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Inclusão para a Vida Quimica B

CURSINHO DA UFSC 1

AULA 01

Soluções

É qualquer mistura homogênea onde um componente é denominado soluto e o outro solvente, normalmente a água. Tipos de Solução De acordo com a quantidade de soluto, podemos classificar as soluções em: Saturadas: Têm a concentração igual ao limite de saturação. Insaturadas: Têm a concentração menor que o limite de saturação. Supersaturadas: Têm a concentração maior que o limite de saturação. Limite de Saturação: Quantidade máxima de soluto que pode ser dissolvida em uma certa quantidade de solvente.

SOLUBILIDADE DAS SOLUÇÕES Solubilidade é a máxima quantidade possível de um determinado soluto que pode ser dissolvida em uma certa quantidade padrão de solvente a uma dada temperatura. Influência da Temperatura na Solubilidade: A maioria das substâncias tem sua solubilidade aumentada com a temperatura. Curvas de Solubilidade

Podemos observar que algums sais tem sua solubilidade aumentada significativamente com o aumento da temperatura, já em outros a temperatura tem pouca influência.

Exercícios de Sala 01 O gráfico acima fornece as curvas de solubilidade de diversas substâncias em função da temperatura e de uma mesma quantidade de solvente. Com base neste gráfico, a(s) conclusão(ões) correta(s) é(são): 01. A 10ºC a substância mais solúvel é o sulfato de cério 02. A 10ºC a substância menos solúvel é a KNO3 04. A proximadamente a 20ºC, KNO3 e Ce2(SO4)3 têm a mesma

solubilidade. 08. A 20ºC, KNO3 é mais solúvel que o NaCl. 16. A ordem crescente de solubilidade destas substâncias é, a

40ºC, Ce2(SO4)3, NaCl, KNO3, H4Cl, NaNO3. 32. A 50ºC, todas as substâncias têm a mesma solubilidade. SOMA:

AULA 02

CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES Chama-se concentração de uma solução a toda e qualquer maneira de expressar a proporção existente entre as quantidades de soluto e de solvente, ou então, as quantidades de soluto e da solução. As definições mais comuns são as que mencionamos a seguir. Nelas, usaremos as seguintes convenção: – índice 1: qtdade relativa ao soluto; – índice 2: qtdade relativa ao solvente; – s/ índice: qtdade relativa à solução. Concentração Comum:

É o quociente entre a massa do soluto (em gramas) e o volume da solução (em litros), ou seja, quantos gramas de soluto há em cada litro de solução.

Unidade: .....g/L Densidade:

É o quociente entre a massa da solução (em gramas) e o volume da solução(em mL ou cm3) ou seja, quantos gramas de solução há em cada mL ou cm3 de solução.

Unidade: .....g/mL ou g/cm3

Título ou Porcentagem em Massa

É o quociente entre a massa do soluto e a massa da solução (em gramas), que pode ser expresso como número puro (0 < t < 1) ou em porcentagem (0 < P% < 100%).

Molaridade ou Concentração Molar É o quociente entre o número de mols do soluto e o volume da solução (em litros), ou seja, quantos mol de soluto há em cada litro de solução. Unidade: .....mol/L .....M ou Molar

Normalidade ou Concentração Normal

É o quociente entre o número de equivalentes do soluto e o volume da solução (em litros), ou seja, quantos equivalentes de soluto há em cada litro de solução. Onde x é o número de cargas geradas na

ionização ou dissociação de um mol do eletrólito. Unidade: .....Normal ou N

Exercícios de Sala 01. Foi preparado uma solução com 18 g de glicose(C6H12O6) em 182 g de água encerrando um volume de 200 mL. Sobre a mesma é correto afirmar: 01. Apresenta densidade igual a 2,25 g/mL. 02. O título é de 9 % de soluto. 04. A concentração comum é de 90 g/L 08. A massa molar do soluto é de 180 g/mol 16. O número de mols de soluto é 0,2 mol. 32. A concentração molar é de 0,5 mol/L. SOMA:

T = m1 = m1 . m m1 + m2

C = m1 . V

d = m . V

M = n1 = m1 . V mol .V

N = M.x

Quimica B Inclusão para a Vida

PRÉ-VESTIBULAR DA UFSC 2

Tarefa Mínima 1. Qual o título de uma solução que contém 20g de soluto e

80g de solvente? 2. Que massa de H2SO4 deve ser dissolvida em 800ml de água

para se obter uma solução de título igual a 0,6? 3. Que massa de água deve ser usada para se preparar 400g de

solução de NaCl a 8%? 4. Calcule a concentração em g/l de uma solução de nitrato de

potássio, sabendo que ela encerra 60g de sal em 300cm3 de solução.

5. Calcule a massa de ácido nítrico necessária para a

preparação de 150ml de uma solução de concentração 50g/l 6. Em um balão volumétrico adicionaram-se 20g de KBr e

água sulficiente para 250ml de solução. Calcule a concentração da solução em g/l. 7. UEMS Sabendo que a densidade de uma solução é 0,789 g/ml, qual é a massa aproximada, em gramas, contida em 75 ml desta solução? a) 7,8 x 10–2 g d) 592 g b) 75 g e) 59,2 g c) 0,789 g 8. UFF-RJ Dissolveu-se 4,6 g de NaCl em 500 g de água “pura”, fervida e isenta de bactérias. A solução resultante foi usada como soro fisiológico na assepsia de lentes de contacto. Assinale a opção que indica o valor aproximado da percentagem, em peso, de NaCl existente nesta solução. a) 0,16 % b) 0,32 % c) 0,46 % d) 0,91 % e) 2,30 % 9. FEI-SP No rótulo de uma garrafa de água mineral lê-se, entre outras coisas: Conteúdo: 1,5L Bicarbonato de cálcio: 20 ppm Sabendo que ppm = mg soluto/L solução aquosa, qual é a massa de bicarbonato de cálcio, no conteúdo da garrafa: a) 0,03g d) 0,06g b) 0,02g e) 150mg c) 0,01g 10. Uma solução apresenta 3 mols de HCl dissolvidos em 17mols de água. Qual a fração molar do soluto? 11. Calcule a concentração molar de uma solução que apresenta 0,4 mol de KNO3 em 500ml de solução. 12. Dissolveram-se 9,8g de H2SO4 em água sulficiente para 400ml de uma solução. Calcule a concentração molar dessa. 13. (Acafe-SC) O leite de vaca contém, em média, 4,5g de lactose, C12H22O11, por 0,100L. A concentração molar é: a) 0,26M. c) 4,5M e) 0,45M b) 0,39M. d) 0,13M 14. (Acafe-SC) Uréia, NH2CONH2, é um produto do metabolismo de proteínas. Que massa de uréia é necessária para preparar 500mL de uma solução 0,20M? a) 5,1g c) 18,0g e) 6,0g b) 12,0g d) 24,0g

15. UFSC Determine a massa (em gramas) de hidróxido de sódio NaOH, existente em 500 ml de sua solução 0,2 molar.

Tarefa Complementar

16. UFMA O dióxido de enxofre é considerado um dos maiores poluentes industriais, e é adicionado freqüentemente em sucos de frutas naturais, com a finalidade de eliminar microorganismos e prevenir oxidações. Assumindo que uma garrafa comum contém 500 mL de suco com um teor de 2,0 x 10–3 mol/L de SO2, qual a massa de dióxido de enxofre no suco? Dados: O = 16 u; S = 32 u a) 64 mg c) 1,0 mg e) 4,0 mg b) 1,0 g d) 4,0 g 17. UFRS Soluções de uréia, (NH2)2CO, podem ser utilizadas como fertilizantes. Uma solução foi obtida pela mistura de 210 g de uréia e 1.000 g de água. A densidade da solução final é 1,05 g/mL. A concentração da solução em percentual de massa de uréia e em mol/ L, respectivamente é:

18. Unifor-CE Uma bebida alcoólica contem 20,0% em massa de etanol e o resto é praticamente água. À temperatura de 20ºC sua densidade é de 0,970 g/mL. A concentração dessa solução em mol/L, é: a) 0,24 b) 0,42 c) 2,4 d) 4,2 e) 6,0 Dado: Massa molar do etanol: 46 g/mol 19. FEI-SP O gás sulfídrico (H2S), produto da fermentação do esgoto chegou a atingir o elevado índice de 0,4 mg/L, no rio Tietê. Tal índice expresso em molaridade, seria aproximadamente: Dados: H = 1 e S = 32 a) 1,17 · 10–5 c) 2,35 · 10–5 e) 1,7 · 10–4 b) 1,2 · 10–4 d) 3,4 · 10–4 20. U. Alfenas-MG O ácido acetilsalicílico é um analgésico que pode ser encontrado em comprimidos ou em solução. Um comprimido analgésico tem massa de 500 mg, sendo cerca de 90% constituído de ácido acetilsalicílico. Sendo assim, qual o volume de uma solução de ácido acetilsalicílico a 2,5 mol/L que apresenta a mesma massa de ácido que esta presente em dois comprimidos de analgésico? a) 4,0 mL b) 8,0 mL c) 2,0 mL d) 1,0 mL e) 6,0 mL Fórmula molecular do ácido acetilsalicílico: C8O2H7COOH Massas molares (g/mol): C = 12; H = 1; O = 16 AULA 03

Diluição e Mistura de Soluções


CURSINHO DA UFSC 3

Diluir uma solução significa diminuir a sua concentração através da adição de mais solvente, sem alterar a quantidade de soluto.

