Lista de Exercício: Propriedades Físicas e Químicas, Reações Químicas, Estequiometria e Cinética

Prévia do material em texto

GABARITO 
 
 I – Propriedades Físicas e Químicas 
 
1.1 Classifique as seguintes propriedades como físicas ou químicas: 
(a) os objetos feitos de prata ficam escuros com o tempo; Química. 
(b) a cor vermelha do rubi deve-se à presença de íons crômio; Física. 
(c) o ponto de fusão do etanol é 78°C. Física 
 
1.2 Aponte as principais diferenças entre as ligações iônica e covalente. 
Ligação iônica: ocorre a transferência de elétrons entre os átomos, onde um 
doa/perde e o outro recebe/ganha elétrons. A ligação se dá pela atração 
eletrostática entre os íons. 
Ligação covalente: átomos compartilham os elétrons, não há perde ou ganha de 
elétrons. 
 
1.3 O que se entende por 
a) um composto iônico: formado por íons +/- que se mantém unidos pela atração das 
cargas; 
b) um composto molecular: formado por moléculas que compartilham seus elétrons; 
Quais são as propriedades típicas das duas classes de compostos? 
Iônicos: sólidos, duros e quebradiços a temperatura ambiente; 
Moleculares: geralmente gases ou líquidos, quebradiços, não conduzem corrente. 
 
1.4 Analise as seguintes afirmativas como verdadeiras ou falsas: 
- Em um composto iônico, o número de cátions é igual ao número de ânions. F 
- O composto Co4(CO)12 tem a mesma composição percentual do Co12(CO)4. F 
- Em cada reação, um reagente é limitante e outro está em excesso. F 
- A conversão de Fe3+ a Fe2+ é uma oxidação. F 
- A fórmula molecular do cloreto de cálcio é CaCl2. V 
 
 
1.5 Os compostos a seguir contêm íons poliatômicos. 
(a) Escreva a fórmula do fosfato de cálcio, formado por íons cálcio e fosfato (PO43-). 
Ca3(PO4)3. 
(b) escreva a fórmula do sulfato de amônio (NH4+) e sulfato (SO42-). (NH4)2SO4. 
(c) a fórmula do carbonato de magnésio é MgCO3. Qual é a carga do cátions em 
Ag2CO3? 
(d) a fórmula do cromato de potássio é K2CrO4. Qual é a carga do cátion em PbCrO4? 
 
1.6 Escreva a fórmula de um composto formado pela combinação de 
(a) Al e Te – Al2Te; 
(b) Mg e O – Mg3O; 
(c) Na e S - Na6S; 
(d) Rb e I – Rb7I. 
 
1.7 Classifique os seguintes compostos iônicos como solúveis ou insolúveis em água: 
(a) acetato de zinco, Zn(CH3CO2)2 – solúvel; 
(b) hidróxido de ferro (III), Fe(OH)3 – insolúvel; 
(c) iodeto de prata, AgI – insolúvel; 
(d) acetato de cobre (II), Cu(CH3CO2)2 – solúvel. 
 
1.8 A solubilidade de sais inorgânicos geralmente é apresentada em gramas de soluto 
dissolvido por 100 gramas de águas. Considerando o gráfico abaixo, responda: 
 
a) Qual a solubilidade (em g/100g de água) do KCl a 70°C = 38g? E do Pb(NO3)2 a 30°C 
= 65g? 
b) A 50°C, qual dentre os sais de potássio apresentados é mais solúvel em água? KClO3 
c) Porque sais com o mesmo ânion (Ex: NaCL, KCl, CaCl2) apresentam solubilidades 
diferentes? Pois eles possuem átomos ligantes diferentes: Na, K e Ca. 
d) Pode-se verificar que os nitratos são bastante solúveis. Porquê? 
e) O processo de dissolução do KCl é exotérmico ou endotérmico? E o do Ce2(SO4)3 
exotérmico? 
 
1.9 O metal cobre pode ser extraído de uma solução de sulfato de cobre(II) por 
eletrolise. Se 29,50 g de sulfato de cobre (II) penta-hidratado, CuSO4.5H2O, são 
dissolvidos em 100ml de água e todo cobre sofre eletrodeposição, que massa de cobre 
pode ser recuperada? 7,62 g de Cu. 
1mol de CuSO4.5H2O ----------249,6g 
 X ----------29,5g 
 X = 0,12 mols 
1mol de Cu ---------- 63,5g 
 0,12mol ---------- Y 
 Y = 7,62 g 
 
1.10 Que amostra em cada dos seguintes pares contem maior número de mols de 
átomos? (a) 75g de índio ou 80g de telúrio; 
 
 
 
 
 
 
 
(b) 15,0g P ou 15,0g S; 
 
 
 
 
 
 
 
 (c) 7,36 x 1027 átomos Ru ou 7,36 x 1027 átomos de Fe 
 
 
 
 
 
 
 
 
1.11 Calcule a quantidade (em mols) de 
(a) íons Ag+ em 2,00 g de AgCl; 143g AgCl ------ 1 mol de Ag+ 
 2 g AgCl ------ X = 0,014 
(b) UO3 em 6,00 x 102 g UO3; 
(c) íons Cl- em 4,19 mg FeCl3; 162, 19g AgCl ------ 1 mol de Ag+ 
 4,19 g AgCl ------ X = 0,026 
 (d) H2O em 1,00 g AuCl3.2H2O. 
 
1.12 Suponha que você comprou por engano 10 kg NaHCO3.10H2O por US$ 72 em vez 
de 10kg NaHCO3 por US$ 80. (a) Que quantidade de água você comprou e quanto você 
pagou por litro? (A massa de 1 litro de água é 1 kg.) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
(b) Qual seria o preço justo pelo composto hidratado, considerando custo zero para a 
água? Se 10kg de NaHCO3 é US$ 80, e como apenas 3,18kg é NaHCO3 o preço justo 
seria US$ 25,44. 
 
1.13 Uma solução de amônia foi adquirida para um almoxarifado. Sua molaridade é 
15,0 mol.L-1. 
(a) determine o volume de 15,0 mol.L-1 NH3(aq) que deve ser diluído até 500 ml para 
preparar uma solução 1,25 mol.L-1 NH3(aq). 
(b) um experimento tem de usar 0,32 mol.L-1 NH3(aq). O técnico do almoxarifado 
estima que serão necessários 15 litros da base. Que volume de 15,0 mol.L-1 NH3(aq) 
deve ser usado na preparação? 
 
1.14 O acido clorídrico concentrado contem 37,50% HCl em massa e tem densidade 
1,205 g.cm-3 que volume (em ml) de acido clorídrico concentrado deve ser usado para 
preparar 100 ml HCl de 0,7436 mol.L-1? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1.15 O tálio e o oxigênio formam dois compostos com as seguintes características: 
 Composto I Composto II 
Porcentagem de massa de Tl 89,49% 96,23% 
Ponto de fusão 717°C 300°C 
 
a) Determine as fórmulas químicas dos dois componentes. 
b) Determine o número de oxidação do tálio de cada composto. 
c) Imagine que os componentes são iônicos e escreva a configuração eletrônica de 
cada íon tálio. 
d) Use os pontos de fusão para decidir que composto tem mais caráter covalente em 
suas ligações. O que você encontrou é consistente com o que você esperaria partir da 
capacidade de polarização dos dois cátions? 
 
1.16 Escreva a estrutura de Lewis de 
(a) íon nitrônio, ONO+; 
 
(b) íon clorito, ClO2
-; 
 
(c) íon peróxido, O2
2-; 
 
(d) íon formato, HCO2
-. 
 
 
1.17 Determine a carga formal de cada átomo dos seguintes íons. Identifique a 
estrutura de energia mais baixa em cada um deles. Carga Formal = V – (L +1/2S) 
 
1.18 Escreva as estruturas de Lewis das seguintes espécies e identifique as que são 
radicais: 
(a) o íon superóxido, O2
-; (b) o grupo metóxi, CH3O; 
 
(c) XeO4; (d) HXeO4
-. 
 
 
 
1.19 Utilize as estruturas de Lewis e a teoria VSEPR para dizer a forma geométrica das 
moléculas a seguir. Diga se são polares ou apolares e quais os ângulos de ligação entre 
o átomo central e cada átomo a seu redor: 
CO2 
 
 
Linear 
Apolar 
180° 
CCl4 
 
Tetraédrica 
Apolar 
90° 
NH3 
 
Piramidal trigonal 
Polar 
120° 
 
 
 
H2O 
 
Angular 
Polar 
109.5°° 
SO2 
 
Angular 
Polar 
109.5°° 
 
SO3 
 
Trigonal Planar 
Apolar 
120° 
PCl3 
 
Piramidal trigonal 
Polar 
120° 
PCl5 
 
Octaédrica 
Apolar 
CH4 
 
TetraédricaApolar 
90° 
 90° e 180° 
CH3CH2OH (etanol) 
 
Tetraédrica e Linear 
Apolar 
90° e 180° 
CH2Cl2 
 
Tetraédrica 
Apolar 
90° 
CCl4 
 
Tetraédrica 
Apolar 
90° 
CS2 
 
Linear 
Apolar 
180° 
 
SF4 
 
Gangorra 
Polar 
120° e 180° 
BF3 
 
Trigonal planar 
Apolar 
120° 
 
 
 
PCl3 
 
Piramidal 
Polar 
107,5° 
SiO2 
 
Linear 
Apolar 
180° 
 
H2S 
 
Angular 
Polar 
109.5° 
 
 
 
 
1.20 Diga se as seguintes moléculas devem se comportar como polares ou apolares: 
(a) C5H5N (piridina, uma molécula semelhante ao benzeno, exceto que um grupo CH é 
substituído por um átomo de nitrogênio); 
Polar 
(b) C2H6 (etano); 
Apolar 
(c) CHCl3 (tricloro-metano, também conhecido como clorofórmio, um solvente 
orgânico comum que já foi usado como anestésico). 
 Apolar 
 
1.21 Sabendo que o carbono tem valência quatro em quase todos os seus compostos e 
que ele pode formar cadeias e anéis de átomos de carbono, 
(a) Desenhe duas das três possíveis estruturas de C3H4; 
 
(b) Determine todos os ângulos de ligação de cada estrutura; 
 
(c) Determine a hibridização dos átomos de carbono. 
 
 
 
1.22 Como a teoria dos orbitais moleculares explica as ligações iônicas e covalentes? 
Para a Teoria dos Orbitais Moleculares quando dois átomos se ligam 
covalentemente, seus orbitais atômicos se superpõem e essa combinação gera um 
novo orbital com energia diferente, o orbital molecular. Além disse as energias dos 
orbitais atômicos é mais alta do que a dos moleculares e isso favorece e explica a 
formação de ligações químicas. 
 
