ESTUDO DIRIGIDO - Segunda Avaliação de Química Geral IC389 T01 - GABARITO

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Universidade Federal Rural do Rio de Janeiro 
Instituto de Química – Departamento de Química Fundamental 
Estudo dirigido - Química Geral IC389 T01 
 
Gabarito 
 
 
Questão 1: Escreva as etapas de ionização e a reação global para 
os seguintes ácidos em água. 
A) H3PO3 
H3PO3(aq) + H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + H2PO3-(aq) 
H2PO3-(aq) + H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + HPO32-(aq) 
H3PO3(aq) + 2H2O(l) ⇌ 2H3O+(aq) + HPO32-(aq) 
B) H2S 
H2S(aq) + H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + HS-(aq) 
HS-(aq) + H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + S2-(aq) 
H2S(aq) + 2H2O(l) ⇌ 2H3O+(aq) + S2-(aq) 
C) H3PO4 
H3PO4(aq) + H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + H2PO4-(aq) 
H2PO4-(aq) + H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + HPO42-(aq) 
HPO42-(aq) + H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + PO43-(aq) 
H3PO4(aq) + 3H2O(l) ⇌ 3H3O+(aq) + PO43-(aq) 
D NaOH 
NaOH (aq) → Na+(aq) + OH-(aq) 
 
Questão 2: Escreva a Equação Molecular, a Equação Iônica e a 
Equação Iônica Representativa para cada uma das reações abaixo. 
Classifique cada uma das reações em termos de produtos 
formados. 
A) Pb(NO3)2 + (NH4)2SO4 
Equação molecular: Pb(NO3)2(aq) + (NH4)2SO4(aq) → Pb(SO4)2(s) + 
2NH4NO3(aq) 
Equação iônica: Pb2+(aq) + 2NO3- (aq) + 2NH4+(aq) + SO42-(aq) → 
Pb(SO4)2(s) + 2NH4+(aq) + 2NO3-(aq) 
Equação iônica representativa: Pb2+(aq) + SO42-(aq) → Pb(SO4)2(s) 
B) CaCO3 + 2HNO3 
Equação molecular: CaCO3(aq) + 2HNO3(aq) → Ca(NO3)2(aq) + CO2(aq) 
+ H2O(l) 
Equação iônica: Ca2+(aq) + CO3- (aq) + 2H+(aq) + 2NO3-(aq) → Ca2+(aq) + 
2NO3-(aq) + CO2(g) + H2O(l) 
Equação iônica representativa: CO3- (aq) + 2H+(aq) → CO2(g) + H2O(l) 
C) Ca(OH)2 + 2HClO3 
Equação molecular: Ca(OH)2(aq) + 2HClO3(aq) → Ca(ClO3)2(s) + 
2H2O(aq) 
Equação iônica: Ca2+(aq) + 2OH-(aq) + 2H+(aq) + 2ClO3-(aq) → Ca2+(aq) + 
2ClO3-(aq) + 2H2O(l) 
Equação iônica representativa: 2OH(aq) + 2H+(aq) → 2H2O(l) 
D) Mg(OH)2 + 2NH4Cl 
Equação molecular: Mg(OH)2(aq) + 2NH4Cl (aq) → MgCl2(aq) + 2NH3 (g) 
+ 2H2O(l) 
Equação iônica: Mg2+(aq) + 2OH-(aq) + 2NH4+(aq) + 2Cl- (aq) → Mg2+(aq) + 
2Cl-(aq) + 2NH3 (g) + 2H2O(l) 
Equação iônica representativa: 2OH-(aq) + 2NH4+(aq) → 2NH3 (g) + 
2H2O(l) 
 
