P3 - 2011.2 (19-11) - Gabarito

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P3 - PROVA DE QUÍMICA GERAL - 19/11/11 
 
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 
 
Dados gerais: 
G = - n F E 
G = Go + RT ln Q 
 
lnQ 
nF
RT
ΔEΔE 
 
 






















21
a
1
2
a
0
0
0
T
1
T
1
R
E
k
k
 ln
T
1
R
E
lnAk ln
kt
[A]
1
[A]
1
kt[A] ln[A] ln
kt[A][A]
 
F = 96500 C mol-1 
R = 8,314 J mol-1 K-1 
 
1a Questão 
 
Um recipiente fechado de 1,00 L contém 1,000 mol de pentóxido de dinitrogênio, N2O5. Na 
temperatura de 35 ºC, o N2O5 se decompõe 15,8% em 20,0 minutos como representado 
na equação 1. Sabendo que a velocidade da reação de decomposição do N2O5 aumenta 
três vezes quando sua concentração é triplicada, responda o que se pede. 
 
eq. 1 2N2O5(g) 4NO2(g)
 + O2(g) 
 
a) Complete a tabela abaixo: 
 
Tabela: Concentração de N2O5 em função do tempo, à 35 °C 
[N2O5] (mol L
-1) t (minutos) 
 0 
 20 
0,650 
 
Calcule: 
b) a constante de velocidade da reação, à 35°C; 
 
c) a quantidade, em mol L-1, de dióxido de nitrogênio, NO2, em 20,0 minutos, à 35°C; 
 
d) o tempo de meia vida, t½, da reação de decomposição do N2O5, à 35°C; 
 
 
Resolução: 
a) 
Tabela: 
 
]tO[N 52
 mol L-1 t minutos 
1,000 0 
0,84 20 
0,650 50,1 
 
 
O cálculo de k se encontra na letra b. 
 
 
 
 
 
ln 0,650 = -8,60 .10 – 3 t 
 1,000 
 
-0,431 = -8,60 .10 – 3 t t = 50,1 min 
 
 
 
b) k? 
Para 20,0 minutos 
 
 
 
 k = 8,60 x10 – 3 min-1 
 
 
kt
 ]inicialO[N
]tO[N
 ln
52
52 
20,0 x k
 1,000
0,158 -1,000
 ln 
c) 2N2O5 (g) 4NO2 (g) 
 + O2 (g) 
 
 1,000 - 2x 4x x 
 
 
 
 1,000 – 2x = 0,842 
 
x = 0,0790 
 
 
[NO2]t
 = 4 x 0,0790 = 0,316 mol L-1 
 
 
d) 
2
1t
 = 0,693 / k = 0,693 / 8,60 .10 – 3 = 80,6 min 
 
Ou: 
 
ln 0,500 = -8,60 .10 – 3 x t 
t = 80,6 min 
 
 
 
 
 
 
 
2a Questão 
 
Três experimentos foram realizados, nos quais variou-se as concentrações iniciais dos 
íons persulfato, S2O8
2-, e iodeto, I-, que reagem em solução aquosa, à 25 °C, segundo a 
reação: 
 
S2O8
2-(aq) + 3 I-(aq) → 2 SO4
2-(aq) + I3
-(aq) 
 
Experimento Concentração 
inicial de S2O8
2- 
(mol L-1) 
Concentração 
inicial de I- 
(mol L-1) 
Velocidade inicial 
da reação 
(mol L-1 s-1) 
1 0,038 0,060 1,4 x 10-5 
2 0,076 0,060 2,8 x 10-5 
3 0,076 0,030 1,4 x10-5 
 
a) Escreva a lei de velocidade, indicando a ordem da reação em função de cada um dos 
reagentes. Explique. 
 
O gráfico abaixo representa a variação da constante de velocidade da reação utilizando 
as concentrações do experimento 3, em diferentes temperaturas. A constante de 
velocidade, k, está em L mol-1 s-1. 
 
 
b) Calcule o valor aproximado da energia de ativação, em kJ mol-1, da reação. 
c) Calcule o valor aproximado da constante de velocidade, k, à 30 oC. 
d) Calcule a velocidade inicial da reação, à 30oC. 
e) Diga o que ocorre com a velocidade da reação e com a energia de ativação quando 
variamos a temperatura ou quando adicionamos um catalisador. 
 
Resolução: 
a) 
Explicação Teórica: 
S2O8
2-: A medida em que é dobrada a concentração inicial deste reagente, mantendo a 
concentração inicial de I- constante, a velocidade inicial também é dobrada, 
caracterizando primeira ordem em relação a este reagente. 
I-: A medida em que é a concentração inicial deste reagente é variada para a metade do 
seu valor inicial, mantendo a concentração inicial de S2O8
2- constante, a velocidade inicial 
também cai a metade, caracterizando primeira ordem em relação a este reagente. 
Explicação por Cálculo: 
 
 
Mantendo [I-] constante: 
 
 
 
 
Mantendo [S2O8
2-] constante: 
 
 
 
 
Lei da Velocidade: 
 ou 
 
 
b) Pelo gráfico: 
 
menteaproximada mol kJ 10 x 5Ea 1
 
 
c) 
 
 
 
menteaproximada s mol L 1k -11 210x01,
 
 
d) 
 
 
e) Catalisador: aumenta a velocidade e diminui a energia de ativação. 
Temperatura: aumenta a velocidade, mas não altera a energia de ativação. 
3a Questão 
 
Para examinar o efeito da variação da concentração de íons em solução, um químico 
construiu as seguintes células galvânicas: 
 
1ª célula: eletrodo de Pb mergulhado em uma solução aquosa de Pb2+ e eletrodo padrão 
de hidrogênio H+/H2, como referência; 
2ª célula: eletrodo de Cu mergulhado em uma solução aquosa de Cu2+ e eletrodo padrão 
de hidrogênio H+/H2, como referência. 
 