Molaridade: M1.V1 = M2.V2 Mistura de Soluções de mesmo Soluto Neste caso, tanto a quantidade de soluto quanto o volume da nova solução equivalem à soma das soluções iniciais.

Exercícios de Sala

01. (UFSC) Qual a massa de Na2SO4, em gramas, necessária para preparar 100mL de uma solução 3,50 molar? Qual o volume de água, em mL, necessário para diluir 10mL desta solução, transformando-a em 1,75 molar? 02. Qual a concentração final (em mol/L) da solução resultante da mistura de 200mL de uma solução 0,5M com 100mL de uma solução 2,0M ?

Tarefa Mínima 21. UFRJ Diluição é uma operação muito empregada no nosso dia-a-dia, quando, por exemplo, preparamos um refresco a partir de um suco concentrado. Considere 100 mL de determinado suco em que a concentração de soluto seja 0,4 mol.L–1. O volume de água, em mL, que deverá ser acrescentado para que a concentração do soluto caia para 0,04 mol.L–1, será de: a) 1.000 b) 500 c) 900 d) 400 22. UFR-RJ Misturou-se 15 mL de uma solução KClO3 0,25 M com 35 mL de água. A concentração final da solução em molaridade é: a) 0,75 M b) 0,075 M c) 0,25 M d) 0,025 M e) 0,0075 M 23. U. Caxias do Sul-RS Um processo de evaporação de uma solução aquosa AB 0,05 molar foi interrompido após três horas, quando restavam 100 mL de uma solução aquosa 1,2 molar. O volume da solução inicial e o volume de água evaporada é, respectivamente: a) 1,5 L e 0,1 L b) 2,1 L e 2,2 L c) 2,4 L e 2,3 L d) 2,0 L e 2,4 L e) 2,5 L e 0,1 L 24. (Acafe-SC) Foram misturados 400 mililitros de solução 0,25 molar de ácido sulfúrico com 600 mililitros 1,5 molar do mesmo ácido. A molaridade da solução final é: a) 1,5 b) 0,5 c) 2,0 d) 1,0 e) 3,0 25. Têm-se três soluções de H2SO4 designadas por A, B e C. Solução A: V = 300mL, N = 0,4N Solução B: V = 200mL, N = 0,1N Solução C: V = 500mL, N = 0,6N A solução resultante da mistura das soluções A, B e C será: a) 0,44N b) 0,92N c) 0,23N d) 0,46N 26. (UFSC) O uso de flúor na água para consumo doméstico é uma das medidas que reúnem eficácia e baixo custo na prevenção da cárie dental. Quando na concentração 5,0 x 10-5mol . L-1 de íons fluoreto, qual o volume de solução, em litros, que se deve ingerir para consumir uma massa de 2,85 miligramas de íons fluoreto? (íon-grama do fluoreto = 19g) 27. Que volume de uma solução de hidróxido de sódio 1,5mol/L deve ser misturado a 300mL de uma solução 2mol/L da mesma base a fim de torná-la 1,8mol/L.

AULA 04

Titulação É a determinação da concentração de uma solução fazendo-a reagir com outra de concentração conhecida. Numa titulação ácido-base, utilizamos uma solução ácida para neutralizar uma solução básica. M = n

Classificação das Membranas

... n = M.V V Ex: H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O MA.VA.x = MB.VB.y Onde x= número de hidrogênios ionizáveis e y= número de hidroxilas da base

PROPRIEDADES COLIGATIVAS São propriedades relacionadas ao número de partículas de soluto dissolvidas em uma solução. Ao adicionarmos um determinado soluto não volátil a um líquido puro, verificamos diversas alterações neste líquido tais como: 1. Abaixamento da pressão de vapor (Tonoscopia) 2. Aumento da temperatura de ebulição (Ebulioscopia). 3.Abaixamento da temperatura de Congelamento (Crioscopia) 4. Pressão Osmótica (Osmometria)

• Membrana permeável: Permite a passagem do soluto e do

solvente • Membrana Impermeável: Não permite a passagem do soluto

nem do solvente • Membrana Semipermeavel: Permite a passagem apenas do

solvente OBS.: quanto maior o número de espécie adicionada, maior o efeito.

Exercícios de Sala 01) Foram titulados 20 mL de solução de H2SO4 com com 20 mL de solução 0,4 mol/L de NaOH. Qual a molaridade do ácido titulado? 02. UFSC) Assinale as proposições corretas. 01. A água do mar ferve a uma temperatura mais baixa que a água pura a uma mesma altitude em relação ao nível do mar. 02. A água do mar congela a uma temperatura mais baixa que a água pura ou a uma mesma altitude em relação ao nível do mar. 04. Uma solução aquosa de sacarose ferve a uma temperatura mais alta que a água pura a uma mesma altitude em relação ao nível do mar. 08. Uma solução aquosa de sacarose congela a uma temperatura mais alta que a água pura a uma mesma altitude em relação ao nível do mar. 16. Entre a água e o álcool, o álcool apresenta a maior pressão de vapor porque é mais volátil que a que a água. 32. A adição de um soluto não volátil provocará um aumento da pressão de vapor solvente

C = m ... m = C.V ... C1.V1 = C2.V2 V



Tarefa Mínima 28. Unifor-CE Quando se comparam soluções aquosas de mesma concentração, em mol/L, de cloreto de sódio e cloreto de potássio pode-se afirmar que possuem idênticas propriedades I. coligativas; II. químicas; III. físicas, à mesma temperatura. Dessas afirmações somente: a) I é correta. d) I e II são corretas. b) II é correta. e) II e III são corretas. c) III é correta. 29. UFPE O gráfico abaixo representa a pressão de vapor (eixo das ordenadas), em atm, em função da temperatura (eixo das abcissas), em ºC, de três amostras, I, II e III. Se uma destas amostras for de água pura e as outras duas de água salgada, podemos afirmar que:

a) a amostra I é a amostra de água salgada; b) a amostra I é a mais volátil; c) a amostra II é mais concentrada que a amostra III; d) a amostra I é a menos volátil; e) na temperatura TIII e 1 atm a amostra II ainda não entrou em ebulição. 30. A uma dada temperatura, possui a MENOR pressão de vapor a solução aquosa: a) 0,1 mol/L de sacarose. b) 0,2 mol/L de sacarose. c) 0,1 mol/L de ácido clorídrico. d) 0,2 mol/L de ácido clorídrico. e) 0,1 mol/L de hidróxido de sódio.

31. (Fei) Aquecendo água destilada, numa panela aberta e num local onde a pressão ambiente é 0,92atm, a temperatura de ebulição da água: a) será inferior a 100°C b) depende da rapidez do aquecimento c) será igual a 100°C d) é alcançada quando a pressão máxima de vapor saturante for 1atm. e) será superior a 100°C 32. (UFPE) Foi observado que o cozimento de meio quilo de batatas em 1 litro de água é mais rápido se adicionarmos 200 gramas de sal à água de cozimento. Considere as seguintes possíveis explicações para o fato: 1- a adição de sal provoca um aumento da temperatura de ebulição da água; 2- a adição de sal provoca um aumento da pressão de vapor da água; 3- o sal adicionado não altera a temperatura de ebulição da água, mas reage com o amido das batatas. Está(ão) correta(s) a(s) explicação(ões): a) 1 apenas b) 2 apenas c) 3 apenas d) 1 e 2 apenas e) 1, 2 e 3

33. Na panela de pressão, os alimentos cozinham em menos tempo, porque a pressão exercida sobre a água torna-se maior que a pressão atmosférica. Em conseqüência desse fato, podemos afirmar que o tempo de cozimento do alimento é menor porque a) a água passa a "ferver" abaixo de 100°C. b) a água passa a "ferver" acima de 100°C. c) a água passa a "ferver" a 100°C. d) não há mudança na temperatura de ebulição da água. e) sob pressão maior a temperatura de ebulição da água deve ser menor. 34. Considere o gráfico a seguir que representa as variações das pressões máximas de vapor da água pura (A.P.) e duas amostras líquidas A e B, em função da temperatura.

