Prova com gabarito - 2EE

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Química Geral 1 – 2016.2 – 2º Exercício – 18/10/2016 
 
GABARITO 
 
1. Quando 0,0172 mol HI é aquecido até 500 K em um recipiente fechado de 2,00 L a mistura 
resultante em equilíbrio contém 1,90 g HI. 
a) Calcule Kc para a reação de decomposição a 500 K 
b) Sabendo que Kc = 8,0 x 10-5 para a reação de decomposição a 600 K, é correto dizer que a 
decomposição é favorecida pelo aquecimento? Justifique. 
)(2 gHI )(2)(2 gg IH + 
 
 
Resposta: 
[HI] = 0,0172 mol / 2,00 L = 8,60 x 10-3 mol/L 
[HI] equilíbrio = 1,9 g/(128g/mol x 2,00L = 7,42 x 10-3 mol/L 
 )(2 gHI ⇋ )(2)(2 gg IH + 
Início 8,60 x 10-3 0 0 
Variação -2x +x +x 
Final (equilíbrio) 8,60 x 10-3 - 2x x x 
 
2
22
][
]][[
HI
IH
Kc =
 
[HI] eq = 8,60 x 10-3 – 2x 
7,42 x 10-3 = 8,60 x 10-3 – 2x 
x= 5,9 x 10-4 mol/L 
Kc = (5,9 x 10-4)2/ (7,42 x 10-3)2 
Kc = 6,3 x 10-3 
 
b) Como Kc é menor numa temperatura maior, podemos afirmar que a reação é exotérmica no 
sentido direto (decomposição). Como sabemos, o aquecimento favorece o sentido endotérmico, 
que no caso desta questão, é o sentido de formação do HI. Portanto, NÃO é correto afirmar que o 
aquecimento favorece a decomposição. 
 
2. Considere a reação abaixo: 
 
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) 
 
Considerando que a energia de Gibbs padrão para esta reação a 25 ºC é 130,42 kJ mol-1, (a) calcule 
a constante de equilíbrio para a reação a 25 ºC e (b) calcule a concentração molar de CO2 no 
equilíbrio a 900 ºC. 
 
 
Resposta: 
(a) Calculando a constante de equilíbrio a partir de sua relação com a energia de Gibbs da reação: 
 






×
×
−=




 ∆
−=⇒−=∆
−−
−
K 298,15mol K J 5314,8
mol J 1042,130
^
º
^lnº 11
13
r
r eRT
G
eKKRTG
 
23
11
13
10417,1
K 298,15mol K J 5314,8
mol J 1042,130
^
−
−−
−
×=





×
×
−= eK
 
 
(b) Para calcular a concentração de dióxido de carbono a 900 oC, precisamos utilizar a equação 
de Van´t Hoff com o objetivo de obtermos K nesta temperatura. Para isso, precisamos saber 
a variação de entalpia da reação. 
 
∆H° = ∆Hf° CO2 (g) + ∆Hf° CaO (s) – ∆Hf° CaCO3 (s) 
∆H° = +178,3 kJ/mol 
 






−
∆
=





21
r
1
2 11ºln
TTR
H
K
K
 
ln (K2/1,417 x 10-23) = (178300 J mol-1/8,3145 J mol-1K-1) [(298K)-1 – (1173K)-1] 
K2 = 2,91 
 
Como, para este equilíbrio, K = PCO2, é correto afirmar que PCO2 = 2,91 bar a 900oC. 
 
PV = nRT 
P = n/V RT 
P = [CO2] RT 
2,91 bar = [CO2] 8,3145 x 10-2 bar L mol-1K-1 x 1173 K 
[CO2] = 2,98 x 10-2 mol/L. 
 
3. Você encontra no laboratório um frasco com um ácido fraco desconhecido. Tudo o que você sabe é 
que a concentração é 0,10 mol L-1, e que o pH da solução é 3,68. Qual é o ácido? 
 
 
Resposta: 
A reação de hidrólise de um ácido é: 
 
HA(aq) + H2O(l) ⇌ A-(aq) + H3O+(aq) 
 
Fazendo a tabela de equilíbrio, temos: 
 HA A- H3O+ 
Início 0,1 0 0 
Variação -x +x +x 
Equilíbrio 0,1-x x x 
 
De forma que: 
�� =
���	�
��
	
�
�	
=
��
0,1 − �
 
 
Uma vez que o ácido é fraco, assumimos que haverá pouca desprotonação, de forma que � ≪ 0,1, 
e 0,1 − � ≅ 0,1, e: 
�� ≅
��
0,1
 
Lembrando que � = �
��
	, que pode ser obtido a partir do pH da solução: 
 
�
 = − log�
��
	 	⟹ �
��
	 = 10��� = 10��,�� = 2,09 × 10�#	$%&	'�( 
 
Assim, a constante de acidez do ácido deve ser: 
 
�� ≅
��
0,1
=
)2,09 × 10�#*�
0,1	
= 4,37 × 10�. 
 
e o pKa do ácido é: ��� = − log�� = − log4,37 × 10�. = 6,36 
 
Logo, comparando com os dados fornecidos, esse deve ser o ácido carbônico, H2CO3. 
 
4. Uma amostra de 150 mL de uma solução 0,020 mol L-1 de acetato de sódio, CH3CO2Na, foi diluída 
até 0,5 L. Qual o pH da solução? 
 