1.23 Identifique os orbitais híbridos utilizados pelos átomos em negrito nas seguintes 
moléculas: 
(a) CH3CCCH3 – sp3 e sp 
(b) CH3NNCH3 - sp2 e sp3 
(c) (CH3)2CC(CH3)2 - sp2 e sp3 
(d) (CH3)2NN(CH3)2 – sp3 
 
1.24 Compare a hibridização e a estrutura do carbono na grafita e no diamante. Como 
essas estruturas explicam as propriedades físicas dos dois alótropos? 
Carbono grafita = sp2 
Carbono diamenta = sp3 
 
O tipo de ligação entre os carbonos e o arranjo cristalino dos mesmos explicam as 
propriedades destes dois alótropos, como por exemplo, o grafite consegue conduzir 
corrente elétrica isto se dê pela presença de duplas ligações nos anéis que favorecem 
a migração dos elétrons, além disso, por ser sp2, são planos o que favorece a 
formação de folhas paralelas como mostrado na figura permitindo a formação de 
ligações em planos diferentes que favorecem a movimentação dos elétrons e 
consequentemente a transferência de eletricidade. Diferente do diamante, que não 
possui duplas ligações e por ser sp3 se torna tetraédrico e seus cristais se formam 
nesta configuração o que dificulta a migração dos elétrons. 
 
1.25 A estrutura de Lewis da cafeína, C8H10N4O2, um estimulante comum, é mostrada 
abaixo: 
 
(a) Dê a hibridização de todos os átomos, exceto os hidrogênios. 
 
(b) Na base de sua resposta ao item anterior, estime os ângulos de ligação entre os 
átomos de carbono e nitrogênio. 
109°, 118° e 121° 
 
1.26 Defina as interações intermoleculares: 
dipolo-dipolo: mantém moléculas polares unidas, dipolo positivo de uma molécula 
fica é “atraído” pelo dipolo negativo da outra molécula. 
dipolo-dipolo induzido: força que mantem molécula apolares unidas. 
van der Waals: força que mantem molécula apolares unidas. 
ligação de hidrogênio: mais forte das forças intermoleculares, ocorre entre moléculas 
que possuam átomos de H ligados a átomos de flúor, oxigênio e nitrogênio. 
 
1.27 Prediga a polaridade e o tipo de interação intermolecular para as seguintes 
moléculas: 
Clorofórmio: polar/ dipolo-dipolo; 
Hexano: apolar/ dipolo-dipolo induzido 
gás carbônico: apolar/ dipolo-dipolo induzido 
água: polar/ ligação de hidrogênio 
iodo (I2): apolar/ dipolo-dipolo induzido 
cloro (Cl2): apolar/ dipolo-dipolo induzido 
metanol: polar/ ligação de hidrogênio 
 
1.28 Para quais das seguintes substâncias as interações dipolo-dipolo são importantes? 
(a) CH4 
(b) CH3Cl 
(c) CH2Cl2 
(d) CHCl3 
(e) CCl4 
 
1.29 Quais das seguintes moléculas provavelmente formam ligações de hidrogênio? 
(a) H2S 
(b) CH4 
(c) H2SO4 
(d) PH3 
 
1.30 Quais das seguintes moléculas provavelmente formam ligações de hidrogênio: 
(a) CH3OCH3 
(b) CH3COOH 
(c) CH3CH2OH 
(d) CH3CHO 
 
1.31 Coloque os seguintes tipos de interações iônicas e moleculares na ordem 
crescente de magnitude: 
(a) Íon-dipolo; 
(b) dipolo induzido-dipolo induzido 
(c) dipolo-dipolo na fase gás 
(d) íon-íon 
(e) dipolo-dipolo na fase sólido 
 
 
 
1.32 Explique por que sólidos iônicos, como o NaCl, têm altos pontos de fusão e, 
mesmo assim, dissolvem-se rapidamente na água, ao passo que os sólidos reticulares, 
como o diamante, têm pontos de fusão muito altos e não se dissolvem em água. 
 
1.33 Complete as seguintes afirmações sobre o efeito das forças intermoleculares nas 
propriedades físicas de uma substância: 
(a) Quanto mais alto for o ponto de ebulição de um líquído (mais fortes, mais fracas) 
serão suas forças intermoleculares. 
(b) As substâncias que têm forças intermoleculares fortes têm pressões de vapor 
(altas, baixas). 
(c) As substâncias cujas forças intermoleculares são fortes têm, tipicamente, tensões 
superficiais (altas, baixas). 
(d) Quanto mais alta for a pressão de vapor de um líquido, (mais fortes, mais fracas) 
serão suas forças intermoleculares. 
(e) Como o nitrogênio, N2, tem forças intermoleculares (fortes, fracas), tem uma 
temperatura crítica (alta, baixa). 
(f) As substâncias cujas pressões de vapor são altas têm, correspondentemente, 
pontos de ebulição (altos, baixos). 
(g) Como a água tem um ponto de ebulição relativamente alto, ela tem forças 
intermoleculares (fortes, fracas) e, correspondentemente, entalpia de vaporização 
(alta, baixa). 
 
1.34 Identifique, apresentando suas razões, que substância em cada par tem, 
provavelmente, o ponto de fusão normal mais alto (as estruturas de Lewis podem 
ajudar nos argumentos): 
(a) HCl ou NaCl; 
(b) C2H5OC2H5 (dietil-éter) ou C4H9OH (butanol); 
(c) CHI3 ou CHF3; 
Ordem Crescente de Magnitude: 
Íon-Íon < Íon-Dipolo < Dipolo-Dipolo na fase gás < Dipolo-Dipolo na fase sólida < Dipolo Induzido – Dipolo Induzido 
(d) H2O ou CH3OH. 
 
1.35 Os pontos de fusão dados abaixo correspondem às substâncias da lista. Faça 
corresponder os pontos de ebulição e as substâncias, levando em conta as energias 
relativas das forças intermoleculares. 
(a) p.b. (ºC): -162; -88,5; 28; 36; 64,5; 78,3; 82,5; 140; 205; 290 
(b) Substância: CH4; CH3CHOHCH3; C6H5CH3OH (tem um anel benzeno); CH3CH3; 
C5H9OH (cíclico); (CH3)2CHCH2CH3; CH3OH; HOCH2CHOHCH2OH; CH3(CH2)3CH3; 
CH3CH2OH. 
(c) Sugestão: o ponto de ebulição de (CH3)2CHCH2CH3 é 28ºC e o de CH3OH é 64,5. 
Substância Ponto de Ebulição 
CH4 -162°C 
CH3CHOHCH3 82,5°C 
C6H5CH3OH 205°C 
CH3CH3 -88,5°C 
C5H9OH 140°C 
(CH3)2CHCH2CH3 28ºC 
CH3OH 64,5°C 
HOCH2CHOHCH2OH 290°C 
CH3(CH2)3CH3 36°C 
CH3CH2OH 78,3°C 
1.36 As tensões superficiais dadas abaixo (em mN.m-1, em 20ºC) são dos líquidos 
listados. Faça corresponder as tensões superficiais e as substâncias. 
(a) Tensão superficial: 18,43; 22,75; 27,80; 28,85; 72,75. 
(b) Composto: H2O; CH3(CH2)4CH3; C6H6; CH3CH2OH; CH3COOH. 
Substância Tensão Superficial 
H2O 72,75 
CH3(CH2)4CH3 22,75 
C6H6 18,43 
CH3CH2OH 27,80 
CH3COOH 28,85 
 
1.37A glicose, a benzofenona (C6H5COC6H5) e o metano são exemplos de compostos 
que formam sólidos moleculares. 
(a) Que tipos de forças mantêm essas moléculas no sólido molecular? 
 Forças intermoleculares: dipolo induzido, dipolo dipolo e ligação de 
hidrogênio. 
(b) Coloque os sólidos na ordem crescente de ponto de fusão. 
 Metano (-182,5°C), Benzofenona (47,9°C) e Glicose (146°C). 
 
1.38 Sabe-se que o petróleo é formado por uma mistura de diversos hidrocarbonetos 
que podem ser separados por meio da destilação fracionada. 
(a) O que são hidrocarbonetos? Como eles podem ser classificados? 
 Hidrocarbonetos são compostos formados apenas por ligações entre Carbono 
e Hidrogênio. São classificados segundo suas ligações, sendo: 
Alcanos: possuem apenas ligações simples, ex. CH4 
Alcenos: possuem ligações simples e duplas, ex. C2H4 
Alcinos: possuem ligações simples e triplas, ex. C2H2 
(b) Qual o tipo de interação intermolecular presente nesses compostos? 
 Dipolo induzido, por serem moléculas apolares. 
(c) Quais fatores influenciam na diferença de ponto de ebulição de cada um dos 
compostos apresentados na tabela abaixo. 
Hidrocarboneto Intervalo de ebulição (°C) Fração 
C1 a C4 -160 a 0 Gás natural e propano 
C5 a C11 30 a 200 Gasolina 
C10 a C16 180 a 400 Querosene, óleo combustível 
C17 a C22 > 350 Lubrificantes 
C23 a C34 Sólidos de baixo ponto de 
fusão 
Graxa, parafina 
> C35 Sólidos Asfalto 
 
 A diferença nos pontos de ebulição encontrado nos hidrocarbonetos ocorre 
devido ao tamanho da cadeia C-H, geralmente cadeias mais longas são mais difíceis 
de quebrar e por esta razão composto maiores como no caso do Asfato (>35C) 
possuem pontos de ebulição maiores. 
 
(d) Escreva a estrutura do hexano e do 2,3-dimetil-butano. Qual possui maior ponto de 
ebulição? Explique com base nas interações intermoleculares. 
 
Apesar de possuírem a mesma interação intermolecular (dipolo-induzido) o 
2,3-dimetil-butano possui o maior ponto de ebulição por possuir cadeias ramificadas 
que dificultam assim a quebra das ligações. 
 
 
1.39 Escreva as estruturas do cis-1,2-dicloroeteno e do trans-1,2-dicloroeteno. Qual 
dessas moléculas é polar? 
 
 Trans-1,2-dicloroeteno é a molécula apolar. 
 
1.40 Os grupos seguintes são encontrados em algumas moléculas orgânicas. Quais são 
hidrofílicos e quais são hidrofóbicos: 
(a) –OH: hidrofílico. 
(b) CH3CH2: hidrofóbico. 
(c) –CONH2: hidrofílico. 
(d) –Cl: hidrofóbico. 
 
1.41 Qual seria o melhor solvente, água ou benzeno, para cada uma das seguintes 
substâncias: 
(a) KCl: água 
(b) CCl4: benzeno 
(c) CH3COOH: água 
 
1.42 Qual seria o melhor solvente, água ou tetracloreto de carbono, para cada uma das 
seguintes substâncias: 
(a) NH3: água 
(b) HCl: água 
(c) I2: tetracloreto de carbono 
 
1.43 “O glifosato (N-(fosfonometil) glicina) é um herbicida sistêmico não seletivo (mata 
qualquer tipo de planta) desenvolvido para matar ervas, principalmente perenes. 
Segundo a empresa “Monsanto”, principal produtora no Brasil, o glifosato liga-se 
fortemente ao solo, não atingindo os aquíferos, sendo rapidamente metabolizado por 
desfosforilação”. 
 
Considerando a estrutura do glifosato, explique, em termos de interações 
intermoleculares, porque este composto “liga-se fortemente ao solo” 
 
1.44 A superfície de um vidro contém muitos grupos –OH ligados aos átomos de silício 
de SiO2, o maior componente do vidro. Se o vidro for tratado com Si(CH3)3Cl (cloro-
trimetil-silano), uma reação acontece, com eliminação de HCl e formação de Si–O: 
(a) (superfície)–OH + Si(CH3)3Cl (superfície)–OSi(CH3)3 + HCl 
(b) Como essa reação afetará a interação dos líquidos com a superfície do vidro? 
 
