulfúrico é 95% de H2SO4 em massa e tem densidade de 1,84 g/mL. 
6 
 
Se são adicionados 5,0 x 103 kg de carbonato de sódio (Na2CO3) para neutralizar o ácido, conforme a 
reação, responda: 
 H2SO4 + Na2CO3  Na2SO4 + H2O + CO2 
(a) Qual a quantidade em massa de CO2 é liberada? 
(b) Qual a concentração molar e a fração molar do H2SO4? 
 
13. Determine a massa de sulfato de cobre que deve ser utilizada para preparar 250 mL de uma solução 
0,05 mol L-1 de Cu2+ partindo do: 
(a) reagente anidro CuSO4 
(b) reagente pentahidratado CuSO4.5H2O 
 
14. Em 120 mL de solução aquosa saturada de um sal existem dissolvidos 42,0 g de soluto. Levando em 
conta que a densidade da solução é 1,35 g/mL, calcule a solubilidade do sal por 100 g de H2O. 
 
15. O alumínio dissolve-se em HCl, de acordo com a equação descrita a seguir, equanto o cobre não. 
___ Al(s) + ___ HCl(aq)  ___ AlCl3(aq) + __ H2(g) 
Uma amostra de 35,0 g de uma liga de cobre-alumínio é jogada dentro de 750 mL de HCl 3,00 mol/L e 
a reação acima prossegue tão longe quanto possível. Se a liga contém 77,1 % em massa de al, qual a 
massa de hidrogênio gasoso seria produzida? 
 
 
Leitura complementar: 
Brady, volume 1, capítulo Reações Químicas em Solução Aquosa 
Ebbing, volume 1, capítulos Átomos, Moléculas e Íons (Reações Químicas: Equações), Reações 
Químicas: Introdução, Cálculos com Fórmulas e Equações Químicas (Operações com Soluções) 
Kotz, volume 1, parte 3, capítulo Soluções e Comportamento das Soluções 
Bueno, capítulo Soluções 
 
REVISÃO DE CONCEITOS, SOLUÇÕES – RESPOSTAS DOS EXERCÍCIOS 
 
2.a) 1,71 x 10-2 mol/L, b) 1,02 x 10-2 mol/L, c) 1,82 mol/L 
3. a) xbenzeno = 0,664, b) xbenzeno = 0,395 
4. 10,8 g 
5. 17,84 mol/L 
6. 2,8 mol/L 
7. 12,5 mL de HCl 
8. 0,35 mol/L 
9. 40% 
10. 0,0769 mol/L 
11. 9,43 x 10-3 mol/L 
12. a) 2,08 x 10³ kg de CO2, b) 17,82 mol/L e XH2SO4 = 0,777 
13. a) 2,0 g, b) 3,1 g 
14. 35 g soluto / 100 g de H2O. 
15. 2,27 g
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QUI 01.121 – QUÍMICA FUNDAMENTAL 
 
GASES – EXERCÍCIOS 
 
1. Suponha que 1,00 g de cada um dos gases _ H2, O2, e N2 
_ sejam colocados conjuntamente em um 
recipiente de 10 litros a 125 ºC. Considere o comportamento ideal e calcule a pressão total em atmosferas. 
 
2. Suponha que 0,157 g de um certo gás coletado sobre água ocupa um volume de 135 mL a 25 ºC e 745 
mmHg. Considerando o comportamento ideal, determine a massa molar do gás. A pressão de vapor 
d’água nessa temperatura é de 24 mm Hg. 
 
3. Um gás tem densidade de 1,85 g/L a 25 ºC e 740 mmHg. Qual é a sua massa molar? 
 
4. 23,2 mL de uma amostra de um gás pesaram 0,028 g a 24 ºC e 692 torr. Qual é a massa molar 
aproximada do gás? 
 
5. 30,0 g de CO2, 42,0 g de N2 e 48,0 g de SO2 são misturadas em um recipiente, no qual exercem uma 
pressão total de 960 torr. Ache a pressão parcial de cada gás. 
 
6. Que volume do gás a 250 ºC e 1,0 atm seria formado pela decomposição de 5,0 g de nitrato de amônio, 
de acordo com a equação: 2 NH4NO3(s)  2 N2(g) + O2(g) + 4 H2O(g). 
 
7. 168 mL de CO2, medidos a 760 mmHg e 290ºC são resfriados a 0ºC mantendo-se a pressão constante. 
Determine o volume ocupado pelo gás, nestas condições. 
 
8. Quantos: (a) mols de C3H8; (b) moléculas de C3H8; (c) átomos de carbono; (d) mols de átomos de 
hidrogênio; (e) litros em CNTP; (f) litros a 77ºC e sob pressão de 60,0 cmHg; estarão contidos em 1,76 
g de C3H8, supondo-se que é um gás ideal? 
 