Pode-se concluir que, em temperaturas iguais, a) a amostra A constitui-se de um líquido menos volátil que a água pura. b) a amostra B pode ser constituída de uma solução aquosa de cloreto de sódio. c) a amostra B constitui-se de um líquido que evapora mais rapidamente que a água pura. d) a amostra A pode ser constituída de solução aquosa de sacarose. e) as amostras A e B constituem-se de soluções aquosas preparadas com solutos diferentes. 35. Considere os sistemas I e II, constituídos, respectivamente, por: I- 50mL de água pura. II- 50mL de solução 0,1M de cloreto de sódio. Submetidos às mesmas condições apropriadas, verifica-se que: a) no sistema I, a pressão de vapor da água é menor do que no sistema II. b) no sistema II, a temperatura de solidificação da solução é maior do que no sistema I. c) no sistema II, a temperatura de ebulição da solução é maior do que no sistema I. d) os dois sistemas apresentam a mesma temperatura de congelamento. e) nos dois sistemas, a pressão de vapor é a mesma. 36. Sejam dadas as seguintes soluções aquosas: I. 0,1 mol/L de glicose (C6H12O6 ) II. 0,2 mol/L sacarose (C12H22O11) III. 0,1 mol/L de hidróxido de sódio (NaOH) IV. 0,2 mol/L de cloreto de cálcio (CaCl2) V. 0,2 mol/L de nitrato de potássio (KNO3) A que apresenta maior temperatura de ebulição é: a) I b) II c) III d) IV e)V 37. Um aluno, interessado em estudar as propriedades de soluções colocou em uma caixa dois copos contendo volumes iguais de soluções aquosas de um mesmo soluto não-volátil, fechando-a hermeticamente, conforme ilustra a figura a seguir:


CURSINHO DA UFSC 5

A solução contida no copo I era mais concentrada que a contida no copo II. A temperatura externa à caixa permaneceu constante durante o experimento. Acerca das observações que poderiam ser feitas a respeito desse experimento, podemos afirmar. 01. Após alguns dias, o volume da solução contida no copo I diminuirá. 02. As concentrações das soluções nos dois copos não se alterarão com o tempo porque o soluto não é volátil. 04. O ar dentro da caixa ficará saturado de vapor d'água. 08. Após alguns dias, as duas soluções ficarão com a mesma pressão de vapor. SOMA: 38. (UFSC) Verifica-se, experimentalmente, que a pressão de vapor de um líquido aumenta com a elevação da temperatura e que, na temperatura de ebulição, seu valor é máximo. A 100oC a pressão máxima de vapor da água pura é de 1 atmosfera, e nessa temperatura a água pura entra em ebulição, conforme ilustração a seguir:

0 100t (ºC)

p (mm Hg)

50

200

400

600

800760

Numa cidade, cuja altitude é superior à do nível do mar, a temperatura de ebulição da água pura é: 01. menor que 100oC, porque a pressão atmosférica é menor. 02. maior que 100oC, porque a pressão atmosférica é menor. 04. menor que 100oC, porque a pressão atmosférica é maior. 08. maior que 100oC, porque a pressão atmosférica é maior. 16. igual a 100oC, porque a fórmula da água não se altera, seja qual for a temperatura ou pressão. AULA 05

Termoquímica

É a parte da química que estuda o calor envolvido nas reações químicas .

Unidades de Energia

- Caloria (cal): É a quantidade de calor necessária para aquecer 1 grama de água em 1ºC.

- Joule (J): É a energia necessária para deslocar o ponto de aplicação de uma força constante de 1 newton em uma distância de 1 metro, na direção do movimento.

1 cal = 4,18J Libera Calor→Exotérmica Reação A+B=C+calor Química Absorve Calor→Endotérmica

A+B+Calor=C

ENTALPIA é o conteúdo global de energia de um sistema e será representada por H.

Em uma reação química temos:

Reagentes Produtos Hr Hp

• Quando Hr é maior que Hp a reação ocorrerá com liberação de energia e é denominada reação exotérmica (Hp < Hr).

• Quando Hr é menor que Hp a reação ocorrerá com absorção de energia e é denominada reação endotérmica(Hp > Hr).

Variação de Entalpia ∆H

É a diferença de energia entre os produtos (Hp) e os reagentes (Hr) em uma dada reação química.

∆H = Hp - Hr Hp = estado final (produto) Hr = estado inicial (reagente)

DIAGRAMAS DE ENERGIA

Diagrama de reação Exotérmica (Hp < Hr)

∆H < 0 ∆H = -(negativo) – liberação de calor Reagentes → Produto + calor Reagentes → Produto ∆H = -(negativo) Diagrama da reação Endotérmica (Hp > Hr) ∆H > 0 ∆H = +(positivo) → absorção de calor Reag. + calor → Prod. Reag. → Prod. ∆H = +

TIPOS DE CALORES DE REAÇÃO

Calor de Formação

É o ∆H que ocorre na sintese total de 1mol de uma substância a partir de seus elementos no estado padrão. É também conhecido como entalpia de formação. Exemplo:

H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) ∆H = -68,3 Kcal (25ºC e 1 atm)

Lembre-se que neste caso as substâncias simples possuem H = 0

Calor de Combustão

É o calor (∆H) que ocorre quando 1mol de uma substância qualquer sofre combustão completa. A reação de combustão ocorre quando uma substância reage com o oxigênio tendo, em geral, como produtos finais gás carbônico e água (combustão completa). O calor de combustão sempre possuirá ∆H negativo (liberação de calor nas reações de combustão). Exemplo:

CH4 (g) + 2O 2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l)

∆H = -211,5 Kcal mol de CH4 (25ºC, 1 atm)

Complemento: estados fisicos e a variação de entalpia ( S ↔ L ↔ G)

(Entalpia)

Curso da Reação

Reagentes

Produtos

Hr Hp

∆H

H

Curso da Reação

Reagentes

Produtos

Hp Hr

∆H

H



Exercícios de Sala

1) UFSC-SC As reações:

I. A + B C + 30 kcal

II. A + B – 20kcal C

III. A + B + 60kcal C

IV. CaCO3 CaO + CaO ∆H > 0

01. São todas endotérmicas 02. São todas exotérmicas 04. I e II são endotérmicas 08. II é exotérmica 16. III é endotérmica AULA 06

Métodos para Cálculos de AH

Experimentalmente, o calor absorvido ou liberado durante uma reação química pode ser determinado através de um calorímetro. Teoricamente, existem várias maneiras de se calcular a variação de entalpia de uma reação química. Esse cálculo pode ser feito de três maneiras diferentes, dependendo dos dados do problema:

1º MÉTODO (a partir dos calores de formação):

Determinando o ∆H de uma reação a partir das entalpias de formação utilizando a expressão: ∆H = Σ Hp - Σ Hr

2º MÉTODO (a partir dos calores de ligação):

Aplicação do conceito de energia de ligação: ∆H = Σ∆H Rompidas + Σ∆H Formadas

REAGENTES PRODUTOS Rompem

∆H > O (+) Formam

∆H < O (–)

Reagentes: quebra de ligações Produtos: formação de ligações

3º MÉTODO: Lei de Hess (a partir dos calores de combustão): As equações químicas para os passos individuais de uma reação podem ser combinadas para obter a equação termoquímica da reação global. A Lei de Hess também é conhecida por princípio da aditividade. De acordo com Hess a variação da entalpia de uma reação química só depende do estado inicial e final do processo. ∆H = ∆H1 + ∆H2 + …..

