14a. LISTA QG Exercicios resolvidos

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LISTA COMPLEMENTAR QG – EXERCÍCIOS DE PROVAS RESOLVIDOS 
 1 
 
1ª. Questão 
 
Parte A 
O ácido sulfúrico, H2SO4, por ser um dos produtos químicos mais utilizados na indústria, 
algumas vezes é um indicador da economia de um país. Este ácido é aplicado na produção 
de fertilizantes, baterias de automóveis e no refino de petróleo. 
 
a) Uma metalúrgica deseja descartar 1300 recipientes de 20,00 L cada, contendo resíduo de 
H2SO4, cuja concentração, em quantidade, de matéria é de 1,370 mol L
-1. Antes de ser 
descartado, o ácido reagirá completamente com hidróxido de cálcio (cal hidratada), Ca(OH)2, 
que custa R$ 1,530 por kilograma. Determine o custo que a empresa terá com o Ca(OH)2. 
 
H2SO4(aq) + Ca(OH)2(s)  CaSO4(aq) + 2H2O(l) equação 1 
 
Parte B 
O H2SO4, em contato com zinco metálico, Zn, produz o gás hidrogênio, H2, conforme 
equação 2. 
 
Zn(s) + H2SO4(aq)  ZnSO4(aq) + H2(g) equação 2 
 
b) Calcule o volume de H2, em L, que pode ser obtido a partir de 25,0 mL de uma solução 
aquosa de H2SO4, (d = 1,83 g mL
-1 e 30,8 % de H2SO4 em massa) e 19,61 g de Zn, a 1,00 
atm e 298 K. 
c) Calcule o rendimento da reação quando 25,0 g de Zn reagem com 0,490 mol de H2SO4 e 
são produzidos 0,606 g de H2. 
 
Dados: 
M(Ca(OH)2) = 70,09 g mol
-1 
M(H2) = 2,02 g mol
-1 
M(Zn) = 65,38 g mol-1 
M(H2SO4)= 98,08 g mol
-1 
 
Considere o comportamento ideal dos gases. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
LISTA COMPLEMENTAR QG – EXERCÍCIOS DE PROVAS RESOLVIDOS 
 2 
 
Resolução 
 
Parte A a) 1,370 mol ------ 1 Litro 
 X ------ 2,6000 x 104 Litros 
 X = 3,5620 x 104 mol de H2SO4 
 
1 mol de de H2SO4 ----- 1 mol de Ca(OH)2 
3,5620 x 104 mol ------ x 
 X = 3,5620 x 104 mol de Ca(OH)2 
 
M = 3,5620 x 104 x 70,09 = 2,4966 x 103 kg 
 
R$ 1,530 ------ 1 kg 
 X ------ 2,4966 x 103 kg 
 
 X = 3819,8 = 3820 reais 
 
Parte B 
 b) 1,83 g ------- 1 mL 
 X ------- 25,0 mL 
 X = 45,75 g 
 
45,75 g ----- 100 % 
 X ------ 30,8 % 
 X = 14,09 g 
 
n = 14,09 / 98,08 = 0,1437 mol de H2SO4 
 
n = 19,61 / 65,38 = de 0,29994 mol de Zn 
1 mol H2SO4 ------- 1 mol de H2 
 0,1437 mol ------- x 
 X = 0,1437 mol de H2 
PV = nRT 
1,00 . V = 0,1437 . 0,0821 . 298 v = 3,52 L 
 
c) n = 25,0 / 65,38 = 0,3824 mol de Zn 
 
1 mol de Zn ------ 1 mol de H2 
 0,3824 mol ------ x 
 X = 0,3824 mol de H2 
 
M = 0,382 x 2,02 = 0,7716 g 
0,7716 g ------ 100 % 
0,606 g ------ x 
 X = 78,5 % 
 
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 3 
 
2ª. Questão 
 
Uma célula galvânica, envolvendo prata, foi montada com o objetivo de gerar uma corrente 
elétrica, em um dispositivo eletrônico, a 298 K. 
 