Questão 3: Dê nomes às reações abaixo, de acordo com os 
reagentes e produtos, justificando a resposta. Identifique os sais, as 
substâncias simples e os óxidos (se ácidos ou básicos) presentes 
em cada reação (quando houver). Dê a nomenclatura dos sais e 
óxidos presentes. 
A)Zn + Pb(NO3)2 → Zn(NO3)2 + Pb 
Reação de deslocamento (simples troca) 
Substancias simples: Zn e Pb 
Sais neutros: Pb(NO3)2 (nitrato de chumbo II) e Zn(NO3)2 (nitrato de 
zinco) 
B)2NaNO3 → 2NaNO2 + O2 
Reação de decomposição (análise) 
Substancia simples: O2 
Sais neutros: NaNO3 (nitrato de sódio) e NaNO2 (nitrito de sódio) 
C) CaO + CO2 → CaCO3 
Reação de síntese (adição) 
Óxido ácido: CO2 (dióxido de carbono) 
Óxido básico: CaO (óxido de cálcio) 
Sal neutro: CaCO3 (carbonato de cálcio) 
D)N2 + 3H2 → 2NH3 
Reação de síntese (adição) 
Substâncias simples: N2 e H2 
 
Questão 4: Diga quem são os ácidos e quem são as bases nas 
reações mostradas abaixo identificando as teorias. Identifique as 
bases e ácidos conjugados (quando houver). 
 
A)Al(CH3)3 + N(CH3)3 → 3(CH3)Al-N(CH3)3 
Ácido base 
Teoria de Lewis: N(CH3)3 doa elétrons para Al(CH3)3 
B) HPO42-+ H2O → PO43- + H3O+ 
Ácido base base conj. ácido conj. 
Teoria de Bronsted-Lory: HPO42- do próton para H2O 
C) Mg2+ + 6H2O → [Mg(H2O)6]2+ 
Ácido base 
Teoria de Lewis: H2O doa elétrons para Mg2+ 
D)SnCl2 + Cl- → SnCl3- 
Ácido base 
Teoria de Lewis: Cl- doa elétrons para SnCl2 
 
 
Questão 5: Indique qual se o pH das soluções abaixo é ácido, básico 
ou neutro. Justifique. 
a - KNO3 
pH neutro: cátion de base forte e ânion de ácido forte 
b – CoCl2 
pH ácido: cátion de base fraca e ânion de ácido forte 
c – NH4NO3 
pH ácido: cátion de base fraca e ânion de ácido forte 
d – K3PO4 
pH básico: cátion de base forte e ânion de ácido fraco 
d – NH4F pKa HF = 3,45 pKb NH3 = 4,76 
pKa + pKb = 14 
14 - pKa HF = pKb F, pKb F = 10,6 
14 - pKb NH3 = pKa NH4, pKa NH4 = 9,24 
pH ácido: Ka ácido (NH4+) > kb base (F-), logo, [H3O+] > [OH-] 
 
Questão 6: o sulfato de bário pode ser facilmente preparado através 
da reação entre o sulfato de sódio e o cloreto de bário, onde, em 
solução aquosa, apresenta baixa solubilidade, podendo assim ser 
facilmente isolado por filtração. Com base nisso, responda: 
a) Escreva a equação completa dessa reação. 
Na2SO4 (aq) + BaCl2 (aq) → BaSO4 (s) + 2NaCl (aq) 
b) Essa reação é classificada como síntese, decomposição, 
simples troca ou dupla troca? Justifique. 
Reação de dupla troca, pois o cátion de cada um dos sais se 
junta com o ânion do outro, e vice versa 
c) Com base em seus conceitos de hidrólise de sais, qual o 
provável pH da solução aquosa de cada um desses sais? 
Justifique sua resposta. 
Na2SO4: cátion de base forte e ânion de base forte, pH neutro 
BaCl2: cátion de base forte e ânion de base forte, pH neutro 
BaSO4: cátion de base forte e ânion de base forte, pH neutro 
NaCl: cátion de base forte e ânion de base forte, pH neutro 
d) Qual a massa de sulfato de bário pode ser obtida tratando-se 
125 mL de uma solução aquosa 3 M de cloreto de bário com 
100 mL de solução aquosa de sulfato de sódio onde 280 g 
foram solubilizados em 0,5 L? Demonstre os cálculos. 
M = mol/L 
BaCl2, 3 M = mol/0,125 L, logo, 0,375 mol de BaCl2 
Na2SO4, 1 mol ----- 142 g 
 X mol ---- 280 g, 1,97 mol de Na2SO4, 
Na2SO4, M = 1,97 mol /0,5 L, logo, 3,94 M 
 3,94 M = mol/0,100 L, logo, 0,394 mol de Na2SO4 
 