1.45 O Picloram ou tordon é um herbicida caracterizado pelo odor de cloro e pela 
solubilidade em solventes polares. É um sólido branco, encontrado no mercado como 
sal amínico ou potássico. Considerando a estrutura do Picloram, responda: 
 
a) Qual é a estrutura de seu sal potássico? 
b) Porque o Picloram é solúvel em solventes polares? 
c) Explique em termos de interações intermoleculares. 
d) Quais funções orgânicas estão presentes na estrutura do Picloram = Ácido 
Carboxílico e Amina 
 
1.46 Veja a representação abaixo sobre a interação entre parte das fitas de 
nucleotídeos que compõe o DNA: 
 
(a) Qual o nome da interação intermolecular representada pela linha pontilhada que 
mantém as duas fitas em formato de dupla hélice? Ligação de Hidrôgenio 
(b) Quais são os átomos (C, N, H ou S) ou grupos de átomos (OH, NH, NH2, SH) que 
estão nas posições destacadas em bolinhas vermelhas com as letras X, Y, Z, W e K? 
X = O 
Y = N 
Z = NH 
W = OH 
K = NH2 
 
PARTE 2 
 Reações Químicas e Estequiometria 
 
2.1 Balanceie as seguintes reações e classifique-as como reação de formação de sólidos 
(precipitação), liberação de gás ou reação ácido-base. Coloque os estados dos produtos 
formados em cada reação: (g), (l), (s) ou (aq). 
a. K2CO3(aq) + Cu(NO3)2(aq) → CuCO3 + 2KNO3 
b. Pb(NO3)2(aq) + 2HCl(aq) → PbCl2 + 2HNO3 
c. MgCO3(aq) + 2HCl(aq) → MgCl2 + H2O + CO2 
d. MnCl2(aq) + Na2S(aq) → MnS + 2NaCl 
e. K2CO3(aq) + ZnCl2(aq) → ZnCO3 + 2KCl 
f. Fe(OH)3(aq) + 3HNO3(aq) → Fe(NO3)3 + 3H2O 
 
2.2 Quais das seguintes reações são de óxido-redução? Justifique. 
a) Zn(s) + 2NO3-(aq) + 4H+(aq) → Zn2+(aq) + 2NO2(g) + 2H2O(l) 
b) Zn(OH)2(s) + H2SO4(aq) → ZnSO4(aq) + 2H2O(l) 
c) Ca(s) + 2H2O(l) → Ca(OH)2(s) + H2(g) 
 
2.3 Complete e balanceie as seguintes reações de óxido redução: 
MEIO ÁCIDO: 
P4(s) →PH3(g) + HPO32-(aq) 
MnO4-(aq) + HSO3-(aq) →Mn2+(aq) + SO42-(aq) 
MEIO BÁSICO: 
Cr(OH)3 + ClO3-(aq) →CrO42- (aq) + Cl-(aq) 
MnO2 (s) + BrO3- (aq) → MnO4-(aq) + Br-(aq) 
 
2.4 A seguinte reação redox é usada, em meio ácido no “Bafômetro” para determinar o nível 
de álcool no sangue: 
H+(aq)+Cr2 O7- 2(aq)+ C2H5OH(aq) →Cr3+ (aq)+C2H4O(aq)+H2O(l) 
a) Identifique os elementos que mudam de estado de oxidação e indique os números de 
oxidação inicial e final desses elementos; 
b) Escreva e balanceie a semi-reação de oxidação; 
c) Escreva e balanceie a semi-reação de redução; 
d) Combine as semi-reações para obter a equação redox balanceada. 
 
2.5 Escreva uma equação química balanceada para cada uma das seguintes reações: 
a) O metal potássio reage com água com produção de gás hidrogênio e hidróxido de potássio 
dissolvido em água; K + H2O K(OH) + H
+ 
b) A reação de oxido de sódio (Na2O) e água produz hidróxido de sódio dissolvido em água; 
Na2O + H2O Na2OH + OH
- 
c) O metal lítio reage a quente(Δ) em atmosfera de nitrogênio para produzir nitreto de 
lítio(Li3N); 3Li + N Li3N 
d) A reação do metal cálcio com água leva ao aparecimento do gás hidrogênio e a formação de 
hidróxido de cálcio(Ca(OH)2). Ca + H2O Ca(OH)2 + H
+ 
 
2.6 O hidrogenofosfito de ferro (II) (FeHPO3) é oxidado por íons hipoclorito em solução básica. 
Os produtos são íon cloreto, íon fosfato e hidróxido de ferro (III). Escreva a equação 
balanceada de cada semi-reaçõe e a equação total. 
 
2.7 Descreva a evidência para a afirmação de que o hidrogênio pode agir como redutor e como 
oxidante. Dê equações químicas que suportem a sua evidência. 
Substâncias anfotéricas são aquelas que se comportam como ácido e/ou base dependendo 
do outro reagente presente, o Hidrogênio, possui esta capacidade e consegue dependendo 
da situação agir como agente redutor ou oxidante.2.8 Em um estágio da produção comercial do metal ferro em um alto-forno, o óxido de ferro 
(III)(Fe2O3) reage com o monóxido de carbono para formar Fe3O4(s) e dióxido de carbono. Em 
um segundo estágio o Fe3O4(s) reage com o excesso de monóxido de carbono para produzir 
ferro elementar, sólido, e dióxido de carbono. Escreva as equações balanceadas de todo o 
processo. 
3Fe2O3 + CO 2Fe2O4 + CO2 
Fe2O4 + 2CO 3Fe + 2CO2 
 
2.9 O tiossulfato de sódio, que como penta-hidrato (Na2S2O35H2O), forma grandes cristais 
brancos e é usado como “” fixador” em fotografias pode ser preparado fazendo-se passar 
oxigênio em uma solução de polissulfeto de sódio, Na2S5, em álcool e pro fim adicionando 
água, formando dióxido de enxofre como subproduto. O polissulfeto de sódio é feito pela ação 
do gás sulfeto de hidrogênio sobre uma solução de sulfeto de sódio em álcool, esse por sua 
vez, é feito pela reação do gás sulfeto de hidrogênio com hidróxido de sódio (sólido). Escreva 
as três equações químicas que mostram como o fixador é preparado a partir do sulfeto de 
hidrogênio e hidróxido de sódio. Use o símbolo “alc” para indicar o estado das espécies 
dissolvidas em álcool. 
Na2S5 (alc) + 6O2 + H2O 5SO2 + 2NaOH + H
+ 
3SH + 2SNa(alc) Na2S5 + H
+ 
SH + NaOH(alc) SNa + H2O
 
 
2.10 O primeiro estágio na produção de ácido nítrico pelo processo de Oswald é a reação do 
gás amônia com o gás oxigênio, com produção do gás óxido nítrico e água no estado líquido. O 
óxido nítrico reage novamente com oxigênio para dar o gás dióxido de nitrogênio que, quando 
dissolvido em água produz ácido nítrico e óxido e nitrogênio. Escreva as três equações 
balanceadas que levam à produção de ácido nítrico. 
2 NH3 + O2 2 NO + 3 H2O
 
 2 NO + O2 2 NO2
 
NO2 + H2O HNO3 + H
+ 
 
2.11 Escreva a equação química balanceada das seguintes reações: 
a) A reação entre o hidreto de sódio e água; NaH + H2O NaOH + H2 
b) A formação do gás de síntese; 
c) A hidrogenação da eteno (H2C=CH2), dê o número de oxidação dos átomos de carbono do 
reagente e do produto; 
d) A reação do magnésio com o ácido clorídrico. Mg + HCl MgCl + H+ 
 
2.12 Cada um dos cinco procedimentos a seguir leva a formação de um precipitado. Escreva, 
para cada reação, as equações químicas que descrevem a formação do precipitado: a equação 
global, a equação iônica completa e equação iônica simplificada. Indique os íons espectadores. 
a) (NH4)2CrO4(aq) é misturado com BaCl2(aq); (NH4)2CrO4(aq) + BaCl2(aq) 2 NH4Cl + BaCrO4 
b) CuSO4(aq) é misturado com Na2S(aq); CuSO4(aq) + Na2S(aq) CuS2 + 2 Na + O 
c) FeCl2(aq) é misturado com (NH4)3PO4(aq); 2 (NH4)3PO4 + 3 FeCl2 Fe3(PO4)2 + 6 NH4Cl 
d) K2C2O4(aq) é misturado com Ca(NO3)2(aq); K2C2O4 + Ca(NO3) K2(NO3) + CaC2O4 
e) NiSO4(aq) é misturado com Ba(NO3)2(aq). Ba(NO3)2 + NiSO4 BaSO4 + Ni(NO3)2 
 
2.13 Para cada uma das seguintes reações, apresente dois compostos iônicos solúveis em água 
que, ao serem misturados em água, levam às seguintes equações iônicas simplificadas. 
a) 2Ag+ (aq)+CrO-24 (aq) →Ag2CrO4(s) 
b) Ca2+(aq)+CO32-(aq) →CaCO3(s), a reação responsável pela decomposição de calcário. 
c) Cd2+(aq)+S2+(aq) →CdS(s), uma substância amarela usada para colorir vidro 
d) d)2Ag+(aq)+SO42+ (aq) →Ag2SO4 
e) Mg2+(aq)+2OH-(aq) →MgOH2(s) 
f) 3Ca2+(aq)+2PO4-3 (aq) →Ca3(PO4)2(s) 
 
2.14 Você recebeu uma solução para analisar para íons Ag+, Ca2+ e Zn2+. Quando você adiciona 
ácido clorídrico, forma-se um precipitado branco. Após filtração do sólido, você adiciona ácido 
sulfúrico à solução. Aparentemente nada acontece, entretanto quando você borbulha sulfeto 
de hidrogênio forma-se um precipitado preto. Que íons estão presentes na solução? Ag+ e 
Zn2+. 
 