a) Determine o potencial padrão, ΔEo, da célula e justifique quem está atuando como agente 
redutor. 
b) Dê a equação global e a notação da célula galvânica. 
c) Explique conceitualmente o que ocorrerá com a vida útil da célula galvânica, caso seja 
adicionada na semi célula do anodo, uma solução aquosa de cloreto de sódio, NaCl, um sal 
completamente solúvel nesta situação. 
d) Mostre, com cálculos, se a reação global da célula galvânica libera ou absorve calor, 
sabendo que o valor da entropia padrão, ΔSo, desta transformação química é igual a 169,35 
J K-1 para 1 mol. 
e) Calcule o produto de solubilidade, KPS, do cloreto de prata, AgCl(s). 
 
Dados a 298 K: 
AgCl(s) + e- → Ag(s) + Cl-(aq) Eo = + 0,220 V 
Ag+(aq) + e- → Ag(s) Eo = + 0,800 V 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 4 
 
Resolução 
a) 
Ag(s) + Cl-(aq) → AgCl(s) + e- Eo = -0,220 V 
Ag+(aq) + e- → Ag(s) Eo = +0,800 V 
Ag+(aq) + Cl-(aq) → AgCl(s) ΔEo = 0,580 V 
 
Agente Redutor é a espécie que sofre oxidação = Ag(s) 
 
b) 
Ag+(aq) + Cl-(aq) → AgCl(s) – Equação Global 
Ag(s),AgCl(s)||Ag+(aq)|Ag(s) – Notação da célula galvânica 
 
c) 
Ao adicionar NaCl a semi-célula de anodo, a concentração de Ag+(aq) diminui e 
consequentemente a vida útil da célula galvânica decresce. 
 
d) 
ΔGo = ΔHo -TΔSo .: -5,597 x 104 = ΔHo – (298) x (169,35) 
ΔHo = -5,5 x103 J ou -5,5 kJ para 1 mol 
ΔHo < 0 = Reação exotérmica, ou seja, libera energia. 
 
e) 
ΔGo = -nFΔEo .: ΔGo = -1 x 96500 x 0,580 .: ΔGo = -5,597 x 104 J 
ΔGo = -RTlnK .: lnK = -ΔGo/RT .: K = e(-ΔGo/RT) 
K = e(-5,597 x 104)/8,3145 x 298)) .: K = e22,59 .: K = 6,5 x 109 
KPS = K
-1 
KPS = 1/K = 1/6,5 x 10
9 .: KPS = 2 x 10
-10 
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3a. Questão 
 
A solubilização do fluoreto de magnésio, MgF2, pode ser representada pela equação química: 
 
MgF2(s) Mg
2+(aq) + 2F-(aq) 
 
Um dos fatores que afetam a solubilidade de sais pouco solúveis é a presença de íon 
comum. Para verificar este efeito, foram utilizados diferentes frascos contendo solução 
aquosa saturada de MgF2, onde foram adicionadas diferentes concentrações de fluoreto de 
sódio, NaF, um sal muito solúvel em água. Os gráficos A, B e C foram obtidos a 25 oC. 
 
 
a) Usando os dados do gráfico 
“A”, faça o que se pede: 
 
a.1) Determine o produto de 
solubilidade, Kps, do MgF2. 
 
a.2) Explique o efeito do íon 
comum, F-, no equilíbrio acima. 
 
Obs.: E-04 = 10-4. 
Gráfico A 
 
 
 
b) Utilizando os dados do gráfico 
“B”, explique o efeito da adição de 
NaF na espontaneidade da 
reação. 
 