APLICAÇÃO NA RESOLUÇÃO DE PROBLEMAS Observações:

* a inversão de uma equação termoquímica implica na inversão do sinal da variação da entalpia dessa reação; * a multiplicação ou divisão dos coeficientes de uma equação termoquímica por um dado valor implica na multiplicação ou divisão da variação da entalpia dessa reação por esse valor.

Exercícios de Sala 1) Dados ∆H CO2(g) = -94,1 Kcal/mol ∆H H2O(l) = -68,3 Kcal/mol ∆H CH4(g) = -17,9 Kcal/mol

Calcular a variação da entalpia da reação:

CH4(g) + 2O2(g) → CO2 (g) + 2H2O(l)

2) São dadas as seguintes energias de ligação:

LIGAÇÃO ENERGIA (KJ/mol de ligação )

H – Cl H - H Cl – Cl

431,8 102,45

242,6

Com os dados fornecidos é possível prever que a reação:

2 HCl (g) → H2(g) + Cl2 (g)

tenha ∆H, em kJ, da ordem de: 3) Dadas as equações termoquímicas: NO(g) + ½ O2(g) → NO2(g) ∆H1 = -13,5 Kcal Reag ½ N2(g) + O2(g) → NO2(g) ∆H 2= +8,13 Kcal Reag. Calcular o ∆H da reação: ½ N2(g) + ½O2(g) → NO(g) Reag. Prod.

Tarefa Mínima

39. U. Potiguar-RN Quais das seguintes afirmativas são verdadeiras para uma reação endotérmica? I. O .∆H é positivo. II. O calor é transferido ao meio ambiente. III. A entalpia dos produtos é maior que a entalpia dos reagentes. IV. O ∆H é negativo a) I e II b) II e IV c) I e III d) III e IV

40. (UFSC) Dadas as variações de entalpia de formação para as substâncias:

SUBSTÂNCIA ∆Hºf (Kcal/mol) CH4 (g) -17,9 CO2 (g) -94,0 H2O (g) -68,3

Calcule a entalpia (em Kcal/mol) da reação de combustão do metano. CH4 (g) + 2 O2 (g) 1 CO2 + 2H2O (l) Divida o resultado por 10 e assinale no cartão resposta o módulo do número inteiro mais próximo. 41. (UNICENP) – O gás amônia (NH3) tem um odor muito irritante. Pode ser sintetizado através da reação assim equacionada: N2 (g) + 3 H2 (g) 2NH3 (g) ∆H = -92,2KJ Analisando o texto acima, é correto afirmar: a) A síntese do gás amônia é endotérmica b) O gás amônia é uma substância pura simples c) O gás nitrogênio é uma substância pura composta d) O gás hidrogênio é produto nessa equação. e) Na síntese da amônia ocorre liberação de calor. 42. (Acafe-SC) Dada a reação de combustão de 2 mols de benzeno (C6H6 (l)), o seu ∆H0 de combustão em kcal/mol é: 2 C6H6(l) + 15 O2 (g) 12 CO2 (g) + 6 H2O(l) + 800kcal a) + 400 b) – 800 c) + 800 d) – 1.600 e) – 400


CURSINHO DA UFSC 7

43.(UFSC) Observe as equações que representam a formação da água, a partir de seus elementos. Assinale a(s) proposição(ões) falsa(s). H2(g) + ½O2 (g) H2O(s) ∆H1 = – 96kcal/mol H2(g) + ½O2 (g) H2O(l) ∆H2 = –68,3kcal/mol H2(g) + ½O2 (g) H2O(v) ∆H3 = – 57,8kcal/mol 01. O sinal negativo indica que as reações são exotérmicas 02. A transformação H2O (v) H2O (l) libera 10,5kcal/mol 04. O calor de solidificação da água vale –12,2kcal/mol. 08. 1 mol de H2O (v) contém mais energia que 1 mol de H2O (l) 16. A formação de água a partir do hidrogênio libera calor. 44. (PUCCAMP-SP) São dadas as seguintes energias de ligação:

LIGAÇÃO ENERGIA (KJ/mol de ligação formada)

H – Cl H – F Cl – Cl F – F

-431,8 -563,2 -242,6 -153,1

Com os dados fornecidos é possível prever que a reação: 2 HCl (g) + F2 (g) 2 HF(g) + Cl2 (g), tenha ∆H, em kJ, da ordem de: a) –584,9, sendo endotérmica b) –352,3, sendo exotérmica c) –220,9, sendo endotérmica d) +220,9, sendo endotérmica e) +352,3, sendo endotérmica 45.(MED. POUSO ALEGRE – MG) Observe o gráfico a seguir e assinale a alternativa correta.:

A variação de entalpia da reação Y2 + X2 2YX, é: a) –A b) B c) –2 A d) B – A e) B + A 46. (UFSC) As reações: V. A + B C + 30 kcal VI. A + B – 20kcal C VII. A + B C – 60kcal 01. São todas endotérmicas 02. São todas exotérmicas 04. I e II são endotérmicas 08. II é exotérmica 16. III é endotérmica

Tarefa Complementar 47. (FUVEST – SP) Na reação representada por: CH4 (g) + 4 Cl2 (g) CCl4 (l) + 4HCl (g) Há liberação de 108 kj de energia térmica por mol de HCl(g) formado. Nas mesmas condições, qual será a energia térmica liberada na formação de 73,0g de HCl (g)? Dados: H = 1; Cl = 35,5 a) 54 kj d) 216 kj b) 108 kj e) 432 kj c) 162 kj 48. (MOJI – SP) Dada a tabela:

LIGAÇÃO Cl – Cl H – Cl C – H C – Cl C – C

ENERGIA DE LIGAÇÃO 58 kcal/mol 103 kcal/mol 99 kcal/mol 79 kcal/mol 83 kcal/mol

Calcular a variação de entalpia da reação C2H6 (g) + Cl2 (g) C2H5Cl (g) + HCl (g) a) zero b) + 25kcal/mol c) – 25 kcal/mol d) + 83 kcal/mol e) – 83 kcal/mol 49.. U.F. Pelotas-RS O flúor é um gás amarelado que, à temperatura ambiente, é extremamente reativo. Forma com o hidrogênio uma mistura explosiva, sintetizando o fluoreto de hidrogênio (em solução aquosa, o HF difere dos outros hidrácidos halogenados por formar um ácido fraco e por ser capaz de dissolver o vidro, formando flúor-silicatos). Observe a reação, nas condições – padrão, e marque a alternativa que responde corretamente à pergunta abaixo. H2(g) + F2(g) 2 HF(g) ; ∆H = –5,4 kcal Qual o calor de formação do HF e o tipo de reação representada acima? a) +5,4 kcal/mol; reação endotérmica b) –2,7 kcal/mol; reação exotérmica c) +2,7 kcal/mol; reação exotérmica d) –5,4 kcal/mol; reação endotérmica e) +7,0 kcal/mol; reação exotérmica 50. U.E. Londrina-PR Considere as seguintes entalpias de formação em kJ/mol: Al2O3(s) ............. –1.670 MgO(s) ................. –604 Com essas informações, pode-se calcular a variação da entalpia da reação representada por: 3 MgO(s) + 2 A l (s) 3 Mg(s) + Al2O3(s) Seu valor é igual a: a) –1.066 Kj d) + 1.066 kJ b) –142 kJ e) + 2.274 kJ c) +142 kJ 51. UFRN Considere as seguintes equações termoquímicas hipotéticas: A + B C ∆H = –20,5 Kcal D + B C ∆H = –25,5 Kcal A variação de entalpia da transformação de A em D será: a) – 5,0 Kcal c) + 46,0 Kcal b) + 5,0 Kcal d) – 46,0 Kcal 52. UFR-RJ Para a equação HNO3(aq) + KOH(aq) KNO3(aq) + H2O(l), que apresenta valor de .∆H = –13,8 Kcal/mol, o calor de reação envolvido nessa transformação é de: a) combustão; b) dissolução; c) formação; d) neutralização; e) solução. 53. Univali-SC Uma das etapas envolvidas na produção do álcool combustível é a fermentação. A equação que apresenta esta transformação é: enzima C6H12O6 2 C2H5OH + 2 CO2 Conhecendo-se os calores de formação da glicose, do gás carbônico e do álcool, respectivamente, –302, –94 e –66 kcal/mol, pode-se afirmar que a fermentação ocorre com: a) liberação de 18 kcal/mol; b) absorção de 18 kcal/mol; c) liberação de 142 kcal/mol; d) absorção de 142 kcal/mol; e) variação energética nula.

