Prova com gabarito - final

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Universidade Federal de Pernambuco 
Departamento de Química Fundamental 
 
Exercício Escolar Final de Química Geral 1 21/07/2015 
 
1 - A oxidação do ferro pode levar a dois produtos, conforme as equações (não balanceadas) abaixo: 
(i) Fe(s) + O2(g)  Fe2O3(s) H
0
 = -824,2 kJ mol
-1
 
ou 
(ii) Fe(s) + O2(g)  Fe3O4(s) H
0
 = -1118,4 kJ mol
-1
 
 
(a) Do ponto de vista termodinâmico determine se os óxidos são estáveis relativos ao elemento ferro (nas 
condições padrões e a 25 °C) e qual o mais estável. 
(b) A obtenção de Fe(s) a partir de Fe2O3 normalmente é realizada em fornos na presença de carvão, de acordo 
com a reação: 
Fe2O3(s) + 3/2C(s)  2Fe(s) + 3/2CO2(g) 
Determine a partir de qual temperatura esta reação é espontânea nas condições padrão (assumindo que H0 e 
S0 não variam com a temperatura). 
 
Resposta: 
 
(a) Com base nas entalpias padrão e nas entropias molares padrão podemos calcular a energia de Gibbs das 
reações e avaliar se elas são espontâneas. Para a reação (i) 
2Fe(s) + 3/2O2(g)  Fe2O3(s) 
temos S0 = Sm
0
(Fe2O3,s) – 2Sm
0 
(Fe,s) – 3/2Sm
0 
(O2,g) = 87,4 – 2x27,28 – 3/2x205,14 = –274,87 J K
-1
 mol
–1
. 
e H0 = –824,2 – 2x0 – 3/2x0 = –824,2 kJ mol-1. 
G0 = H0 – T S0 = –824,2 kJ mol-1 – 298x(–0,27487 kJ K-1 mol–1) = –742,2 kJ mol–1. 
 
Para a reação (ii) 
3Fe(s) + 2O2(g)  Fe3O4(s) 
temos S0 = Sm
0
(Fe3O4,s) – 3Sm
0 
(Fe,s) – 2Sm
0 
(O2,g) = 146,4 – 3x27,28 – 2x205,14 = –345,72 J K mol
–1
. 
e H0 = –1118,4 – 3x0 – 2x0 = –1118,4 kJ mol–1. 
G0 = H0 – T S0 = –1118,4 kJ mol–1 – 298x(–0,34572 kJ K mol–1) = –1015,4 kJ mol–1. 
 
Portanto, como as energias de Gibbs de reação são negativas para ambos os óxidos, ambos são estáveis. Como 
para Fe3O4 a energia é mais negativa, este óxido é o mais estável do ponto de vista termodinâmico, nas 
condições padrão e a 25 °C. 
 
(b) Para esta reação, calculamos H0 e T S0 e aplicamos a condição de espontâneidade (G0 < 0), ou seja, 
T > H0/S0 
 
Assim: S0 = 2Sm
0
(Fe,s) + 3/2Sm
0 
(CO2,g)– Sm
0 
(Fe2O3,s) – 3/2Sm
0 
(C,s) = 2x27,28 + 3/2x213,74 – 87,40 – 
3/2x5,74 = 279,16 J K
-1
 mol
–1
. 
E H0 = 2x0 + 3/2x(–393,51) – (–824,2) – 3/2x0 = 233,9 kJ mol–1. 
Logo T > (233,9 233,9 kJ mol
–1
)/(0,279,16 k JK
-1
 mol
–1
) > 837,8 K ou T > 564,7 °C. 
 
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2 - Duas proteínas diferentes A e B são dissolvidas em água a 37°C (a temperatura do corpo humano). As 
proteínas ligam-se para formar um complexo AB na proporção 1:1. 
A(aq) + B(aq) ⇋ AB(aq) 
Inicialmente, as concentrações de cada proteína na solução são iguais a 1,00.10
-3 
mol L
-1
. Quando o equilíbrio é 
atingido, as concentrações das proteínas livres (não complexadas) são iguais a 0,20.10
-3 
mol L
-1
. Qual é a 
constante de equilíbrio desta reação? 
Resposta: 
Primeiro, construímos uma tabela de equilíbrio: 
 [A] [B] [AB] 
 início 1,00.10
-3 
1,00.10
-3 
0 
 mudança -x -x +x 
 equilíbrio 1,00.10
-3
-x 1,00.10
-3
-x x 
Do enunciado da questão sabemos que 1,00.10
-3
 mol L
-1
 – x = 0,20.10-3 mol L-1, portanto: 
x = 0,80.10
-3
 mol L
-1
. 
A constante de equilíbrio é dada por: 𝐾 =
[𝐴𝐵][]0
[𝐴].[𝐵]
=
0,80.10−3.1
0,20.10−3.0,20.10−3
= 2,00. 104 
 