Gráfico B 
 
 
 
c) Utilizando os dados do gráfico 
“C” determine: 
 
c1) O valor da energia livre 
padrão, ∆Go, em kJ, da reação a 
25 °C. 
 
c2) A influência da adição do íon 
comum sobre o quociente 
reacional, Q. 
Gráfico C 
 
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 6 
 
Resolução 
 
a1) KPS = [Mg
2+] [F-]2 
A solubilidade do sal, sem adição do íon comum, é dada pelo gráfico como: 
s = 2,600 x 10-4 mol L-1. 
Logo, Kps = s(2s)
2 = 4s3 = 4 (2,600x10-4)3 = 7,030 x 10-11 
 
a2) À medida que se adiciona o íon comum, F-, a um sal pouco solúvel, o equilíbrio se 
desloca no sentido de formação de reagente, ou seja, do sal pouco solúvel, MgF2, diminuindo 
a sua solubilidade, como está apresentado no gráfico. 
 
b) À medida que se acrescenta o íon comum, F-, o equilíbrio se desloca no sentido de 
formação de reagente, ou seja, não espontâneo, formando precipitado e aumentando o ΔG, 
como está apresentado no gráfico. O gráfico sai do zero porque a reação estava no equilíbrio 
antes da adição do íon comum. 
 
c1) No ponto do gráfico em que o ln Q = -22,00, o valor de ΔG é 3,20 x 103 J. Logo: 
 
 
 
 
c2) Quando se adiciona o íon comum, F-, o quociente de reação aumenta porque maior será 
o numerador. Consequentemente, o ln Q aumenta. Desta forma, o equilíbrio se desloca no 
sentido de formação de reagente, ou seja, não espontâneo, como está apresentado no 
gráfico, aumentando o ΔG. O gráfico sai do zero porque a reação estava no equilíbrio antes 
da adição do íon comum. 
 
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 7 
 
4ª. Questão 
 
Em um laboratório foi realizado o estudo cinético da reação entre o 2-bromo-2-metilpropano, 
C4H9Br, e o hidróxido de sódio, NaOH, conforme equação abaixo: 
 
C4H9Br(aq) + NaOH(aq)  C4H9OH(aq) + NaBr(aq) 
 
Estudo [C4H9Br] mol L
-1 [NaOH] mol L-1 Velocidade mol L-1 s-1 
1 8,00 x 10-4 0,100 0,150 
2 1,60 x 10-3 0,100 0,300 
3 1,60 x 10-3 0,200 0,300 
4 3,20 x 10-3 0,400 0,600 
 
a) Dê as ordens da reação em relação a cada um dos reagentes, a ordem global da reação e 
escrevaa lei da velocidade com o valor da constante de velocidade, k. 
b) Calcule a concentração de C4H9OH, em mol L
-1, após 1,00 minuto, em um recipiente de 
1,00 L, considerando que foram utilizados inicialmente 100 g de C4H9Br e 35,0 g de NaOH. 
c) Sabendo que o NaOH também pode reagir com o bicarbonato de sódio, NaHCO3, para 
formar carbonatos, conforme equação abaixo, calcule o pH da solução resultante, a 25 °C, 
após misturar 100 g de NaHCO3 e 60,0 g de NaOH em 1,00 L de solução. Considere o 
rendimento de 100 %. 
 
NaHCO3(aq) + NaOH(aq) → Na2CO3(aq) + H2O(l) 
 
Dados: 
M(C4H9Br) = 137,02 g mol
-1 
M(NaOH) = 40,00 g mol-1 
M(NaHCO3) = 84,01 g mol
-1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 8 
 
 
Resolução 
a) 
Comparando os experimentos 1 e 2. 
- Quando a concentração de C4H9Br dobra a velocidade dobra. Neste caso em relação ao 
reagente C4H9Br a reação é de primeira ordem. 
Comparando os experimentos 2 e 3. 
- Quando é dobrada a concentração de NaOH a velocidade não muda. Portanto, para o 
reagente NaOH a reação é de ordem zero. 
- Ordem global da reação: Reação de primeira ordem. 
Calculando o valor de k: 
v = k.[C4H9Br]
1.[NaOH]0 = v = k.[C4H9Br]
1 
Calculando k: 
0,150 = k . 8,00 x 10-4 
k = 1,88 x 102 = 188 s-1 
 
- Lei da velocidade = v = 188 s-1 [C4H9Br] 
 
b) 
C4H9Br ------NaOH 
137,02 g ----- 40,00 g 
100 g ------ x 
 X = 29,2 g de NaOH. Como temos 35,0 g, logo este está em excesso. 
 
