P3_23_06_03

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P3 - PROVA DE QUÍMICA GERAL - 23/06/03 
 
 
 
Nome: 
Nº de Matrícula: GABARITO Turma: 
Assinatura: 
 
 
 
Questão Valor Grau Revisão 
1a 2,0 
2a 2,0 
3a 2,0 
4a 2,0 
5a 2,0 
Total 10,0 
 
Constantes 
Kw = [H+] [OH-] = 1,0 x 10-14 a 25 oC 
F = 9,6485 x 104 C.mol-1
1 C.V = 1 J 
R = 8,314 J.mol-1.K-1
T (K) = t (°C) + 273 
Equações 
ΔG° = - n.F.ΔEo 
Equação de Nernst: E = E° Q
nF
RT ln− 
Equação de van’t Hoff: ⎟⎟⎠
⎞
⎜⎜⎝
⎛ −Δ=
211
2 11ln
TTR
H
K
K o
 
ΔG = ΔGo + R.T.ln Q 
1a Questão 
 
O produto de solubilidade (Kps) do AgBr(s) a 25 °C, pode ser determinado da 
seguinte maneira. Um catodo de prata é parcialmente mergulhado em uma 
solução saturada de AgBr. Esta semi-célula é conectada por uma ponte salina a 
um eletrodo padrão de hidrogênio, segundo o esquema abaixo: 
 
Pt⏐H2(g, 1 atm), H+(aq., 1,0 mol L-1)⏐⏐Ag+(saturada, AgBr) ⏐Ag(s) 
cujo potencial é de 0,44 V 
 
a) Determine o produto de solubilidade do AgBr(s) a 25 oC. 
 
Dados: 
Ag+(aq.) + e- ' Ag(s) E° = 0,80 V a 25 °C 
2 H+(aq.) + 2 e-' H2(g) Eo = 0,00 a 25 °C 
AgBr(s) ' Ag+(aq.) + Br-(aq.) 
 
b) Confirme o valor aproximado do produto de solubilidade do AgBr(s) a 25 oC 
encontrado no item a, utilizando os parâmetros termodinâmicos da tabela abaixo. 
 ΔΗf°(kJ mol-1) ΔGf°(kJ mol-1) Sf°(J mol-1K-1) 
AgBr(s) -99,50 -95,94 107,1 
Ag+(aq.) 105,9 77,11 73,93 
Br-(aq.) -120,9 -102,82 80,71 
Tabela - Constantes termodinâmicas a 25 °C e 1 atm. 
 
c) Calcule o produto de solubilidade do AgBr(s) a 300 °C 
 
d) Pelo principio de Le Chatelier, explique a diferença nos valores encontrados 
para Kps do AgBr(s) nas duas temperaturas. 
Obs.: considere que ΔHo e So não variam com a temperatura. 
Resolução: 
 
a) H2 (g, p = 1 atm)+ 2 Ag+ (aq.) ' 2 H+ (aq.) + 2 Ag(s) 
 
MxAg
Ag
Agn
Q
n
710,6
1
1094,710][10,6
][
1log
][
1log059,08,044,0
log059,0
−−+
+
+
===
−=
−°ΔΕ=ΔΕ
 
 
Kps = [Ag+] [Br-] = (7,94 x 10-7)2
Kps = 6,30 x 10-13
 
b) AgBr(s) ' Ag+ (aq.) + Br-(aq.) 
 ΔG° = 177,11 + (-102,82) - (-95,94) = 70,23 kJ mol-1 
 ΔH° = 105,9 + (-120,9) - (-99,5) = 84,5 kJ mol-1
 ΔG° = -RT ln Kps Kps = 4,9 x 10-13 
 
c) ⎟⎟⎠
⎞
⎜⎜⎝
⎛ −°ΔΗ=
211
2 11
3,2
log
TTRK
K 
 
6
1
3
1
-13
10
298
1
573
1
103,83,2
5,84
K
4,9x10 log -
−
−
≈
⎟⎠
⎞⎜⎝
⎛ −=
K
xx
 
 
Há um aumento de kps com a temperatura em processos endotérmicos. 
“Quando a temperatura de sistema reacional se eleva, em processos 
endotérmicos, o equilíbrio se desloca no sentido de absorver o calor, isto é, para a 
direita” 
2a Questão 
 