2 YX Y2 + X2

B 0 -A



AULA 07

CINÉTICA QUÍMICA Cinética química é a parte da química que estuda a velocidade das reações. Supondo a reação:

A + B → C + D Quando colocamos os reagentes A e B em contato, eles reagem para produzir C e D. A medida que o tempo passa os reagentes A e B são consumidos e os produtos são formados. De acordo com o tempo que esse processo ocorre as reações podem ser classificadas em: 1) Reações Lentas: Os produtos são formados lentamente. Ex.: A oxidação de uma barra de ferro. 2) Reações Rápidas: Os produtos são formados rapidamente. Ex.: A explosão de uma dinamite. Podemos definir velocidade de reação como sendo a relação entre a quantidade de reagente ou produto, consumidos ou formados e o intervalo de tempo para isso ocorrer.

VELOCIDADE MÉDIA DE UMA REAÇÃO QUÍMICA

tnVm∆∆

= ou Vm = ∆[ ]

∆t Vm → Velocidade média da reação (relativa) ∆n → Variação do número de mols de um componente ∆t → Variação do tempo da reação ∆[ ] → variação da concentração molar. Exemplo: Considere a reação: CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g) Certa massa de carbonato de cálcio foi aquecida e o volume de CO2 formado foi observado, em função do tempo. Observe os dados da tabela:

MOLS DE CO2 TEMPO EM MIN. 0

20 35 45 50 52

0 10 20 30 40 50

Qual a velocidade média dessa reação no intervalo de 0 a 20 minutos?

Vm = tn∆

∆

V0 – 20 = 75,1020035=

−−

VCO2 = 1,75 mols/min.

VELOCIDADE MÉDIA ABSOLUTA aA + bB → cC + dD

Vmédia = VA = VB = VC = VD a b c d Para concentração molares:

Vm = -∆[ A] = - ∆[ B] = ∆[ C] = ∆[ D] a.∆t b.∆t c.∆t d.∆t

CONDIÇÕES PARA UMA REAÇÃO OCORRER

• Afinidade química entre os reagentes • Contacto entre os reagentes Exemplo: H2 + Cl2 → 2 HCl 1) COLISÕES EFETIVAS; Para que a reação ocorra os reagentes devem possuir energia suficiente para haver choques entre suas moléculas. Exemplo:

reagentes complexo ativado produtos A2B2# 2) ENERGIA DEATIVAÇÃO: (Eat) Energia minima necessária para uma reação química ocorrer. Exercícios de Sala 01. (UFSC) Na reação 2 HI →H2 + I2, observou-se a seguinte variação na quantidade de HI em função do tempo.

TEMPO (min) MILIGRAMAS DE HI

0 200 5 125

10 75


CURSINHO DA UFSC 9

15 40 20 24

A velocidade média desta reação, em relação ao HI, no intervalo de 10 a 15 min., será: 01. 7 mg/min. 02. 0,7 mg/min. 04. 14 mg/min. 08. 2,0 mg/min. 16. 3,5 mg/min. AULA 08

CINÉTICA QUÍMICA

FATORES QUE ALTERAM A VELOCIDADE DA REAÇÃO

TEMPERATURA A temperatura geralmente aumenta a velocidade de uma reação química. Algumas reações tem sua velocidade diminuída com o aumento de temperatura (as reações exotérmicas). Regra de Van’t Hoff A cada aumento de temperatura de 10ºC a velocidade de uma reação duplica. Exemplo: 30ºC → 0,1mol/min. 40ºC → 0,2 mol/min. CATALISADORES Substâncias que diminuem a energia de ativação, e por conseqüência aumentam a velocidade da reação. Os catalisadores são substâncias que participam de uma das etapas da reação formando um sub-produto que reage mais facilmente com o reagente. Os catalisadores não participam da formação do produto final da reação, são recuperados exatamente da forma que iniciaram na reação.

INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO O aumento da concentração dos reagentes implica no aumento do número de colisões entre as moléculas, aumentando com isso a velocidade da reação. SUPERFÍCIE DE CONTATO Quanto maior a superfície de contato, maior será a velocidade da reação. Exemplo: Se você colocar em água dois comprimidos efervecentes, um inteiro e o outro triturado, você observará que o comprimido que foi triturado reage primeiro, denunciando um contato maior com a água.

Lei da Ação das Massas de Guldberg e Waage Para reações elementares (que ocorrem em uma etapa).

aA + bB → cC + dD

[ ] [ ]ba BAKV ⋅= [ ] = concentração molar = mol/l (apenas para gases e soluções). Para reações que ocorram em várias etapas, a lei se aplica a etapa mais lenta (não elementares).

ORDEM DE UMA REAÇÃO QUÍMICA

A ordem de uma reação é dada pela soma dos expoentes dos reagentes na equação da velocidade. Exemplo: 2A + 1 B → C V = K . [A]2 . [B]1 A reação é de segunda ordem em relação ao reagente A, e de primeira ordem em relação ao reagente B. A reação total é de terceira ordem.

Exercícios de Sala 01.Assinale as alternativas corretas:

caminho da reação

E (kcal/mol)

complexo ativado (sem catalisador)

Ecat

E

Ecat

Er

Ep

energia do comp. ativ. complexo ativado (c/ catalisador) energia do comp. ativ.



01. Em geral, a velocidade de reação diminui com uma diminuição de temperatura. 02. A velocidade de uma reação pode ser aumentada, aumentando-se as concentrações dos reagentes. 04. A velocidade de uma reação é determinada pela velocidade da etapa mais rápida do mecanismo. 08. Os sólidos, quando reagentes, tornam as reações extremamente rápidas. 16. Em geral, uma reação rápida tem energia de ativação alta. 02. (Acafe-SC) Abaixo temos o gráfico energético da reação A + B → C + D. A energia de ativação dessa reação é:

a) 10kJ b) 20kJ c) 40kJ d) 50kJ e) 30kJ

Tarefa Mínima 54. (F. P. M. – PR) Consomem-se 5mols de NH3, em 50 minutos na seguinte reação de análise em um recipiente de 2 litros:

2NH3 N2 + 3 H2

Calcule a velocidade de consumo de NH3 em mols/l.h 55 Assinale as afirmativas corretas. 01. Todas as colisões intermoleculares resultam em reção química. 02. O aumento da energia da colisão favorece a reação. 04. Em geral, uma reação rápida tem energia de ativação baixa. 08. O catalisador, que aumenta a velocidade de uma reação, deve criar um novo caminho para a reação, com energia de ativação menor. 16. A pulverização de um sólido influi na velocidade de suas reações. 32. A oxidação de uma barra de ferro em contato com o ar atmosférico é uma reação instantânea. 56) (Carlos Chagas) Um catalisador age sobre uma reação química: a) aumentando a energia de ativação da reação. b) diminuindo a energia de ativação da reação. c) diminuindo a variação de entalpia da reação. d) aumentando o nível energético dos procutos. e) Diminuindo o nível energético dos reagentes. 57. (FAC. MED. SANTA CASA – SP – MODFICADA) Se o diagrama abaixo se refere a uma reação exotérmica,

01. na posição Ι estão os reagentes; 02. na posição ΙΙ estão os produtos; 04. na posição ΙΙΙ está o complexo ativado; 08. a energia de ativação da reação direta é menor do que na reação inversa; 16. na posição ΙΙΙ estão os reagentes da reação direta; 32. na posição ΙΙ está o complexo ativo. 58 (Acafe – SC) A reação do monóxido de carbono com oxigênio, formado dióxido de carbono, é representada no gráfico abaixo.

A alternativa falsa é: a) O monóxido de carbono e o oxigênio estão em A. b) A reação é endotérmica. c) Em D está o dióxido de carbono. d) O calor de reação é representado por C. e) B é a energia de ativação. 59) Assinale as alternativas corretas: 01. Em geral, a velocidade de reação diminui com uma diminuição de temperatura. 02. A velocidade de uma reação pode ser aumentada, aumentando-se as concentrações dos reagentes. 04. A velocidade de uma reação é determinada pela velocidade da etapa mais rápida do mecanismo. 08 Os sólidos, quando reagentes, tornam as reações extremamente rápidas. 16. Em geral, uma reação rápida tem energia de ativação alta. 32. A subdivisão de um sólido aumenta a velocidade de suas reações.s 60) (PUC – BELO HORIZONTE – MG) A reação 2NO(g) + 2H2(g) N2(g) + 2H2O(g), realiza-se em duas etapas:

2NO + H2 N2O + H2O (lenta). N2O + H2 N2 + H2O (rápida).