[C4H9Br] = 100 / 137,02 x 1,00 = 0,7298 mol L
-1 
ln [C4H9Br]t = ln [C4H9Br]0 – k.t 
ln [C4H9Br]t = ln 0,7298 – 1,875 x 10
2 x 60,0 
ln [C4H9Br]t = -0,3150 – 1,125 x 10
4 
[C4H9Br]t = 0 logo a concentração de C4H9OH é igual a 0,730 mol L
-1 
 
c) 
nNaHCO3 = 100 / 84,01 = 1,190 mol 
nNaOH = 60,0 / 40,00 = 1,500 mol  logo este esta em excesso. 
Quantidade de matéria em mol, n, que sobrou de NaOH = 1,500 – 1,190 = 0,310 mol de 
NaOH. 
pOH = -log [OH-] = - log 0,310 = 0,509 
pH = 14,00 – 0,509 = 13,49 
 
 
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 9 
 
5ª. Questão 
 
Em uma solução aquosa inicial (1,00 L) de concentração desconhecida de sulfato de cobre 
pentahidratado, CuSO4.5H2O, foi adicionado 723,8 mL de hidróxido de sódio, NaOH (d = 
1,087 g mL-1 e 8,00 % de NaOH em massa) para reagir de forma completa, formando 
hidróxido de cobre, Cu(OH)2, como representado na equação abaixo. 
 
CuSO4.5H2O(aq) + 2NaOH(aq)  Na2SO4(aq) + Cu(OH)2(s) + 5H2O(I) 
 
a) Calcule a concentração, em mol L-1, do CuSO4.5H2O na solução aquosa inicial. 
b) Calcule a massa máxima de Cu(OH)2, em gramas, produzida na reação. 
c) Em outra situação foi adicionado 7,00 g de cloreto de sódio, NaCI, em 1,00 L da solução 
aquosa inicial de CuSO4.5H2O. Calcule a fração em mol do NaCI, nesta solução, 
considerando a densidade da solução 1,000 g mL-1 e que o volume não foi alterado pela 
adição do NaCl. 
d) Considere outro experimento, quando 0,530 mol de CuSO4.5H2O reage com 0,875 mol de 
NaOH e calcule a quantidade que sobrou, em mol, do reagente em excesso. 
e) Cite, pelo menos, duas maneiras de verificarmos a ocorrência de uma reação química. 
 
Dados: 
M(NaOH) = 40,00 g mol-1 
M(H2O) = 18,02 g mol
-1 
M(Cu(OH)2) = 97,57 g mol
-1 
M(CuSO4.5H2O)= 249,68 g mol
-1 
M(NaCI) = 58,44 g mol-1 
 
 
Resolução: 
 
a) 
d = 1,087 g de solução em 1 mL 
1,087 g  1 x 10-3 L 
 x  1 L 
 x = 786,77 g de solução de NaOH 
 
786,77 g  100% 
 x  8,00 % 
 x = 62,94 g de NaOH 
 
1 mol de CuSO4.5H2O  2 mol de NaOH 
 249,68 g  2 x 40,00 g 
 x  62,94 g 
 x = 196,4 g de CuSO4.5H2O 
 = 0,787 mol L-1 
 
 
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 10 
b) 
1 mol CuSO4.5H2O  1 mol de Cu(OH)2 
249,68 g  97,57 g 
196,4 g  x 
x = 76,749 = 76,7 g de Cu(OH)2 
 
c) 
1,000 g  1 x 10-3 L 
 x  1,00 L 
x = 1000 g 
 1000 – (196,4 + 7,00) = 796,6 g 
 
 
 
 = 0,00266 
d) 
 
1 mol de CuSO4.5H2O  2 mol de NaOH 
 0,530 mol  x 
x = 1,06 mol de NaOH necessário para reagir. Como só temos 0,875 mol de NaOH, logo o 
reagente limitante é o NaOH. 
 