9. A análise elementar de um certo composto é 24,3% de C, 4,1% de H e 71,6% de Cl. Se 0,132 g deste 
composto ocupa 41,4 mL a 741 mmHg e 86 ºC, qual a fórmula molecular que lhe corresponde? 
 
10. Suponha que 40 mL de hidrogênio e 60 mL de nitrogênio, ambos nas CNTP , são transferidos para 
um mesmo balão com volume de 125 mL. Qual a pressão da mistura a 0 ºC? 
 
11. Um gás ideal, sob pressão de 1 atm, foi colocado num bulbo de volume V. Abriu-se uma torneira e 
o gás expandiu-se para dentro de outro bulbo de volume 0,5 litros. Quando se estabeleceu o equilíbrio, à 
temperatura constante, a pressão era de 530 mmHg. Qual o volume do 1º bulbo? 
 
12. A 318 K e 1 atm , o N2O4 se dissocia em 2 NO2 sendo o grau de dissociação 38%. Calcular a pressão 
desenvolvida em um recipiente de 20 litros, contendo 1 mol de N2O4, quando o recipiente é aquecido a 
318 K. 
 
13. Um cilindro para armazenamento de gases contém oxigênio sob pressão de 130 atm na temperatura 
8 
 
de 25 ºC. Um litro de oxigênio medido sob pressão de 30 atm a 25 ºC foi retirado do cilindro, registrando-
se uma diminuição de 0,75 atm no cilindro. Calcular o volume do cilindro. 
 
14. Calcule (a) a densidade de uma mistura constituída por 5 g de argônio, 38 g de neônio e 45 g de 
xenônio. (b) Qual o volume ocupado pela mistura nestas condições e (c) qual a pressão parcial de cada 
componente? Sistema na CNTP. 
 
15. Borbulha-se nitrogênio gasoso em água a 25 ºC e em seguida o gás é recolhido num volume de 750 
cm3. A pressão total do gás que está saturado com vapor d’água é de 740 mmHg a 25 ºC. A pressão de 
vapor d’água nessa temperatura é de 24 mmHg. (a) Quantos mols de nitrogênio existem nessa amostra? 
(b) Qual será o volume dessa amostra nas condições normais de T e P? 
 
16. Uma mistura de0,150 g de H2, 0,700 g de N2 e 0,340 g de NH3 exercem uma pressão de 1 atm, a 
27 ºC. Calcule: 
(a) a fração molar de cada componente. 
(b) a pressão parcial de cada componente. 
(c) o volume total da mistura. 
 
17. Se tetraborano (B4H10) é tratado com oxigênio puro, ele queima dando anidrido bórico (B2O3) e 
água (H2O). 
2 B4H10 (g) + 11 O2 (g)  4 B2O3 (s) + 10 H2O (g) 
Se uma amostra de 0,050 g de tetraborano queima completamente em oxigênio, qual será a pressão da 
água em estado gasoso em um frasco de 4,25 litros a 30,0ºC? 
 
18. (a) Se 1,0 x 103 g de urânio (U) são convertidos a hexafluoreto de urânio (UF6), que pressão de UF6 
será observada a 32 ºC em uma câmara que contenha um volume de 3,0 x 102 litros? 
(b) Que volume o UF6 ocuparia nas CNTP? 
 
19. Hidrazina (N2H4) reage com oxigênio (O2) de acordo com a equação: 
N2H4 (g) + O2 (g)  N2 (g) + 2 H2O (g) 
Suponha que o oxigênio para combustão da hidrazina estará em um tanque de 450 litros à 26 ºC. Se você 
deseja a combustão completa de uma amostra de 10 kg de hidrazina, a que pressão deverá encher o tanque 
para ter oxigênio suficiente? 
 
20. Nitroglicerina é um líquido sensível a choque que detona através da reação 
4 C3H5(NO3)3 (l)  6 N2 (g) + 10 H2O (g) + 12 CO2 (g) + O2 (g) 
Calcule o volume total de produto gasoso, a 1,48 atm e 100 ºC, da detonação de 1,0 g de nitroglicerina. 
 
21. Analise cada afirmação e diga se é falsa ou verdadeira. Justifique sua resposta. 
(a) Gases reais se comportam mais como gases ideais à medida que a temperatura é aumentada. 
(b) Se n e T são mantidos constantes, um aumento em P resulta em um aumento em V. 
(c) Se P e T são mantidos constantes, um decréscimo em n resulta em um decréscimo em V. 
(d) A 1,00 atm e 298 K, cada molécula de gás tem exatamente a mesma velocidade. 
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(e) Na mesma temperatura e pressão, o gás nitrogênio (N2) é mais denso que o gás amônia (NH3). 
 
22. Explique o porquê da não existência de gases verdadeiramente ideais. Sob que condições se pode 
fazer a aproximação gás real = gás ideal? O que acontece se baixarmos continuamente a temperatura de 
um gás considerado ideal? 
 
