QUIMICA ANALITICA LISTA AV2

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Universidade Estácio de Sá – CampusMacaé
	
	
	Curso: 
Engenharia Química
	Disciplina:
Química Analítica Qualitativa
	Código: CCE1398
	Turma:
	
	
	Data: 21/06/2018
	Professor(a):
 
	Atividade Estruturada
	Semestre: 2018.1
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	A ser preenchido pelo (a) Aluno (a)
	Nome do Aluno (a)
	Nº da matrícula 
Após seu desgaste completo, os pneus podem ser queimados para a geração de energia. Dentre os gases gerados na combustão completa da borracha vulcanizada, alguns são poluentes e provocam a chuva ácida. Para evitar que escapem para a atmosfera, esses gases podem ser borbulhados em uma solução aquosa contendo uma substância adequada. Considere as informações das substâncias listadas no quadro.
Qual das substâncias é a mais indicada? Justifique sua resposta.
Os gases que produzem a chuva ácida são os óxidos ácidos (exemplos: CO2 e SO3). Como eles são ácidos, faz -se necessário uma substância básica para neutralizar seus efeitos. Dentre as três substâncias básicas presentes na tabela (que liberam OH– como produto da reação), a que terá maior força para neutralizar a ação dos gases será a que apresentar maior valor de constante de equilíbrio, o hidrogenofosfato de potássio.
O gráfico ao lado representa alterações na concentração das espécies N2, H2 e NH3 que estão em equilíbrio no instante t0, sob pressão e temperatura constantes. Analise o gráfico e responda:
Que substância foi adicionada ao sistema em t1? 
A substância adicionada foi N2
 
Que variação sofre a constante de equilíbrio (Kc ) quando variam as concentrações em t2? 
Em t2 foi adicionado H2. Assim, sendo a reação N2 + 3 H2 2 NH3, a adição de H2 faz com que o equilíbrio seja deslocado para a direita, ou seja, as concentrações de N2 e H2 irão diminuir e a de NH3 irá aumentar .
Como variam as concentrações de N2 e H2 em t3?
Em t3 foi adicionado NH3. Assim, sendo a reação N2 + 3 H2 2 NH3, a adição de NH3 faz com que o equilíbrio seja deslocado para a esquerda, ou seja, as concentrações de N2 e H2 irão aumentar e a de NH3 irá diminuir
Em um recipiente de um litro, adicionam-se 4 mol de H2 e 3 mol de I2. A temperatura é de 27 ºC. O equilíbrio é atingido, como mostra o gráfico a seguir:
Calcule a constante de equilíbrio (KC) para essa reação. 
A reação é: H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g). 
Kc= 10²/2x1=50
Qual o sentido de deslocamento dessa reação quando um ligeiro excesso de H2 é introduzido no sistema, após o equilíbrio? 
A adição de H2 faz com que o equilíbrio químico seja deslocado para a direita
O gráfico abaixo correlaciona os valores da constante de equilíbrio (KC) em função da temperatura para a reação de síntese da amônia:
Sobre o comportamento dessa reação, no intervalo de temperatura considerado no experimento, foram feitas algumas afirmações:
A reação é exotérmica no sentido de formação da amônia.
 Com o aumento da temperatura, a velocidade da reação diminui.
 Com o aumento da temperatura, o rendimento da reação diminui, formando-se menos amônia na situação de equilíbrio. 
SOMENTE está correto o que se afirma em:
 a) I. 
b) II.
c) III. 
d) I e II. 
e) I e III. Correta
Um indicador ácido-base é um ácido fraco que tem uma cor na sua forma ácida HIn (onde In significa indicador) e outra na sua forma base conjugada In–. Na Figura abaixo, representa-se essas duas formas para o indicador fenolftaleína.
Quando a concentração de HIn é muito maior do que a de In–, a solução tem a cor da forma ácida do indicador; no caso contrário, a solução terá a cor da forma básica do indicador. 
Escreva a constante de equilíbrio para a fenolftaleína num equilíbrio de transferência de prótons com a molécula de água. 
b) Qual deve ser o ponto final de uma titulação ácido-base em relação às concentrações das formas HIn e In–do indicador.
No ponto final, quando [HIn] = [In], ocorrerá a mudança de cor do indicador, ou seja, pH = pKIndicador.
O princípio de Le Chatelier permite prever os efeitos de perturbações impostas a sistemas em equilíbrio. O quadro descreve três sistemas de interesse químico, bem como perturbações impostas a eles.
Assinale a alternativa que apresenta os sistemas a que o princípio de Le Chatelier pode ser aplicado. 
a) I e III. 
b) I , II e III. 
c) I e II.Correta
d) II e III.
e) Somente a III
Em um acidente, 200 litros de ácido sulfúrico concentrado, H2SO4 18M, foram descarregados em um lago de 1.7x107 litros de volume, cujas águas apresentavam pH igual a 7,0. Sabendo-se que os peixes do lago sobrevivem apenas em águas com pH > 5, verificar se ocorrerá mortandade de peixes. Em caso afirmativo, determinar a massa de cal virgem necessária para que as águas do lago retornem às condições anteriores. Cálculo do novo pH das águas do lago:
Obs: H2SO4 2H+ + SO4-2
					 18M 36M
[H+]= 1,7x10^7 + 200 x 36/1,7x10^7 + 200=7217/17000200=4,24x10^-4
pHmist.= 4,0
Cálculo da massa necessária de CaO
CaO +H2SO4 CaSO4 +H2O
0,056Kg-----0,098Kg
1 mol----0,098
18 mol--- x
X=1,76Kg
1,76x200= 352Kg
0,056Kg ---0,098Kg
 X ------- 352Kg
X= 201,14 Kg de CaO para neutralizar
 