1 mol de CuSO4.5H2O  2 mol de NaOH 
 x  0,875 mol 
 x = 0,4375 mol de CuSO4.5H2O que reagiu 
 
n sobrou = 0,530 – 0,4375 = 0,092 mol de CuSO4.5H2O 
 
e) 
A ocorrência de uma reação pode ser evidenciada através: 
- Formação de Precipitado 
- Mudança de cor 
 - Produção de Gases ou 
- Variação de temperatura 
 
 
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 11 
 
6a. Questão 
 
Um eletrodo, funcionando como catodo, em uma célula galvânica é preparado mergulhando 
uma tira de prata sólida em uma solução aquosa saturada de tiocianato de prata, AgSCN. O 
potencial desta célula, ΔE, apresenta um valor de 0,450 V, a 25 oC, quando medido contra 
um eletrodo padrão de hidrogênio. 
 
a) Escreva a reação global desta célula. 
b) Determine o potencial padrão de redução, Eo, do íon Ag+, utilizando o gráfico. 
 
 
 
c) Calcule o produto de solubilidade, Kps, do AgSCN, considerando a equação abaixo. 
 
AgSCN(s) Ag+(aq) + SCN- 
 
d) Qual seria o valor da energia livre, ΔG, da célula galvânica, caso existisse no catodo além 
da solução aquosa saturada de AgSCN a presença do íon comum, SCN-, a 0,100 mol L-1? 
 
e) Escreva a notação desta célula. 
 
 
Dados: 
2H+(aq) + 2e- → H2(g) E
o = 0,000 V 
F = 96500 C mol-1 
R = 8,3145 J mol-1 K-1 
 
 
 
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 12 
 
Resolução: 
a) 
2Ag+(aq) + 2e- → 2Ag(s) 
H2(g) → 2H
+(aq) + 2e- 
 
2Ag+(aq) + H2(g) → 2H
+(aq) + 2Ag(s) 
 
b) 
E° = E°catodo - E°anodo 
0,800 = E°catodo - (0,000) 
E°catodo = 0,800 V 
 
c) Quando E = 0,450 V 
log Q = 12,00 
12
12
22 10
1][Ag 10
][Ag
1
 12,00
][Ag
1
log 


 
 
[Ag+] = 1,00 x 10-6 mol L-1 
 
Como [Ag+] = [SCN-]= 1,00 x 10-6 mol L-1 
Kps = [Ag
+] [SCN-]= (1,00 x 10-6)2 
Kps = 1,0 x 10
-12 
 
d) 
lnQ RTΔGΔG 
 
1,00 x 10-12 = [Ag+] (0,100) 
[Ag+] = 1,00 x 10-11 mol L-1 
 
G° = - nFE° = -2 x 96500 x 0,800 = -154400J = -1,544 x 105 J 
G = -1,544x 105 + 2,303 x 8,314 x 298,2 log 
211
)(1,00x10
1

 
G = -1,544 x 105 + 1,256x 105 = -29 kJ 
 
e) 
Pt(s)H2(g) (1,0 atm)H
+(aq) (1,0 mol L-1) Ag+(aq) (1,0x10-11 mol L-1)Ag(s) 
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7ª.Questão 
 
O ácido acrílico, CH2CHCOOH, é um ácido fraco que pode ser usado para fabricar polímeros 
superabsorventes, capazes de absorver grandes quantidades de líquido, em fraldas e outros 
produtos de higiene. 
a) Calcule a concentração inicial, em mol L-1, de uma solução de CH3CHCOOH que possui 
densidade 1,05 g mL-1 e 20,0 % em massa. 
b) Calcule o pH da solução, após o equilíbrio abaixo ser estabelecido, e diga qual é o grau de 
ionização do ácido. 
 