23. O ar é composto de 80% de N2 e 20% de O2. 
a) imaginando uma "molécula" hipotética de ar com essa composição, determine a sua massa molar 
média 
b) qual a densidade do ar a 1 atm e 25 °C? 
 
24. A velocidade de efusão de um gás X é 0,1279 vezes a velocidade de efusão do H2 através de um 
orifício (mesma T e P). Qual a massa molar de X? 
 
25. A 527 °C, 10 mols de argônio ocupam 3,20 litros. Calcule a pressão do gás, considerando-o como 
um (a) gás ideal e como um (b) gás real. Considere os parâmetros: a = 1,34 atm L2 mol-2 e b = 0,0322 L 
mol-1. 
 
26. Use: a) a lei do gás ideal e b) a equação de van der Waals, para calcular a pressão em atmosferas 
exercida por 10,0 g de metano, CH4, colocado em um recipiente de 1,00 L a 25°C. Dados das constantes 
de van der Waals para CH4: a = 2,25 L
2atm/mol; b = 0,0428 L/mol 
 
27. Calcular a massa molar de uma gás cuja densidade é de 0,241 g L-1, sabendo que a uma temperatura 
de 300 K e a pressão de 0,1 atm, o mesmo ocupa um volume de 1 L. 
 
28. Uma amostra de 1 mol de gás ideal, inicialmente a 25 °C e 1 atm de pressão, é aquecida 
isobaricamente até que seu volume duplique. Após essa expansão, a amostra é resfriada isometricamente 
até a sua temperatura inicial. Depois dessa etapa, a amostra sofre compressão isotérmica retornando ao 
estado inicial. Calcule a pressão, o volume e a temperatura de cada estado intermediário pelo qual passa 
o gás e esboce as transformações em um diagrama P xV. 
 
29. Calcular a pressão que se encontra submetida uma amostra contendo 1 mol de isobutano a 20 °C, 
ocupando um volume de 10 L: a) Considerando comportamento ideal e b) considerando comportamento 
de van der Waals, com a = 12,87 L2 atm mol-2 e b = 0,1142 L mol-1. 
 
 
Leitura complementar: 
Brady, volume 1, capítulo Gases 
Ebbing, volume 1, capítulo O Estado Gasoso 
Kotz, volume 1, parte 3, capítulo Gases 
Mahan, capítulo Propriedades dos Gases 
Bueno, capítulo Gases 
 
 
 
 
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ESTADO GASOSO - RESPOSTAS DOS EXERCÍCIOS 
1. 1,85 atm 
2. 29 g/mol 
3. 46 g/mol 
4. 32 g/mol 
5. pCO2 = 223 torr, pN2 = 491 torr, pSO2 = 245 torr 
6. 9,4 L 
7. 81,5 mL 
8. (a) 0,04 mols, (b) 2,41x1022 moléculas, (c) 7,22x1022 átomos, (d) 0,32 mols, (e) 0,896 L, (f) 1,46 L 
9. C2H4Cl2 
10. 0,80 atm 
11. 1,15 L 
12. 1,8 atm 
13. 40 L 
14. a) d = 1,7 g/L, b) V = 53L, c) pAr = 0,053 atm, pNe = 0,80 atm; pXe = 0,15 atm 
15. a) 0,03 mol, b) 0,65 L 
16. a) xH2 = 0,625; xN2 = 0,208; xNH3 = 0,167, b) pH2 = 0,625 atm; pN2 = 0,208 atm; pNH3 = 0,167 
atm, c) V = 2,95 L 
17. 2,75 x 10-2 atm 
18. a) 0,35 atm, b) 94 L 
19. 17 atm 
20. 0,66 L 
23. a) 28,8 g/mol, b) 1,18 g/L 
24. 25,7 g/mol 
25. a) 205 atm, b) 215 atm 
26. 14,8 atm. 
27. 59,29 g mol-1. 
28. V1 = 24,4 L; T2 = 595 K; P3 = 0,50 atm; P4 = 1 atm, V4 = 24,4 L, T4 = 298 K. 
29. a) 2,40 atm; b) 2,30 atm.
11 
 
QUI 01.121 - QUÍMICA FUNDAMENTAL 
 
TERMODINÂMICA E TERMOQUÍMICA - EXERCÍCIOS 
 
1. Por que U e H são aproximadamente iguais nos processos de fusão e de congelamento, mas são 
diferentes nos processos de vaporização e condensação? 
 
