P2 - PROVA DE QUÍMICA GERAL

P2 - PROVA DE QUÍMICA GERAL - 08/10/07
Nome:
Turma:
Nº de Matrícula: GABARITO
Assinatura:
Questão
Valor
1a
2,5
2a
2,5
3a
2,5
4a
2,5
Total
10,0
R = 8,314 J mol-1 K-1 = 0,0821 atm L mol-1 K-1
1 atm L = 101,325 J
1 cal = 4,184 J
∆E = ∆U = q + w
∆G° = ∆H° - T∆S°
Kw = [H+] [OH-] = 1,00 x 10-14 a 25°C
Grau
Revisão
1ª Questão
Veronal (verH, ácido dietilbarbitúrico) é o nome comercial do primeiro sedativo e
sonífero do grupo dos barbitúricos. Em solução aquosa esse ácido sofre ionização
segundo a reação abaixo:
H3C
O
H3C
H3C
N
O
N
H
(a q )
+
O
H2O ( l )
O
-
H3C
N
O
N
H
H
(verH)
(ver-)
(a q )
+
H 3O
+
(a q )
O
a) Calcule Ka para o ácido e o pH para uma solução preparada pela dissolução de
0,020 mol de veronal em 1,0 L de água, a 25 oC. O grau de ionização do veronal
nessa solução é de 0,14%.
b) Explique o que irá ocorrer ao equilíbrio descrito no item ‘a’ quando 1,0 x 10 -4
mol de HCl (ácido forte) forem adicionados à solução. Calcule o pH da solução
resultante após o equilíbrio ser restabelecido. Considere que não há variação de
volume.
c) Calcule Kb para a base conjugada do veronal, a 25 oC.
d) Segundo o conceito de Bronsted-Lowry, a água é uma substância que pode
comportar-se como um ácido ou como uma base. Identifique, na representação
do equilibrio acima, se a água se comporta como ácido ou como base e justifique
sua resposta.
Resolução:
a) Grau de ionização =
0,14 =
[H3O + ]eq
[verH]inicial
x 100
[H3O + ]
x 100
0,020
[H3O+] = 2,8 x 10-5 mol L-1
[ver-] = [H3O+] = 2,8 x 10-5 mol L-1
pH = 4,55
[verH] = 0,020 - 2,8 x 10-5 ≈ 0,020 mol L-1
ka =
[H3O + ] [ver − ] (2,8 x 10 −5 )2
=
= 3,92 x 10- 8
[verH]
0,020
b) Com a adição de HCl(aq), um ácido forte, a concentração de íons H 3O+(aq) irá
aumentar e o equilíbrio ira se deslocar para os reagentes.
I
∆
Eq.
ka =
verH(aq)
0,020
+x
0,020 + x
+
H2O(l)
ver-(aq)
2,8 x 10-5
-x
2,8 x 10-5 - x
8
(2,8x10-5 − x)(1,28 x 10 −4 - x)
= 3,92 x 10 −
(0,020 - x)
x2 – 1,56 x 10-4 x + 2,80 x 10-9 = 0
∆ = 1,31 x 10-8
x’ = 1,35 x 10-4
x’’ = 2,05 x 10-5
[H3O+] = 1,28 x 10-4 - 2,05 x 10-5 = 1,08 x 10-4 mol L-1
pH = 3,97
+
H3O+(aq)
2,8 x 10-5
+ 1,0 x 10-4 -x
1,28 x 10-4 - x
c) ka kb = kw
kb =
kw 1,0x10−14
=
= 2,55x10 −7
ka 3,92x10 −8
d) Segundo o conceito de Bronsted-Lowry ácido é uma substância que, em
solução aquosa, doa íons H+ e a base é uma substância que recebe íons H +. No
equilíbrio descrito, a água esta recebendo H + do veronal, portanto, comporta-se
como base.
2ª Questão
Em um experimento para determinar o Kps do sulfato de cálcio, CaSO4, um volume
de 25,00 mL de uma solução saturada de CaSO 4 foi adicionada a uma coluna,
conforme o desenho abaixo. À medida que a solução vai passando através dessa
coluna, os íons Ca2+ vão ficando retidos enquanto que íons H 3O+, inicialmente
presentes na coluna, vão sendo liberados. Para cada íon Ca 2+ retido, dois íons
H3O+ são liberados. A solução contendo os íons H 3O+ liberados é coletada e o
volume é completado para 100,0 mL em um balão volumétrico. Uma amostra
contendo 10,00 mL dessa solução diluída de H 3O+ é transferida para um
recipiente e neutralizada com 8,25 mL de uma solução de NaOH 0,0105 mol L -1.
Calcule o Kps para o CaSO4.
CaSO4(s)
25,00 mL de uma solução saturada de CaSO 4(aq) +
água
CaSO4(aq)
CaSO4(s)
solução saturada de CaSO4
Ca2+(aq) + SO42-(aq)
Resolução:
Inicialmente calcular o numero de mol de NaOH necessários para neutralizar o
ácido contido no béquer de 10,00 mL:
nH3O+ = nOH- = concentração x volume = 0,0105
mol
x 0,00825 L = 0,0000866
L
mol
No balão volumétrico haverá 10 vezes mais o nH 3O+ = 0,000866 mol
Agora calcular o numero de mol de Ca2+ retido na coluna:
0,000866 mol de H3O+ x
1mol de Ca +
=0,000433 mol de Ca2+
2mol de H3O +
Estes 0,000433 mol de Ca 2+ vierem dos 25,00 mL da solução saturado do CaSO 4.