CH3CHCOOH(aq) + H2O(l) CH3CHCOO
-(aq) + H3O
+(aq) Ka = 5,6 x 10-5 a 25 ºC 
 
c) Calcule a concentração, em mol L-1, da base conjugada quando o sistema for perturbado 
com 0,00100 mol L-1 de ácido clorídrico, HCl, um ácido forte, num instante em que o pH da 
solução for de 2,20. Desconsidere a variação de volume. 
d) Diga o que acontece com o equilíbrio quando 100 mL da solução final do item b é diluída 
para um volume final de 1,00 L. Justifique sua resposta. 
e) Calcule o valor de Kb da base conjugada. 
 
Dados: 
M(HCl) = 36,46 g mol-1 
M(CH3CHCOOH) = 72,05 g mol
-1 
Kw = 1,0 x 10
-14 a 25 ºC 
__________________________________________________________________________ 
 
 
Resolução 
a) 
Massa do soluto Massa da solução Volume da Solução 
20,0 g 100 g y 
x 1,05 g 1 mL 
 
20,0 g -------- 100 g 
x g -------- 1,05 g x = 0,2100 g de soluto 
0,2100 g -------- 1 mL 
y g -------- 1 x 103 mL x = 210,0 g em 1L 
 
11
inicial
L 2,91molL mol 2,915
1 x 72,05
210,
[ácido]


0
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 14 
 
 
b) 
 ÁCIDO(aq) + H2O(l) BASE 
CONJUGADA(aq) 
+ H3O
+(aq) 
I 2,915 - 0 0 
R x - x x 
E 2,915 - x - x x 
Como Ka é muito pequeno, o x do ácido pode ser considerado desprezível. 
 
 
 
 
Grau de ionização: 
Em 1 L: 2,915 mol -------- 100% 
1,28 x 10-2 mol -------- z z = 0,438% = 0,44% 
 
c) 
[BASE CONJUGADA] = ? quando adiciona-se 0,00100 mol L-1 de ácido forte e o pH = 2,20. 
 
pH = 2,20 [H3O
+] = 6,31 x 10-3 mol L-1 
 
 ÁCIDO(aq) + H2O(l) BASE 
CONJUGADA(aq) 
+ H3O
+(aq) 
I 2,915 - 1,28 x 10-2 1,28 x 10-2 + 0,100 
x 10-2 
R x - x x 
pH = 
2,20 
2,915 + x - x 6,31 x 10-3 
 
1,28 x 10-2 + 0,100 x 10-2 – x = 6,31 x 10-3 x = 7,5 x 10-3 mol L-1 
[BASE CONJUGADA] = 12,8 X 10-3 – 7,5 X 10-3 = 5,3 X 10-3 = 0,005 mol L-1 
 
d) 
DILUIR DE 10 mL PARA 1000 mL (ou 1 L) É SÓ DIVIDIR A CONCENTRAÇÃO POR 10 E 
CALCULAR O Qa. 
 
Qa < Ka, implica que o equilíbrio se desloca no sentido direto. 
 
e) 
Ka x Kb = Kw 5,6 x 10-5 x Kb = 1,0 x 10-14 Kb = 1,79 x 10-10 = 1,8 x 10-10 
 
LISTA COMPLEMENTAR QG – EXERCÍCIOS DE PROVAS RESOLVIDOS 
 15 
 
8ª. Questão 
 
A NASA, agência espacial americana, descobriu gelo de água em Saturno, em 2010, quando 
uma tempestade fez com que água gelada fosse detectada na atmosfera do planeta, 
juntamente com partículas de gelo de amônia, NH3, e de hidrossulfeto de amônio, NH4HS. 
 
O composto NH4HS foi colocado em um frasco no vácuo, a uma certa temperatura. Nessas 
condições o NH4HS se dissociou, conforme equação a seguir, até que a pressão total do 
sistema atingiu 0,658 atm em equilíbrio. 
 