2. Quando uma determinada reação se verifica a volume constante, 10 kJ de calor são absorvidos pelo 
sistema das vizinhanças. Calcule o valor de a) q, b) U, c) H, d) w 
 
3. Uma determinada reação se realiza a pressão constante. Se 8 kJ de calor são absorvidos pelo sistema, 
e 3 kJ de trabalho são realizados pelo sistema sobre as vizinhanças, qual é o valor de a) q, b) U, c) H, 
d) w 
 
4. Calcule o calor de formação do etano a partir do carbono e do hidrogênio, conhecendo o calor de 
combustão do etano e os calores de formação da água e do gás carbônico. 
 Hcomb (etano) = - 372,82 kcal/mol 
 Hf (H2O) = - 68,32 kcal/mol 
 Hf (CO2) = - 94.05 kcal/mol 
 
5. Sabe-se que o calor de formação do Fe2O3(s) e do Al2O3(s) é -196,5 e -399,1 kcal/mol, 
respectivamente. A partir destes dados determine o calor de reação de: 
Fe2O3(s) + 2 Al(s)  2 Fe(s) + Al2O3(s) 
 
6. Determine as entalpias padrões de formação das substâncias sublinhadas. Exceto onde estiver 
assinalado, todas as substâncias estão no estado gasoso. 
a) C2H6 + 7/2 O2  2 CO2 + 3 H2O (l) H = - 368,4 kcal/mol 
b) C6H6 + 15/2 O2  6 CO2 + 3 H2O (l) H = - 782,3 kcal/mol 
c) CH3NO2 + 7/4 O2  CO2 + 3/2 H2O(l) + NO2 H = - 169,2 kcal/mol 
DADOS: Hf (kcal/mol): CO2 = - 94,05; NO2 = + 8,09; H2O(l) = - 68,32 
 
7. Calcule a entalpia da ligação N-H, como ela se apresenta no NH3, a partir dos seguintes dados: (todas 
as substâncias estão no estado gasoso) 
2 NH3 + 11/2 O2  N2 + 3 H2O H = - 182,8 kcal 
3 H2O  11/2 O2 + 3 H2 H = 204,9 kcal 
N2  2 N H = 170 kcal 
3 H2  6 H H = 309 kcal 
 
8. Calcule a entalpia de formação do H2SO4 (l) utilizando as seguintes informações: 
Hf H2O (l) = - 68,32 kcal/mol; Hf SO2 (g) = - 70,9 kcal/mol; 
SO2 (g) + 1/2 O2 (g)  SO3 (g) H = - 46,8 kcal/mol 
12 
 
SO3 (g) + H2O(l)  H2SO4 (l) H = - 21 kcal/mol 
 
9. Qual é o calor necessário para elevar a temperatura de 146 g de cobre de 46,1 a 98,2 ºC. A capacidade 
calorífica do Cu (s) é 24,4 J.K
-1mol-1.10. Calcule a quantidade de calor liberado por uma peça de prata pesando 42,1 g quando se esfria de 14,0 
a - 32,1 ºC. A capacidade calorífica da Ag(s) é 25,4 J K
-1mol-1. 
 
11. Uma peça de ouro à temperatura do corpo (37,00ºC) é jogada em 20,0 g de água a 10 ºC. Se a 
temperatura final for 10,99 ºC qual será a massa da peça? 
Capacidade calorífica do Au (s): 25,4 J K
-1mol-1. 
Capacidade calorífica da H2O(l); 75,3 J K
-1mol-1. 
 
12. Quando 10,0 g de um certo metal a 90,0ºC são adicionados a 30,0 g de água a 20 ºC, a temperatura 
final é 24 ºC. Considerando o calor específico da água como sendo 1,00 cal/gºC, determine: 
a) a quantidade de calor absorvido pela água. 
b) o calor específico do metal. 
 
13. S para uma certa reação é 100 J K-1 mol-1. Se a reação ocorre espontaneamente, qual deve ser o 
sinal de H para o processo? 
 
14. Suponha que para um dado processo o valor de H é 50 kJ, e que o valor de S é 120 J K-1 mol-1. 
O processo é espontâneo a 25ºC? 
 
 15. Determine se cada um dos seguintes processos ocorrerá espontaneamente a 25 °C: 
a) G para o sistema = - 3,5 kJ. 
b) H = - 16,4 kcal e S = 11,4 cal K-1. 
c) H = 42,2 kcal, e S = - 8,1 cal K-1. 
d) H = 19,2 kJ, e S = 41,6 J K-1. 
e) H = 86,4 kJ, e S = 8,9 J K-1. 
 
16. A variação em energia para a combustão de 1 mol de metano (CH4) em um cilindro, de acordo com 
a reação: CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(g) é - 892,4 kJ. Se um pistão está conectado, o cilindro 
executa 492 kJ de trabalho de expansão devido à combustão. Quanto calor é trocado pelo sistema? 
 
 
17. Um determinado processo é realizado a pressão constante, na temperatura de 27 °C. O calor que entra 
no sistema é de 5 kJ, enquanto que o sistema realiza um trabalho de 10 kJ. 
a) qual é a variação de energia do sistema? 
b) se a variação de volume nesse processo foi de 10 L, qual era a pressão externa? 
c) qual o sinal da variação de entropia para este caso? Explique. 
d) se o valor absoluto dessa variação de entropia for de 10 J/K, qual será o valor da variação de energia 
13 
 
livre? O processo é espontâneo ou forçado? Justifique. 
e) qual seria o calor trocado se o mesmo processo fosse realizado a pressão variável mas a volume 
constante? 
 
