Química

Cursos: Engenharia Civil, Engenharia de Minas, Engenharia do Território

1ºano /1ºSemestre – 2009/2010

3º Teste

I

1) a)

Ca(OH)2 (aq) H2O Ca2+(aq) + 2OH− (aq)

[] Inicial (M) - - -

[] Eq (M) - s 2s

Ks = [Ca2+]e . [OH−]e2 = s . (2s)2 = 4s3

Em 1 dm3 : Cm = m

V ⟺ m = 1 x 0,87 = 0,87g

M(Ca(OH)2) = 40.1 + 16.0 x 2 + 1.0 x 2 = 74,1 g/mol

n = m

M ⟺ n =

0,87

74,1 = 1,17 x 10-2 mol

C = n

V ⟺

1,17

1 = 1,17 x 10-2 M = s

Ks = 4s3 = 6,47 x 10-6

b) [OH-] = 2s = 2,34 x 10-2 M

H2O (l) ⟺ H+(aq) + OH− (aq)

[] Inicial (M) - - -

[] Eq (M) - y y + 2s

1 x 10-14 = [H+] . [OH-] ⟺ 1 x 10-14 = y . (y + 2,34 x 10-2) ⟺

Y = 4.28 x 10-13

Concluí-se assim que o OH- proveniente da auto-ionização da água é

desprezável face ao que resulta da dissociação do hidróxido de cálcio.

pOH = - log ([OH-]) = 1,63

2) Através da equação de Van’t Hoff: ln( K2

K1) =

ΔH0

R

1

T1−

1

T2

Em que K2 é a constante de equilíbrio à temperatura T2 e K1 é a

constante de equilíbrio à temperatura T1, estando ambas expressas em

K.

ΔH0 = ΔHf𝑝𝑟𝑜𝑑. - ΔHf𝑟𝑒𝑎𝑔. = 2 x (-230,0) – 542,8 + 986,6 = -16,2 kJ =

-16200 J

T1 = 25 ºC = 298 K

T2 = 75 ºC = 348 K Substituindo

ln( K2

6.4 x 10−6) =

−1,6 x 104

8,314

1

298−

1

348 ⟺ ln (K2) + 11.96 = - 0,94

⟺ K2 = 2.5 x 10-6

As aproximações feitas neste raciocínio é de que não há variação, quer

da entalpia, quer da entropia, com a temperatura. Estas aproximações

são válidas para variações pequenas de temperatura, como é este caso,

mas para variações elevadas deixam de o ser.

Nota: Outra resolução possível desta pergunta poderia ser através do

cálculo da energia de Gibbs do sistema, o que permitiria também chegar

ao produto de solubilidade a 75ºC. Por essa via ter-se-ia que fazer as

mesmas aproximações: supor as variações de entalpia e da entropia

independentes da temperatura.

3) A solubilidade do Ca(OH)2 numa solução 10-2 mol L-1 em hidróxido de

sódio (NaOH) será muito menor, devido ao efeito do ião comum, pois

neste caso, já existem iões OH-, o que fará com que a solução fique

saturada muito mais facilmente. Neste caso, a dissolução do Ca(OH)2

será quase nula, tendo em conta que a concentração da solução de NaOH

é da mesma ordem de grandeza que a solubilidade do Ca(OH)2

II

a) Al(s) | Al3+ (aq) || O2 (g) | H+ (aq) | Pt (s)

b) pH = 5 ⟺ [H+] = 1 x 10-5 M

Eesquerda = E0 – 0,059

12 log(

1

[Al3+]4 )= -1,78 V

Edireita = E0 – 0,059

12 log (

1

0,23x (10−5)12 ) = 0,92 V

f.e.m = Edireita – Eesquerda = 0,92 – (-1,78) = 2,7 V

c) Reacção de redução: ( 4e- + O2 (g) + 4 H+ (aq) → 2 H2O (l) ) x 3

Reacção de oxidação: ( Al (s) → Al3+ (aq) + 3e-) x 4

Ânodo da pilha: Placa de alumínio

Cátodo da pilha: Eléctrodo de Platina

III (Lab.)

1) a. Afirmação verdadeira: Algumas águas naturais, como a água da

Serra da Estrela que não brota em terrenos calcários, são

ligeiramente ácidas devido à dissolução do CO2 na água que forma

ácido carbónico (H2CO3):

CO2 (aq)+ H2O (l) ⇆ H2CO3 (aq)

O ácido carbónico é um diácido, podendo ceder iões H+ através dos

dois equilíbrios seguintes:

H2CO3 (aq) ⇆ HCO3−(aq) + H+(aq)

HCO3− ⇆ CO3

2−(aq) + H+(aq)

Das duas reacções, a primeira é a mais extensa, e a principal

responsável pela acidez das águas, devido à maior concentração de

iões H+, que resultam numa diminuição do pH

b. Afirmação falsa: A dissolução do carbonato de cálcio, representada

pela reacção CaCO3 (aq) ⇆ CO32−(aq) + Ca2+(aq) origina trióxido de

carbono, que irá reagir com os iões H+ existentes formando o

seguinte equilíbrio: CO32−(aq) + H+(aq) ⇆ HCO3

−. A produção do ião

bicarbonato (HCO3−) leva ainda a um segundo equilíbrio

H2CO3 (aq) ⇆ HCO3−(aq) + H+(aq) que também consome o ião H+.

Assim, através destas reacções sucessivas há uma diminuição

significativa da concentração de H+, o que resulta num aumento do

pH.

2) Na experiência de protecção catódica por ânodo de sacrifício, o

material usado como ânodo foi o zinco, por ter um potencial de

redução mais baixo que o ferro, logo, tem mais facilidade em oxidar-

se. Nesta experiência foi observada a cor vermelha em torno do

prego de ferro. A cor vermelha, provem da fenolftaleína, um

indicador de pH que vira carmim em meios básicos. Como nesta

experiencia o ferro não sofre oxidação, mas ocorre redução do

hidrogénio, através do equilíbrio 2H+ (aq)+ 2e- → H2 (g), ao ser

consumido H+, ocorre um aumento do pH na zona em torno do ferro,

o que origina a cor carmim do indicador.

Por outro lado, no meio onde foi realizada a experiencia, foi colocado

ferricianeto de potássio, que em água dissolve-se de acordo com a

seguinte equação:

K3Fe(CN)6 → 3K++ Fe(CN)6-3

A existência do ião Zn2+ proveniente da oxidação do zinco

(Zn → 2e-+ Zn+2), faz com que ocorra a reacção

2Fe(CN)6-3

(aq)+ 3Zn+2(aq) → Zn3[Fe(CN)6] (aq), em que o

composto formado tem uma cor branca, que irá envolver o zinco