NH4HS(s) H2S(g) + NH3(g) 
 
a) Calcule o valor da constante de equilíbrio, Kp, da reação. 
b) Uma certa quantidade de gás de amônia, NH3, foi introduzida na mistura em equilíbrio, 
sem mudança de temperatura, até um novo equilíbrio ser alcançado com pressão de NH3 de 
0,921 atm. Calcule a pressão do ácido sulfídrico, H2S, neste novo equilíbrio. 
c) Calcule a fração em mol, x, do H2S da mistura gasosa na condição do equilíbrio do item b. 
d) Explique o que ocorre com a pressão total caso uma quantidade adicional de NH4HS fosse 
inserida no sistema acima em equilíbrio. 
 
Considere o comportamento ideal dos gases. 
 
Resolução: 
a) 
NH4HS(s) H2S(g) + NH3(g) 
 P(H2S) P(NH3) 
 
 
 
 
b) 
NH4HS(s) H2S(g) + NH3(g) 
 0,329 (0,329 + x) 
 y y 
 P(H2S) = (0,329 – y) (0,329+ x - y) =0,921 
 
KP = P(H2S) x 0,921 
0,1082 = P(H2S) x 0,921 
P(H2S) = 0,1175 P(H2S) = 0,118 atm 
 
c) PTotal = 0,1175 + 0,921 = 1,0385 
 
d) A pressão total do sistema não se altera com um aumento de NH4HS, já que ele é um 
sólido e não um gás. 
LISTA COMPLEMENTAR QG – EXERCÍCIOS DE PROVAS RESOLVIDOS 
 16 
 
9a. Questão 
 
Considere a reação hipotética e os resultados do estudo cinético e faça o que se pede: 
 
2A(aq) + B(aq) C(aq) + 3D(aq) 
 
 
Experimento [A]o (mol L
-1) [B]o (mol L
-1) v (mol L-1h-1) 
1 1,0 3,0 0,050 
2 2,0 3,0 0,200 
3 2,0 6,0 0,400 
 
a) Escreva a lei da velocidade da reação, incluindo o valor da constante da velocidade, e 
diga qual a ordem global da reação. Mostre todos os cálculos. 
b) Esboce os gráficos representando as curvas de velocidade em função da concentração de 
A e da velocidade em função da concentração de B. 
c) Calcule o valor da constante de equilíbrio da reação e diga o significado deste valor em 
relação as quantidades de reagentes e produtos, sabendo que, a lei da velocidade no sentido 
inverso é v = 0,0023 [C].[D]3. 
d) Calcule a concentração do produto D, em mol L-1, que pode ser formado em um volume 
final de 3,00 L após 2,00 h de reação. Considere que foram utilizados inicialmente 2,00 mol 
de A, que B está em excesso e que k = 0,100 L mol-1 h-1. 
__________________________________________________________________________ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
k1 
k2 
LISTA COMPLEMENTAR QG – EXERCÍCIOS DE PROVAS RESOLVIDOS 
 17 
Resolução 
a) Para o reagente A, ordem dois. 
 
 
Para o reagente B, ordem 1. 
 
 
Ordem Global, Terceira ordem. 
0,050 = k.[1,0]2.[3,0]1 
k = 0,017 L2 mol-2 h-1 
V = 0,017 [A]2[B] 
 
 
b) 
 
c) K = 0,0166 = 7,2 , 
 0,0023 
Como K > 1, tem mais produto que reagente no equilíbrio. 
 
d) 1 = 1 + kt 
[A]t [A]0 
 
 1 = 1 + 0,100 . 2,00 
 [A]t 0,6667 
 [A]t = 0,5882 mol L
-1 
 
 2A 3D 
Início 0,6667 0 
Reage -2x +3x 
Após 2h 0,5882 
 0,6667 - 2x = 0,5882 
x = 0,0787 
[D] = 3 * x = 3 * 0,0787 = 0,118 = 0,12 mol L-1 
LISTA COMPLEMENTAR QG – EXERCÍCIOS DE PROVAS RESOLVIDOS 
 18 
 