2.15 Uma solução foi preparada dissolvendo-se 2,345g de NaNO3 em, o suficiente para 
preparar 200,0 mL de solução. 
a) Que concentração molar de nitrato de sódio deveria ser escrita no rótulo? O,138 g. Mol-1 
b) Se no procedimento cometeu-se um engano e usou-se um balão volumétrico de 250,0 mL 
ao invés do balão de 200,0 mL, que concentração molar de nitrato de sódio foi efetivamente 
preparada? O,110 mol. L-1 
 
2.16 Escreva a equação global, a equação iônica completa e a iônica simplificada das seguintes 
reações de ácido-base. Se uma substância for um ácido ou base fraca, deixe-a na forma 
molecular ao escrever as equações. 
a) HF(aq)+NaOH(aq) 
Equação Total: 
Equação Iônica Completa: 
 
 
 
Equação Iônica Simplificada: 
 
b) (CH3)3N(aq)+HNO3(aq) 
Equação Total: 
Equação Iônica Completa: 
 
 
 
 
Equação Iônica Simplificada: 
 
 
c) LiOH(aq)+HI(aq) 
Equação Total: 
Equação Iônica Completa: 
 
 
 
 
 
 
 
d) H3PO4(aq)+KOH(aq) (O ácido fosfórico é um ácido triprótico. Escreva a equação da reação 
completa do KOH) 
Equação Total: 
Equação Iônica Completa: 
 
e) Ba(OH)2(aq)+CH3COOH(aq) 
 
2.17 Escreva as equações balanceadas para as seguintes reações redox: 
a) Deslocamento do íon cobre(II) de uma solução pelo metal magnésio; 
 
 
 
b) Formação do íon Ferro(III)na seguinte reação: Fe2+ (aq)+Ce4+(aq) →Fe3+(aq) +Ce3+(aq) 
c) Síntese do cloreto de hidrogênio a partir de seus elementos; 
 
d) Formação de ferrugem (equação simplificada): 4Fe(s)+ 3O2(g) → 2Fe2O3 
 
2.18 O tiossulfato de sódio é um fixador de fotografias que reage com o brometo de prata da 
emulsão do filme não exposto para formar brometo de sódio e um composto solúvel cuja 
formula é Na3(Ag(S2O3)2): 
2 Na2S2O3(aq) + AgBr(s) → NaBr(aq) + Na3(Ag(S2O3)2)(aq). 
a) Quantos mols Na2S2O3 são necessários para reagir com 1,0 mg AgBr? 2 
b) Calcule a massa de brometo de prata que ira produzir 0,033 mol Na3(Ag(S2O3)2). 6,19 g 
AgBr = 187,77 g.mol-1 
 1 mol ------- 187,77g 
0,033 mol ------- X = 6,19 g 
 
2.19 O composto Diborano já foi considerado possível combustíve de foguetes.A reação de 
combustão é : 
B2H6(g) +3O2(l) →2HBO2(g) +2H2O(l) 
O fato de que o HBO2, um composto reativo, é produzido e não o composto B2O3,um composto 
inerte, foi um dos fatores da interrupção dos estudos para uso como combustível. 
a) que massa de oxigênio líquído seria necessária para queimar 257g de B2H6? 297,6 mol de O2 
B2H6 = 27, 62 g. mol
-1 e O2 = 32 g. mol
-1 
 1 mol ------- 27,62 g 
 X ------- 257 g X = 9,3 mol de B2H6 
 1 mol ------- 32 g 
 9,3 ------- X = 297,6 mol de O2 
b) Determine a massa de HBO2 produzida na combustão de qo6g de B2H6 19 g HBO2 
 1 mol B2H6 ------- 2 mol HBO2 
 27,62 g B2H6 ------- 2 x (43,81 g HBO2) 
 6 g B2H6 ------- X = 19 g HBO2 
 
2.20 Os camelos armazenam a gordura triestearina, C57H110O6, em suas corcovas. Além de ser 
uma fonte de energia, a gordura é também fonte de água pois, quando ela é usada ocorre a 
reação: 
2 C57H110O6(s) + 163 O2(g) → 114 CO2(g) + 110 H2O(l). 
a) Que massa de água pode ser obtida de 454g dessa gordura? 504,69 g H2O 
 2 mol C57H110O6 ------- 110 mol H2O2 x (890,57 g C57H110O6 ) ------- 110 x (18 g H2O) 
 454 g C57H110O6 ------- X = 504,69 g H2O 
b) Que massa de oxigênio é necessária para oxidar esta quantidade de triestearina? 1.329 g O2 
 2 mol C57H110O6 ------- 163 mol O2 
 2 x (890,57 g C57H110O6 ) ------- 163 x (32 g O2) 
 454 g C57H110O6 ------- X = 1.329 g O2 
 
2.21 A combustão de um hidrocarboneto produz água e dióxido de carbono (por essa razão, 
nuvens de gotas de água condensada são frequentemente vistas saindo do escapamento de 
automóveis, especialmente em que em dais frios). A densidade da gasolina é 0,79 g.mol-1. 
Imagine que a gasolina está representada pelo octano, para o qual a reação de combustão é 
2 C8H18(l) + 25 O2(g) →16 CO2(g) + 18 H2O(l). 
Calcule a massa de água produzida na combustão de 3,8 l de gasolina. 4,2 Kg de H2O 
 
2.22 Uma solução de ácido clorídrico foi preparada colocando-se 10,00 ml do ácido 
concentrado em um frasco volumétrico de 1,000 l e adicionando-se água até a marca. Outra 
solução foi preparada colocando-se 0,832g de carbonato de sódio anidro em um frasco 
volumétrico de 100,0 ml e adicionando-se água até a marca. Então, 25,00 ml desta última 
solução foram pipetados para um frasco e titulada com o ácido diluído. O ponto 
estequiométrico foi atingido após adição de 31,25 ml do ácido. 
a) escreva uma equação balanceada para a reação de HCl(aq) com Na2CO3(aq); 
 
b) Qual é a molaridade do ácido do clorídrico original? 12, 6 M 
 
 
2.23 Um vaso de reação contem 5,77g de fósforo branco e 5,77g de oxigênio. A primeira 
reação que ocorre é a formação de oxido de fósforo (III): 
 
I. P4(s) + 3 O2(g) →P4O6(s). 
Se o oxigênio presente é suficiente, a reação prossegue, com formação de oxido de fósforo(V): 
II. P4O6(s) + 2 O2(g) → P4O10(s). 
a) Qual é o reagente limitante para a formação do P4O10? P4 
b) Qual é a massa de P4O10 produzida? 13, 48 g 
c) quantos gramas de reagentes em excesso permanecem no vaso de reação? 1,248 g 
 
2.24 O estimulante do café e do chá é a cafeína, uma substancia de massa molar 194 g.mol-
1,na queima de 0,376g de cafeína formam-se 0,682g de dióxido de carbono, 0,174g de água e 
0,110g de nitrogênio. Determine as fórmulas empírica (C4H5N2O) e molecular (C8H10N4O2) da 
cafeína e escreva a equação de sua combustão. 
 
 
2.25 Um subproduto industrial só tem C, H, O e Cl em sua fórmula. Quando 0,100g do 
composto foi analisado por combustão, produziram-se 0,0682g CO2 e 0,0140g H2O. A 
percentagem de massa de Cl no composto era 55,0%. Quais são as formulas empírica e 
molecular do composto? 
 
2.26 As chamas de oxiacetileno são usadas para soldas, atingindo temperaturas próximas a 
2000oC. Estas temperaturas são devidas à combustão do acetileno com oxigênio (equação não 
balanceada): 
2C2H2(g) + 5O2(g) →4CO2(g) + 2H2O(g) 
a) Partindo de 125g de ambos, qual é o reagente limitante? C2H2 
b) Qual é o rendimento teórico em massa de H2O a ser obtido desta mistura reacional? 
c) Se forem formados 22,5g de água, qual é o rendimento percentual? 
 
2.27 No processo de Oswald o ácido nítrico é produzido a partir de NH3 por um processo de 
três etapas (equações não balanceadas): 
I. 4NH3(g) + 5O2(g) → 4NO(g) + 6H2O(g) 
 4 mols 4 mols - - - - 3,28 mols = 82% 
II. 2NO(g) + O2(g) →2NO2(g) 
 3,28 mols 3,28 mols - - - - 2,68 mols = 82% 
III. 3NO2(g) + H2O(g) →2HNO3(aq) + NO(g) 
 3 mols 2 mols 2,17 mol ------ 100% 
2,68 mols X = 2,17 mol y ------ 82% = 1,8 mols 
 
Supondo um rendimento de 82% em cada etapa, quantos gramas de ácido nítrico podem ser 
fabricados a partir de 1,00x104g de amônia? 16,666 g HNO3 
 4 mols NH3 ------ 1,8 mols HNO3 
4 x (17 g NH3) ------ 1,8 x (63 g HNO3) 
 1000 g NH3 ------ Z = 16,666 g HNO3 
 
2.28 Uma amostra de 1,600g de magnésio é queimada no ar produzindo uma mistura de dois 
sólidos iônicos: óxido de magnésio e nitreto de magnésio. A água é adicionada a esta mistura. 
Ela reage com o óxido de magnésio formando 3,544g de hidróxido de magnésio. 
a) Escreva a equação balanceada para as três reações descritas acima. 
Mg + 1/2 O₂ -----------> MgO 
3 Mg + N₂ ---------> Mg₃N₂ 
MgO + H₂O --------> Mg(OH)₂ 
b) Qual a massa de óxido de magnésio é formada pela combustão do magnésio? 
96 g de Mg ------- 40 de MgO 
1,6 g de Mg --------- X = 0,7 g de MgO 
c) Qual a massa de nitreto de magnésio será formada? 
96 g de Mg --------- 100g de Mg₃N₂ 
1,6 g de Mg --------- X = 1,7 g de Mg₃N₂ 
 
2.29 Um estudante deseja preparar 25g do composto [Co(NH3)5SCN]Cl2 pela reação: 
[Co(NH3)5Cl]Cl2(s) + KSCN(s) → [Co(NH3)5SCN]Cl2(s) + KCl(s) 
Ele é instruído no sentido de usar um excesso de 50% de KSCN e espera obter um rendimento 
de 85% na reação. Quantos gramas de cada reagente ele deve usar? 
 
2.30 A vitamina B12, também conhecida como cobalamina, tem fórmula molecular 
C63H88N14O14PCO. Que massa de CO2 e H2O seria produzida na análise por combustão de 
0,1674g de cobalamina? 
 
2.31 Identifique os seguintes sistemas como abertos, fechados ou isolados: 
(a) café em uma garrafa térmica de ótima qualidade; isolado. 
(b) líquido refrigerante na serpentina de uma geladeira; fechado. 
(c) um calorímetro de bomba no qual benzeno é queimado; isolado 
(d) gasolina queimando em um motor de automóvel; aberto. 
(e) mercúrio em um termômetro; fechado 
(f) uma planta viva. aberto 
 
2.32 Descreva três maneiras de aumentar a energia interna de um sistema aberto. Troca de 
energia (calor e/ou trabalho), troca com a vizinhança. 
(b) Quais desses métodos você poderia usar para aumentar a energia interna de um sistema 
fechado? Troca de calor, aumentando a temperatura. 
 
2.33 Calcule o calor que deve ser fornecido a uma chaleira de cobre de massa 500,0 g, que 
contém 750,0g de água, para aumentar sua temperatura de 23,0°C até o ponto de ebulição da 
água, 100,0 °C. (b) Que percentagem do calor foi usada para aumentar a temperatura da água? 
Dados, calor específico do cobre c = 0,094 cal/g.°C ou 24,5 J/mol.K 
 
2.34 A variação de energia interna na combustão de 1,00 mol CH4 (g) em um cilindro, de acordo 
com a reação CH4 (g) + 2 O2 (g) 2 (g) + 2 H2O (g), é -892,4 kJ. Se um pistão ligado ao cilindro 
realiza 492 kJ de trabalho de expansão devido à combustão, qual é a quantidade de calor 
perdida pelo sistema (mistura de reação)? 
 
