4 LISTA QUIMICA ufcg brandão

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Universidade Federal de Campina Grande 
Disciplina: Química Geral
Professor: Brandão
Curso: Engenharia Elétrica
Aluno: Pedro Henrique de Almeida Galvão Matrícula: 119210684
Lista do 4° estágio 
14.27
a. Se a concentração é triplicada, mas não há nenhum efeito sobre a taxa, a ordem da reação deve ser zero. Assim, X = 0. 
b. Se a concentração é dobrada, e as duplas de taxa, é uma reação de primeira ordem. Assim, x = 1. 
c. Se a concentração é triplicada, e a taxa sobe por um fator de 27, isto é uma reação de terceira ordem. Assim, X = 3.
14.37
14.41 
Se a lei de velocidade é taxa = k [H2S] [Cl 2], a ordem em relação a H2S é 1 (de primeira ordem), e a ordem em relação a CI2 é também uma (primeira ordem). A ordem geral é 1 + 1 = 2, segunda ordem.
14.51
14.57 
t1/2 = 0.693/(6.3 x 10-4/s) = 1.10 x 103 = 1.1 x 103 s (18.3 min) 
t50.0% left = t1/2 = 1.10 x 103 s 
t25.0% left = t1/4 left = 2 x t1/2 = 2 x (1.10 x 103 s) = 2.20 x 103 s (37 min)
14.69 
O diagrama de energia potencial é abaixo. Porque a energia de ativação para a reação direta é 10 kJ e AH ° = -200 kJ, a energia de ativação para a reação inversa é 210 kJ.
15.13 
a. Como há um número igual de moles de gás de cada lado da equação, aumentando a pressão não vai aumentar a quantidade de produto. 
b. Porque reação aumenta o número de moles de gás, aumentando a pressão vai diminuir a quantidade de produto. 
c. Porque reação diminui o número de moles de gás, aumentando a pressão vai aumentar a quantidade de produto.
15.25 
Amt. (mol) N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
Starting 0.600 1.800 0 
Change -x -3x +2x 
Equilibrium 0.600 - x 1.800 - 3x 2x = 0.048 
Quantidade de equilíbrio N2 = 0.600 - 0.024 = 0.576 mol 
Quantidade de equilíbrio H2 = 1.800 - 3 x (0.024) = 1.728 mol 
Portanto, os valores das substâncias presentes na mistura de equilíbrio são N2 0,576 mol, 1,728 mol H2, e 0,048 mol NH3.
15.29
15.31
2H2S(g) + 3O2(g) -> 2H2O(g) + 2SO2(g)
15.47
15.51 
a. Incompleto; Kc é muito pequeno (10-31), indicando muito pouca reação. 
b. Quase completo; Kc é muito grande (1021), indicando reação quase completa. 
15.57
A reação vai para a esquerda.
15.69 
a. Um aumento de pressão não tem qualquer efeito porque o número de moles de reagentes é igual à dos produtos. 
b. Um aumento de pressão não tem qualquer efeito porque o número de moles de reagentes é igual à dos produtos. 
c. Um aumento de pressão faz com que a reação fique à esquerda, porque o número de moles de reagentes é menor do que a de produtos.
15.93 
Para N2 + 3H2 -> 2NH3, Kp é definido em termos de pressões como:
16.23 
OH-(aq) + HF(l)  F-(aq) + H2O(l) 
16.25 
a. PO43-
 b. HS- 
c. NO2- 
d. HAsO42 
16.29 
a.HSO4-(aq) + NH3(aq)  SO42-(aq) + NH4+(aq) 
HSO4-, SO42-, e NH4+, NH3. 
b. HPO42-(aq) + NH4+(aq)  H2PO4-(aq) + NH3(aq) 
H2PO4-, HPO42-, e NH4+, NH3.
c. Al(H2O)63+(aq) + H2O(l)  Al(H2O)5(OH)2+(aq) + H3O+(aq) 
Al(H2O)63+, Al(H2O)5(OH)2+, e H3O+, H2O. 
d. SO32-(aq) + NH4+(aq)  HSO3-(aq) + NH3(aq) 
HSO3-, SO32-, e NH4+, NH3.
16.33 
a. A equação é concluída 
AICI3 + Cl- -> AlCl4-
AlCl3 é o elétron-par receptor e é o ácido. Cl- é o par doador de elétrons e é a base.
b. A equação é concluída
I- + I2  I3
I2 é o elétron-par receptor e é o ácido. O íon I- é o par doador de elétrons e é a base.