10ª. Questão 
 
Os circuitos integrados que alimentam os microprocessadores de computadores são 
fabricados em camadas finas a partir de um grande cristal de silício. Os cristais utilizados 
devem ser de qualidade extremamente elevada, pois as propriedades elétricas do silício se 
deterioram mais facilmente se o cristal contiver imperfeições ou impurezas. O silício é 
encontrado na forma de dióxido de silício, SiO2, a partir de rochas, no quartzo e na areia, e 
pode ser preparado conforme representado na equação a seguir. 
 
SiO2(s) → Si(s) + O2(g) 
 
a) Explique, em termos de valores de entropia, So, por que é tão difícil preparar cristais de 
silício de alta pureza. 
b) Calcule a variação de entalpia padrão de reação, ΔHo, e a variação de entropia padrão de 
reação, ΔSo, a 298 K. Comente a respeito do valor de ΔSo obtido. 
c) Calcule o valor de energia livre de Gibbs padrão de reação, ΔGo, a 298 K. Explique porque 
o silício elementar não existe na natureza, nestas condições. 
d) Calcule a temperatura na qual ΔGo = 0. Explique o significado que isso tem para preparar 
o silício usando essa reação. 
e) Calcule o trabalho, w, e a variação de energia interna, ΔU, quando a quantidade de calor 
envolvida na reação é de 400 kJ, a 298 K e pressão constante. 
 
Dados termodinâmicos a 298 K: 
 Si SiO2O2 
ΔHf
o (kJ mol-1) 0,0 -910,9 0,0 
So (J K-1 mol-1) 18,8 41,8 205,1 
 
Considere o comportamento ideal dos gases e que ΔHo e ΔSo não variam 
significativamente com a temperatura. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
LISTA COMPLEMENTAR QG – EXERCÍCIOS DE PROVAS RESOLVIDOS 
 19 
Resolução 
 
a) A entropia é a medida da desordem. Quando se prepara um sólido na forma de cristal, 
evidencia-se um arranjo altamente organizado. Desta maneira ocorre uma diminuição da 
entropia, So, na disposição do sólido. Pode-se comprovar esta dificuldade na obtenção dos 
cristais puros de silício, ao se analisar os dados termodinâmicos de entropia. A entropia, So, 
do SiO2 é igual a 41,8 J K
-1 mol-1, enquanto a entropia, So, do Si, é igual a 18,8 J K-1 mol-1. 
 
b) 
ΔHo = [(0,0 + 0,0)] - [(-910,9)] 
ΔHo = 910,9 kJ 
 
ΔSo = [(18,8 + 205,1)] - [(41,8)] 
ΔSo = 182,1 kJ 
 
O valor de ΔSo de reação é positivo indicando aumento do grau de desordem em função da 
formação de uma espécie gasosa. 
 
c) 
ΔGo = ΔHo – TΔSo 
ΔGo = 910,9 – 298 x 182,1 x 10-3 
ΔGo = 856,6 kJ 
 
O valor de ΔG0 de reação é positivo mostrando que a obtenção de silício elementar nestas 
condições não é espontânea. 
 
d) 
ΔSo = ΔHo/T 
T = ΔHo/ ΔSo 
T = 910.900/182,1 
T = 5002 K 
O valor de temperatura obtido significa que a obtenção do silício, através desta reação, só é 
possível em altas temperaturas. 
 
e) 
1 mol de SiO2 → 910,9 kJ 
X ← 400 kJ 
X = 0,4391 mol de SO2 = 0,4391 mol de O2 
 
w = -ΔnRT 
w = -0,4391 x 8,3145 x 298 
w = - 1,088 x 103 J .: w = – 1,09 x 103 J ou – 1,09 kJ 
 
ΔU = q + w 
ΔU = 400 – 1,088 
ΔU = 399 kJ