P1_04_04_09

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P1 - PROVA DE QUÍMICA GERAL – 04/04/09 
 
Nome: GABARITO 
Nº de Matrícula: Turma: 
Assinatura: 
Questão Valor Grau Revisão 
1a 2,5 
2a 2,5 
3a 2,5 
4a 2,5 
Total 10,0 
Dados 
 
R = 0,0821 atm L mol-1 K-1 
T (K) = T (°C) + 273,15 
1 atm = 760,0 mmHg 
PV = nRT 
Kp = Kc (RT)�n
1a Questão 
 
Considere a reação representada na equação abaixo envolvendo 74,0 g dióxido 
de manganês, MnO2, e uma solução aquosa de ácido clorídrico, HCl: 
 
MnO2(s) + 4HCl(aq) � MnCl2(aq) + 2H2O(l) + Cl2(g) 
 
a) Calcule a quantidade teórica de HCl, em mol, necessária para reagir 
completamente com o MnO2.
b) Calcule o volume de Cl2 produzido, a 273 K e 1,00 atm, quando se utilizam 200 
mL da solução aquosa de HCl de densidade 1,18 g mL-1, contendo 37,0% de HCl 
em massa. Considere que o Cl2 se comporta como gás ideal. 
c) Calcule o rendimento percentual da reação, considerando que foram obtidos 
0,400 mol de Cl2.
Resolução:
MnO2(s) + 4HCl(aq) � MnCl2(aq) + 2H2O(l) + Cl2(g)
74,0 g 
 37%(m/m) 
 d = 1,18 g mL-1 
MM = 
86,9 
 36,5 g mol-1 
M = 54,9 
O = 16,0 
Cl = 35,5 
H = 1,008 nHCl = ? 
HCl 37% = 37g HCl � 100 g solução 
 d = 1,18 g . mL-1 x � 1180 g � 1 L
x = 436,6 g HCl ÷MM = nHCl original 11,97 mol L-1 
a) 74,g MnO2� y = 0,85 
 86,9 g � 1 mol 
Como a reação envolve 1 mol MnO2 – 4 mol HCl 
 0,85 �� z =
b) 
MnO2(s) + 4HCl (aq) � MnCl2(aq) + 2H2O(l) + 1 Cl2(g) 
 200 mL 
 11,97 mol L-1 
0,85 2,39 
Para reagir com 0,85 mol de MnO2 precisamos 3,4 mol de HCl. Só temos 2,9, logo 
o HCl é o reagente limitante, que se esgota 
A partir de 2,39 mol de HCl geramos w mol Cl2
Se 4 mol ��� 1
��� ��� 0,598 mol 
 w = PV = nRT � V = L13,40
1
273 x0,0821 x0,598
P
nRT
==
c) 67%100 x
0,598
0,4
= ou 47%100 x
0,85
0,4
=
3,4 mol 
2a Questão 
 
O bronze é uma solução sólida de cobre, Cu, e estanho, Sn, onde as quantidades 
desses metais podem variar em função da qualidade do bronze. Ambos metais 
reagem com ácido nítrico, HNO3, conforme as equações 1 e 2, respectivamente. 
Uma amostra de bronze de massa igual a 40,0 g foi completamente reagida em 
solução aquosa de ácido nítrico, HNO3, resultando em 1,00 L de solução 
contendo nitrato de cobre, Cu(NO3)2, e nitrato de estanho, Sn(NO3)2. Um volume 
de 500 mL da solução resultante foi misturado com excesso de ferrocianeto de 
potássio, K4[Fe(CN)6], formando 46,6 g de um produto sólido denominado 
ferrocianeto de cobre, Cu2[Fe(CN)6], conforme equação 3. 
 
Observação: O Sn(NO3)2 não reage com K4[Fe(CN)6]. 
 
