P2_08_10_07

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P2 - PROVA DE QUÍMICA GERAL - 08/10/07 
 
Nome: 
Nº de Matrícula: GABARITO Turma: 
Assinatura: 
Questão Valor Grau Revisão 
1a 2,5 
2a 2,5 
3a 2,5 
4a 2,5 
Total 10,0 
R = 8,314 J mol-1 K-1 = 0,0821 atm L mol-1 K-1 
1 atm L = 101,325 J 
1 cal = 4,184 J 
�E = �U = q + w
�G° = �H° - T�S° 
Kw = [H+] [OH-] = 1,00 x 10-14 a 25°C 
1ª Questão 
 
Veronal (verH, ácido dietilbarbitúrico) é o nome comercial do primeiro sedativo e 
sonífero do grupo dos barbitúricos. Em solução aquosa esse ácido sofre ionização 
segundo a reação abaixo: 
 
N
N
O
H
O
H
O
CH3
CH3 + OH2
N
-
N
O
O
H
O
CH3
CH3 + H3O+(aq) (l) (aq) (aq)
 
(verH) (ver-)
a) Calcule Ka para o ácido e o pH para uma solução preparada pela dissolução de 
0,020 mol de veronal em 1,0 L de água, a 25oC. O grau de ionização do veronal 
nessa solução é de 0,14%. 
 
b) Explique o que irá ocorrer ao equilíbrio descrito no item ‘a’ quando 1,0 x 10-4 
mol de HCl (ácido forte) forem adicionados à solução. Calcule o pH da solução 
resultante após o equilíbrio ser restabelecido. Considere que não há variação de 
volume. 
 
c) Calcule Kb para a base conjugada do veronal, a 25 oC. 
 
d) Segundo o conceito de Bronsted-Lowry, a água é uma substância que pode 
comportar-se como um ácido ou como uma base. Identifique, na representação 
do equilibrio acima, se a água se comporta como ácido ou como base e justifique 
sua resposta. 
Resolução:
a) Grau de ionização = 100 x
[verH]
]O[H
inicial
eq3
+
0,14 = 100 x]O[H3
020,0
+
[H3O+] = 2,8 x 10-5 mol L-1 
[ver-] = [H3O+] = 2,8 x 10-5 mol L-1 pH = 4,55 
[verH] = 0,020 - 2,8 x 10-5 � 0,020 mol L-1 
8-
25
3 10 x3,92
0,020
)10x(2,8
[verH]
][ver ]O[Hka ===
��+
b) Com a adição de HCl(aq), um ácido forte, a concentração de íons H3O+(aq) irá 
aumentar e o equilíbrio ira se deslocar para os reagentes. 
 
verH(aq) + H2O(l) ver-(aq) + H3O+(aq) 
I 0,020 2,8 x 10-5 2,8 x 10-5 
� + x - x + 1,0 x 10-4 -x
Eq. 0,020 + x 2,8 x 10-5 - x 1,28 x 10-4 - x
8
4-5
10 x3,92
x)-(0,020
x)-10xx)(1,28(2,8x10ka �
�
=
�
=
x2 – 1,56 x 10-4 x + 2,80 x 10-9 = 0 
� = 1,31 x 10-8 
x’ = 1,35 x 10-4
x’’ = 2,05 x 10-5 
[H3O+] = 1,28 x 10-4 - 2,05 x 10-5 = 1,08 x 10-4 mol L-1 
pH = 3,97 
 
c) ka kb = kw 
7
8
14
2,55x10
3,92x10
1,0x10
ka
kwkb ��
�
===
d) Segundo o conceito de Bronsted-Lowry ácido é uma substância que, em 
solução aquosa, doa íons H+ e a base é uma substância que recebe íons H+. No 
equilíbrio descrito, a água esta recebendo H+ do veronal, portanto, comporta-se 
como base. 
2ª Questão 
 
Em um experimento para determinar o Kps do sulfato de cálcio, CaSO4, um 
volume de 25,00 mL de uma solução saturada de CaSO4 foi adicionada a uma 
coluna, conforme o desenho abaixo. À medida que a solução vai passando 
através dessa coluna, os íons Ca2+ vão ficando retidos enquanto que íons H3O+,
inicialmente presentes na coluna, vão sendo liberados. Para cada íon Ca2+ retido, 
dois íons H3O+ são liberados. A solução contendo os íons H3O+ liberados é 
coletada e o volume é completado para 100,0 mL em um balão volumétrico. Uma 
amostra contendo 10,00 mL dessa solução diluída de H3O+ é transferida para um 
recipiente e neutralizada com 8,25 mL de uma solução de NaOH 0,0105 mol L-1.
Calcule o Kps para o CaSO4.
CaSO4(s) Ca2+(aq) + SO42-(aq) 
 
CaSO4(s) 
CaSO4(aq) 
solução saturada de CaSO4
25,00 mL de uma solução saturada de 
CaSO4(aq) + água 
Resolução:
Inicialmente calcular o numero de mol de NaOH necessários para neutralizar o 
ácido contido no béquer de 10,00 mL: 
nH3O+ = nOH- = concentração x volume = 0,0105 L
mol x 0,00825 L = 0,0000866 
mol 
No balão volumétrico haverá 10 vezes mais o nH3O+ = 0,000866 mol 
Agora calcular o numero de mol de Ca2+ retido na coluna: 
0,000866 mol de H3O+ x +
+
OHde2mol
Ca de1mol
3
=0,000433 mol de Ca2+ 
Estes 0,000433 mol de Ca2+ vierem dos 25,00 mL da solução saturado do CaSO4.
Logo a concentração de Ca2+ na solução saturada poderá ser calculada da 
seguinte maneira: 
[Ca2+] =
V
n =
0,025L
l0,000433mo =0,0173 mol.L-1 
Logo o Kps para o CaSO4 poderá ser calculado da seguinte maneira: 
Kps = [Ca2+] [SO42-]
Como a [Ca2+] = [SO42-]
Kps = (0,0173) (0,0173) = 3,0 x 10-4 
3ª Questão 
 