3 - A codeína, um calmante da tosse extraído do ópio, é uma base fraca. A percentagem de 
protonação da codeína em uma solução aquosa 0,02 mol L-1 é 0,9%. a) Qual é o Kb da codeína? 
b) Qual é o pH da solução? (Use Cod como símbolo para a codeína). 
Resposta: 
a) A equação do equilíbrio de transferência de próton pode ser expressa como: 
Cod(aq) + H2O(l) ⇌ HCod
+
(aq) + OH
-
(aq) 
Logo, pode-se calcular a concentração de HCod+ no equilíbrio a partir da concentração inicial da 
base e da sua percentagem de protonação 
𝑃𝑒𝑟𝑐𝑒𝑛𝑡𝑎𝑔𝑒𝑚 𝑑𝑒 𝑝𝑟𝑜𝑡𝑜𝑛𝑎çã𝑜 = 
[𝐻𝐶𝑜𝑑+]
[𝐶𝑜𝑑]𝑖
 𝑥 100 
0,9 = 
[𝐻𝐶𝑜𝑑+] 
0,02
 𝑥 100 
[𝐻𝐶𝑜𝑑]+ = 1,8 𝑥 10−4 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 
A partir da equação do equilíbrio obtém-se a expressão de Kb: 
𝐾𝑏 = 
[𝐻𝐶𝑜𝑑+][𝑂𝐻−]
[𝐶𝑜𝑑][ ]0
 
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As concentrações de OH- e Cod no equilíbrio podem ser obtidas a partir da estequiometria da reação 
de acordo com a tabela a seguir: 
 
𝐾𝑏 = 
[1,8𝑥10−4][1,8𝑥10−4]
[1,98𝑥10−2]
= 1,64𝑥10−6 
b) O pH da solução pode ser calculado a partir do pOH 
pOH = -log[OH-]; pOH = -log1,8x10-4 = 3,74 
pH + pOH= 14 ; pH = 14-3,74 = 10,26 
 
4 – Considere a seguinte cela eletroquímica: AgAg2CrO4(s) CrO4
2
(aq) Ag+(aq)Ag . 
(a) Escreva as semi-reações, a equação global da reação na cela, e calcule o potencial padrão da cela, a 25
o
C. 
(b) Calcule o produto de solubilidade do cromato de prata a 25
o
C. 
Resposta: 
(a) 
Semi-reação anódica : 2Ag(s) + CrO4
2-(aq) → Ag2CrO4(s)+ 2e
-
 
Semi-reação catódica: 2Ag
+
(aq) + 2e
-
 → 2Ag(s) 
 
Reacão global: 2Ag(s) + CrO4
2-(aq) → Ag2CrO4(s)+ 2e
-
 E
o
 = -0,446 V 
 2Ag
+
(aq) + 2e
-
 → 2Ag(s) Eo = 0,80 V 
 __________________________________ _____________ 
 
 2Ag
+
(aq) + CrO4
2-(aq) → Ag2CrO4(s)E
o
 = 0,354 V 
 
(b) 
O produto de solubilidade do cromato de prata é a constante de equilíbrio para a reação: 
 
 Ag2CrO4(s)→2Ag
+
(aq) + CrO4
2-
(aq) , e pode ser obtido a partir do seu potencial padrão, E
o
 = - 0,354 V, de 
acordo com a equação : 𝐾 = 𝑒
𝑛𝐹𝐸0
𝑅𝑇 . 
 
𝐾 = 𝑒
(2)(9,6485x104C.mol−1)(−0,354 J 𝐶−1)
(8,314 J.𝐾−1.mol−1)(298,15 K) = 1,07 . 10−12 
 
 
 
 
 
 
 [Cod] (mol.L-1) [HCod+] (mol.L-1) OH- (mol.L-1) 
Início 0,02 0 0 
Mudança -1,8x10-4 +1,8x10-4 +1,8x10-4 
Equílíbrio 1,98x10-2 1,8x10-4 1,8x10-4 
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5 - Para a reação 2 NO(g) + H2(g) → N2O(g) + H2O(g), foram registrados os seguintes dados experimentais: 
[NO]inicial (mol.L
-1) [H2]inicial (mol.L
-1) Velocidade inicial (mol.L-1.min-1) 
0,60 0,37 0,18 
1,20 0,37 0,72 
1,20 0,74 1,44 
 
a) Escreva a equação da lei de velocidade para essa reação. b) Determine o valor da constante de 
velocidade? 
 
Resposta: 
a) Observamos pelos dados que quando a concentração de NO duplica (1,20/0,60) com a concentração de 
hidrogênio constante, a velocidade quadruplica (0,72/0,18), portanto, a ordem da reação em relação ao 
NO é 2, ou seja de segunda ordem. Com a concentração de NO constante, observamos que a velocidade 
duplica (1,44/0,72) quando a concentração de hidrogênio duplica, portanto em relação ao hidrogênio a 
reação é de primeira ordem, ou seja: 
𝑣 =
∆[𝑁2𝑂]
∆𝑡
= 𝑘[𝑁𝑂]2[𝐻2] 
b) 
𝑘 =
∆[𝑁2𝑂]
∆𝑡
[𝑁𝑂]2[𝐻2]
=
0,18
(0,60)2. 0,37
=
0,72
(1,20)2. 0,37
=
1,44
(1,20)2. 0,74
= 1,35𝑚𝑜𝑙−2. 𝐿2. 𝑚𝑖𝑛−1