Cu(s) + 2HNO3(aq) � Cu(NO3)2(aq) + H2(g) equação 1 
Sn(s) + 2HNO3(aq) � Sn(NO3)2(aq) + H2(g) equação 2 
2Cu(NO3)2(aq) + K4[Fe(CN)6](aq) � Cu2[Fe(CN)6](s) + 4KNO3(aq) equação 3 
 
a) Calcule a massa e a fração molar do Cu na amostra de bronze. 
b) Considere outra situação na qual o K4[Fe(CN)6] é o reagente limitante da reação 
com Cu(NO3)2. Calcule a quantidade teórica, em massa, de sólido formado quando 
100 mL de solução 0,200 mol L-1 de K4[Fe(CN)6] forem usados para produção do 
Cu2[Fe(CN)6](s). 
 
Resolução:
a) 
nCu2[Fe(CN)6] = 46,6 g / 339,01 g mol-1 = 0,137 mol 
O nCu2[Fe(CN)6] é produzido a partir de 2n de Cu(NO3)2. Logo nCu(NO3)2 em 500 mL de 
solução é igual a 0,274 mol. 
Em 1,00 L teria-se 2 x 0,274 mol = 0,548 mol de Cu(NO3)2.
Ou seja: 0,548 mol de Cu, o que equivale a: 
mCu = nCu x MMCu = 0.548 mol x 63,55 g mol-1 = 34,8 g de Cu 
A massa de estanho pode ser calculada por: 
mSn = mbronze – mCu = 40,0 – 34,8 = 5,2 g 
 
Assim: 
XCu = (mCu/MMCu) / [(mCu/MMCu) + (mSn/MMSn)] 
XCu = (34,8/63,55) / [(34,8/63,55) + (5,2/118,71) = 0,93 
b) 
n K4[Fe(CN)6] = 0,200 mol L-1 x 0,100 L = 0,0200 mol 
 
Logo, como o K4[Fe(CN)6] é o reagente limitante, será produzido 0,0200 mol de 
Cu2[Fe(CN)6], ou seja: 
 
mCu2[Fe(CN)6] = nCu2[Fe(CN)6] x MMCu2[Fe(CN)6] = 0,0200 mol L-1 x 339,01 = 6,78 g 
3a Questão 
 
O acetileno, C2H2, é formado pela reação entre os gases metano, CH4, e oxigênio, 
O2, segundo a equação 1. Foram reagidos 416 g de CH4 e O2 em quantidade 
estequiométrica em um reator de 200 L a 550°C. Considere o comportamento dos 
gases como ideal e que os reagentes foram completamente consumidos no 
processo. 
 
4CH4(g) + 2O2(g) � C2H2(g) + 6H2(g) + CO(g) + CO2(g) + H2O(g) equação 1 
 
a) Calcule a pressão total no reator, em atm, após o término da reação. 
b) Uma das razões da diminuição do rendimento no processo de produção de 
C2H2 pela reação acima é a decomposição desse produto representada na 
equação 2. 
 
C2H2(g) � 2C(s) + H2(g) equação 2 
 
Calcule o rendimento percentual da reação de produção de C2H2 (equação 1), 
sabendo que parte do C2H2 se decompôs e que a pressão parcial do H2 no reator 
no final do processo é igual a 14,0 atm. 
c) Considere que, além da decomposição de C2H2, ocorreram outras perdas 
durante o processo de produção. Calcule o novo rendimento percentual da reação 
representada na equação 1 em relação ao acetileno, C2H2, sabendo que a mistura 
final de gases contém 3,25 mol de C2H2.
Resolução:
a) nCH4 = 416g/(16,0g/mol) = 26 mol 
4 mol CH4 produzem 10 mol de gases 
nT = n° de mol de gases = 10/4 x 26 = 65,0 mol 
PT = pressão total no final da reação = (65 x 0,0821 x 823,15) / 200 = 21,96 atm 
PT = 22,0 atm 
b) para resolução da questão, pode ser por mol ou por pressão parcial. Para 
resolução com Pparcial, multiplique os mol por RT/V 
nH2 total = PV/RT = 14,0 x 200 / (0,0821 x 823) = 41,4 mol 
nH2 da equação 1 = 6/4 x 26 = 39,0 mol 
nH2 da decomposição = 41,4 – 39,0 = 2,40 mol 
nC2H2 teórico = 1/4 x nCH4 = 26/4 = 6,50 mol 
nC2H2 obtido = 6,50 – 2,40 = 4,10 mol 
Rendimento = 4,10 x 100 / 6,50 = 63,1 % 
R = 63,1% 
c) nC2H2 = 3,25 mol 
R = nC2H2 obtidos x 100 / nC2H2 teóricos = 3,25 x 100 / 6,50 = 50,0 % 
R = 50,0 % 
4a Questão 
 
