Listas_exercicios_PROVA_2

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QUÍMICA GERAL QUI-156 
Lista de exercícios - SOLUÇÕES - Prof. Laurent GIL 
 
1) 15,0 ml de solução 0,24 mol/L de NaCl são misturados com 35,0 mL de água. Qual será a 
molaridade da solução obtida? 
2) O ácido clorídrico comercial tem densidade igual a 1,18 g/mL e molaridade igual a 12,0 mol/L. 
Quais é a percentagem em massa desse ácido comercial? 
3) Quantos gramas de sucrose (C12H22O11) você usaria para preparar 500 mL de uma solução 0,1 M 
(mol/L)? Se você precisa de 8,0 g de sucrose, quantos mililitros dessa solução você usaria? 
4) Quantos mililitros de uma solução de HCl 12,0 M serão usados para preparar 250 mL de uma 
solução 0,1M? 
5) Suponha que 54,6g de etanol (C2H6O) e 75,4g de água sejam misturados para formar uma solução 
tendo uma densidade de 0,931 g/mL. Avalie: a) a percentagem em massa. b) a molaridade do etanol 
na solução. 
6) Uma solução é preparada dissolvendo-se 80,0g de NaBr em água suficiente para formar um litro de 
solução. A densidade da solução resultante é 1,05 g/mL. Calcule a molaridade do NaBr. 
7) 200 ml de uma solução 0,25 mol/L de NaCl são misturados com 300 mL de uma solução 0,5 mol/L 
de MgCl2. Qual será a molaridade dos íons cloretos da solução obtida? 
8) Uma quantidade de ácido cítrico (C6H8O7) com uma massa de 30,0g é dissolvida em 70,0g de água 
para formar uma solução tendo uma densidade de 1,13 g/mL. Calcule a molaridade do ácido cítrico 
na solução. 
9) O ácido sulfúrico concentrado, H2SO4 , é vendido como uma solução em água de concentração 98% 
em massa e densidade 1,84 g/mL. a) Qual é a molaridade do ácido sulfúrico concentrado? b) Que 
volume de ácido sulfúrico concentrado deve ser medido para preparar 200 mL de uma solução 0,45 
M? 
10) O vinagre comercial tem uma concentração em ácido acético igual a 4% peso/volume. Foi pego 25 
mL deste vinagre e colocado em um balão volumétrico de 100 mL que foi completado com água até 
a marca dos 100 mL. Qual são a molaridade e a percentagem (peso/peso) do ácido acético na 
solução preparada? Dado: Massa molar do CH3CO2H: 60 g/mole, densidade da solução preparada : 
1,02 g/mL. 
11) O ácido clorídrico concentrado comercial tem densidade igual a 1,18 g/mL e concentração igual a 
37% peso/peso. Foi pego 20 mL desta solução e colocado em um balão volumétrico de 250 mL que 
foi completado com água ate a marca dos 250 mL. Qual é a concentração (molaridade) da solução 
preparada? Dado: Massa molar do HCl: 36,5 g/mole. 
12) Qual é o volume de uma solução aquosa de HCl concentrado (37% p/p, d=1,18 g/mL) necessário 
para preparar 500 mL de uma solução de HCl de concentração 0,5 mol/L? Massa molar do HCl = 
36,5 g/mol 
 
 
 
RESPOSTAS: 1) 0,072 M 2) 16m; 37% 3) 17,1g; 234 mL 4) 2,08 mL 5) a) 42% b) 15,74m c) 8,5M 6) 
0,78M 7) 0,7M 8) a)2,23m b) 1,76M 9) a)18,4M b) 4,9 mL 10) a) 0,1667 M b) 0,165 m c) 0,98% 11) 
0,957M 12) 20,9 mL 
 
 
 
 
 
 
Lista de exercícios – ESTEQUIOMETRIA – Prof. Laurent GIL 
 
1- Quando o ferro é produzido a partir de seu minério, Fe2O3, a reação é: Fe2O3 + 3 CO o 2 Fe + 3 CO2 
Quantos gramas de CO são necessários para formar 1960 g de ferro? (1470 g) 
 
2- Considere a reação: Fe2O3 + 3 CO o 2 Fe + 3 CO2 
Nessa experiência 10 g de Fe2O3 são misturados com um excesso de CO. Qual é o rendimento da reação quando 6,6 g de 
dióxido de carbono são produzidos? (80%) 
 