Os sais de bário são opacos aos raios X permitindo a visualização do aparelho 
digestivo quando ingeridos antes de exames radiológicos. Por outro lado, os íons 
Ba2+ podem substituir os íons Ca+2 em importantes processos iônicos no músculo 
cardíaco provocando sua contração e conseqüentemente a morte do indivíduo. 
Recentemente, foram registradas algumas mortes de pacientes que ingeriram 
sulfato de bário (BaSO4) sintetizado pela companhia farmacêutica Enila a partir de 
carbonato de bário (BaCO3) (Folha de São Paulo, 05-06-2003). Desconfia-se que 
a reação foi mal feita e o produto obtido foi uma mistura de BaSO4 e BaCO3. 
O sulfato de bário pode ser usado com segurança, pois, além de ser muito pouco 
solúvel em água (Kps = 1,1 x 10-10 a 25 oC) não reage com o ácido clorídrico 
presente no estômago. Já, o carbonato de bário, embora também pouco solúvel 
em água, (Kps = 5,0 x 10-9 a 25 oC) reage com o ácido clorídrico liberando íons 
Ba2+ pela reação: 
BaCO3(s) + 2 HCl(aq) ' Ba2+(aq) + 2 Cl-(aq) + H2O(l) + CO2(g) 
 
a) Calcule a solubilidade (mol L-1) destes dois sais em água pura a 25 oC. 
 
b) Calcule a concentração de íons SO42- e Ba2+ no equilíbrio, após a reação de 
20 g de BaCO3(s) com 0,20 mols de H2SO4 contidos em 1,0 L de solução aquosa 
a 25 oC, segundo: 
 
BaCO3(s) + H2SO4 (aq) ⇔ BaSO4(s) + H2O(l) + CO2(g) 
 
Dados: 
BaCO3(s) ' Ba2+(aq) + CO32-(aq) 
BaSO4(s) ' Ba2+(aq) + SO42- (aq) 
 
Obs.: Considere que os íons CO32-(aq) não reagem com a água. 
Resolução:
BaSO4(s) ' Ba2+(aq.) + (aq.) −24SO
BaCO3(s) ' Ba2+(aq.) + (aq.) −23CO
Kps (BaSO4) = [Ba2+] [SO4=] = , onde X21X 1 = solubilidade do BaSO4
 X1 = 1,04 x 10-5 mol L-1 
Kps (BaCO3) = [Ba2+] [ ]−23CO = 22X
 X2 = solubilidade do BaCO3
 X2 = 7,07 x 10-5 mol L-1 
 
b) número de moles BaCO3 = 
3,197
20 = 0,101 mol 
logo, o H2SO4 estava com excesso de 0,0986 mol L-1 
BaSO4(s) ' Ba2+ + =4SO
 
Ι constante 0 0,0986 
Δ + x’ + x’
Eq. x x’ + 0,0986 
 
onde x’ é a solubilidade de BaSO4 em excesso de 
=
4SO
Kps = 1,1 x 10-10 = [Ba-2+] 
−2
4SO
 = x’ . (x’ + 0,0986) 
como calculado no item b, x1 = 1,04 x 10-5 que é bem menor do que 0,1 então: 
1,1 x 10-10 = x’ . 0,0986 e 
x’ = 1,15 x 10-9 mol L-1 
logo: 
[Ba2+] = 1,15 x 10-9 mol L-1
[ ]−24SO = 9,86 x 10-2 mol L-1
3a Questão 
 
A Agência Nacional de Vigilância Sanitária (Anvisa) autorizou a fabricação 
medicamento do genérico para o analgésico e antitérmico Aspirina™ (ácido acetil-
salicílico), um dos medicamentos mais vendidos e tradicionais do país. Sabe-se 
que o ácido acetilsalicílico [C8O2H7COOH(aq)] é um ácido fraco. 
Responda: 
a) Qual a definição de ácido fraco? 
 