2.35 Defina entalpia. É uma função termodinâmica através da qual se calcula o calor em 
processos isobáricos. 
 
2.36 A radiação, em um forno de microondas, é absorvida pela água da comida que se quer 
aquecer. Quantos fótons de comprimento de onda 4,50 mm são necessários para aquecer 
350g de água de 25°C até 100°C? Imagine que toda a energia é utilizada no aumento de 
temperatura. 
 
2.37 A oxidação de nitrogênio no exaustor quente de motores de jatos e de automóveis ocorre 
pela reação. 
N2 (g) + O2 (g) → 2 NO (g) ΔH°= +180,6 kJ 
(a) Qual é o calor absorvido na formação de 1,55 mol NO? 
(b) Qual é o calor absorvido na oxidação de 5,45 L de nitrogênio, em 1,00 atm e 273 K? 
(c) Quando a oxidação de N2 a NO foi completada em um calorímetro de bomba, o calor 
absorvido medido foi igual a 492 J. Que massa de gás nitrogênio foi oxidada? 
 
2.38 A combustão de octano é expressa pela equação termoquímica 
CH8H18 (l) + 25/2 O2 (g) →8 CO2 (g) + 9 H2O (l) ΔH° = - 5,471 kJ 
Estime a massa de octanoque deveria ser queimada para produzir calor suficiente para 
aquecer o ar de uma sala de 12 pés X 12 pés X 8 pés de 40°F até 78°F, em um dia frio de 
inverno. Use a composição normal do ar para determinar sua densidade e considere a pressão 
igual a 1,00 atm. (b) Qual é o calor gerado na combustão de 1,0 galão de gasolina (imagine que 
ela é composta exclusivamente de octano)? A densidade do octano é 0,70 g.mL-1. 
 
2.39 As entalpias padrão de combustão da grafita e do diamante são -393,51 kJ.mol-1 e -395,41 
kJ.mol-1 
 
2.40 Dois estágios sucessivos da preparação industrial do ácido sulfúrico são a combustão do 
enxofre e a oxidação do dióxido de enxofre a trióxido de enxofre. A partir das entalpias padrão 
de reação 
S (s) + O2 (g) → SO2 (g) ΔH° = -296,83 kJ 
2 S (s) + 3O2 (g) → 2 SO3 (g) ΔH° = - 791,44 kJ 
calcule a entalpia de reação da oxidação do dióxido de enxofre a trióxido de enxofre na reação 
2 SO2 (g) + O2 (g) →2 SO3 (g) 
ΔH°r = (2 x (-791,44)) – (2 x (-296, 83)) + (1 x 0) 
ΔH°r = -889,22 KJ. mol
-1 
 
2.41 Na preparação de ácido nítrico pela oxidação da amônia, o primeiro produto é óxido 
nítrico, que é depois oxidado a dióxido de nitrogênio. A partir das entalpias padrão de reação, 
N2 (g) + O2 (g) → 2 NO (g) ΔH°= + 180,5 kJ 
N2 (g) + 2 O2 (g) → 2 NO2 (g) ΔH°= +66,4 kJ 
calcule a entalpia padrão de reação da oxidação do óxido nítrico a dióxido de nitrogênio: 
2 NO (g) + O2 (g) →2 NO2 (g) 
ΔH°r = (2 x (+ 66,4)) – (2 x (+180,5)) + (1 x 0) 
ΔH°r = - 228,2 KJ. mol
-1 
 
2.42 Calcule a entalpia de reação da síntese do gás cloreto de hidrogênio H2 (g) + Cl2 (g) (g) a 
partir das seguintes informações: 
NH3 (g) + HCl (g) → NH4Cl (s) ΔH°= -176,0 kJ 
N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g) ΔH°= -92,22 kJ 
N2 (g) + 4 H2 (g) + Cl2 (g) → 2 NH4Cl (s) ΔH°= -628,86 kJ 
 
2.43 Calcule a entalpia de reação da formação do cloreto de alumínio anidro, 
2 Al (s) + 3 Cl2 (g) →2 AlC3 (s) 
a partir dos seguintes dados: 
2 Al (s) + 6 HCl (aq) → 2 AlCl3 (aq) + 3 H2 (g) ΔH°= -1.049 kJ 
HCl (g) → HCl (aq) ΔH°= - 74,8 kJ 
H2 (g) + Cl2 (g) → 2 HCl (g) ΔH°= - 185 kJ 
AlCl3 (s) → AlCl3 (aq) ΔH°= - 323 kJ 
 
2.44 O recipiente A está cheio com 1,0 mol de átomos de um gás ideal monoatômico. O 
recipiente B tem 1,0 mol de átomos ligados como moléculas diatômicas que não são 
vibracionalmente ativas. O recipiente C tem 1,0 mol de átomos ligados como moléculas 
diatômicas vibracionalmente ativas. Todos os recipientes estão, inicialmente, na temperatura 
Ti e a temperatura aumenta até Tf. Coloque os recipientes na ordem crescente de variação de 
entropia. Explique seu raciocínio. 
 
2.45 A entropia de vaporização da acetona é aproximadamente 85 J.K-1.mol-1. (a) Estime a 
entalpia de vaporização da acetona no ponto de ebulição normal, 56,2°C. (b) Qual é a variação 
de entropia da vizinhança quando 10g de acetona, CH3COCH3, condensam no ponto de 
ebulição normal? 
 
 
PARTE 3 
I - Cinética 
 
3.1 Complete as afirmações seguintes, relativas à produção de amônia pelo processo Haber, 
cuja reação total é 
N2(g) + 3H2(g) →2NH3(g). 
(a) A velocidade de desaparecimento de N2 é 1/3 vezes a velocidade de desaparecimento de 
H2. 
(b) A velocidade de formação de NH3 é 2/3 vezes a velocidade de desaparecimento de H2. 
(c) A velocidade de formação de NH3 é 2/1 vezes a velocidade de desaparecimento de N2. 
 
3.2 Complete as afirmações seguintes para a reação 
2N2O5(g) → 4NO2(g) + O2(g). 
(a) A velocidade de desaparecimento de N2O5 é 2/1 vezes a velocidade de formação de O2. 
(b) A velocidade de formação de NO2 é 4/2 vezes a velocidade de desaparecimento de N2O5. 
(c) A velocidade de formação de NO2 é 4/1 vezes a velocidade de formação de O2. 
 
3.3 Uma reação química apresentou a seguinte equação de velocidade experimental: 
“Velocidade = k[A]2”. O que acontecerá com a velocidade de reação se: 
(i) a [A] for triplicada (aumentada três vezes)? A velocidade aumentará; 
(ii) a [A] for reduzida pela metade ([A]/2)? A velocidade diminuirá. 
 
3.4 (a) Na reação 2CrO4
2- 
(aq) + 2H+ → Cr2O7
2- (aq) + H2O(l), a velocidade de formação de íons 
dicromato é 0,14 mol.L-1.s-1. 
(a) Qual é a velocidade de reação dos íons cromato? A cada segundo 0,14 mol. L-1 são 
formados de dicromato (Cr2O7
2-), desta forma, seguindo a estequiometria da reação será 
consumido 0,28 mol. L-1 de íons cromato 2CrO4
2-. 
(b) Qual é a velocidade única da reação? A velocidade única da reação equivale a velocidade 
da menor espécie estequiométrica, neste caso, o dicromato (Cr2O7
2-). Com isso, a velocidade 
única da reação é 0,14 mol. L-1. 
 
 
3.5 Na reação 3ClO-(aq) → 2Cl-(aq) + ClO3
-(aq), a velocidade de formação de Cl- é 3,6 mol.L-1 
min-1. 
(a) Qual é a velocidade de reação de ClO-? 5,4 mol. L-1 min-1. 
(b) Qual é a velocidade única da reação? 1,8 mol. L-1 min-1. 
 
3.6 Brometo de nitrosila, NOBr, é sintetizado a partir de NO e Br2, de acordo com a seguinte 
equação química: 
2 NO(g) + Br2(g) → 2NOBr(g) 
Resultados experimentais mostram que a reação é de segunda ordem em relação ao NO e de 
primeira ordem em relação ao Br2. Com base nestas informações, responda às seguintes 
questões: 
a) Escreva a equação de velocidade para a reação. V = K [NO]m [Br2]
n ou V = K [NO]2 [Br2] 
b) Qual será a variação na velocidade inicial se a concentração de NO variar de 0,0024 mol L-1 a 
0,0012 mol L-1? 
 V1 = [NO] = 0,0024 mol. L
-1 
 V2 = [NO] = 0,0012 mol. L
-1 
 
V2 = K [1/2(NO2)
2](Br2) = 1 
V1 = K (NO2)
2](Br2) = 4 
 
3.7 Escreva as unidades das constantes de velocidade quando as concentrações estão em mols 
por litro e o tempo em segundos para (a) reações de ordem zero = mol L-1 s-1; (b) reações de 
primeira ordem = s-1; (c) reações de segunda ordem = L. mol-1 s-1. 
 
3.8 A reação de decomposição do pentóxido de dinitrogênio, N2O5, é de primeira ordem. Qual 
é a velocidade inicial da decomposição de N2O5, quando 3,45 g N2O5 são colocados em um 
balão de 0,750 L, aquecido em 65°C (338 K)? Nesta reação, ᴋ= 5,2 x 10-3 s-1 na lei de velocidade 
(velocidade de decomposição de N2O5). 
 
 
 
 
 
 
3.9 Os dados apresentados na Tabela 1 referem-se à seguinte reação química: A →2B 
Tabela 1. Variação da concentração do produto em função do tempo. 
Tempo (s) [B] (mol L-1) 
0,00 
10,0 
20,0 
30,0 
40,0 
0,000 
0,326 
0,572 
0,750 
0,890 
 
A velocidade da reação será 4x mais 
lenta! 
a) Fazer um gráfico utilizando-se os dados apresentados na Tabela 1 e, a partir do gráfico, 
calcule a variação da [B] para cada intervalo de 10 segundos, no intervalo definido entre 0,00 a 
40,0 segundos. 
b) O que acontece com a velocidade de variação da [B] de um intervalo para outro? Explique o 
resultado observado. 
c) Compare a velocidade de variação da [A] com a velocidade de variação de [B] para os 
respectivos intervalos de tempo calculados no item (a). Calcule a velocidade de variação da [A] 
para o intervalo compreendido entre 10,0 e 20,0 segundos. Explique os resultados obtidos. 
d) Qual é o valor da velocidade instantânea quando [B] = 0,750 mol L-1? 
 