Dissolveu-se 5x10-4 mol do eletrólito forte Ca(OH)2 em água para obterem-se 100 mL de uma solução saturada desse hidróxido. Qual será o pH dessa solução?
09) Qual o pH e o pOH de uma solução cuja concentração hidrogeniônica é 5x10-5M?
PH = - log [ H+]
PH = - log [ 5 x 10^-5 ] ---> como não forneceu os valores de log, você joga na calculadora cientifica assim : - log ( 5E-5) logo teremos:
PH = 4,30
Para o POH utilizamos a seguinte relação:
PH + POH = 14
4,30 +  POH = 14
POH = 14 - 4,30
POH = 9,7
10) Qual o pH de uma solução 0,2M de ácido acético (HAc), sabendo que, nessa diluição, o grau de ionização é igual a 0,5%?
CH3COOH ---> CH3 - COO⁻  +  H⁺
     1  ----------------  1 -----------------1
α . M = [ H⁺]
α = grau de ionização
[H⁺] ~> concentração em mol / L
M = molaridade
[H⁺] = 0,05 . 0,2 = 0,01 ~> 10⁻² mol /L
Agora o pH
Simplifica o 10
- pH = - 2  ( 1)
pH = 2
 11) Qual é a concentração de íons H+ de uma cerveja cujo pH é 4,5
12) O grau de ionização do ácido para uma solução 10-3 M? E o pH?
O grau de ionização = 
pH
= -log [H
+
]
pH
= -log [
4 x 10
-5
]
pH
= -log 
4 – log 10
-
5
pH
= -0.6
 + 5 
pH
= 4.4
1.
 Como HA é um ácido fraco, o 
x
 é muito pequeno comparado com 
10
-3
 e
 portanto
 pode-se desprezar o 
x
 no termo [
10
-3
 – x
]:
PH = 4,4
13) Um técnico determinou, cuidadosamente, o pH de cinco soluções aquosas distintas. Todas as soluções foram preparadas na concentração de 0,10 mol de soluto por litro de solução. Os solutos utilizados e os respectivos rótulos das soluções estão listados a seguir. 
Solução A = C2H5OH (0,10 mol/L)
Solução B = CH3COOH (0,10 mol/L) 
Solução C = HCl (0,10 mol/L) 
 Solução D = NaOH (0,10 mol/L) 
Solução E = NH3 (0,10 mol/L) 
 Nessas condições, pode-se afirmar que a disposição das soluções em ordem crescente de pH é 
a) A, B, C, D, E. 
b) E, C, B, A, D. 
c) B, C, E, D, A. 
d) C, B, A, E, D. CORRETA
e) C, B, E, A, D.
14) Um indicador ácido-base constitui uma substância que muda de cor de acordo com o pH do meio e por esta razão é utilizado para indicar mudanças de pH em soluções. A reação a seguir mostra a reação de equilíbrio de um indicador ácido-base, no qual a forma ácida (HInd) é amarela e a forma básica (Ind– ) é azul.
De acordo com estas informações, quando este indicador for adicionado a diferentes soluções, assinale o que for correto 
01) Em solução de ácido acético o equilíbrio da reação do indicador ficará deslocado para a esquerda e, portanto, predomina a coloração amarela com pH < 7.
R=Correta. A concentração de H3O + aumenta com a ionização do ácido acético e o equilíbrio desloca para a esquerda.