Logo a concentração de Ca2+ na solução saturada poderá ser calculada da
seguinte maneira:
[Ca2+] =
n 0,000433mo l
=
=0,0173 mol.L-1
0,025L
V
Logo o Kps para o CaSO4 poderá ser calculado da seguinte maneira:
Kps = [Ca2+] [SO42-]
Como a [Ca2+] = [SO42-]
Kps = (0,0173) (0,0173) = 3,0 x 10-4
3ª Questão
Uma solução preparada pela dissolução de 7,30 g de HCl em 250,00 g de água, a
25,0 oC e 1,0 atm, foi adicionada a um calorímetro (um erlenmayer isolado por um
isopor e um termômetro para medir a temperatura) contendo uma solução
preparada pela dissolução de 8,00 g de NaOH em 50,00 g de água, também a
25,0 oC e 1,0 atm. Quando a reação ocorre, a temperatura da mistura aumenta
para 33,5oC.
NaOH (aq) + HCl (aq) → NaCl (aq) + H2O (l)
a) Calcule o valor de ΔH, em kJ mol-1, para a reação. Considere desprezível a
quantidade de calor absorvida pelo vidro do calorímetro e considere que o calor
específico da solução é igual ao calor especifico da água pura ( 4,18 J g-1 oC-1).
b) O experimento é repetido usando uma solução preparada pela mistura de
10,00 g de HCl em 247,30 g de água e 8,00 g de NaOH em 50,00 g de água. A
variação de temperatura observada nesse caso será diferente daquela observada
no item ‘a’? Justifique.
c) Calcule o pH das soluções resultantes nos itens ‘a’ e ‘b’, a 33,5
(Kw = 1,95 x 10-14 a 33,5 oC)
o
C?
Resolução:
a) Calcular o valor de q usando a seguinte equação:
q = m . c. ∆T
q = 315,3g . 4,18 J . g-1 °C-1 . (33,5 – 25,0) °C
q = 11203 J ≈ 11,2 kJ
q =n ∆H
Calcular o valor de n
nHCl =
7,30g
= 0,2mol
36,46g/mol
nNaOH =
8,00g
= 0,2mol
40,00g/mol
Logo 11,2 kJ = 0,2 . ∆H
11,2
∆H = 0,2 = 56,0kJ/mol
b) Será a mesma temperatura, por que o NaOH é o reagente limitante.
c) Ítem (a)
Haverá uma reação de neutralização completa (nH = nOH ) .
+
−
Ocorrerá a auto ionização da água a 33,5 °C
2H2O(l)
H3O+(aq) + OH-(aq)
Com a seguinte constante de equilíbrio:
Kw = [H3O+] [HO-]= 1,95 x 10-14
Calcular agora o valor da H3O+
[H3O + ] = 1,95x10 −14 = 1,40x10 −7
E finalmente calcular o pH da solução resultante
pH = - log [H3O+] = -log (1,40 x 10-7) = 6,85
c) Item (b)
Haverá um excesso de 2,70 g de HCl em 297,30 g de água
nH + =
2,70g
= 0,074 mol
36,46g/mol
A concentração de H+(ou H3O+) em excesso que vai definir o pH, é calculado da
seguinte maneira:
[H3O+ ] =
n
0,074mol
0,074mol
≈
≈
≈ 0,249mol.L−1
V 297,30 mL
0,2973L
E finalmente calcular o pH da solução resultante.
pH= -log[H3O+] ≈ - log 0,249 ≈ 0,60
4ª Questão
A melamina, C3H6N6, uma substância fogoretardante, libera nitrogênio quando
queimada. Para produzir melanina, utiliza-se uréia, (NH 2)2CO, segundo a reação
abaixo:
6(NH2)2CO(s)
C3H6N6(s) + 3 CO2(g) + 6 NH3(g)
∆H = 469,4 kJ
a) Calcule o trabalho e a variação de energia interna, em kJ, envolvido na
produção de 1,0 mol de melamina, a 550 K e pressão alta e constante. Considere
que CO2 e NH3 comportam-se como gases ideais.
b) O trabalho e a variação de energia interna, calculados no item ‘a’, dependem
do ∆H da reação? Justifique.
c) Faça uma previsão a respeito da variação de entropia, ∆S, na produção de
melanina, segundo a reação acima e justifique sua resposta.
d) Explique, utilizando a segunda lei da termodinâmica, porque essa reação só é
espontânea em temperaturas elevadas.
Resolução:
a) ∆H = ∆U + RT∆n
469,4 = ∆U + 8,314×10−3×550×9
∆U = 469,4 − 8,314×10−3×550×9
∆U = 469,4 − 41,1 = 428,2 kJ mol−1
∆H = q + w +RT∆n
469,4 = 469,4 + w + 8,314×10−3×550×9
w = −8,314×10−3×550×9 = 41,2 kJ mol−1
b) O trabalho não depende da variação de entalpia da reação, enquanto que a
energia interna depende.
c) A variação de entropia é maior que zero, pois existe formação de gases e,
portanto, um aumento da desordem do sistema.
d) ∆G = ∆H −T∆S
Como ∆H > 0 e ∆S>0, então ∆G < 0 (reação espontânea) somente se:
∆H < T∆S
Como ∆S é geralmente um número pequeno comparado com ∆H, isso somente
acontecerá em temperaturas altas.