3.10 Os seguintes dados cinéticos foram obtidos para a reação A + B + C → produtos. 
Concentração Inicial (mmol.L-1) 
Experimento [A] [B] [C] 
Velocidade(mmol.L-1.s-1) 
1 3,48 3,05 4,00 37,00 
2 0,87 3,05 4,00 9,25 
3 0,87 0,50 4,00 0,25 
4 3,48 3,05 1,00 2,31 
5 3,00 2,50 1,50 2,99 
 
a) Apresente a lei de velocidade desta reação. V = K [A] [B]2 [C]2 
b) Qual é a ordem da reação? 5 
c) Determine, a partir dos dados, o valor da constante da velocidade. 
 37,00 = K [3,48] [3,05]2 [4]2 
 K= 0,071 L4 mol-4 s-4 
d) Calcule a velocidade reação quando [A]= 3,0 mmol.L-1, [B] = 2,5 mmol.L-1 e [C] = 1,5 mmol.L-1. 
 V = 0,071 (3) (2,5)2 (1,5)2 
 V = 2,99 mmol.L-1.s-1 
3.11 O ácido selenoso em meio ácido, na presença de íons iodeto, forma o selênio metálico, o 
ânion triiodeto (I3-) e moléculas de água. A tabela abaixo apresenta os valores da velocidade 
de reação para diferentes concentrações iniciais dos reagentes (em mmol.L-1) a 298 K (25 oC). 
[H2SeO3] [I-] [H+] 
Velocidade (mmol.L
-
1
.s
-1
) 
1,25 1,25 1,25 8,7 
2,50 1,25 1,25 17,3 
1,25 3,75 1,25 78,3 
2,50 1,25 2,50 138,4 
3,00 2,5 1,5 144,2 
a) Escreva a equação química e a lei de velocidade desta reação. 
H2SeO3(aq) + 4H
+ + 3I- Se(s) + I3
-
(aq) + 3H2O(l) 
V = K [H2SeO3] [H
+]3 [I-]2 
b) Qual é a ordem da reação? 6 
c) Determine, a partir dos dados, o valor da constante da velocidade. 
 8,7 = K (1,25) (1,25)3 (1,25)2 
 K = 2,28 L5 mol-5 s-1 
d) Calcule a velocidade reação quando [H2SeO3] = 3,0 mmol.L-1, [I-] = 2,5 mmol.L-1 e [H+] = 1,5 
mmol.L-1. 
 V = 2,28 (3) (1,5)3 (2,5)2 
 V = 144,2 mmol.L-1.s-1 
 
3.12 Quando 0,52 g H2 e 0,19 g I2 são colocados em um balão de reação de 750 mL, aquecido 
em 700K, eles reagem por um processo de segunda ordem (primeira ordem em cada reagente) 
em que ᴋ= 0,063 L.mol-1.s-1 na lei de velocidade (para a velocidade de formação de HI). (a) Qual 
é a velocidade inicial de reação? (b) Qual será o fator de aumento da velocidade de reação se a 
concentração de H2 na mistura for dobrada? 
 
a) V= k[H2][I2] 
V= 0,063 x 0,52 x 0,19 
V= 0,0062 mmol.L-1.s-1 
 
b) V= 0,063 x 1,04 x 0,19 
V = 0,012 mmol.L-1.s-1 
O fato de aumento é 2, reação dobra. 
3.13 Ouro radioativo (Au-198) é utilizado no diagnóstico de problemas renais. O tempo de 
meia vida do isótopo é de 2,7 dias. Se iniciarmos um processo de decaimento com uma 
quantidade de 5,6 mg de Au-198, qual será a quantidade do isótopo após 64 horas? Após 64 
horas a quantidade do isótopo será de 2,76 mg. 
 
3.14 Determine a constante de velocidade das seguintes reações de primeira ordem, expressas 
como a velocidade de perda de A: 
(a) A→B, sabendo que a concentração de A decresce à metade do valor inicial em 1000 s. 
(b) A → B, sabendo que a concentração de A decresce de 0,67 mol.L-1 a 0,53 mol.L-1 em 25s. 
(c) 2A →B + C, sabendo que [A]0= 0,153 mol.L-1 e que após 115s a concentração de B cresce 
para 0,034 mol.L-1. 
 
3.15 A decomposição do cloreto de sulforila (SO2Cl2) segue uma cinética de primeira ordem e 
tem k = 2,81.10-3 min-1 na lei de velocidade de decomposição a uma determinada temperatura. 
a) Se a concentração inicial do cloreto de sulforila for 1,70 mol.L-1, qual será a sua 
concentração após 10 minutos? 
 ln [SO2Cl2] = ln(1,7) – 2,81x10-3 . 10 
 ln [SO2Cl2] = 0,50 
[SO2Cl2] = 1,65 mol/L 
b) Quanto tempo levará para a concentração de cloreto de sulforila cair de 1,4 mol.L-1 até 0,35 
mol.L-1 nestas condições? 
ln [0,35] = ln(1,4) – 2,81x10-3 . t 
 t = 5 minutos 
c) Quanto tempo levará para a concentração de cloreto de sulforila seja 10% da concentração 
inicial? 
 
3.16 A reação de decomposição do pentóxido de dinitrogênio, N2O5, é de primeira ordem com 
constante de velocidade igual a 3,7 x 10-5 s-1, em 298 K. (a) Qual é a meia-vida (em horas) da 
decomposição de N2O5, em 298K? (b) Se [N2O5]0= 0,0567 mol. L-1, qual será a concentração de 
N2O5 após 3,5 h? (c) Quanto tempo (em minutos) passará até que a concentração de N2O5 caia 
de 0,0567 mol.L-1 a 0,0135 mol.L-1? 
 
3.17 A meia-vida da decomposição de primeira ordem de A é 355s. Qual é o tempo necessário 
para que a concentração de A caia até (a) um quarto 170 s; (b) 15% do valor inicial; (c) um 
nono da concentração inicial? 
3.18 A decomposição de peróxido de hidrogênio (H2O2) forma água e gás oxigênio. Esta reação 
segue uma cinética de primeira ordem em relação a água oxigenada e tem k = 4,1.10-2 min-1 na 
lei de velocidade de decomposição. 
a) Apresente a equação química. Se a concentração inicial de água oxigenada for 0,70 mol.L-1, 
qual será a sua concentração após 10 minutos? 
 2H2O2(l) 2H2O(l) + O2(g) 
 ln[H2O2] = ln(0,7) – 4,1x10
-2 . 10 
 ln[H2O2] = - 0,77 
 [H2O2] = 0,46 mol/L 
b) Quanto tempo levará para a concentração de água oxigenada cair de 0,4mol.L-1 até 
0,15mol.L-1? 
Ln(0,15) = ln(0,4) – 4,1x10-2 . t 
 t = 23,9 minutos 
c) Qual é o tempo necessário para que a concentração de água oxigenada decresça de um 
quarto? 
Ln(3/4 x) = ln(x) – 4,1x10-2 . t 
 t = 7 minutos 
 
3.19 O etano, C2H6, forma radicais CH3, em 700 °C, em uma reação de primeira ordem, para a 
qual ᴋ= 1,98 h-1. 
(a) Qual é a meia-vida da reação? 
t1/2 = 0,693 = 0,35 
 1,98 
(b) Calcule o tempo necessário para que a quantidade de etano caia de 1,15 x 10-3 mol até 
2,35x 10-4 mol em um balão de reação de 500 mL, em 700 °C. 
ln(2,35x 10-4) = ln(1,15 x 10-3) – 1,98t 
t = 
(c) Quanto restará de uma amostra de 6,88 mg de etano em um balão de reação de 500 mL, 
em 700°C, após 45 min? 
ln(final) = ln(6,88) – 1,98 x 45 
ln(final) = 87,17 
 
 
 
Para os exercícios a seguir, considere as seguintes informações sobre Ordem da reação: (i) Se 
um gráfico de ln [A] contra o tempo é uma reta, a reação é de primeira ordem; (iib) Se o 
gráfico de 1/[A] contra o tempo é uma reta, a reação é de segunda ordem; (iii) A concentração 
do reagente em uma reação de ordem zero cai em velocidade constante até que ele se esgote. 
A velocidade de uma reação de ordem zero é independente da concentração. 
 
3.20 Considerando que os dados a seguir foram obtidos para a reação 2HI (g) → H2(g) + I2(g), em 
580 K, determine, a partir do gráfico, a constante de velocidade e (b) a lei de velocidade única: 
Eixo “x” Eixo “y” Eixo “y” Eixo “y” 
Tempo (s) [HI] (mol.L-1) ln [HI] 1 / [HI] 
0 1,000 
1000 0,112 
2000 0,061 
3000 0,041 
4000 0,031 
 
3.21 Considerando que os dados a seguir foram obtidos para a reação H2(g) + I2(g) →2HI (g) em 
780 K, determine, a partir do gráfico, a ordem de reação para o H2: 
Eixo “x” Eixo “y” Eixo “y” Eixo “y” 
Tempo (s) [H2] (mmol.L-1) ln [H2] 1 / [H2] 
0 1,000 
1 0,43 
2 0,27 
3 0,20 
4 0,16 
 
3.22 Considerando que os dados a seguir foram obtidos para a decomposição de A, sendo 2 A 
→ 4 B + C, determine, a partir do gráfico, a ordem de velocidade e constante de velocidade e 
(b) a lei de velocidade única 
Eixo “x” Eixo “y” Eixo “y” Eixo “y” 
Tempo (s) [A] (mmol.L-1) ln [A] 1 / [A] 
0 2,57 
400 1,50 
800 0,87 
1200 0,51 
1600 0,30 
 
3.23 Indique quais das seguintes declarações sobre a catálise são verdadeiras. Se a declaração 
for falsa, explique por quê. 
(a) Em um processo de equilíbrio, o catalisador aumenta a velocidade da reação direta e deixa 
inalterada a velocidade da reação inversa. F, o catalisador aumenta ambas as velocidades e 
num processo de equilíbrio ambas as velocidades estão constantes. 
(b) O catalisador não é consumido durante a reação. V 
(c) A trajetória da reação é a mesma na presença ou na ausência do catalisador, mas as 
constantes de velocidade das reações direta e inversa diminuem. V 
(d) Um catalisador deve ser cuidadosamenteescolhido de modo a mudar o equilíbrio na 
direção dos produtos. F, o catalisador é utilizado numa reação para acelerara velocidade da 
mesma 
 
3.24 Indique quais das seguintes declarações sobre a catálise são verdadeiras. Se a declaração 
for falsa, explique por quê. 
(a) Um catalisador heterogêneo funciona porque liga uma ou mais de uma das moléculas que 
sofrem reação à superfície do catalisador. V 
(b) As enzimas são proteínas naturais que servem de catalisadores em sistemas biológicos. V 
(c) A constante de equilíbrio de uma reação é maior na presença de um catalisador, mas as 
constantes de velocidade das reações direta e inversa diminuem. F, o catalisador não interfere 
na constante de equilíbrio, ele acelera a velocidade das reações, direta e inversa, da mesma 
maneira e desta forma o equilíbrio fica inalterado. 
(d) Um catalisador muda a trajetória de uma reação de modo a torná-la mais exotérmica. F, 
catalisadores são substâncias utilizadas para acelerar uma reação diminuindo sua energia de 
ativação, ele não muda a trajetória da reação só faz com que ela ocorra mais rápido. Eles 
também não fazem com que a energia final do produto seja menor que a energia inicial dos 
reagentes. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3.25 O seguinte perfil de reação esquemático descreve a reação A → D. 
 
(a) A reação total é exotérmica ou endotérmica? ΔH < 0, ΔHfinal menor que ΔHinicial, com isso a 
reação é Exotérmica; 
(b) Quantos intermediários existem? Identifique-os. Presença de 2 intermediários, sendo eles 
B e C; 
(c) Identifique os complexos ativados e os intermediários de reação. Complexos ativados: A’, 
B’ e C’; Intermediários: B e C; 
(d) Qual é a etapa determinante da velocidade da reação? Entre os intermediários B e C; 
(e) Qual é a etapa mais rápida? Explique sua resposta. C para D, ΔH é menor do que na reação 
entre A – B. 
 