18. Quando 200 mL de HCl 1 mol/L a 25 °C foram misturados com 150 mL de NaOH 1 mol/L a 25 °C, 
a temperatura da mistura aumentou para 30 °C. Calcular H, em kJ, para a neutralização de 1 mol de H+ 
por mol de OH-. 
 
19. Quando 0,113 g de benzeno queimam em excesso de oxigênio em um calorímetro a P constante 
(capacidade calorífica do calorímetro de 551 J/°C), a temperatura aumenta 8,60 °C. Calcule a entalpia da 
reação. 
2 C6H6(l) + 15 O2(g)  12 CO2(g) + 6 H2O(l) 
 
20. Calcule o G° para a reação abaixo e preveja a espontaneidade da mesma a 25 °C e 1 bar de pressão. 
1/2 N2(g) + 2 H2(g) + 1/2 Cl2(g)  NH4Cl(s) 
Dados:Hf NH4Cl(s) = - 314,4 kJ/mol, S° N2(g) = 191,5 J/K mol, S° H2(g) = 130,6 J/K mol, S° Cl2(g) = 
223 J/K mol, S° NH4Cl(s) = 94,6 J/K mol. 
 
21. Os gases O2 e H2 confinados em um cilindro são queimados. Enquanto a reação ocorre, o sistema 
perde calor para a vizinhança. A reação também faz o êmbolo subir à medida que os gases quentes se 
expandem. O gás em expansão realiza 480 J de trabalho na vizinhança à medida que pressiona a 
atmosfera. Qual é a mudança de energia interna do sistema? 
 
22.Calcular o trabalho efetuado quando 50 g de ferro reagem com ácido clorídrico 
Fe(s) + 2 HCl(aq)  FeCl2(aq) + H2(g) 
a. Em um recipiente fechado de volume fixo 
b. Em um bequer aberto à 25 °C. neste caso, considere que o volume da fase inicial é 
desprezível em relação ao volume da fase gasosa final. 
 
23. Calcular o trabalho realizado pelo sistema em uma expansão isotérmica, à 27 °C, partindo de um 
estado inicial a pressão igual a 1 atm e chegando a um estado final de pressão 0,2 atm, supondo que 
a expansão se dê 
a. Em uma etapa irreversível, contra Pext=0,2 atm 
b. Em duas etapas irreversíveis, contra Pext=0,6 atm e 0,2 atm 
c. Em quatro etapas irreversíveis, contra Pext=0,8 atm, 0,6 atm, 0,4 atm e 0,2 atm. 
d. Reversivelmente 
 
24. Qual o valor de S quando o volume de 1 mol de um gás perfeito for duplicado em uma temperatura 
constante? 
25. Calcule a variação de entropia que acompanha o aquecimento isobárico de 1 mol de água líquida 
desde zero até 50°C. Suponha que o calor específico da água permaneça constante neste intervalo 
de temperatura, e igual a 1 cal g-1K-1. 
26. Uma pessoa em repouso gera aproximadamente 100 W de calor. Calcule a entropia que essa pessoa 
gera nas vizinhanças no decorrer de um dia, a 20°C. 
27. Com base na tabela a seguir, calcule as variações de entropia, a 25°C e a 35°C, envolvidas na 
14 
 
seguinte reação: 
CH3COOH(l) + C2H5OH(l)  CH3COOC2H5(l) + H2O(l) 
 
Substância CH3COOH (l) C2H5OH(l) CH3COOC2H5(l) H2O(l) 
Sm (298K) (J K
-1 mol-1) 
Cpm (298K) (J K
-1 mol-1) 
159,8 
124,3 
160,7 
111,5 
259,4 
170,1 
69,9 
75,3 
 
Leitura complementar: 
Brady, volume 2, capítulo Termodinâmica Química 
Ebbing, volume 1, capítulo Termoquímica 
Kotz, volume 1, parte 1, capítulo Princípios de Reatividade (Energia e Reações Químicas) 
Mahan, capítulo Termodinâmica Química 
Bueno, capítulo Termodinâmica Química 
 