b) Escreva a reação de dissociação do ácido acetilsalicílico e a expressão da sua 
constante de equilíbrio. 
c) Calcule o pH da solução resultante da dissolução de meio comprimido de 
aspirina (0,163 g) em um copo com água (250 mL) sabendo que o ácido 
acetilsalicílico é 26 % dissociado a 250 C. 
 
d) Determine o valor de constante de equilíbrio, Kc. 
 
e) Baseando-se no princípio de Le Chatelier, descreva o que ocorre quando 
adiciona-se lentamente, uma solução aquosa de NaOH à solução de ácido 
acetilsalicílico em equilíbrio conforme o item a. 
Resolução: 
 
a) É um ácido parcialmente ionizado. 
 
b) (aq.) H (aq.) -COO H O C COOH(aq.) H O C 728
H
788
2 ++⎯⎯ →← O
 ou 
(aq.)OH (aq.) -COO H O C OH COOH(aq.) H O C 37282728 ++↔+ 
 
]COOHHO[C
 ]H [ ]COOHO[C
]COOHHO[C
 ]H [ ]COOHO[C
728
3
-
728
728
-
728
−+
= OouK a 
 
c) MM (aspirina) = 180g 
número de moles = 9,056 x 10-4 em 250 mL 
logo: 3,62 x 10-3 mol L-1
 
Determinação de [H+] 100 ⎯⎯⎯ 3,62 x 10-3 
 26 ⎯⎯⎯ X 
 
[H+] = 9,42 x 10-4 mol L-1 e pH = 3,03 
 
c) 43
7
43
24
1031,3
10678,2
1087,8
)1042,91062,3(
)1042,9( −
−
−
−−
−
===−= xKx
x
xx
xK aa 
 
e) Durante a reação com NaOH, há um deslocamento do equilíbrio para a direita, 
à medida que os íons H+ reagem com os íons OH- do NaOH. Este deslocamento 
persiste até que todo o ácido reaja com NaOH. 
 
4a Questão 
 
O metanol (CH3OH) é largamente empregado como combustível dos carros de 
corrida da formula Indy e é obtido pela reação: 
 
C(s) + ½ O2(g) + 2H2(g) ' CH3OH(g) 
 
a) Escreva a expressão da constante de equilíbrio para esta reação. 
 
b) Calcule Kp (25 oC) para a reação acima. 
 
c) Comente a relação existente entre o sinal do ΔGo e a magnitude de Kp. 
 
Dado: ΔGfo (CH3OH(g)) = -166,27 kJ mol-1 
 
Resolução: 
 
a) 3
22
1
2
3
)()( pHpO
OHCHp
Kp = 
 
b) .ln eqKRTGR −Δ °
 )( 3OHCHfGGR °Δ=Δ °
 
22,67
:log eeKpo RT
G ∫°Δ−
= 
 2910 x 1,56 Kp =
 
c) Quando ΔG°ƒ < 0, Kp > 1 e a reação favorece os produtos. 
5a Questão: 
 
A 25 °C o valor de Kp para a reação abaixo é 4,5 x 10-31. 
 
N2 (g) + O2 (g) ' 2 NO (g) ΔH° = 180 kJ 
 
a) Supondo que a composição do ar é 20 % de O2(g) e 80 % (v / v) de N2(g), qual 
a concentração esperada de NO(g) no ambiente, à pressão de 1 atm ? 
 
b) Em dias frios, t < 25 °C, a concentração de NO tende a diminuir ou aumentar? 
Justifique. 
Resolução: 
 
a) 
 N2 (g) + O2 (g) ' 2 NO (g) 
Ι p= 0,8 atm p= 0,2 atm 0 
Δ - x - x + 2x 
Eq 0,8 - x 0,2 -x 2x 
 
)8,0()2,0(
)2(105,4
2
31
xx
xxKp −−== 
Considerando x << 0,2 e x << 0,8 : 
 
8,02,0
)2(105,431
x
xxKp == − = 
x = 1,34 x 10-16 atm 
e pNO = 2,68 x 10-16 atm 
 117
16
1010,1
298082,0
1068,2][ −−
−
== Lmolx
x
xNO 
b) Quando t < 25 °C, a concentração de NO tende a diminuir porque a reação é 
endotérmica, ΔΗR > o .