16.35 
a. Cada molécula de água doa um par de electrões de cobre (II), fazendo com que a molécula de água e uma base de Lewis a um ácido de Lewis Cu2 + íon. 
b. O AsH3 doa um par de elétrons ao átomo de boro em BBr3, tornando AsH3 uma base de Lewis e a molécula de BBr3 um ácido de Lewis. 
16.41 
a. NH4 + é um ácido mais fraco do que o H3PO4, de modo que as espécies do lado esquerdo são favorecidas no equilíbrio. 
b. HCN é um ácido mais fraco do que o H2S, por isso, as espécies do lado esquerdo são favorecidas no equilíbrio. 
c. H2O é um ácido mais fraco do que HCO3-, assim que as espécies da mão direita são favorecidas em equilíbrio. 
d. H2O é um ácido mais fraco do que Al (H2O) 63+, assim as espécies da mão direita são favorecidas em equilíbrio. 
16.47
16.53 
a. 5 x 10-6 M H3O +> 1,0 x 10-7, então a solução é ácida. 
b. Use Kw para determinar [H3O +]
Uma vez que 2 x 10-6 M> 1,0 x 10-7, a solução é ácida. 
c. Quando [OH-] = 1,0 x 10-7 M, [H3O +] = 1,0 x 10-7 M, e a solução é neutra. 
d. 2 x 10-9 M H3O + <1,0 x 10-7, então a solução é básica.
16.57 
a. pH 4,6, solução ácida b. pH 7,0, solução neutra 
c. pH 1,6, solução de ácido d. um pH de 10,5, a solução básica 
16.61 
a. -log (1.0 x 10-8) = 8.000 = 8.00 b. -log (5.0 x 10-12) = 11.301 = 11.30 
c. -log (7.5 x 10-3) = 2.124 = 2.12 d. -log (6.35 x 10-9) = 8.1972 = 8.197
16.67 
[H3O+] = Kw ÷ [OH-] = (1.0 x 10-14) ÷ (0.0040) = 2.50 x 10-12 M 
pH = -log (2.50 x 10-12) = 11.602 = 11.60 
Equilíbrio ácido-base 
17.27 
a. HBrO(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + BrO-(aq) 
b. HClO2(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + ClO2-(aq) 
c. HNO2(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + NO2-(aq) 
d. HCN(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + CN-(aq) 
17.33
x2 = (2.2 x 10-5) x 0.055 = 1.21 x 10-6 
x = [H3O+] = [Paba-] ≅ 1.10 x 10-3 = 0.0011 = 1.1 x 10-3 M 
(0.055 - x) ≅ 0.055 é válido. 
0.055 - 0.00110 = 0.0539, ou 0.054
17.35
17.43 
CH3NH2(aq) + H2O(l) -> CH3NH3+(aq) + OH-(aq) 
17.49 
a. Sem hidrólise ocorre porque o íon de nitrato (NO3) é o ânion de um ácido forte. 
b. A hidrólise ocorre. equação: 
OCl- + H2O  HOCl + OH- 
Equilíbrio constante expressão: 
Kb = Kw/Ka = [HOCl] [OH-]/[OCl-] 
c. A hidrólise ocorre. equação:
NH2NH3+ + H2O  H3O+ + NH2NH2 
Equilíbrio constante expressão:
d. Sem hidrólise ocorre porque o íon brometo (Br-) é o ânion de um ácido forte.
17.51 
Zn(H2O)62+(aq) + H2O(l)  Zn(H2O)5(OH)+(aq) + H3O+(aq)
17.59
17.63 
a. 0,75 M ácido fluorídrico, HF:
X² = 6.8 x 10^-4 x (0.75)
x = [H3O+] = 0.02258 M 
0.75 - (0.02258) = 0.727 = 0.73 
[H3O+] = 0.02224 M 
0.02258/0.75 = 0.0301 = 0.030 grau de ionização
 
17.69
17.73 
pKa = - log Ka.
17.79 
Mol H3O+ = (0.10 mol HCl/L) x 0.025 L HCl = 0.0025 mol H3O+ 
Mol OH- = (0.10 mol NaOH/L) x 0.015 L NaOH = 0.0015 mol OH- 
Mol H3O+ left = (0.0025 - 0.0015) mol H3O+ = 0.0010 mol H3O+ 
[H3O+] = 0.0010 mol H3O+ ÷ 0.040 L total volume = 0.0250 M 
pH = - log [H3O+] = - log (0.0250) = 1.602 = 1.60