PARTE 4 
 
4.1 Verifique se as seguintes afirmações estão certas ou erradas. Se estiverem erradas, 
explique por quê. 
(a) Uma reação para quando atinge o equilíbrio. Errada, a reação continua formando 
reagentes e produtos. 
(b) Uma reação em equilíbrio não é afetada pelo aumento da concentração de produtos. 
Errada, a reação é deslocada para a direção dos reagentes. 
(c) Se a reação começa com maior pressão dos reagentes, a constante de equilíbrio será maior. 
O aumento da pressão acarretará no deslocamento da reação para o lado que estiver com o 
menor número de moléculas. 
(d) Se a reação começa com concentrações maiores de reagentes, as concentrações de 
equilíbrio de cada produto será maior. Certa. 
(e) Em uma reação de equilíbrio, a reação inversa começa assim que os produtos se formam. 
Certa. 
(f) Se fizermos uma reação ocorrer mais rapidamente, podemos aumentar a quantidade do 
produto no equilíbrio. Errado, a quantidade de produtos está relacionada a quantidade de 
1ª Etapa: A – B; 
2ª Etapa: B – C; 
3ª Etapa: C – D. 
reagentes. Se quisermos aumentar a quantidade de produto podemos adicionar reagentes, 
remover os produtos. 
(g) A energia livre de reação é zero no equilíbrio. Certa. 
(h) A energia livre padrão de reação é zero no equilíbrio. Certa. 
 
4.2 Escreva a expressão do equilíbrio Kc para cada uma das seguintes reações: 
(a) CO(g) + Cl2(g) COCl(g) + Cl(g) 
 
 
 
(b) H2(g) + Br2(g) 2HBr(g) 
 
 
 
(c) 2H2S(g) + 3O2(g) 2SO2(g) + 2H2O(g) 
 
 
 
 
(d) 2NO(g) + O2(g) 2 NO2(g) 
 
 
 
 
(e) SbCl5(g) SbCl3(g) + Cl2(g) 
 
 
 
(f) N2(g) + 2H2(g) N2H4(g) 
 
 
 
 
4.3 Uma amostra de 0,10 mol H2(g) e uma de 0,10 mol Br2(g) são colocadas em um recipiente 
fechado de 2,0 L. Deixa-se que a reação H2(g) + Br2(g) 2HBr(g) atinja o equilíbrio. Uma 
amostra de 0,20 mol HBr é colocada em um segundo recipiente fechado de 2,0 L, na mesma 
temperatura, e deixa-se que atinja o equilíbrio com H2 e Br2. Quais das quantidades abaixo 
serão diferentes nos dois recipientes? Quais serão iguais? Explique suas respostas. 
(a) quantidade de Br2; = 
(b) concentração de H2; = 
(c) a razão [HBr]/[H2][Br2]; = 
(d) a razão [HBr]/[Br2]; = 
(e) a razão [HBr]2/[H2][Br2]; = 
(f) a pressão total no recipiente. = 
 
4.4 Use os seguintes dados, que foram coletados em 460°C e que são as concentrações 
molares de equilíbrio, para determinar a constante Kc da reação H2(g) + I2(g) 2HI(g). 
[H2] (mol.L-1) [I2] (mol.L-1) [HI] (mol.L-1) Kc 
6,47 x 10-3 0,594 x 10-3 
0,0137 
 
 
 
 
 
Kc = 48,83 
3,84 x 10-3 1,52 x 10-3 0,0169 
 
 
 
 Kc = 48,93 
1,43 x 10-3 1,43 x 10-3 
0,0100 
 
 
 
 
 
Kc = 48,90 
 
4.5 A constante de equilíbrio da reação 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) é K= 2,5 x1010 em 500K. 
Encontre o valor de K para cada uma das seguintes reações, na mesma temperatura. 
(a) SO2(g) + ½ O2(g) SO3(g) 
(b) SO3(g) SO2(g) + 1/2O2(g) 
(c) 3SO2(g) + 3/2O2(g) 3SO3(g) 
 
4.6 Determine K, a partir dos seguintes dados de equilíbrio coletados em 24°C, para a reação 
NH4HS(s) NH3(g) + H2S(g). 
PNH3(bar) PH2S(bar) Kp 
0,307 0,307 
 
Kp = 0,094 
0,364 0,258 
 
Kp = 0,094 
0,539 0,174 
 
Kp = 0,094 
 
4.7 Para a reação H2(g) + I2(g) 2HI(g), K=160 em 500K. A análise da mistura de reação em 
500K mostrou que sua composição é PH2= 0,20 bar, PI2= 0,10 bar e PHI= 0,10 bar. 
(a) Calcule o quociente da reação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Para alcançar o equilíbrio, a reação caminhará para a formação de produtos, visto que o 
valor de K é 320x maior que o valor de k obtido. 
(b) Será que a mistura de reação está em equilíbrio? 
Não, para que a reação esteja em equilíbrio, o valor obtido deveria ser 160. 
(c) Caso não esteja, a tendência é formar mais reagentes ou mais produtos? 
 
4.8 Quando 0,0172 mol HI é aquecido até 500K em um recipiente fechado de 2,00 L, a mistura 
resultante em equilíbrio contém 1,90 g HI. 
Calcule Kc para a reação de decomposição 2HI(g) H2(g) + I2(g). 
 
 
4.9 (a) Calcule o valor da constante de equilíbrio, K, da reação O2(g) + O(g) O3(g), sabendo que 
NO2(g) NO(g) + O(g) K= 6,8 x 10-49 
 O3(g) + NO(g) NO2(g) + O2(g) K= 5,8 x 10-34 
 O3(g) O(g) + O2(g) K= -5,8 x 10-34 
 
(b) A pressão total inicial de uma mistura equimolar dos reagentes é 4,0 bar. Quais são as 
pressões parciais dos reagentes e produtos no equilíbrio? 
 
4.10 O processo Haber-Bosch, para a síntese da amônia, foi desenvolvido no início desse 
século, sendo largamente utilizado hoje em dia. Nesse processo, a mistura de nitrogênio e 
hidrogênio gasosos é submetida a elevada pressão, na presença de catalisadores em 
temperatura de 450°C. A reação pode ser representada a seguir: 
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) ΔH= -100 kJ/mol 
Com relação ao processo Haber-Bosh é incorreto afirmar que 
a) a alta temperatura tem como objetivo aumentar a concentração de amônia obtida no 
equilíbrio. A alta temperatura favorece o aumento dos reagentes, e não do produto. 
b) o uso do catalisador e a alta temperatura permitem que a reação ocorra em uma velocidade 
economicamente viável. 
c) a alta pressão desloca o equilíbrio no sentido de produzir mais amônia. 
d)o catalisador não influi na concentração final de amônia obtida após atingido o equilíbrio. 
e) para separar a amônia dos reagentes resfriam-se os gases, obtendo amônia liquída a -33°C, 
retornando o H2 e o N2 que não reagiram para a câmara de reação. 
 
4.11 A reação de um ácido orgânico com um álcool forma ésteres. Por exemplo, a reação do 
ácido acético, CH3COOH, com etanol, C2H5OH, em um solvente orgânico, forma o éster 
conhecido como acetato de etila, CH3COOC2H5, e água. A reação é 
CH3COOH + C2H5OH CH3COOC2H5 + H2O Kc= 4,0 em 100°C 
Se as concentrações iniciais de CH3COOH e C2H5OH são 0,32 e 6,30 mol.L-1, respectivamente, e 
nenhum dos produtos está presente inicialmente, qual deverá ser a concentração do éster no 
equilíbrio? 
 
 
 
 
 
 
 
 
4.12 Um reator de 3,00 L é preenchido com 0,342 mol CO, 0,215 mol H2 e 0,125 mol CH3OH. O 
equilíbrio é atingido na presença de um catalisador de óxido de zinco-crômio (III). Em 300°C, 
Kc= 1,1 x 10-2 para a reação CO(g) + 2 H2(g) CH3OH(g)? 
(a) A concentração molar do CH3OH aumenta, diminui ou permanece inalterada, à medida que 
a reação se aproxima do equilíbrio? 
(b) Qual é a composição da mistura no equilíbrio? [CO] = 0,156 mol.L-1 / [H2] = 0,155 mol.L
-1 / 
[CH3OH] = 2,6x10
-4 mol.L-1 
 
4.13 Diga, para cada um dos seguintes equilíbrios, se haverá deslocamento na direção dos 
reagentes ou dos produtos quando a temperatura aumenta. 
(a) N2O4 (g) 2 NO2 (g) , ΔH°= +57 kJ Reagentes 
(b) X2(g) 2 X(g), em que X é um halogênio Reagentes 
(c) Ni(s) + 4 CO(g) Ni(CO)4 (g), ΔH°= -161 kJ Produtos 
(d) CO2(g) + 2NH3 (g) CO(NH2)2 (s) + H2O(g), ΔH°= -90 kJ Produtos 
 
4.14 A reação total da fotossíntese é 6CO2(g) + 6H2O(l) C6H12O6(aq) + 6O2(g) e ΔH°= +2802 
kJ. Suponha que a reação está no equilíbrio. Diga qual é a consequência que cada uma das 
seguintes mudanças teria sobre a composição de equilíbrio (tendência de mudança na direção 
dos reagentes, tendência de mudança na direção dos produtos, ou não ter consequência 
alguma): 
(a) o aumento da pressão parcial de O2; Mudança na direção dos reagentes. 
(b) compressão do sistema; Mudança na direção dos reagentes. 
(c) aumento da quantidade de CO2;; Mudança na direção dos produtos. 
(d) aumento da temperatura; Mudança na direção dos reagentes. 
(e) remoção parcial de C6H12O6; Mudança na direção dos produtos. 
(f) adição de água; Mudança na direção dos produtos. 
(g) redução da pressão parcial de CO2. Mudança na direção dos reagentes. 
 
4.15 Escreva as fórmulas dos ácidos conjugados de 
(a) CH3NH2 (metilamina); CH3NH4
+ 
(b) hidrazina, NH2NH2; NH2NH3
+ 
(c) HCO3-, H2CO3 
e das bases conjugadas de 
(d) HCO3-; CO3
2- 
(e) C6H5OH (fenol); C6H5O
- 
(f) CH3COOH. CH3COO
- 
 
4.168 Escreva as fórmulas dos ácidos conjugados de 
(a) H2O; H3O
+ 
(b) OH-; H2O 
(c) C6H5NH2 (anilina) C6H5NH3
+ 
e das bases conjugadas de 
(d) H2S; HS- 
(e) HPO42-; PO4
3- 
(f) HClO4. ClO4- 
 
4.17 Identifique (a) o ácido e a base de Bronsted e (b) a base conjugada e o ácido conjugado 
formado na seguinte reação: 
HNO3(aq) + HPO42-(aq) NO3-(aq) + H2PO4-(aq). 
HSO3-(aq) + NH4+(aq) NH3(aq) + H2SO3(aq). 
 