3- Considere a reação de titulação seguinte : H2SO4 + 2 NaOH o Na2SO4 + 2 H2O 
20 mL de uma solução de ácido sulfúrico foram titulados gastando 12,80 mL de uma solução de NaOH (C=0,25 mol/L). 
Qual é a concentração (molaridade mol/L) da solução de H2SO4? (0,08 mol/L) 
 
4- Uma solução de nitrato de prata (AgNO3) 0,1 mol/L reage com um excesso de cobre para formar prata metálica e 
nitrato de cobre (Cu(NO3)2). Após a reação, 0,5 g de nitrato de cobre (Massa molar = 187,5 g/mol) é recuperado. 
Qual é o volume em mL da solução original de nitrato de prata? (53,3 mL) 
 
5- Considere a reação de combustão do metanol: 2 CH3OH(l) + 3 O2(g) o 2 CO2(g) + 4 H2O(g) 
Nessa experiência 10 ml de metanol reagiram com um excesso de oxigênio para fornecer 8 g de água. Qual é o rendimento 
da reação? Dados: Densidade do metanol = 0,79 g/ml (90%) 
 
6- Considere a reação para a formação da uréia: COCl2 + 2NH3 o 2HCl + CON2H4 (uréia) 
2,0g de NH3 são utilizados com um excesso de COCl2. Qual é a massa de uréia formada se o rendimento da reação é igual a 
85%? (3,06g) 
 
7- Considere a reação: 
Uma certa quantidade de ferro metálico foi colocado em 250 mL de uma soluçao de ácido clorídrico. A concentração final 
em cloreto de ferro foi de 0,15 mol/L. Calcule a concentração inicial da solução de HCl e a massa de ferro usado se houver 
consumo total de todos os reagentes. (suponha que não houve variação da solução). (0,3 mol/L; 2,1g) 
 
8- Considere a reação: 4 NH3 + 5 O2 o 4 NO + 6 H2O 
Quando 34,0 g de NH3 reagem com 51,0 g de O2 
a) Qual é o reagente limitante? O2 
b) Quantos gramas de NO são formados? (38,25g) 
c) Quantos gramas do reagente em excesso sobra depois o final da reação? (12,32g) 
 
9- Considere a reação: 2 Al(s) + 3 H2SO4(aq) o Al2(SO4)3(aq) + 3 H2(g) 
a) Quantos ml de uma solução 2,0 M (mol/L) de H2SO4 são necessários para reagir totalmente com 1,62 g de 
alumínio? (45 mL) 
b) Se 2 g de alumínio for colocado em 500 ml de uma solução 0,1 M de H2SO4 : 
i) Qual é o reagente limitante e o reagente em excesso? Limitante= H2SO4 
ii) Qual será o peso de hidrogênio formado?(0,1g) 
iii) Qual será a quantidade do reagente em excesso que sobrou? (se for o alumínio, calcular a 
massa; se for o H2SO4, calcular a concentração final de H2SO4 considerando o volume final da 
reação igual a 500 ml.) (1,1g) 
 
10- Considere a reação: 2 AgNO3(aq) + Cu(s) o Cu(NO3)2(aq) + 2 Ag(s) 
a- Quantos gramas de cobre são necessários para reagir totalmente com 200 ml de uma solução 0,75 M (mol/L) de 
AgNO3 ? (4,76g) 
b- Se 1,59 g de cobre for colocado em 750 ml de uma solução 0,1 M de AgNO3 : 
1- Qual é o reagente limitante e o reagente em excesso? Limitante= Cu 
2- Qual será o peso de prata formado e a concentração (mol/L) de Cu(NO3)2 final considerando o 
volume final igual a 750 mL? (5,4g; 0,033 mol/L) 
3- Qual será a quantidade do reagente em excesso que sobrou? (se for o cobre, calcular a massa; se for o 
AgNO3, calcular a concentração final de AgNO3 considerando o volume final da reação igual a 750 
ml.) (0,033 mol/L) 
 
Dados: Massa Atômica (g/mol): Cl= 35,5 C=12 O=16 H=1 Fe=56 Ag=108 N=14 Cu=63,5 Al 
= 27 
Fe(s) + 2 HCl(aq) FeCl2(aq) + H2(g)
Lista de exercícios – EQUILÍBRIO ÁCIDO-BÁSICO - Prof. Laurent GIL 
 
1- Analisando os seguintes valores de Ka e Kb, quem terá a maior concentração no equilíbrio, HNO2 ou NO2- ? 
 