 
Resposta: 
O acetato de sódio é um sal básico, já que ele se dissocia em íon acetato (de natureza básica) e íon 
sódio (de natureza neutra). 
A concentração de íons acetato após a diluição é: 
C1V1 = C2V2; 150 x 0,02 = 500 x C2; C2 = 6 x 10-3 mol L-1. 
Para o cálculo de pH, basta inserir na tabela de equilíbrio: 
 CH3CO2-(aq) + H2O(l) CH3CO2H(aq) + -OH(aq) 
Início 6 x 10-3 0 0 
Mudança -x +x +x 
Equilíbrio 6 x 10-3-x x x 
 
Como Kb = Kw/Ka, temos: 
10-14/(1,8x10-5) = x2/(6 x 10-3-x); 5,55 x 10-10 = x2/6 x 10-3; x = 1,82 x 10-6 M = [-OH]. 
Daí: pOH = - log [-OH] = -log [1,82 x 10-6] = 5,74. 
E então pH = 14-5,74 = 8,26. 
 
5. O equilíbrio entre o iodato de lantânio e seus íons presentes em solução é descrito pela equação: 
La(IO3)3(s) La3+(aq) + 3IO3−(aq) 
Quantos gramas deste sal podem ser dissolvidos em 250 mL de, (a) H2O e (b) LiIO3 0,05 mol L-1? 
 
 
Resposta: 
 
a) Em água 
 Kps = [La3+][IO3−]3 = x (3x)3 = 27 x4 
4 ps
27
K
x =
 
4
11
27
101,0 −×
=x
 
4107,8 −×=x 
33 )La(IOC (dissolvido) = [La
3+] = 4107,8 −× mol L-1 
 
VMM
mM
×
= 
mL 1000
L 1
mL 250mol g 663,61L mol )10(7,8 1-1-4 ××××= −m 
 
=
33 )La(IOm 0,129 g 
 
b) Em LiIO3 0,05 mol L-1 
Li(IO3)(aq) � Li+(aq) + IO3−(aq) eq. 1 
La(IO3)3(s) � La3+(aq) + 3IO3−(aq) eq. 2 
Kps = [La3+][IO3−]3total 
total
-
3
ps3
][IO
][La K=+
 
[IO3−]total = [IO3−]eq.1 + [IO3−]eq.2 
[IO3−]eq1 = 0,05 mol L-1 
Como, o Kps do La(IO3)3 é muito pequeno (1,0x10−11), a [IO3−]eq.2 é muito pequena. 
 Assim, podemos dizer que [IO3−]eq.2 <<< [IO3−]eq.1 
 Então, [IO3−]total ≅ [IO3−]eq.1 
Kps = [La3+][IO3−]3eq.1 3
11
3
(0,05)
101,0][La
−
+ ×
= 
 [La3+] = 8108,0 −× mol L-1 
 
33 )La(IOC (dissolvido) = [La
3+] = 8108,0 −× mol L-1 
 
mL 1000
L 1
mL 250mol g 663,61L mol )10(8,0 1-1-8 ××××= −m 
 
=
33 )La(IOm
5101,33 −× g 
 
 
 
 
 
Dados: 
Massas molares: C= 12,0 g/mol; H= 1,0 g/mol; O = 16,0 g/mol; He = 4,0 g/mol; P = 31,0 g/mol; S = 32,0 g/mol; Ag = 
108 g/mol; Cl = 35,5 g/mol; I = 126,9 g/mol; La = 138,9 g/mol 
 
Constantes: -1 -1 -1 -1R =8,314 J mol K =0,082 Latmmol K = 8,314 x 10–2 L. bar. mol–1K–1 
 F = 9,65 x 104 C mol–1;NA = 6,02 x 1023mol-1; k = R/NA = 1,3807 x 10-23 J K-1. 
 
Fatores de conversão:1 bar = 105 Pa; 1 atm = 1,01325 x 105 Pa; 1 Torr = 133,3 Pa; 1 atm = 760 Torr; 1bar = 750 
Torr; 1 L.atm = 101,325 J; 1 cal = 4,184 J; 1 L = 10-3 m3; 1 C = 1 A. s; 1 J = 1 C. V 
 
 
Dados termodinâmicos a 298K:
 
Substância ( )10 molkJ −∆ fH ( )110 molKJ −−mS 
H2O (l) -285,83 69,91 
N2 (g) 0 191,61 
O2 (g) 0 205,14 
CO2 (g) -393,51 213,74 
CaCO3 (s) -1206,90 92,90 
CaO (s) -635,09 39,75 
 
Os seguintes valores são válidos a 298K: 
pKw = 14,0 
pKa (ácido acético, CH3COOH) = 4,74 
pKa (ácido nitroso, HNO2) = 3,37 
pKa (ácido carbônico, H2CO3) = 6,36 
pKa (ácido cianídrico, HCN) = 9,31 
pKps (iodato de lantânio, La(IO3)3) = 11,0 
 
Equações: 
 
∆H = ∆U + P∆V 
 
∆G = ∆H – T∆S 
 
q = C∆T
 
PV = nRT
 
 
 
 
 
 
 
000
rrr STHG ∆−∆=∆
 
 
 
Ka x Kb = Kw pX = -logX Ka x Kb = Kw pX = -logX 
U q w∆ = +
e x tw P V∆= − 2
1
ln Vw nR T
V
 
= −  
 
revd qd S
T
=
2
1
ln VS nR
V
 
 
 
∆ = g
H U n R T∆ = ∆ + ∆ 2
1
ln TTS C
 ∆ =  
 
lnG G R T Q∆ = ∆ ° +
)()( 000 reagentesXnprodutosXnX FormacaoFormacaor ∑∑ ∆−∆=∆ MiVi = MfVf 
)()( 000 reagentesSnprodutosSnS mmr ∑∑ −=∆ 
 
 
Cp/n = Cp,m Cv,m = 3/2 R (monoatômico) 
Cv/n = Cv,m Cv,m = 5/2R (moléculas lineares) 
Cp,m= Cv,m + R Cv,m = 3R (moléculas não-lineares)