4.18 O pH de várias soluções foi medido em um laboratório de pesquisas de uma empresa de 
alimentos. Converta os seguintes valores de pH para molaridade de íons H3O+: [H3O+] = 10-pH mol. L-1
 
(a) 3,3 (o pH do suco de laranja azedo); 5,0x10-4 mol.L-1. 
(b) 6,7 ( o pH de uma amostra de saliva); 2,0x10-7 mol.L-1. 
(c) 4,4 (o pH da cerveja); 4,0x10-5 mol.L-1. 
(d) 5,3 (o pH de uma amostra de café). 5,0x10-6 mol.L-1. 
 
4.19 Calcule o pH e o pOH de cada uma das seguintes soluções de ácido ou base forte em 
água: 
(a) 0,0146 M HNO3(aq); 
pH = -log 0,0146 = 1,8 pOH = 1,8 + pOH = 14 --- 12,2 
(b) 0,11 M HCl(aq); 
pH = -log 0,11 = 0,96 pOH = 0,96 + pOH = 14 --- 13,04 
(c) 0,0092 M Ba(OH)2(aq); 
pH = -log 0,0092 = 2 pOH = 2 + pOH = 14 --- 12 
(d) 2,00 ml de 0,175 M KOH(aq) depois da dissolução até 5,00 x 102 mL; 
(e) 13,6 mg de NaOH dissolvido em 0,350 L de solução; 
(f) 75,0 mL de 3,5 x 10-4 M HBr(aq) depois da dissolução até 0,500 L. 
 
4.20 Admita que o café tem pH = 5,0 e leite tem pH = 6,0. 
Sabendo-se que pH= -log [H+] e que pH + pOH= 14, calcule: 
a) a concentração de OH- no café pOH = 5 + pOH = 14 --- 9 
b) a concentração de H+, em mol/L, em uma “média” de café com leite que contém 100 mL de 
cada bebida. 
 
4.21 Um suco de tomate tem pH= 4,0 e um suco de limão tem pH= 2,0. 
Sabendo-se que pH= -log [H+] e pH + pOH= 14: 
a) Calcule quantas vezes a concentração de H+ do suco de limão é maior do que a concentração 
de H+ do suco de tomate. 2 vezes 
b) Calcule o volume de solução aquosa de NaOH de concentração 0,010mol.L-1 necessário para 
neutralizar 100 mL de cada um dos sucos. 
 
4.22 Dê os valores de Ka dos seguintes ácidos: Ka = 10
-pKa 
(a) ácido fosfórico; H3PO4, pKa1= 2,12; Ka = 7,6x10
-3 
(b) ácido fosforoso, H3PO3, pKa1= 2,00; Ka = 10x10
-3 
(c) ácido selenoso, H2SeO3, pKa1= 2,46; Ka = 3,47x10
-3 
(d) íon hidrogenosselenato, HSeO4-, pKa2= 1,92. Ka = 12,02x10
-3 
(e) Liste os ácidos em ordem crescente de força. HSeO4
- >H3PO3 > H3PO4 > H2SeO3. 
 
4.23 Escreva a equação do equilíbrio de transferência de prótons de cada um dos seguintes 
ácidos fracos e dê a expressão da constante de acidez Ka. Identifique a base conjugada, escreva 
a equação apropriada para a transferência de prótons e escreva a expressão da constante de 
basicidade Kb. 
(a) HClO2; 
 
(b) HCN; 
 
(c) C6H5OH. 
 
 
4.36 O exame dos seguintes dados: 
I. [H3CNH3]+[CN]- + HOH HCN + [H3CNH3]OH 
 sal ácido base 
II. Constante de ionização ácido............K1= 5 x 10-10, base.............K2= 5 x 10-4 
Permite concluir que, na dissolução em água, do composto [H3CNH3]CN, se obtém uma 
solução: 
a) básica, porque K1 < K2 
b) básica, porque K1 > K2 
c) básica, porque K2 < K1 
d) básica, porque K2 > K1 
e) neutra, porque [ácido] = [base] 
 
4.25 Sugira uma explicação para a diferença entre as forças de (a) ácido acético e ácido 
tricloro-acético; (b) ácido acético e ácido fórmico. 
A força de um ácido está relacionada com a capacidade de quebrar a ligação H-A e formar 
ligações H-OH. E está também relacionada com a polaridade e a eletronegatividade da 
estrutra. 
 
4.26 Os valores de Ka do fenol e do 2,4,6-tricloro-fenol são 1,3 x 10-10 e 1,0 x 10-6, 
respectivamente. Qual é o ácido mais forte? Explique a diferença de forças dos ácidos. A 
polaridade e a força das ligações influenciam na força do ácido. 
 
4.27 O valor de pKb da anilina é 9,37 e o da 4-cloro-anilina é 9,85. Qual é a base mais forte? 
Explique a diferença de forças das bases. A polaridade e a força das ligações influenciam na 
força da base. 
 
4.28 Organize as seguintes bases em ordem crescente de força, usando os valores de pKa dos 
ácidos conjugados que estão entre parênteses. Existe uma tendência simples nas forças? 
(a) amônia (9,26); Anilina (4,63). 
(b) metilamina (10,56); Amônia (9,26); 
(c) etilamina (10,81); Metilamina (10,56); 
(d) anilina (4,63). Etilamina (10,81); 
 
4.29 A percentagem de desprotonação do ácido benzóico em uma solução 0,110 mol.L-1 é 
2,4%. Quais são o pH da soluçãoe o Ka do ácido benzóico? 
 
4.30 O ácido láctico é produzido nos músculos durante exercícios. Calcule o pH e o pOH das 
seguintes soluções de ácido láctico, CH3CH(OH)COOH, em água: 
(a) 0,12 mol.L-1; 
pH = -log 0,12 = 0,92 
pOH = 0,92 + pOH = 14 --- 13,7 
(b) 1,2 x 10-3 mol.L-1; 
pH = -log 1,2x10-3 = 2,92 
pOH = 2,92 + pOH = 14 --- 11,08 
 (c) 1,2 x 10-5 mol.L-1 
pH = -log 1,2x10-5 = 4,92 
pOH = 4,92 + pOH = 14 --- 9,08 
 
4.31 Explique o que ocorre 
(a) com a concentração dos íons H3O+ de uma solução de ácido acético, quando se adiciona 
acetato de sódio sólido; diminui; 
(b) com a porcentagem de desprotonação do ácido benzóico em uma solução de ácido 
benzóico, quando se adiciona ácido clorídrico; diminui; 
(c) com o pH da solução, quando se adiciona cloreto de amônia sólido a uma solução de 
amônia em água. diminui; 
 
4.32 Determine o pH e o pOH de 
(a) uma solução que é 0,50 mol.L-1 NaHSO4(aq) e 0,25 mol.L-1 Na2SO4(aq); 
(b) uma solução que é 0,50 mol.L-1 NaHSO4(aq) e 0,10 mol.L-1 Na2SO4(aq); 
(c) uma solução que é 0,50 mol.L-1 NaHSO4(aq) e 0,50 mol.L-1 Na2SO4(aq)? 
 
4.33 Diga em que região de pH cada um dos tampões, a seguir, serão efetivos, imaginando 
molaridades iguais do ácido e de sua base conjugada: 
(a) lactato de sódio e ácido láctico; 2 e 4; 
(b) benzoato de sódio e ácido benzóico; 3 e 5; 
(c) hidrogenofosfato de potássio e fosfato de potássio; 11,6 e 18,5 
(d) hidrogenofosfato de potássio e di-hidrogenofosfato de potássio; 6 e 8; 
(e) hidroxilamina e cloreto de hidroxilamônio. 5 e 7. 
 
4.34 A novocaína, que é utilizada pelos dentistas como anestésico local, é uma base fraca com 
pKb= 5,05. O sangue tem pH= 7,4. Qual é a razão entre as concentrações da novocaína e de seu 
ácido conjugado no fluxo sanguíneo? 
 
4.35 Determine o Kps das seguintes substâncias pouco solúveis, conhecidas as suas 
solubilidades molares: 
(a) AgBr, 8,8x10-7 mol.L-1; Kps = [Ag+] x [Br-] ------ Kps = 8,8x10-7 x 8,8x10-7 = 7,74x10-21 
(b) PbCrO4, 1,3x 10-7 mol.L-1; Kps = [Pb] x [Cr] x [O4]------ Kps = 1,3x10
-7 x 1,3x10-7 x 1,3x10-7 = 2,2x10-21 
(c) Ba(OH)2, 0,11 mol.L-1; Kps = [Ba] x [OH]2 ------ Kps = 0,11 x 0,11 = 0,0121 ou 12,1x10
-3 
(d) MgF2, 1,2x10-3 mol.L-1. Kps = [Mg] x [Fe]2 ------ Kps = 1,2x10
-3 x 1,2x10-3 = 1,44x10-6 
 
4.36 Calcular a solubilidade do BaSO4 em uma solução 0,01 mol.L-1 de Na2SO4. 
Dado: BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO42-(aq) Kps= 1,5 x10 -9 = x2 ----- 1,2x10-9 
 
4.37 Calcular a solubilidade do Al(OH)3 em uma solução 0,1 mol.L-1 de KNO3. 
Dado: Al(OH)3(s) Al3+(aq) + 3OH-(aq) Kps= 5x 10-33 = (X) x (3X)3 
 Kps= 5x 10-33 = 4x4 ----- 
 
4.38 Formar-se-á ou não um precipitado de PbCl2, ao se misturarem volumes iguais de 
soluções 0,1 mol.L-1 de Pb(NO3)2 e 0,01 mol.L-1 de NaCl? 
Dado: PbCl2(s) Pb2+(aq) + 2Cl-(aq) Kps= 1,6x 10-5 
 
4.39 Em que pH começa a precipitar o Mg(OH)2, se a concentraçao do Mg2+ na solução é 0,01 
mol.L-1? 
Dado: Mg(OH)2(s) Mg2+(aq) + 2 OH-(aq) Kps= 8,9 x 10-12 
 
4.40 Que concentração de Ag+, em mols por litro, deve estar presente no ínicio da precipitação 
do AgCl de uma solução contendo 1,0x10-4mols de Cl- por litro? AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) 
Kps= 1,78 x 10-10 
 
4.41 Se 0,11 mg de AgBr se dissolve em 1000 mL de água a uma dada temperatura, qual é o 
produto de solubilidade deste sal naquela temperatura? 
 
4.46 Diga se Ag2CO3 precipita de uma solução formada por uma mistura que contém 100 mL de 
1,0x 10-4 mol.L-1 AgNO3(aq) e 100 mL de 1,0 x 10-4 mol.L-1 Na2CO3(aq)? Não. 
 
4.47 As pedras dos rins são pequenas massas duras que se formam nos rins, usualmente a 
partir dos sais minerais da urina. Os oxalatos minerais são um constituinte comum das pedras 
dos rins. (a) Qual é a solubilidade molar do oxalato de cálcio, CaC2O4 (pKps= 8,59) na água? 
5,1x10-5 mol.L-1. Se a concentação de íons Mg2+ dos fluidos liberados pelos rins é 0,020 mol.L-1 
e a concentração do íon oxalato, C2O42-, é 0,035 mol.L-1, será que o oxalato de magnésio (pKps= 
4,07) precipita? Sim.