0,375 mol de BaCl2 reagem com 0,394 mol de Na2SO4 
Para uma estequiometria 1:1, BaCl2 é o limitante (está em 
menor quantidade, 0,375 mol de BaCl2 só reagem com 0,375 
mol de Na2SO4) 
 
1 mol Na2SO4 --- 1 mol BaCl2 --- 1 mol BaSO4 --- 2 mol NaCl 
0,375 Na2SO4 --- 0,375 BaCl2 --- 0,375 BaSO4 --- 0,750 NaCl 
 
1 mol BaSO4 --- 233 g 
0,375 BaSO4 --- X, logo, X = 87,4 g BaSO4 (rendimento de 
100%) 
e) Se, após filtração, secagem e pesagem, fossem obtidos 
apenas 0,2 mol do sulfato de bário, qual seria o rendimento 
experimental percentual dessa reação? Demonstre os cálculos. 
0,375 mol BaSO4 --- 100% de redimento 
0,200 mol BaSO4 --- X% de redimento 
X = 53,3% de rendimento 
 
Questão 2: Em um conversor catalítico, usado em veículos 
automotores em seu cano de escape para redução da poluição 
atmosférica, ocorrem várias reações químicas, sendo que uma das 
mais importantes é: 
 
I - CO(g) + ½O2(g) → CO2(g) 
 
Sabendo-se que as entalpias das reações citadas abaixo são: 
 
II - C(grafita) + ½O2(g) → CO(g) ∆H1 = -26,4 kcal 
III - C(grafita) + O2(g) → CO2(g) ∆H2 = -94,1 kcal 
 
a) Calcule o ∆H para a reação I 
CO(g) → C(grafita) + ½O2(g) -∆H1 = +26,4 kcal 
C(grafita) + O2(g) → CO2(g) ∆H2 = -94,1 kcal 
CO(g) + ½O2(g) → CO2(g) ∆HTotal = ∆H2 - ∆H1 = -67,7 kcal 
b) Escreva a expressão da constante de equilíbrio (Kp) para a 
reação I 
Kp = PCO2/PCOxPO21/2 sendo as pressões parciais de CO2, CO 
e O2 
c) A diminuição da temperatura da reação irá favorecer a 
formação do produto ou do reagente? Justifique sua resposta 
Com ∆HTotal < 0, a reação é exotérmica (libera calor). Ou seja, 
a diminuição da temperatura irá remover calor do sistema e 
forçar a liberação de mais calor na reação direta para formar 
um novo equilíbrio. Assim, a reação direta (formação de CO2) 
será favorecida. 
d) O aumento da pressão da reação irá favorecer a formação do 
produto ou dos reagentes? Justifique sua resposta 
O aumento da pressão irá diminuir o volume do sistema, onde 
haverá menos espaço para as moléculas presentes. Assim, o 
equilíbrio será deslocado no sentido da reação que forma 
menos moléculas (menor quantidade de mols): reação direta, 
formação de CO2 (1 mol do lado dos produtos e 1,5 mol no 
lado dos reagentes) 
 
 
Questão 3: O elemento químico tungstênio, W, é muito utilizado em 
filamentos de lâmpadas incandescentes comuns. Quando ligado a 
elementos como carbono ou boro, formasubstâncias quimicamente 
inertes e muito duras. O carbeto de tungstênio, WC(s), muito 
utilizado em esmeris, lixas para metais etc., pode ser obtido pela 
reação: 
 
I - C(grafite) + W(s) → WC(s) 
 
A partir das reações a seguir: 
 
II - W(s) + 3/2O2(g) → WO3(s) ∆HCOMBUSTÃO = -840 kJ/mol 
III - C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ∆HCOMBUSTÃO = -394 kJ/mol 
IV - WC(s) + 5/2O2(g) → WO3(s) + 1 CO2(g) ∆HCOMBUSTÃO =-1196 kJ/mol 
 