 02) Em solução de cloreto de sódio, o indicador apresentará coloração verde pois esta solução é neutra, pH= 7. 
R=Correta. A hidrólise do NaCℓ produz uma ácido forte e uma base forte, logo o meio fica neutro.
04) Em solução de acetato de sódio, o indicador ficará amarelo, uma vez que este sal em água forma ácido acético.
R:Incorreta. A hidrólise do acetato de sódio produz um ácido fraco e uma base forte, logo o indicador ficará azul.
 08) Em solução de cloreto de amônio, o indicador apresentará cor azul, pois esta solução é básica devido à hidrólise dos íons amônio.
R:Incorreta. A hidrólise do NH4Cℓ produz uma base fraca e um ácido forte, logo o meio ficará ácido.
15) Com o passar do tempo, objetos de prata escurecem e perdem seu brilho em decorrência da oxidação desse metal pelo seu contato com oxigênio e com compostos contendo enxofre, formando o sulfeto de prata. A equação de reação química não balanceada que descreve o processo de escurecimento da prata é dada por:
Uma forma simples para limpar o objeto de prata escurecida é mergulhá-lo em solução aquosa de aproximadamente 2,0 g de bicarbonato de sódio em 100,0 mL de água e contida em um recipiente de alumínio. Com base no texto e também nas informações do quadro a seguir, responda:
 A solução aquosa de bicarbonato de sódio na presença do indicador azul de bromotimol é azul, portanto, trata-se de uma solução ácida, básica ou neutra? Justifique sua resposta.
NaHCO3 + H2O H2CO3 + Na + OH-
O cátion Na+ do sal não reage com o ânion OH- da água pois o hidróxido de sódio é uma base forte mas o ânion HCO3- proveniente do sal. Reage com o cátion H+ da água, formando um ácido fraco. Os ânions OH- ficam livres tornando a solução básica. Portanto a solução de bicarbonato de sódio é básica, pH >7.
16) Estudos ambientais revelaram que o ferro é um dos metais presentes em maior quantidade na atmosfera, apresentando-se na forma do íon de ferro 3 hidratado, [Fe(H2O)6]+3 . O íon de ferro na atmosfera se hidrolisa de acordo com a equação:
 (Química Nova, vol. 25, nº. 2, 2002. Adaptado)
Um experimento em laboratório envolvendo a hidrólise de íons de ferro em condições atmosféricas foi realizado em um reator de capacidade de 1,0L. Foi adicionado inicialmente 1,0 mol de [Fe(H2O)6]+3 e, após a reação atingir o equilíbrio, havia sido formado 0,05mol de íons H. A constante de equilíbrio dessa reação nas condições do experimento tem valor aproximado igual a:
a) 2,5 x 10-1
b) 2,5 x 10-3 - CORRETA
c) 2,5 x 10-4
d) 5,0 x 10-2
e) 5,0 x 10-3