TERMODINÂMICA E TERMOQUÍMICA - RESPOSTAS DOS EXERCÍCIOS 
 
2. q = + 10,0 kJ; U = + 10,0 kJ; H = + 10,0 kJ; w = 0 
3. q = + 8,0 kJ; U = + 5,0 kJ; H = + 8,0 kJ; w = - 3,0 kJ 
4. - 20,24 kcal/mol 
5. - 202,6 kcal/mol 
6. a) - 24,66 kcal/mol b) +13,04 kcal/mol c) - 19,24 kcal/mol 
7. + 83,5 kcal/mol 
8. - 207,02 kcal/mol 
9. 2,92 kJ 
10. - 457 J 
11. 24,7 g 
12. a) 120 cal b) 0,182 cal.g -1.K-1 
14. G = + 14,24 kJ  processo não espontâneo 
15. a) G < 0  processo espontâneo 
b) G = - 19,8 kcal  processo espontâneo 
c) G = + 44,6 kcal  processo não espontâneo 
d) G = + 6,8 kJ  processo não espontâneo 
e) G = + 83,75 kJ  processo não espontâneo 
16. – 400,4 kJ 
17. a) – 5000 J b) 9,86 atm c) S > 0 d) G = 2000 J e) – 5000 J 
18. 48,81 kJ/mol 
19. 6,55 MJ 
20. – 203,06 kJ, reação é espontânea a 25 °C. 
21. – 1,63 kJ 
22. a) w = 0; b) w = – 2,2 kJ 
23. a) – 1,99 kJ; b) – 2,7 kJ; c) – 3,2 kJ; d) – 4,0 kJ. 
24. S = + 5,76 J K-1 
25. S = + 3,03 cal K-1 
26. S = + 29,49 kJ K-1 
27. rS°m = 8,8 J K-1mol-1 
15 
 
 
QUI 01.121 - QUÍMICA FUNDAMENTAL 
 
CINÉTICA QUÍMICA - EXERCÍCIOS 
 
1. Para cada uma das seguintes reações, indique como a velocidade de desaparecimento de cada reagente 
está relacionada com a velocidade de aparecimento de cada produto: 
a) H2O2 (g)  H2 (g) + O2 (g) 
b) MnO2 (s) + Mn (s)  2 MnO (s) 
c) 2 C6H14 (l) + 13 O2 (g)  12 CO(g) + 14 H2O (g) 
 
2. Se -d[N2]/dt, para a reação em fase gasosa N2 + 3 H2  2 NH3, é 2,60 x 10
-3 mol.L-1.s-1, 
qual é -d[H2]/dt? 
 
3. Considere a combustão do H2 (g), 2 H2 (g) + O2 (g)  2 H2O (g). Se o hidrogênio 
é queimado à velocidade de 4,6 mol.s-1, qual é a velocidade de consumo de oxigênio? Qual é a 
velocidade de formação de vapor d’água? 
 
4. A reação 2 NO(g) + Cl2 (g)  2 NOCl (g) é levada a termo em um recipiente 
fechado. Se a pressão parcial do NO está decrescendo a uma velocidade de 30 mmHg. min-1, qual é a 
velocidade de mudança da pressão total do recipiente? 
 
5. A velocidade de desaparecimento de H+ foi medida para a reação a seguir: 
 CH3OH (aq)+ HCl(aq)  CH3Cl(aq) + H2O (l) 
 metanol ácido clorídrico clorometano 
 Os seguintes dados foram coletados: Tempo (min) [H+] (mol/L) 
 0 . . . . . . . . . . . . . . 1,85 
 79 . . . . . . . . . . . . . . 1,67 
 158 . . . . . . . . . . . . . 1,52 
 316 . . . . . . . . . . . . . 1,30 
 632 . . . . . . . . . . . . . 1,00 
Calcule a velocidade média da reação para o intervalo de tempo entre cada medida. 
 
6. Usando os dados fornecidos no exercício anterior, faça um gráfico de [H+] versus tempo. Desenhe 
tangentes à curva em t = 100 min e t = 500 min. Calcule as velocidades instantâneas nesses pontos. 
 
7. Na reação hipotética, na qual a etapa determinadora da velocidade é A + 2 B  C + D, qual 
será o efeito sobre a velocidade da reação quando : (a) se duplica a concentração de A; (b) se duplica a 
concentração de B. 
 
8. A velocidade de uma certa reação B(g)  P é 0,0050 mol.L
-1.s-1, quando a concentração 
de B é 0,200 mol.L-1. Qual é a constante de velocidade, k, se a reação é: 
16 
 
a) de ordem zero em relação a B? b) de primeira ordem em relação a B? c) de segunda ordem em relação 
a B? 
 
9. Verifica-se, experimentalmente, que a velocidade de formação de C, pela reação 2 A(g) + B(g)  
C(g) independe da concentração de B e quadruplica, quando se dobra a concentração de A. 
a) Escreva uma expressão matemática da lei da velocidade para esta reação. 
b) Se a velocidade inicial de formação de C é 5 x 10-4 mol.L-1.min-1, quando as concentrações de A e 
de B são 0,2 mol.L-1 e 0,3 mol.L-1 respectivamente, qual é a constante específica de velocidade? 
c) Qual será a velocidade inicial quando as concentrações iniciais de A e de B forem 0,3 mol.L-1 e 0,5 
mol.L-1, respectivamente? 
 