Dióxido de carbono, CO2, reage com grafite, C, formando monóxido de carbono, 
CO, segundo o equilíbrio indicado na equação 1. 
 
CO2(g) + C(s) 2CO(g) equação 1 
 
O CO2 da mistura gasosa resultante (CO2 e CO) reage com hidróxido de bário, 
Ba(OH)2, produzindo carbonato de bário, BaCO3, sólido (equação 2). Considere 
que o CO não reage com Ba(OH)2.
CO2(g) + Ba(OH)2(aq) T BaCO3(s) + H2O(l) equação 2 
 
a) Uma massa igual a 1,77 g de CO2 é colocada para reagir com 2,00 g de C em 
um recipiente de 1,00 L a 1100 K. Sabendo que a mistura gasosa proveniente do 
equilíbrio da reação (equação 1) é separada e colocada para reagir com Ba(OH)2
segundo a equação 2 (100% de rendimento), e que o CO2 produziu 3,41 g de 
BaCO3, calcule o Kp da reação (equação 1). 
b) Sabendo que a reação representada na equação 1 é endotérmica, diga como 
se deve variar (aumentar ou diminuir) a temperatura do reator para que se possa 
produzir uma quantidade maior de BaCO3 na reação representada na equação 2. 
Considere que o Ba(OH)2 está em excesso. Explique. 
c) Explique o que aconteceria com o valor de Kp da reação 1, se nas condições 
iniciais do item “a” a quantidade de C fosse dobrada. 
 
Resolução:
a) 1,77 g de CO2 x
2
2
CO deg44,0
CO de1mol = 0,0402 mol de CO2 (no início) 
 
3,41 g BaCO3 x )equilíbrio (no COdemol 0,0173BaCO mol 1
CO de1mol x
BaCO deg197,3
BaCO de1mol 
2
3
2
3
3 =
0,0402 mol de CO2 – 0,0173 mol de CO2 = 0,0229 mol de CO2 que reagiu para 
formar CO 
0,0229 mol de CO2 x )equilíbrio (no COdemol 0,0458CO mol 1
CO mol 2
2
=
atm 1,56
1
0,082x1100 x0,0173
V
nRTequilíbrio noP
2CO ===
atm 13,4
1
0,082x1100 x0,0458
V
nRTequilíbrio noPCO ===
10,9
1,56
(4,13)
P
PK
2
CO
CO
2
p
2
===
b) Para se produzir uma maior quantidade de BaCO3, será necessária uma maior 
quantidade de CO2 (g) no equilíbrio (equação. 2). Isto significa que o equilíbrio 
deverá ser deslocado no sentido da produção de mais CO2 (reagentes). Como a 
reação direta é endotérmica, a reaçãoinversa (produção de CO2) deverá ser 
exotérmica. Pelo principio de Le Chatelier, reações exotérmicas são favorecidas 
pela diminuição de temperatura. Assim, para se produzir um menor quantidade de 
BaCO3 será necessário diminuir a temperatura no reator. 
 
c) Nada. Porque o C(s) não entra na expressão que define o valor numérico de Kp:
2CO
CO
2
p P
PK =
	�
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