 HNO2(aq) + H2O(l) ↔ H3O+(aq) + NO2-(aq) 
Dados Ka (HNO2) = 4,5x10-4, Ka (H3O+) = 55,5, Kb (NO2-) = 2,2x10-11, Kb (H2O) = 1,8x10-16 
 
2- Qual volume de HCl 6,0 M (mol/L) precisa ser adicionado a água para se obter 500 mL de solução cujo pH seja 1,5? 
 
3- Determine as concentrações hidrogeniônicas (H3O+) e de íons hidróxidos (OH-) das seguintes soluções que têm um pH= 
 a) 4,62 b) 9,87 c) 13,58 d) 1,25 
 
4- Calcule o pH e o pOH de uma solução obtida pela mistura de 50 mL de HCl 0,5 M e 100 mL de água. 
 
5- Uma solução de ácido ciânico HOCN de concentração 0,015 M tem pH=2,67. Qual é o valor do Ka deste ácido? Calcule 
também a percentagem de dissociação. 
 HOCN (aq) + H2O(l) ↔ H3O+(aq) + OCN-(aq) 
 
6- Uma solução 0,025 M de hidroxilamina tempH=9,11. Qual é o valor do Kb desta base fraca e a percentagem de 
dissociação? 
NH2OH (aq) + H2O(l) ↔ NH3OH+(aq) + OH-(aq) 
 
7- Calcule o pH de uma solução de ácido acético 0,5M. Calcule também a percentagem de dissociação. (Ka=1,8x10-5). 
 
8- Calcule todas as concentrações e o pH no equilíbrio de uma solução aquosa 0,001M de ácido fórmico (Ka=1,8x10-4). 
Determine a percentagem de dissociação. HCO2H(aq) + H2O(l) ↔ H3O+(aq) + 
HCO2-(aq) 
 
 
9- Calcule o pH no equilíbrio de uma solução aquosa 0,15M de amônia (Kb=1,8x10-5). Determine a percentagem de 
dissociação. 
 
10- Calcule o pH de uma solução preparada pela dissolução de 0,4 mol de ácido acético e 0,8 mol de acetato de sódio em 
0,5 L de solução. (Ka ácido acético =1,8x10-5). 
 
 
11- Quantos mols de CH3CO2Na deveriam ser adicionados a 275 mL de CH3CO2H 0,20 mol/L para se preparar um tampão 
com pH = 4,50? Suponha que não haja variação de volume. (Ka ácido acético =1,8x10-5). 
 
12- Que massa de ácido acético é necessário para preparar 500 mL de uma solução tampão de pH=4,8 que contem 20,5 g de 
CH3CO2Na . Suponha que não haja variação de volume. (Ka ácido acético =1,8x10-5). MM ácido acetico=60 g/mol. MM acetato de 
sódio =82 g/mol. 
 
13- Que massa de cloreto de amônio (NH4Cl) é necessário para preparar 2 litros de uma solução tampão de pH=9,4 que 
contem 34 g de amônia (NH3). Suponha que não haja variação de volume. (pKa amônio =9,2). MM cloreto de amônio =53,5 
g/mol. MM amônia =17 g/mol. 
 
 
Respostas: 2) 2,6 mL 3) a-[H3O+]=2,4x10-5M, [OH-]=4,2x10-10 M, b-[H3O+]=1,35x10-10M, [OH-]=7,4x10-5 M, c-
[H3O+]=2,6x10-14M, [OH-]=0,38 M, d-[H3O+]=0,056M, [OH-]=1,78x10-13 M 4) pH=0,78 5) Ka=3,6x10-4 14,2% 6) 
Kb=6,6x10-9 ,0,052% 7) 2,52, 0,6% 8) [H3O+]=[HCO2-]=3,4x10-4 M, [HCO2H]= 6,6x10-4 M, pH=3,47, 34% 9) [NH4+]=[OH-
]=1,64x10-3 M, [NH3]=0,15 M, pH=11,22 1,06%. 10) pH=5,04 11) 3,1x10-2 mol 12) 13,05g 13) 67,5g 
 
