UNIDADE 1 · como número puro (0 < t < 1) ou ... No rótulo de uma garrafa de água mineral...

Inclusão para a Vida Química B

Pré-Vestibular da UFSC 1

UNIDADE 1

SOLUÇÕES

É qualquer mistura homogênea onde um componente é

denominado soluto e o outro solvente, este último é

representado geralmente pela 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 alguns sais têm sua solubilidade

aumentada significativamente com o aumento da

temperatura, já em outros a temperatura tem pouca

influência.

Exercícios de Sala

1. 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 aproximadamente 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.

UNIDADE 2

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 convenções:

– índice 1: quantidade relativa ao soluto;

– índice 2: quantidade relativa ao solvente;

– s/ índice: quantidade 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

T = m1 = m1 .

m m1 + m2

C = m1 .

V

d = m .

V

M = n1 = m1 .

V mol .V

N = M.x

Química B Inclusão para a Vida


Exercícios de Sala

1. 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.

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 são adicionados 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) 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 % c) 0,46 % e) 2,30 %

b) 0,32 % d) 0,91 %

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. Foram dissolvidos 9,8g de H2SO4 em água sulficiente

para 400ml de uma solução. Calcule a concentração molar

dessa.

13. (ACAFE) 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) 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.(UAlfenas-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 desse ácido.Sendo

assim, qual o volume de uma solução do ácido em questão

a 2,5 mols/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

UNIDADE 3

DILUIÇÃO E MISTURA DE SOLUÇÕES

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

1. (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?

2. 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

1. (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

2. (UFRJ) 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 c) 0,25 M e) 0,0075 M

b) 0,075 M d) 0,025 M

3. (UCS-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 são respectivamente:

a) 1,5 L e 0,1 L d) 2,0 L e 2,4 L

b) 2,1 L e 2,2 L e) 2,5 L e 0,1 L

c) 2,4 L e 2,3 L

4. (ACAFE) 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

5. 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

6. (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 10-5

mol . 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)

7. 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.

UNIDADE 4

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 ... 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.

C = m ... m = C.V .

.. C1.V1 = C2.V2

V



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)

Classificação das Membranas

Membrana permeável: Permite a passagem do soluto e

do solvente

Membrana Impermeável: Não permite a passagem do

soluto nem do solvente

Membrana Semipermeável: Permite a passagem

apenas do solvente.

OBS.: quanto maior o número de espécie adicionada,

maior o efeito.

Exercícios de Sala

1. Foram titulados 20 mL de solução de H2SO4 com 20

mL de solução 0,4 mol/L de NaOH. Qual a molaridade do

ácido titulado?

2. (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

Tarefa Mínima

1. (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, sob a 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.

2. (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.

3. 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.

4. (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

5. (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

6. 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.

7. 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 se constitui 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 se constituem de soluções aquosas

preparadas com solutos diferentes.

8. 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.

9. 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

10. 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:

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.

11. (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.

UNIDADE 5

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

qmc Absorve Calor→Endotérmica

A + B + Calor C



ENTALPIA (H): é o conteúdo global de energia de um

sistema.

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 síntese 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)

Exercícios de Sala

1. (UFSC) 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

UNIDADE 6

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:

(Entalpia)

Curso da Reação

Reagentes

Produtos

Hr Hp

H

H

Curso da Reação

Reagentes

Produtos

Hp Hr

H

H



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

Determinando o H de uma reação a partir das entalpias

de formação utilizando a expressão:

H = Hp - Hr

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

Aplicação do conceito de energia de ligação:

H = H Rompidas + 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

1. (UPotiguar-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

2. (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.

3. (UP) – 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.

4. (ACAFE) 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

5. (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.

6. (PUC-Campinas) 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

7. (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 c) –2 A e) B + A

b) B d) B – A

8. (UFSC) As reações:

I - A + B C + 30 kcal

II - A + B – 20kcal C

III - 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

9. (FUVEST) 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

10. (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

11. (UFPel-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

12. (UEL-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

2 YX Y2 + X2 Y2X2 Y2X22 + YYYYY2

B 0 -A



13. (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

14. (UFRJ) 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; c) formação; e) solução.

b) dissolução; d) neutralização;

15. (Univali) 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, podemos 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.

UNIDADE 7

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

t

nVm

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 = t

n

V0 – 20 = 75,1020

035

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 mínima necessária para uma reação química

ocorrer.

Exercícios de Sala

1. (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

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.

UNIDADE 8

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 e 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

baBAKV

[ ] = 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

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.



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

1. 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.

2. (ACAFE) 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

1. (FPM–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

2. Assinale as afirmativas corretas.

01. Todas as colisões intermoleculares resultam em reção

química.

02. O aumento da energia da colisão favorece a reação.


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.