a) Calcule o ∆H de formação para o WC. 
II - W(s) + 3/2O2(g) → WO3(s) ∆H2 = -840 kJ/mol 
III - C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ∆H3 = -394 kJ/mol 
IV - WO3(s) + 1 CO2(g) → WC(s) + 5/2O2(g) -∆H4 = +1196 kJ/mol 
I - C(grafite) + W(s) → WC(s) ∆H1 = ∆H2 + ∆H3 -∆H4 = -38,0 kJ/mol 
b) A formação do WC (reação I) pode ser classificada como 
síntese, decomposição, simples troca ou dupla troca? 
Justifique sua resposta 
Reação de síntese, pois W(s) e C(grafite) se juntam para formar 
apenas WC. 
c) Qual o efeito do aumento da temperatura no equilíbrio da 
reação IV? Justifique sua resposta 
Com ∆H4 < 0, a reação é exotérmica (libera calor). Ou seja, o 
aumento da temperatura irá adicionar calor no sistema e 
forçar que esse calor adicionado seja absorvido pela reação 
inversa, para formar um novo equilíbrio. Assim, a reação 
inversa, exotérmica (formação W e O2), será favorecida. 
Qual o efeito da diminuição da pressão no equilíbrio da reação 
II? Justifique sua resposta 
A diminuição da pressão na reação II irá aumentar o volume 
do sistema, onde haverá mais espaço para as moléculas 
presentes. Assim, o equilíbrio será deslocado no sentido da 
reação que forma mais moléculas (maior quantidade de mols): 
reação inversa, formação de W e O2 (1 mol do lado dos 
produtos e 2,5 mol no lado dos reagentes) 
 
 
Questão 4: O gás hilariane (N2O) tem características anestésicas e 
age sobre o sistema nervoso central, fazendo com que as pessoas 
riam de forma histérica. Sua obtenção é feita a partir de 
decomposição térmica do nitrato de amônio (NH4NO3), que se inicia 
a 185 °C, de acordo com a seguinte equação: 
NH4NO3(s) → N2O(g) + 2H2O(g) 
No entanto, o processo é exotérmico e a temperatura fornecida age 
como energia de ativação. Sabe-se que as formações das 
substâncias N2O, H2O e NH4NO3 ocorrem por meio das seguintes 
equações termoquímicas: 
N2(g) + ½O2(g) + 19,5 kcal → N2O(g) 
H2(g) + ½O2(g) → H2O(g) + 57,8 kcal 
N2(g) + 2H2(g) + 3/2O2(g) → NH4NO3(s) + 87,3 kcal 
A quantidade de calor liberado, em Kcal, no processo de obtenção 
do gás hilariante é: 
N2(g) + ½O2(g) → N2O(g) ∆H3 = +19,5 
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) 2∆H2 = -116 kcal 
NH4NO3(s) → N2(g) + 2H2(g) + 3/2O2(g) -∆H3 = +87,3 kcal 
NH4NO3(s) → N2O(g) + 2H2O(g) ∆HT = -8,80 kcal 
 
 
Questão 5: O benzeno, um importante solvente para a indústria 
química, é obtido industrialmente pela destilação do petróleo. 
Contudo, também pode ser sintetizado pela trimerização do 
acetileno catalisada por ferro metálico sob altas temperaturas, 
conforme a equação química: 
3C2H2(g) → C6H6(l) 
A energia envolvida nesse processo pode ser calculada 
indiretamente pela variação de entalpia das reações de combustão 
das substâncias participantes, nas mesmas condições 
experimentais: 
I. C2H2(g) + 5/2O2(g) → 2CO2(g) + H2O(l) ∆H°C = -310 kcal/mol 
II. C6H6(l) + 15/2O2(g) → 6CO2(g) + 3H2O(l) ∆H°C = -780 kcal/mol 
A variação de entalpia do processo de trimerização, em kcal, para a 
formação de um mol de benzeno é mais próxima de 
3C2H2(g) + 15/2O2(g) → 6CO2(g) + 3H2O(l) 3∆H1 = -930 kcal/mol 
6CO2(g) + 3H2O(l) → C6H6(l) + 15/2O2(g) -∆H2 = +780 kcal/mol 
3C2H2(g) → C6H6(l) ∆HT = -150 kcal/mol (para 1 mol de benzeno) 
 