10. Verificou-se experimentalmente, que a velocidade de uma reação química, entre as substâncias A e 
B, varia com as concentrações iniciais de A e de B, da seguinte maneira: 
 [A] (mol.L-1). [B] (mol.L-1) Veloc. inicial de formação do produto 
 1 1 2 x 10-3 mol.L-1.min-1 
 2 1 4 x 10-3 mol.L-1.min-1 
 1 2 4 x 10-3 mol.L-1.min-1 
a) A partir destes dados, escreva uma expressão para a lei da velocidade, para esta reação, relacionando 
a velocidade com a concentração dos reagentes. 
b) Calcule a constante específica de velocidade para esta reação 
 
11. Considere a reação do íon persulfato, S2O8
2-, com o íon iodeto, I-, em solução aquosa 
S2O8
2-
(aq) + 3 I
-
(aq)  2 SO4
2-
(aq) + I3
-
(aq) 
Em uma temperatura particular, a velocidade desta reação varia com a concentração do reagente da 
seguinte forma: 
 Exp. nº [S2O8
2-] mol.L-1 [I-] mol.L-1 -  [S2O8
2-]/t mol.L-1.s-1 
 1 . . . . . . . . . 0,038 . . . . . . . . . . . . 0,060 . . . . . . . . . . . . . . . . 1,4 x 10-5 
 2 . . . . . . . . . 0,076 . . . . . . . . . . . . 0,060 . . . . . . . . . . . . . . . . 2,8 x 10-5 
 3 . . . . . . . . . 0,076 . . . . . . . . . . . . 0,030 . . . . . . . . . . . . . . . . 1,4 x 10-5 
a) Escreva a lei de velocidade para a velocidade de desaparecimento de S2O8
2-. 
b) Qual é o valor da constante de velocidade para o desaparecimento de S2O8
2-? 
c) Qual é a velocidade de desaparecimento de S2O8
2- quando [S2O8
2-] = 0,025 mol.L-1 e [I-] = 0,100 
mol.L-1 
d) Qual é a velocidade de aparecimento de SO4
2- quando [S2O8
2-] = 0,025 mol.L-1 e [I-] = 0,050 mol.L-
1 
 
12. Os dados a seguir foram medidos para a reação BF3 (s) + NH3 (g)  F3BNH3 (g) 
Exp. nº [BF3]o (mol.L
-1) [NH3]o (mol.L
-1) vo (mol.L
-1.s-1) 
17 
 
 1 . . . . . . . . . 0,250 . . . . . . . . . . . . 0,250 . . . . . . . . . . . . . . . . 0,2130 
 2 . . . . . . . . . 0,250 . . . . . . . . . . . . 0,125 . . . . . . . . . . . . . . . . 0,1065 
 3 . . . . . . . . . 0,200 . . . . . . . . . . . . 0,100 . . . . . . . . . . . . . . . . 0,0682 
 4 . . . . . . . . . 0,350 . . . . . . . . . . . . 0,100 . . . . . . . . . . . . . . . . 0,1193 
 5 . . . . . . . . . 0,175 . . . . . . . . . . . . 0,100 . . . . . . . . . . . . . . . . 0,0596 
a) Qual é a lei de velocidade para a reação? 
b) Qual é a ordem global da reação? 
c) Qual é o valor da constante de velocidade para a reação? 
 
13. Para a reação 2 N2O5 (g)  4 NO2 (g) + O2 (g), a energia de ativação, Ea, e a variação 
de energia, G, são respectivamente, 100 kJ.mol-1 e - 23 kJ.mol-1. Desenhe o diagrama de energia para 
esta reação. 
 
14. Como você explica o fato de que a reação CO(g) + NO2 (g)  CO2 (g) + NO (g), 
a) Ocorre lentamente à temperatura ambiente, apesar de G = - 53 kcal? 
b) Ocorre rapidamente a altas temperaturas? 
 
15. Explique brevemente, mas com clareza, por que: 
a) todas as colisões entre moléculas reatantes não levam à reação. 
b) a reação A(g) + B(g)  produtos não é necessariamente de segunda ordem global. 
c) a etapa lenta no mecanismo determina a velocidade global da reação. 
 
16. Uma reação em solução é catalisada por metal. O que você esperaria que fosse um catalisador mais 
efetivo: um pedaço sólido de ferro metálico ou uma massa igual de limalha de ferro? Explique. 
 
17. Os dados a seguir foram obtidos para a reação A + B + C  Produtos: 
 Concentração inicial (mol.L-1) velocidade inicial (mol.L-1.s-1) 
 Experimento [A]o [B]o [C]o 
 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 50.8 
 4 1,25 3,02 3,75 457.0 
 5 3,01 1,00 1,15 ? 
(a) Escreva a lei de velocidade para esta reação. 
(b) Qual a ordem global da reação? 
(c) Determine o valor da constante de velocidade. 
(d) Prediga o valor da velocidade inicial para o experimento número 5. 
 
18. a) Desenhe um diagrama de energia para uma reação exotérmica, catalisada e não catalisada. Assinale 
todos os possíveis parâmetros termodinâmicos e cinéticos. 
b) Um catalisador diminui a energia de ativação da reação inversa em 15 kJ/mol. Explique se e como a 
energia de ativação da reação direta será afetada. 
 