 
Correção da lista de exercícios - SOLUÇÕES - Prof. Laurent GIL 
 
1) C1V1=C2V2 C2 = (0,24 mol/L x 0,015 L)/(0,015 L+0,035 L) = 0,072 mol/L 
 
2) 1000 mL de solução ---- 12 moles de HCl --- 1180 g 
Massa HCl = 12 moles x 36,5 g/mol = 438 g 
Massa solvente (Água) = 1180-438 = 742 g 
% p/p = (438 g/1180g) x 100 = 37,1% 
 
3) MM C12H22O11 = 342 g/mol n=CV → n= 0,1 mol/L x 0,5 L = 0,05 mol 
 Massa = numero de moles x MM = 0,05 mole x 342 g/mol = 17,1 g 
numero de moles = massa / MM → n= 8g / 342 g/mol = 0,0234 mole 
n=CV → V=n/C → 0,0234 mole/ 0,1 mol/L= 0,234 L = 234 mL 
 
4) n=CV → n= 0,1 mol/L x 0,25 L = 0,025 mol 
 n=CV → V=n/C → 0,025 mole/ 12 mol/L= 0,00208 L = 2,08 mL 
 
5) a) % p/p = 54,6g/(54,6g+75,4g) x 100 = 42 % 
b) molaridade = numero de moles do soluto / volume da solução (L) 
 massa total da solução = 54,6g + 75,4g = 130 g 
 densidade = 0,931 g/mL → V= massa/densidade = 130g/0,931 g/mL = 139,8 mL ou 0,1398 L 
 molaridade = 1,19 mole / 0,1398 L = 8,5 mol/L 
 
6) molaridade = numero de moles do soluto / volume da solução (L) 
numero de moles do soluto = 80g / 103g/mol = 0,78 mole molaridade = 0,78 mole / 1L = 0,78 mol/L 
 
7) n=CV → n= 0,25 mol/L x 0,2 L = 0,05 mol 
 n= 2 x CV → n= 2 x (0,5 mol/L x 0,3 L) = 0,3 mol 
molaridade = (0,3+0,05) moles/ (0,2+0,3) L= 0,7 mole/L 
 
8) MM C6H8O7 = 192 g/mol numero de moles do soluto = 30g / 192g/mol = 0,156 mole 
 massa total da solução = 30g + 70g = 100 g 
 densidade = 1,13 g/mL → V= massa/densidade = 100g/1,13 g/mL = 88,5 mL ou 0,0885 L 
 molaridade = 0,156 mole / 0,0885 L = 1,76 mol/L 
 
9) a) molaridade = numero de moles do soluto / volume da solução (L) 
MM H2SO4 = 98 g/mol 
98 g H2SO4 ----- 100 g solução concentrada ----- X mL 
 1,84 g solução concentrada ----- 1 mL X = 54,34 mL → 0,05434 L 
numero de moles do soluto = 98g / 98g/mol = 1 mole 
 molaridade = 1 mole / 0,05434 L = 18,4 mol/L 
 b) n=CV → n= 0,45 mol/L x 0,2 L = 0,09 mol 
 n=CV → V=n/C → 0,09 mole/ 18,4 mol/L= 0,0049 L = 4,9 mL 
 
10) a) molaridade = numero de moles do soluto / volume da solução (L) 
4 g CH3CO2H ----- 100 mL solução vinagre 
X g CH3CO2H ----- 25 mL solução vinagre 
 X = 1 g → molaridade = (1g / 60 g/mole) mole / 0,1 L = 0,1667 mol/L 
b) % p/p = 1g/(102g) x 100 = 0,98 % 
11) 100 mL solução HCl concentrada ----- 118 g solução HCl concentrada 
20 mL solução HCl concentrada ----- X g solução HCl concentrada 
 X = 23,6 g → 37 g HCl puro ----- 100 g solução HCl concentrada 
X´ g HCl puro ----- 23,6 g solução HCl concentrada 
X´ = 8,732 g → numero de moles de HCl puro = 8,732 g / 36,5 g/mole = 0,24 mole 
molaridade = 0,24 mole / 0,25 L = 0,957 mol/L 
 
12) n=CV → n= 0,5 mol/L x 0,5 L = 0,25 mol 
Massa HCl = numero de moles x MM = 0,25 mole x 36,5 g/mol = 9,125 g 
37 g HCl puro ----- 100 g solução HCl concentrada 
9,125 g HCl puro ----- X g solução HCl concentrada 
X = 24,66 g 
d=m/v → v=m/d = 24,66g/1,18 g/mL = 20,9 mL