Questão 6: O gás metano pode ser utilizado como combustível, 
como mostra a equação 1: 
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g) 
Utilizando as equações termoquímicas abaixo, que julga 
necessário, e os conceitos da Lei de Hess, obtenha o valor de 
entalpia da equação 1. 
C(s) + H2O(g) → CO(g) + H2(g) ΔH = 131,3 kj mol-1 
CO(g) + ½O2(g) → CO2(g) ΔH = 283,0 kj mol-1 
H2(g) + ½O2(g) → H2O(g) ΔH = 241,8 kj mol-1 
C(s) + 2H2(g) → CH4(g) ΔH = 74,8 kj mol-1 
O valor da entalpia da equação 1, em kj, é: 
C(s) + H2O(g) → CO(g) + H2(g) ΔH1 = 131,3 kj mol-1 
CO(g) + ½O2(g) → CO2(g) ΔH2 = 283,0 kj mol-1 
3H2(g) + 3/2O2(g) → 3H2O(g) 3ΔH3 = 725,0 kj mol-1 
CH4(g) → C(s) + 2H2(g) -ΔH4 = -74,8 kj mol-1 
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g) ΔHT = 1060 kj mol-1 
 
Questão 7: No processo Haber, N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g) a 500°C, se 
tem Kc = 5,83X10-2 M-2. Numa mistura dos três gases, em equilíbrio, 
a 500°C, a pressão parcial do H2 é 0,928 atm e a do N2 0,432 atm. 
Qual a pressão parcial do NH3 nessa mistura? 
PTV = nTRT, onde PT = PN2 + PH2 + PNH3 e nT = nN2 + nH2 + nNH3 
T = 500+273, T = 773 K 
 
Kp = Kc (RT)∆n 
Kp = 5,83x10-2(0,082x773)2-4 
Kp = 1,45x10-5 
 
1,45x10-5 = PNH32/(0,928)3(0,432) 
PNH3 = 6,48x10-3 
 
Questão 8: 12 mols de óxido sulfuroso e 10 mols de oxigênio 
molecular são passados sobre um catalisador de V2O5. Resultam 9 
mols de óxido sulfúrico. Calcule: (a) Mols dos gases que 
permaneceram sem reagir; (b) Rendimento de reação; (c) Pressões 
parciais e resultante, sendo a mistura gasosa final recolhida em um 
recipiente de 20 L a 127°C. 
a) SO2(g) + 1/2O2(g) ⇌ SO3(g) 
1 mol SO2 ---- 0,5 mol O2 -----1 mol SO3 
 
Se 1 mol de SO2 reage com 0,5 mol O2: 12 mols de SO2 
reagem com 6 mol de O2; 10 mol de O2 reagem com 20 mol 
de SO2. logo, limitante é o SO2: 12 mols de SO2 reagem com 
6 mol de O2, restando 4 mol de O2 (excesso, que não reage). 
 
b) 1 mol SO2 ----- 0,5 mol O2 ----- 1 mol SO3 
12 mol SO2 --- 6 mol O2 ------ 12 mol SO3 
 
12 mol SO3 ---- 100% rendimento 
9 mol SO3 ------- x 
 
X = 75 % de rendimento 
 
c) V = 20 L e T = 400 K (127°C+273) 
PTV = nTRT 
20PT = (9+4)(0,082x400) 
PT = 21,3 atm 
PO2 = PT(nO2/nT) = 21,3(4/13) = 6,56 
PSO3 = + PT(nSO3/nT) = 21,3(9/13) = 14,7 
 
Questão 9: Numa certa reação em fase gasosa, a fração dos 
produtos na mistura reacional em equilíbrio aumenta quando a 
temperatura se eleva e aumenta quando o volume do vaso 
reacional aumenta. 
(a) O que se pode concluir a propósito da reação a partir da 
influencia da temperatura no equilíbrio? 
Se a fração de produtos no equilíbrio aumenta com o 
aumento da temperatura, indica que a reação direta é 
endotérmica, a qual é favorecida pelo aumento da 
temperatura (o calor adicionado é usado para converter 
reagentes em produtos) 
(b) O que se pode concluir a partir do efeito do aumento do 
volume? 
Se a fração de produtos no equilíbrio aumenta com o 
aumento do volume, indica que a diminuição da pressão 
favorece o deslocamento para a formação de produtos. Além 
disso, isso indica que do lado dos produtos há maior número 
de mols do que no lado dos reagentes 
 