Triplicando-se a pressão parcial do NO e mantendo-se constante a do H2, a velocidade da reação aumentará: a) 6 vezes; b) 9 vezes; c) 8 bezes; d) 12 vezes; e) 18 vezes. 61) (UFMA) Considere a reação:

NO(g) + ½O2(g) NO2(g)

Supondo que o oxigênio não influencie na velocidade da reação, a expressão de velocidade correta para essa equação será: a) v = k [NO2] [O2] b) v = k [NO]1/2 c) v = k [NO] [O2]2 d) v = k [NO]n e) v = k [O2]1/2 62) (Supra-SC) Dona Salet sempre procura aplicar novas técnicas baseadas em seus conhecimentos de química à prática de preparar “pão caseiro”. Por exemplo: deixar a massa “descansar” em um lugar mais aquecido para:


CURSINHO DA UFSC 11

a) aumentar o processo de decomposição das gorduras que deixam rançosa a massa b) evitar a fermentação que intensifica o sabor azedo na massa c) favorecer a fermentação que produz CO2 e faz a massa crescer e ficar macia d) diminuir a degradação dos ésteres para que a massa não fique pesada. e) dificultar a ação dos microorganismos para não estragar a massa. 63) Na reação 2 HI → H 2 + I2, observou-se a seguinte variação na quantidade de HI em função do tempo.

Tempo (min) Mols de HI 0 0,200 5 0,125 10 0,075 15 0,040 20 0,024

A velocidade média desta reação, no intervalo de 10 a 15 min., será: a) 0,007 mols/min. d) 2,0 mols/min b) 0,7 mols/min. e) nda c) 1,4 mols/min. 64) (Acafe-SC) Dada a reação 4NH3 (g) + 3O2 (g) 2N2 (g) + 6H2O (g) e sabendo que o N2 é formado a uma velocidade de 5 moles/L . s, calcule a velocidade de formação da água, em moles/L.s.

a) 3 b) 6 c) 1,5 d) 2 e) 15 65. (Udesc) Com base no gráfico abaixo, podemos afirmar que:

a) V representa a energia dos produtos formados na reação. b) IV representa a energia de ativação de uma reação endotérmica com catalisador c) III representa a energia de ativação de uma reação exotérmica com catalisador d) II representa a energia de ativação de uma reação endotérmica sem catalisador e) I representa a variação de entalpia de uma reação exotérmica sem catalisador AULA 09

EQUILÍBRIO QUÍMICO

Algumas reações químicas se processam simultaneamente em dois sentidos: direto e inverso. Estas reações são denominadas reversíveis.

Vamos supor uma reação reversível: V1 xA + yB zC + wD

V2

Se a velocidade da reação direta for igual a velocidade da reação inversa diz-se que a reação encontra-se em equilíbrio químico.

Segundo Guldberg-Waage, a velocidade de uma reação química é proporcional à concentração dos reagentes. V1 = k1 [A]x . [B]y

V2 = k2 [C]z . [D]w Como no equiíbrio V1 = V2, teremos: k1 [A]x . [B]y = k2 [C]z . [D]w

[ ] [ ][ ] [ ]yx

wz

2

1

BADC

KK

⋅

⋅=

Como resultado da razão entre duas constantes, temos uma nova constante, Kc, denominada constante de equilíbrio em termos de concentração. Kc = k1 k2 temos:

[ ] [ ][ ] [ ]yx

wz

BADCKc⋅

⋅=

Para sistemas gasosos, a constante de equilíbrio será expressa em termos de pressões parciais:

( ) ( )( ) ( )yx

wz

pBpApDpCKp

⋅

⋅=

DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO QUÍMICO

Princípios de Le Chatelier

Se em um sistema em equilíbrio ocorrer alguma alteração, haverá um deslocamento do equilíbrio no sentido de minimizar ou anular a ação desta mudança.

Fatores que influenciam no deslocamento do Equilíbrio Químico.

CONCENTRAÇÃO

Se aumentarmos a concentração de uma substância o equilíbrio se deslocará no sentido de consumí-la. O contrário também é verificado quando diminuímos a concentração.

Exemplo:

Aumento da concentração de H2 ou Cl2

H2 (g) + Cl2 (g) 2 HCl (g)

Diminuição da concentração de H2 ou Cl2

PRESSÃO

O aumento de pressão desloca o equilíbrio no sentido de menor volume de moléculas no estado gasoso.

Exemplo: Aumento da Pressão

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

22,4 L + 67,2L 44,8L

Diminuição da Pressão

TEMPERATURA

Aumentando a temperatura de um sistema em equilíbrio, o equilíbrio se desloca no sentido em que há absorção de calor (endotérmico). Se diminuírmos a temperatura, o equilíbrio se desloca no sentido em que há liberação de calor (exotérmico).



Exemplo: Diminuição da Temperatura

2H2 (g) + O2 (g) H2O (g) + calor

Aumento da Temperatura

CATALISADOR

Os catalisadores não alteram o equilíbrio químico. O catalisador tem papel de diminuir a energia de ativação de uma reação para favorecê-la. Portanto, apenas aumentam a velocidade da reação.

Exercícios de Sala 01) Os óxidos de nitrogênio desempenham um papel chave na formação de "smog fotoquímico". A queima de combustíveis a alta temperatura é a principal fonte de óxidos de nitrogênio. Quantidades detectáveis de óxido nítrico são produzidas pela reação em equilíbrio:

N2(g) + 02‚(g) 2NO(g) ∆H = + 180,8 KJ Supondo o sistema em equilíbrio e que numa determinada temperatura as pressões parciais dos gases em equilíbrio são iguais a: pNO=0,1atm; pN2= 0,2atm; pO2 = 0,01atm, indique o valor correto da constante de equilíbrio (Kp). a) 0,2 b) 4 c) 5 d) 40 e) 50 02. (UFSC-99) Considere o sistema em equilíbrio:

2 NO (g) + 2 CO (g) N2 (g) + 2 CO2 (g)

∆H = -747 kJ

Assinale a(s) proposição(ões) verdadeira(s).

01. A formação de N2 (g) será favorecida se aumentarmos a pressão total sobre o sistema 02. Aumentando-se a pressão total sobre o sistema, o equilíbrio não será deslocado. 04. A adição de um catalisador favorece a formação dos produtos 08. A diminuição da temperatura desloca o equilíbrio para a direita 16. Aumentando-se a pressão parcial do CO2, o equilíbrio para a direita 32. A constante de equilíbrio Kp da reação, em termos de pressões

parcial, é dada pela expressão: [ ] [ ][ ] [ ]2CO

2NO

2CON

PP

PPKp 22

⋅

⋅=

Tarefa Mínima

66- (FACITOL-PR) Consideremos o equilíbrio:

2A(g) + 3B(g) C(g) + 4D(g)

A expressão da lei da ação das massas para esse equilíbrio será:

a) k = [ ][ ][ ][ ]BA

DC22

b) k = [ ] [ ][ ][ ]4

2

DCBA

c) k = [ ][ ][ ] [ ]32

4

BADC

d) k = [ ] [ ][ ] [ ]43

4

BADC

e) k = [ ][ ][ ][ ]3

4

2 BADC

67) (PUC – SP) Considerando o sistema em equilíbrio:

CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g) ∆ = -10 kcal

Iremos aumentar a concentração de equilíbrio do hidrogênio se: a) diminuirmos a pressão total sobre o sistema; b) aumentarmos a presão total sobre o sistema; c) diminuirmos a temperatura; d) aumentarmos a temperatura; e) introduzirmos um gás inerte no sistema. 68. (UFSC) Dada a reação: 2 NO2 (g) ↔ N2O4 (g) ∆H = –14,1 kcal Qual das alterações abaixo aumentaria a concentração molecular do produto? a) aumento de temperatura b) diminuição da concentração de NO2 c) diminuição da temperatura d) diminuição da pressão e) adição de um catalisador 69.(Acafe-SC) Para a reação:

2 NO2 (g) N2O4 (g), cujo K = 171 L/mol a 25ºC e [NO2] no equílibro é 0,0250 moles/L. Assinale a alternativa que contém o valor de [N2O4] em moles/L. a) 0,107 b) 0,250 c) 0,344 d) 0,625 e) 4,28 70- PUC-SP) Considere o processo em equilíbrio 2 X (g) X2 (g) . Se a concentração inicial de X for 0,2 M e passar a 0,04M após o estabelecimento do equilíbrio, é porque a constante de equilíbrio vale: a) 50 b) 100 c) 200 d) 400 e) 800

71- (UFSC) Considere as reações em equilíbrio:

(a) H2O ↔ H+ + OH- (b) HÁ ↔ H+ + A- (c) BOH ↔ B+ + OH-

Quando se adicionam íons H+ a esses sistemas: (assinale a(s) opção(ões) correta(s):

01. O equilíbrio se desloca para a esqueda em (a). 02. O equilíbrio se desloca para a direita em (b). 04. O equilíbrio não é afetado em (c). 08. O grau de dissociação aumenta em (c). 16. Produz-se oxigênio em (b). 32. Aumenta o produto iônico [H+] [OH-] em (a). 72-(UFSC) As reações representadas abaixo estão na fase gasosa e em equilíbrio. Assinale a única proposição correta em que o equilíbrio não fica alterado quando se varia a pressão total da mistura. 01. O3 (g) 3 O (g) 02. 2 CO2 (g) 2 CO(g) + O2 04. H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g) 08. N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)


CURSINHO DA UFSC 13

Ka = [HA]

][A ][H −+

73-(UFSC-99) Considere o sistema em equilíbrio:

2NO(g) + 2CO(g) N2 (g) + 2CO2 (g) ∆H = -747 kJ

Assinale a(s) proposição(ões) verdadeira(s).

03. A formação de N2 (g) será favorecida se aumentarmos a pressão total sobre o sistema 04. Aumentando-se a pressão total sobre o sistema, o equilíbrio não será deslocado. 04. A adição de um catalisador favorece a formação dos produtos 08. A diminuição da temperatura desloca o equilíbrio para a direita 16. Aumentando-se a pressão parcial do CO2, o equilíbrio para a direita 32. A constante de equilíbrio Kp da reação, em termos de

pressões parcial, é dada pela expressão: [ ] [ ][ ] [ ]22

222

CONO

CON

PP

PPKp

⋅

⋅=

74- Considerando o equilíbrio:

3Fe(s) + 4H2O(g) ↔ Fe3O4 (s) + 4H2 (g)

Verificando que a constante de equilíbrio desta reação química varia quando se altera:

a) a pressão b) a temperatura c) o volume d) a concentração de Fe (s) e) a concentração de Fe2O4 (s) 75-(Acafe-SC) Em relação ao equilíbrio:

PCl3 (g) + Cl2 (g) PCl5 (g) + 165,11 kj

A alternativa falsa é:

a) a reação é endotérmica b) aumentando a pressão, o equilíbrio será deslocado para os produtos c) aumentando a temperatura, o equilíbrio será deslocado para os reagentes d) uma possível equação da velocidade será V = k [Cl2] . [PCl3] e) a expressão matemática da constante de equilíbrio é

[ ][ ] [ ]23

5

ClPClPCl

Kc⋅

=

76-(CESCEA-SP) Quais das seguintes reações

I. N2 + O2 2 NO II. Br2 + H2 2 HBr III. N2 + 3 H2 2 NH3 IV. 2 H2 + O2 2 H2O

São favorecidas no sentido indicado quando se eleva a pressão, mantendo-se a temperatura constante?

a) I e II c) I e IV e) III e IV b) I e III d) II e III AULA 10

EQUILÍBRIO IÔNICO

H O

AB A + B2 + -

Ki = [AB]

][B ][A −+

O equilíbrio iônico é aquele que se estabelece entre uma substância (eletrólito) e seus íons em solução aquosa. As regras usadas no equilíbrio iônico são as mesmas do equilíbrio molecular. Ki → Ka para ácidos Ki → Kb para bases Ki → Kw para água Grau de Ionização (α)

A força de um eletrólito é determinada pelo seu grau de ionização. Dada a ionização de um ácido HA

HA ⇔ H+ + A–

Temos: α = moléculas de totalnúmero

ionizadas moléculas de número

Quando a ionização do ácido ocorre em várias etapas (ácido poliprótico), haverá uma constante (K) e um grau de ionização (α) para cada etapa, onde: K1 > K2 > K3

Para eletrólitos fracos: Ka = Mα2 .

Onde M é a molaridade da solução.

Produto Iônico da Água

A água se ioniza em pequena escala e podemos representar sua

ionização por:

H2O (l) H+ (aq) + OH-

(aq) Kw = [H+].[OH–]

O valor de Kw foi determinado experimentalmente a 25ºC e possui o valor de 10–14. Portanto, Kw = [H+].[OH–] =10–14. Para a água pura, temos: [H+]=[OH–] = 10–7 mol/l Se adicionarmos um ácido à água, a concentração dos íons H+ aumenta e [OH–] diminui.

POTENCIAL HIDROGENIÔNICO (pH) É logaritmo negativo da concentração de íons H+: pH = [ ]−− OHlog

POTENCIAL HIDROXILIÔNICO (pOH) É o logaritmo negativo da concentração dos íons OH- pOH = [ ]−− OHlog [H+] . [OH-] = 10-14 pH + pOH = 14 Para água pura temos: [H+] = [OH-] = 10-7 pH = 7 e pOH=7



Em soluções ácidas: Em soluções ácidas: [H+] > 10-7 [H+] < 10-7 [OH-] < 10-7 [OH-] > 10-7 pH < 7 e pOH > 7 pH > 7 e pOH < 7 Exercícios de Sala 01. UFSC Assinale a(s) proposição(ões) verdadeira(s) e dê o valor total como resposta. 01. O vinagre (pH = 3) é ácido 02. A água do mar (pH = 8,3) é ácida 04. O vinho (pH = 2,8 a 3,8) é ácido 08. Uma solução aquosa de HCl 0,001 molar tem pH = 3 16. Uma solução aquosa de NaOH 0,001 molar tem pH=11 32. A cerveja (pH = 4,5) é básica 64. O suco de tomate (pH = 3,0) é básico 02. UFSC São dadas as duas soluções aquosas: [H+] = 1.10−4 Molar [H+] = 1.10−8 Molar Com base nas afirmações acima, podemos concluir CORRETAMENTE que: 01. A solução “A” apresenta pH = 4, portanto, com caráter ácido. 02. A solução “B” apresenta caráter básico e pH = 8. 04. A concentração de íons OH−

, presentes na solução “A”, é

10−10 mol/L. 08. A concentração de íons OH−, presentes na solução “B”, é 10−6 mol/L. 16. Adicionando-se 100 mL de água a 100 mL da solução “A”, a nova concentração será [H+] = 1.10−2mol/L. 32. Ao adicionarmos 100 mL de água a 100 mL da solução “A”, a nova solução ficará mais ácida.

Tarefa Mínima 77. (MARINGÁ-PR) Uma solução 0,05M de um ácido fraco 1% ionizado. Qual é, aproximadamente, a sua constante de ionização? a) 5 x 10-8 d) 2 x 10-3 b) 5 x 10-6 e) nda c) 5 x 10-5 78. (Acafe-SC) Assinale a alternativa que corresponde ao grau de ionização (%) do ácido cianídrico, HCN, numa solução 0,01 molar, sabendo que a sua constante de ionização é de 4 . 10-10 (considerar 1 - α ≅ 1). a) 0,02 d) 4 . 10-2 b) 2 . 104 e) 4 . 10-4 c) 2 . 10-4

79. (UNIV. FED. DE VIÇOSA – MG) Em relação a uma solução de pH = 5 a 25ºC e 1atm, podemos afirmar que:

I. [H+] = 10-5 (mols/litro) II. O meio é ácido III. pH = log [H+] IV. 14 = [H+] + [OH-]

São verdadeiras as afirmativas:

a) II e III c) I e II e) I, II, III e IV b) I e III d) II, III e IV 80. (UFPR) Uma solução 0,001M de HCl acusará um pH próximo de: a) 2,2 c) 5,5 e) nda b) 3,0 d) 6,2 81. (F.M. POUSO ALEGRE – MG) O valor de concentração do íon hidroxila em uma solução 0,001 M de HCl é: a) 10-11 M c) 10-3 M e) 10-2 M b) 10-10 M d) 10-7 M 82. (PUC – PELOTAS-RS) Acrescentou-se água a 0,20L de uma solução de ácido nítrico de pH = 2,0, a 25ºC, até completar o volume de 2,0 L. O pH da solução resultante é: a) 0,10 c) 1,0 e) 3,0 b) 0,20 d) 2,0 83. (F.P.M – PR) 999 litros de água são adicionadas a um litro de solução de NaOH de pH = 12,5. O pH, após a diluição será: a) 12,5 c) 10,5 e) nda b) 11,5 d) 9,5 84. (UFSC) Assinale a(s) proposição(ões) verdadeira(s) e dê o valor total como resposta. 01. O vinagre (pH = 3) é ácido 02. A água do mar (pH = 8,3) é ácida 04. O vinho (pH = 2,8 a 3,8) é ácido 08. Uma solução aquosa de HCl 0,001 molar tem pH = 3 16. Uma solução aquosa de NaOH 0,001 molar tem pH = 11 32. A cerveja (pH = 4,5) é básica 64. O suco de tomate (pH = 3,0) é básico 85. (Acafe-SC) Marque a alternativa que indica a substância que devemos dissolver em água pura para obter uma solução aquosa com pH menor que 7. a) Cloreto de sódio b) Ácido clorídrico c) Acetona d) Hidróxido de sódio e) Bicarbonato de sódio 86. (Acafe-SC) O peixe cru, preparado com suco de limão ou vinagre, é consumido em diversos países. Esse prato é de fácil digestão, porque o suco de limãoou o vinagre:

a) Forma solução básica e nãohidrolisa as proteínas do peixe. b) Forma solução ácida e não hidrolisa as proteínas do peixe. c) É solução básica e hidrolisa as proteínas do peixe. d) É solução neutra e hidrolisa as proteínas do peixe. e) Forma solução ácida e hidrolisa as proteínas do peixe. 87.Disolvem-se 3,65g de HCl e 4,08 de NaOH em água sulficiente para um litro de solução. Calcule o pH da solução resultante a 25ºC (log2 = 0,3) 88. Calcule o pH de uma solução 0,020 molar de HCl. (Dado log 2 = 0,3)

Solução

Solução


CURSINHO DA UFSC 15

89. (Acafe-SC) Com relação ao produto iônico da água:

Kw = [H3O+] [OH-]

Pode-se afirmar que, com o aumento da concentração do íon OH:

a) a solução resultante será ácida b) a concentração do íon H+ diminuirá c) as concentrações dos íons H+ e OH- não sofrerão alterações d) o produto iônico (Kw) aumentará e) o produto iônico (Kw) diminuirá AULA 11

ELETROQUÍMICA Potencial de Oxidação É a capacidade dos metais de dar elétrons. Al Al3+ + 3 e E° = + 1,66V Cu Cu2+ + 2 e E° = – 0 ,34V Assim, o alumínio tem maior tendência para ceder elétrons que o cobre. Cálculo da Voltagem Dados os potenciais de oxidação: Zn Zn2+ + 2 e E° = 0,76V Cu Cu2+ + 2 e E° = -0,34V

V∆ = Eoxi + Ered V∆ = 0,76 + 0,34 V∆ = 1,10V

Pilha de Daniell São sistemas que produzem corrente contínua e baseiam-se nas diferentes tendências para ceder e receber elétrons das espécies químicas. Sentido dos elétrons Os elétrons circulam do eletrodo de maior potencial de oxidação para o de menor potencial de oxidação. Pólos da Pilha Positivo: cátodo – ocorre redução massa aumenta Negativo: ânodo – ocorre oxidação massa diminui Eletrólise Decomposição de uma substância pela corrente elétrica. Características Ânions vão para o Ânodo sofrer Oxidação Cátions vão para o Cátodo sofrer Redução Eletrólise Ígnea: NaCl(s) →

∆ Na+

() + Cl-()

Cátodo: Na+ + 1 e → Na°(s)

Ânodo: Cl- - 1 e → ½ Cl2 (g) Na+

() + Cl-() Na(s) + ½ Cl2(g)

Exercícios de Sala 01. (UFSC) Com base no diagrama de pilha Pb | Pb2+ (1,0M) | | Ag+ (1,0M) | Ag e nos potenciais padrões (redução), a 25°C, das semi-reações:

Ag+ + e → Ag, E° = + 0,80 V

Pb2+ + 2 e → Pb, E° = - 0,13 V

È correto afirmar que: 01. O eletrodo de chumbo é o ânodo e o de prata é o cátodo 02. O sentido da reação é 2Ag + Pb2+ 2Ag+ + Pb 04. A diferença de potencial padrão entre os eletrodos é +0,93V 08. A massa do eletrodo de chumbo aumenta com o tempo 16. Os íons de prata sofrerão redução 32. A diferença de potencial padrão entre os eletrodos é de +1,73V 64. Os elétrons se deslocam, no circuito externo, do eletrodo de prata para o eletrodo de chumbo. 02. UFSC-2002 Na pilha esquematizada a seguir, é fornecido o sentido do fluxo de elétrons. Dados os valores dos potenciais-padrão de redução (a 25ºC e 1 atm) do eletrodo de cobre (Ered= 0,34 V) e do eletrodo de prata (Ered= 0,80 V), indique a(s) proposição(ões) CORRETA(S):

01. No eletrodo de cobre ocorre a redução. 02. Os elétrons fluem do eletrodo de cobre para o eletrodo de prata. 04. O cobre é o agente redutor. 08. A reação global da pilha é: Cu(s) + 2Ag1+

(aq) → Cu2+(aq) +

2Ag(s). 16. A diferença de potencial da pilha é 0,46 V, nas condições indicadas.

32. A representação correta da pilha é: Ag1+(aq) | Ag(s) || Cu(s) |

Cu2+(aq).

Tarefa Mínima 90. UFMT Os potenciais-padrão dos eletrodos de cobre e de prata são dados abaixo:

A diferença de potencial da pilha (d.d.p) é: a) 1,14V b) 1,26V c) 1,94V d) 0,46 V 91. U.E. Ponta Grossa-PR Sobre a pilha esquematizada abaixo, assinale o que for correto:



a) Seu funcionamento diminuiu a concentração de íons B3+. b) O eletrodo B sofre oxidação. c) O eletrodo A é denominado cátodo. d) A equação global é dada por 2B(s) + 3A2+

(aq) →2B3+(aq) + 3A(s).

e) O eletrodo B sofre corrosão. 92. U.F. Santa Maria-RS Existem pilhas, constituídas de um eletrodo de lítio e outro de iodo, que são utilizadas em marca-passos cardíacos. Seu funcionamento baseia-se nas seguintes semi-reações:

Considerando esse tipo de pilha, assinale, no quadro a seguir, a alternativa correta.

93. UFR-RJ Considere uma pilha de prata/magnésio e as semi-reações representadas abaixo, com seus respectivos potenciais de redução.

O oxidante, o redutor e a diferença de potencial da pilha estão indicados. respectivamente, em a) Mg, Ag+, + 3,17 d) Mg+2, Ag, – 3,17 b) Mg, Ag+, + 3,97 e) Ag+, Mg, + 3,17 c) Ag+, Mg, + 1,57 94. PUC-PR Dados os potenciais:

o agente redutor mais forte presente na tabela é o: a) Na0 d) Ni2+

b) Ag0 e) Co2+ c) Fe2+

95. UFMS Um químico queria saber se uma amostra de água estava contaminada com um sal de prata. Ag+ e para isso, mergulhou um fio de cobre, Cu, na amostra. Com relação a essa análise, é correto afirmar que:

01. a amostra torna-se azulada e isso foi atribuído à presença de íons Cu+2; 02. a amostra doa elétrons para o fio de cobre; 04. o fio de cobre torna-se prateado devido ao depósito de prata metálica; 08. o fio de cobre doa elétrons para a amostra; 16. Ag+ é o agente oxidante da reação.

GABARITOS

X 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9

0 X 20 1200 368 200 7,5 80 E D A

1 0,15 0,8 0,25 D E 04 A A D A

2 C B B C D A 03 0,2 A B

3 D A A B B C D 12 01 B

4 21 E E 25 B A 24 D C B

5 C B D A 03 30 B 41 B 35 6 B D C E E D C C C A 7 A 09 04 41 B A E B C C 8 B A E D 29 B E 11,3 1,7 B 9 D C C E E 29 D X X X

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