19. Para a reação 2 A (g) + B (g)  C(g) + D (aq) foram determinados os seguintes dados:18 
 
PA (atm) PB (atm) velocidade inicial 
(atm/s) 
0,250 0,200 0,040 
0,250 0,700 0,490 
0,500 0,300 0,180 
 
a) determine a lei de velocidade completa para a reação 
b) qual a sua ordem global? 
c) qual o sentido da variação de pressão no recipiente? 
d) para PA = 2 atm e PB = 1 atm (pressões iniciais) quais serão os limites inferior e superior da pressão 
total? 
 
20. Para a reação de formação da amônia N2(g) + 3 H2 (g)  2 NH3 G = -373 kcal e 
Eat = 25 kcal. 
a) trace o diagrama de energia para esta reação 
b) trace o diagrama de energia para esta reação realizada na presença de um catalisador apropriado 
 
21. A seguir se encontram dados da decomposição do NO2 a uma dada temperatura: 
NO2 (g)  NO(g) + 1/2 O2(g) 
 
Tempo (s) [NO2] 1/[NO2] 
0 0,1000 10 
5 0,0170 59 
10 0,0090 111 
15 0,0062 161 
20 0,0047 213 
 
Os dados experimentais se ajustam à cinética de segunda ordem, pois foi obtida uma reta 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Da inclinação da reta, se obtém a constante nesta temperatura: k = 10,15 L/ mol. s. Nesta temperatura, 
qual a concentração de NO2 após 10 segundos, quando a concentração inicial for 5 mol/L? 
 
22. Na troposfera, o ozônio pode ser convertido em O2 por meio da seguinte reação com radicais 
hidroxila: 
y = 10,16x + 9,1984
R² = 0,9999
0
50
100
150
200
250
0 5 10 15 20 25
Gráfico 1/[NO2] x tempo (s)
19 
 
HO● (g) + O3(g)  HO2●(g) + O2(g) 
 
Os seguintes valores para a constante de velocidade, k, para esta reação foram medidos em experimentos 
em diferentes temperaturas: 
k (L/mol.s) Temperatura (K) 
1,0 x 107 220 
5,1 x 107 340 
1,1 x 108 450 
a) Essa reação exibe comportamento de Arrhenius? 
b) Calcule a energia de ativação a partir desses dados. 
 
Leitura complementar: 
 
Brady, volume 2, capítulo Cinética Química 
Ebbing, volume 2, capítulo velocidades das Reações 
Kotz, volume 2, parte 4, capítulo Princípios de Reatividade (Cinética Química) 
Mahan, capítulo Cinética Química 
Bueno, capítulo Cinética Química 
 
CINÉTICA QUÍMICA - RESPOSTAS DOS EXERCÍCIOS 
 
1. a) -  [H2O2] /  t =  [H2] /  t =  [O2] /  t 
 b) -  [MnO2] /  t = -  [Mn] /  t = 1/2  [MnO] /  t 
 c) - 1/2  [C6H14] /  t = - 1/13  [O2] /  t = 1/12  [CO] /  t = 1/14  [H2O] /  t 
2. 7,80 x 10-3 molL-1s-1 
3. vO2 = 2,3 mols
-1 e vH2O = 4,6 mols
-1 
4. - 15 mmHgmin-1 
5. 0 a 79 min . . . . . . . . . . . . . 2,2785 x 10-3 
 79 a 158 min . . . . . . . . . . . 1,8987 x 10-3 
 158 a 316 min . . . . . . . . . . 1,3924 x 10-3 
 316 a 632 min . . . . . . . . . . 0,9494 x 10-3 
7. a) duplica; b) quadruplica 
8. a) 5,0 x 10-3 molL-1 s-1; b) 2,5 x 10-2 s-1 c) 1,25 x 10-1 Lmol-1s-1 
9. a) v = k[A]2 b) 1,25 x 10-2 Lmol-1min-1 c) 1,125 x 10-3 molL-1min-1 
10. a) v = k[A][B] b) 2 x 10-3 Lmol-1min-1 
11. a) v = k [S2O8
2-][I-] b) 6,14 x 10-3 Lmol-1s-1 c) 1,535 x 10-5 molL-1s-1 d) 1,535 x 10-5 molL-
1s-1 
12. a) v = k [BF3][NH3] b) 2ª ordem c) 3,408 Lmol
-1s-1 
17. a) v = k[A][B]2[C]2 b) 5 c) 2,85 L4mol-4s-1 d) 11,35 molL-1s-1 
19. a) v = 4 s-1atm-2PAPB2 b) 3 c) diminui d) Pmáx = 3 atm, Pmín = 1 atm 
20 
 
21. [NO2] = 9,83 x 10-3 mol/L 
22. 8,7 kJ/mol