Questão 10: No sistema C(s) + CO2(g) ⇌ 2CO(g) + 98 kcal, dê, 
justificando, três modos diferentes de aumentar a concentração de 
monóxido de carbono no equilíbrio. 
1 – Diminuição da temperatura: como a reação é exotérmica (calor 
do lado dos produtos), a diminuição da temperatura favorece a 
formação de mais produtos com geração de calor, para repor o 
calor perdido pela diminuição da temperatura. 
2 – Aumento da concentração de reagentes (C(s) ou CO2(g)): o 
equilíbrio será deslocado no sentido da formação de CO para 
consumir a quantidade de reagentes adicionada. 
3 – Diminuição da concentração de produtos (CO(g)): o equilíbrio 
será deslocado no sentido da formação de CO para repor a 
quantidade de produto removida. 
 
Questão 11: Calcule a massa e o número de mols de hidróxido de 
alumínio que reage com seis mols de ácido sulfúrico. Se a água 
obtida for vaporizada a 92°C e 0,85 atm, que volume ocupará? 
2Al(OH)3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 6H2O 
2 mol base ----- 3 mol ácido ------- 1 mol sal ------ 6 mol água 
X mol base ----- 6 mol ácido X = 4 mol base 
 
1 mol Al(OH)3 -------78 g 
4 mol Al(OH)3 ------X X = 312 g 
 
92+273 = 365 K 
 
PV = nRT → 0,85V = 6x0,082x365 → V = 211 L 
 
Questão 12: O pentacloreto de fósforo reage com água dando 
origem ao ácido ortofosfórico e cloreto de hidrogênio gasoso. Em 
uma experiencia foram adicionados lentamente 0,360 mol de PCl5 a 
51,84 g de água. (a) Qual o reagente limitante? (b) Considerando 
100% de rendimento, qual o volume ocupado pelo cloreto de 
hidrogênio, se obtido a 1,405 atm e 67°C? 
PCl5 + 4H2O → H3PO4 + 5HCl 
 
a) 1 mol H2O ------ 18 g 
X mol H2O ----- 51,84 g X = 2,88 mol H2O 
 
Se 1 mol de PCl5 reage com 4 mol de H2O, 0,36 mol de PCl5 
reage com 1,44 mol de H2O; 2,88 de H2O só reagem com 0,72 
de PCl5 (quantidade inexistente). Logo, o limitante é o PCl5. 
b) T = 67+273 = 340 K; P = 1,405 atm; V = ? 
PV = nRT → V = 5x0,082x340 → V = 99,2 L 
 
Questão 13: O álcool etílico (CH3CH2OH(l)) pode ser convertido a 
ácido acético (CH3COOH(l)) através da ação de dicromato de sódio 
em presença de ácido sulfúrico, ambos e solução aquosa (equação 
abaixo). Em uma experiencia, foram misturados 24,0 g do álcool e 90 
g de dicromato. Qual o rendimento da reação sabendo que foram 
obtidos 26,0 g do ácido? 
Kr2Cr2O7 + 3CH3CH2OH + 8H2SO4 → 2Cr2(SO4)3 + 2K2SO4 + 
3CH3COOH + 11H2O 
 
1 mol etanol ---- 46 g 
3 mol etanol ----- 138 g 
X mol etanol ----- 24 g x = 0,522 mol etanol 
 
1 mol Kr2Cr2O7 ----- 294,19 g 
X mol Kr2Cr2O7 ----- 90 g x = 3,27 mol Kr2Cr2O7 
 
Etanol é o limitante: 0,522 mol de etanol reage com 0,174 mol de 
dicromato 
 
1 mol Kr2Cr2O7 ----- 3 mol 3CH3CH2OH ----- 3 mol CH3COOH 
0,174 mol Kr2Cr2O7 ---- 0,522 mol CH3CH2OH ---- X 
 
X = 0,522 mol CH3COOH 
 
1 mol CH3COOH ---- 60 g 
0,522 mol CH3COOH ----- X = 31,3 g de CH3COOH 
 
Rendimento 
31,3 g CH3COOH -------- 100% 
26 g CH3COOH -------- X X = 83,1% de rendimento 
 
Questão 14: Calcule a entalpia padrão de formação do diborano 
gasoso (B2H6) usando as seguintes informações termodinâmicas. 
 