Considere que estas células estão, à 25 oC, responda o que se pede. 
 
a) Escreva a notação científica de cada uma das células galvânica. 
 
b) Explique o que acontece com a diferença de potencial, ∆E, da 1ª. célula, quando Pb2+ 
é removido da solução, na forma de PbS(s), após a adição de sulfeto de sódio, Na2S. 
 
c) Para a 2ª célula galvânica escreva as semi-reações que ocorrem no cátodo e no 
ânodo, a reação global e calcule a diferença de potencial, ΔE. 
 
d) Calcule a diferença de potencial, ∆E, da 2ª. célula, quando uma quantidade suficiente 
de sulfeto de sódio, Na2S, é adicionada à solução contendo Cu
2+, de modo a formar 
CuS(s), sabendo que a concentração de íons Cu2+ diminui para 1,0 x 10-16 mol L-1 e que 
as demais espécies permanecem nas condições padrões. 
 
 
Dados: 
Potenciais padrão de redução à 25 C: 
Pb2+(aq)/Pb(s) = - 0,13 V 
Cu2+(aq)/Cu(s) = 0,34 V 
H+(aq)/H2(g) = 0,00 V 
Resolução: 
a) 
Pb(s)/Pb2+(aq) (1 mol L-1)//H+(aq) (1 mol L-1) H2(g) /(1 atm) /Pt(s) 
Pt(s)/ H2(g) (1 atm)/ H
+(aq) (1 mol L-1)// Cu2+(aq) (1 mol L-1)/Cu(s) 
 
b) Ao precipitar o PbS, as concentrações dos íons Pb2+(produto) diminuirão e, com isso, o 
E será maior que em condições padrão. 
 
Pb(s) + 2H+(aq) → Pb2+(aq) + H2(g) 
 Na2S PbS 
 
2][H
]2[Pb
 Q lnQ 
nF
RT
ΔEΔE



 
Ou seja, o termo 
lnQ 
nF
RT
 diminuirá, em concentrações baixas de Pb2+, e, ao subtrair do 
E, aumentará o potencial da célula (E) 
 
c) H2(g) → 2 H
+(aq) + 2e- E = 0,00 V - Anodo 
 2e- + Cu2+(aq) → Cu(s) E = 0,34 V - Catodo 
 H2(g) + Cu
2+(aq) → 2 H+(aq) + Cu(s) E =0,34 V - Reação global 
 
d) H2(g) + Cu
2+(aq) → 2 H+(aq) + Cu(s) 
 
1L mol16- x101,0]2[Cu 
1L mol 1,0][H e
2
H
P ]2[Cu
2][H
Q onde lnQ 
nF
RT
ΔEΔE





 
  e mol 2nK 298T K mol J 8,314 R V 0,34ΔE 1-1
 
0,13V
 x10(1,0
(1,0)
ln
96500 x 2
2984x 8,31
 0,34ΔE
16
2







 )
V
 4ª Questão 
 
Considere a seguinte célula galvânica, os potenciais padrão de redução, à 25 oC, e as 
informações do gráfico. 
 
Fe(s)│Fe2+(aq) ││Cr3+(aq) , Cr2+ (aq)│Pt(s) 
Fe2+(aq) + 2e- → Fe(s) Eo = -0,440 V 
Cr3+(aq) + e- →Cr2+(aq) Eo = ? V 
 
 
 
a) Escreva a reação global que ocorre nesta célula galvânica. 
b) Determine o potencial padrão de redução do catodo, Eo, em volts. 
c) Determine o valor de ∆G, à 25 oC, no início desta reação quando, ela está na condição 
padrão. 
d) Determine o valor da constante de equilíbrio, K, à 25oC. 
 
 
Resolução: 
 
a) 
 2Cr3+(aq) + 2e- →2Cr2+(aq) 
Fe(s) →Fe2+(aq) + 2e- 
2Cr3+(aq)+ Fe(s) → Fe2+(aq) +2Cr2+(aq) 
 
b) Quando Q = 1, ln 1 = 0 e ∆E = ∆Eo = 0,033V 
Como ∆Eo = Eocatodo - E
o
anodo = 0,033 = E
o
catodo – (-0,440V) 
Logo Eocatodo = 0,033 – 0,440 = -0,407 V 
 
Opção: cálculo do E pelo coeficiente linear do gráfico. 
c) G = Go + RT ln Q 
Quando ln 1 =0 
 ∆G = ∆Go = - n F E 
G = - 2 x 96500 x 0,033=-6,4x103J= -6,4 kJ 
 
d) Quando E = 0, ln Q = 2,6 = lnK (do gráfico) aproximadamente 
K = e2,6 = 13,5