3. (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.

4. (FAC. MED. SANTA CASA–SP– modificada) Se o

diagrama abaixo se refere a uma reação exotérmica,

01. na posição estão os reagentes;

02. na posição estão os produtos;

04. na posição está o complexo ativado;

08. a energia de ativação da reação direta é menor do que

na reação inversa;

16. na posição estão os reagentes da reação direta;

32. na posição está o complexo ativo.

5. (ACAFE) 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.

6. 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.


alta.

32. A subdivisão de um sólido aumenta a velocidade de

suas reações.

7. (PUC–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

constante a do H2, a velocidade da reação aumentará:

a) 6 vezes;

b) 9 vezes;

c) 8 bezes;

d) 12 vezes;

e) 18 vezes.

8. (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

9. (SUPRA) Dona Salete 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:

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.

10. Na reação 2 HI → H2 + 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.

11. (ACAFE) 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

12. (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.

UNIDADE 9

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 dizemos que a reação se encontra 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

BA

DC

K

K

2

1

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

BA

DCKc

Para sistemas gasosos, a constante de equilíbrio será

expressa em termos de pressões parciais:

yx

wz

pBpA

pDpCKp

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

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

1. 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

2. (UFSC) 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 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 a pressão parcial do CO2, desloca o

equilíbrio para a direita

32. A constante de equilíbrio Kp da reação, em termos de

pressões parcial, é dada pela expressão:

22

2

22

CONO

CON

PP

PPKp

Tarefa Mínima

1. (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

DC

22

b) k = 4

2

DC

BA

c) k = 32

4

BA

DC



d) k = 43

4

BA

DC

e) k = 3

4

2 BA

DC

2. (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.

3. (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

4. (ACAFE) 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

5. (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

6. (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).

7. (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)

8. (UFSC) Considere o sistema em equilíbrio:

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

2

22

CONO

CON

PP

PPKp

9. 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).

10. (ACAFE) 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].



Ka = [HA]

][A ][H

e) a expressão matemática da constante de equilíbrio é

23

5

ClPCl

PClKc

.

11. (CESCEA-SP) Quais das seguintes reações são

favorecidas no sentido indicado quando se eleva a pressão,

mantendo-se a temperatura constante?

I - N2 + O2 2 NO

II - Br2 + H2 2 HBr

III - N2 + 3 H2 2 NH3

IV - 2 H2 + O2 2 H2O

a) I e II c) I e IV e) III e IV

b) I e III d) II e III

UNIDADE 10

EQUILÍBRIO IÔNICO

AB ↔ A+ + B

-

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 ()

A força de um eletrólito é determinada pelo seu grau de

ionização.

Dada a ionização de um ácido HA

HA H+ + A

–

Temos: = 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 () para cada etapa, onde:

K1 > K2 > K3

Para eletrólitos fracos: Ka = M2 .

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

1. (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.

2. (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 1010

mol/L.

08. A concentração de íons OH, presentes na solução “B”,

é 106

mol/L.

Solução

“A”

Solução

“B”



16. Adicionando 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

1. (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

2. (ACAFE) 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 - 1).

a) 0,02 d) 4 . 10-2

b) 2 . 104 e) 4 . 10

-4

c) 2 . 10-4

3. (UFViçosa-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

4. (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

5. (FMPOUSO 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

6. (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

7. (FPM–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

8. (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.

9. (ACAFE) 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.

10. (ACAFE) 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 limão ou o vinagre:

a) Forma solução básica e não hidrolisa 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.

11. 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)

12. Calcule o pH de uma solução 0,020 molar de HCl.

(Dado log 2 = 0,3)

13. (ACAFE) 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

.

UNIDADE 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 contínuas e se

baseiam 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+

(l) + Cl-(l)

Cátodo: Na+ + 1 e Na°(s)

Ânodo: Cl- - 1 e ½ Cl2 (g)

Na+

(l) + Cl-(l) Na(s) + ½ Cl2(g)

Exercícios de Sala

1. (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.

2. (UFSC) 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

1. (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

2. (UEPG-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.

3. (UFSM-RS) Existem pilhas, constituídas de um

eletrodo de lítio e outro de iodo, que são utilizadas em

marca-passos cardíacos. Seu funcionamento se baseia nas

seguintes semirreações:



Considerando esse tipo de pilha, assinale, no quadro a

seguir, a alternativa correta.

4. (UFRJ) 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

5. (PUC-PR) Dados os potenciais:

o agente redutor mais forte presente na tabela é o:

a) Na0 d) Ni

2+

b) Ag0 e) Co

2+

c) Fe2+

6. (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 se torna 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.

UNIDADE 1 · como número puro (0 < t < 1) ou ... No rótulo de uma garrafa de água mineral...

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