4B(s) + 3O2(g) → 2B2O3(s) ΔH = -2509,1 kj 
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) ΔH = -571,7 kj 
B2H6(g) + 3O2(g) → B2O3(s) + 3H2O(l) ΔH = -2147,5 kj 
 
Sendo a entalpia padrão de formação, o calor envolvido na formação 
de um composto a partir das substancias simples dos elementos que 
o compõem, a reação seria 2B(s) + 3H2(g) → B2H6(g) 
 
2B(s) + 3/2O2(g) → B2O3(s) 1/2ΔH1 = -1250 kj 
3H2(g) + 3/2O2(g) → 3H2O(l) 3/2ΔH2 = -858 kj 
B2O3(s) + 3H2O(l) → B2H6(g) + 3O2(g) -ΔH3 = +2147,5 kj 
2B(s) + 3H2(g) → B2H6(g) ΔHT = 39,5 kj 
 
Questão 15: 300 mL de solução 0,03 M de hidróxido de magnésio 
são adicionados a 200 mL de solução 0,02 M de ácido nítrico. Qual 
o pH da solução resultante? 
Mg(OH)2(aq) + 2HNO3(aq) → Mg(NO3)2(aq) + 2H2O(l) 
 
Mg(OH)2 -- 0,03M = mol/0,3L, 9x10-3 mol de Mg(OH)2 
HNO3 -- 0,02M = mol/0,2L, 4x10-3 mol de HNO3 
 
1 mol de base reage com 2 mol de ácido 
HNO3 é o limitante: 4x10-3 mol de HNO3 reage com 2x10-3 mol de 
Mg(OH)2 , sobrando 7x10-3 mols de base 
 
Volume final: 0,3L + 0,2L = 0,5L 
Em Mg(OH)2 são 2 mol de OH- para cada 1 mol de Mg(OH)2, logo, 
em 7x10-3 mol de Mg(OH)2 há 1,4x10-2 mol de OH-. 
[OH-] = mol/L, 1,4x10-2 mol/0,5L, [OH-] = 2,8x10-2 M 
 
pOH = -log[OH-] , pOH = -log(2,8x10-2 M), pOH = 1,55 
 
pH + pOH = pKw, pH + 1,55 = 14, pH = 12,4 
 
Questão 16: Uma solução de ácido nítrico foi preparada a partir da 
dissolução de 83,8 g do ácido em 500 mL de água. Qual o pH da 
solução resultante quando 15 mL da solução do ácido for diluída para 
600 mL. 
1 mol HNO3 ------- 63 g 
X mol HNO3 ------- 83,8 g X = 1,33 mol HNO3 
 
M = mol/V, M = 1,33mol/0,5L, M = [H3O+] = 2,66 M 
 
C1V1 = C2V2, 2,66Mx15mL = C2600mL, C2 = 0,0665 M 
 
Questão 19: Dar o pH e pOH, as concentrações de H3O+ e OH- para 
as seguintes soluções: a) 0,004 M de ácido nítrico (HNO3) b) 0,002 
M de Mg(OH)2 (dissociação completa). 
a) HNO3 + H2O → H3O+ + NO3- 
Dissociação completa: [H3O+] = 0,004 M 
pH = -log[H3O+], pH = -log(0,004), pH = 2,40 
b) Mg(OH)2 → Mg2+ + 2OH- 
pOH = -log[OH-], pOH = -log(0,004), pOH = 2,40 
pH + pOH = pKw, pH + 2,40 = 14, pH = 11,6 
 
Questão 20: Que volume de água deve ser empregado para que 800 
mL de solução 0,75 M de ácido nítrico seja convertido em solução 
0,15 M. Quais concentração e volume de solução de KOH devem ser 
misturados a solução concentrada para se obter pH neutro? 
C1V1 = C2V2, 0,75Mx800mL = 0,15V2, V2 = 4000 mL ou 4 L 
Então, 3,2L devem ser adicionados 
 
HNO3(aq) + KOH(aq) → H2O(l) + K+(aq) + NO3-(aq) 
0,15 mol do ácido reage completamente com 0,15 mol de base 
 
Para neutralização total, 4 L de solução 0,15 M do ácido devem ser 
adicionados 4 L de solução 0,15 M de base