Uma solução preparada pela dissolução de 7,30 g de HCl em 250,00 g de água, a 
25,0 oC e 1,0 atm, foi adicionada a um calorímetro (um erlenmayer isolado por um 
isopor e um termômetro para medir a temperatura) contendo uma solução 
preparada pela dissolução de 8,00 g de NaOH em 50,00 g de água, também a 
25,0 oC e 1,0 atm. Quando a reação ocorre, a temperatura da mistura aumenta 
para 33,5oC. 
 
NaOH (aq) + HCl (aq) X NaCl (aq) + H2O (l) 
 
a) Calcule o valor de YH, em kJ mol-1, para a reação. Considere desprezível a 
quantidade de calor absorvida pelo vidro do calorímetro e considere que o calor 
específico da solução é igual ao calor especifico da água pura (4,18 J g-1 oC-1).
b) O experimento é repetido usando uma solução preparada pela mistura de 
10,00 g de HCl em 247,30 g de água e 8,00 g de NaOH em 50,00 g de água. A 
variação de temperatura observada nesse caso será diferente daquela observada 
no item ‘a’? Justifique. 
 
c) Calcule o pH das soluções resultantes nos itens ‘a’ e ‘b’, a 33,5 oC? 
(Kw = 1,95 x 10-14 a 33,5 oC) 
Resolução:
a) Calcular o valor de q usando a seguinte equação: 
q = m . c. �T
q = 315,3g . 4,18 J . g-1 °C-1 . (33,5 – 25,0) °C 
q = 11203 J � 11,2 kJ 
q =n �H
Calcular o valor de n 
 0,2mol
36,46g/mol
7,30gnHCl ==
0,2mol
40,00g/mol
8,00gnNaOH ==
Logo 11,2 kJ = 0,2 . �H
�H = 56,0kJ/mol
0,2
11,2
=
b) Será a mesma temperatura, por que o NaOH é o reagente limitante. 
c) Ítem (a) 
 Haverá uma reação de neutralização completa )n(n OHH �+ = .
Ocorrerá a auto ionização da água a 33,5 °C 
 2H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq) 
Com a seguinte constante de equilíbrio: 
Kw = [H3O+] [HO-]= 1,95 x 10-14 
Calcular agora o valor da H3O+
714
3 1,40x101,95x10]O[H
��+ ==
E finalmente calcular o pH da solução resultante 
pH = - log [H3O+] = -log (1,40 x 10-7) = 6,85 
c) Item (b) 
Haverá um excesso de 2,70 g de HCl em 297,30 g de água 
mol0
36,46g/mol
2,70gnH 074,==+
A concentração de H+(ou H3O+) em excesso que vai definir o pH, é calculado da 
seguinte maneira: 
1
3 0,249mol.L0,2973L
0,074mol
mL 297,30
0,074mol
V
n]O[H �+ ���=
E finalmente calcular o pH da solução resultante. 
pH= -log[H3O+] � - log 0,249 � 0,60 
 
4ª Questão 
 
A melamina, C3H6N6, uma substância fogoretardante, libera nitrogênio quando 
queimada. Para produzir melanina, utiliza-se uréia, (NH2)2CO, segundo a reação 
abaixo: 
 
6(NH2)2CO(s) C3H6N6(s) + 3 CO2(g) + 6 NH3(g) �H = 469,4 kJ 
 
a) Calcule o trabalho e a variação de energia interna, em kJ, envolvido na 
produção de 1,0 mol de melamina, a 550 K e pressão alta e constante. Considere 
que CO2 e NH3 comportam-se como gases ideais. 
 
b) O trabalho e a variação de energia interna, calculados no item ‘a’, dependem 
do �H da reação? Justifique. 
 
c) Faça uma previsão a respeito da variação de entropia, �S, na produção de 
melanina, segundo a reação acima e justifique sua resposta. 
 
d) Explique, utilizando a segunda lei da termodinâmica, porque essa reação só é 
espontânea em temperaturas elevadas. 
 
Resolução:
a) �H = �U + RT�n
469,4 = �U + 8,314×10�3×550×9
�U = 469,4 � 8,314×10�3×550×9
�U = 469,4 � 41,1 = 428,2 kJ mol�1
�H = q + w +RT�n
469,4 = 469,4 + w + 8,314×10�3×550×9
w = �8,314×10�3×550×9 = 41,2 kJ mol�1
b) O trabalho não depende da variação de entalpia da reação, enquanto que a 
energia interna depende. 
 
c) A variação de entropia é maior que zero, pois existe formação de gases e, 
portanto, um aumento da desordem do sistema. 
 
d) �G = �H �T�S
Como �H > 0 e �S>0, então �G < 0 (reação espontânea) somente se: 
 
�H < T�S
Como �S é geralmente um número pequeno comparado com �H, isso somente 
acontecerá em temperaturas altas.