P1 - PROVA DE QUÍMICA GERAL – 04/09/10
Nome:
Nº de Matrícula: GABARITO Turma:
Assinatura:
Questão Valor Grau Revisão
1a 2,5
2a 2,5
3a 2,5
4a 2,5
Total 10,0
Dados
R = 0,0821 atm L mol-1 K-1 T (K) = T (°C) + 273,15 PV = nRT
Kp = Kc (RT)∆n
O ácido clorídrico, HCl, é muito usado para dissolver compostos de magnésio, como representado nas equações abaixo.
Mg(OH)2(s) + 2HCl(aq) → MgCl2(aq) + 2H2O(l)
MgCO3(s) + 2HCl(aq) → MgCl2 (aq)+ H2O(l) + CO2(g)
a) Calcule a concentração, em mol L-1, de uma solução aquosa contendo 26% de HCl, em massa, e densidade igual a 1,15 g mL-1.
b) Calcule o volume, em mL, de uma solução aquosa de HCl 0,128 mol L-1 necessário para reagir completamente com 2,87 g de Mg(OH)2.
c) Calcule a quantidade máxima, em massa, de MgCl2, quando 0,420 mol de MgCO3 reage com excesso de HCl. Calcule o rendimento percentual desta reação sabendo que foram produzidos 30,0 g de MgCl2.
d) Calcule a quantidade, em gramas, de HCl necessária para reagir completamente com 387 g de uma amostra, contendo, em massa, 32,8% de MgCO3 e 67,2% de Mg(OH)2 . Considere rendimento teórico (100%).
solução
de g 100
HCl de mol 0,713 HCl
de g 36,46
HCl de mol x 1 solução
de g 100
HCl de g
26,0 =
solução
de L 0,08696 solução
de mL 86,96
solução
de g 1,15
solução
de mL x 1 solução
de g 100
=
=
L1
mol solução 8,20
de L 0,08696
HCl de mol
0,713 = −
b)
2,87 g de Mg(OH)2 x
2 2
2
Mg(OH)
de mol 1
HCl de mols x 2 Mg(OH)
de g 58,32
Mg(OH)
de
1mol =
HCl de mol 0,0984
=
mL 769 L 0,769 HCl
de mol 0,128
HCl de HCl L
de mol
0,0984 = =
c)
2 2
2 3
2
3 39,99 g de MgCl
MgCl de mol 1
MgCl de 95,21g MgCO x
de mol 1
MgCl de mol x 1 MgCO
de mol
0,420 =
75,0%
39,99x100 Percentual 30,0
Rendimento = =
d)
HCl de 3,01mols
Mg(OH)
de mol 1
HCl de mols x 2 Mg(OH) de
g 84,3
Mg(OH)
de mol x 1 mistura de
g ,0 100
Mg(OH)
de g x32,8 mistura
de g 387
2 2
2 2
=
=
HCl de mols 8
MgCO de mol 1
HCl de mols 2 MgCO de g 58,3
MgCO de mol x 1 mistura de
g ,0 100
MgCO de g x67,2 mistura
de g 387
3 3
3 3
92
= ,
= x
HCl de g HCl 435
de mol 1
HCl de g 36,46 x HCl de mols 8,92)
(3,01+ =
Uma massa igual a 1,50 g de uma amostra sólida foi analisada para se determinar a quantidade de prata. A amostra foi dissolvida para transformar toda a prata presente na amostra em íons Ag+ que, por sua vez, foram reagidos com excesso de tiocianato, SCN-, como representado na equação I. Considere que foram adicionados 100 mL de solução de SCN-, 0,150 mol L-1 e que SCN- reage somente com o Ag+ na solução da amostra.
Equação I: Ag+(aq) + SCN-(aq) → AgSCN(s)
O excesso de SCN- na solução foi determinado pela reação com Fe3+, conforme indicado na equação II. Neste caso um volume igual a 10,0 mL de uma solução contendo 0,500 mol L-1 de Fe3+ foram usados para reagir completamente com o SCN-. Calcule a percentagem de prata, em massa, nesta amostra.
Equação II: Fe3+(aq)+ SCN-(aq) → [FeSCN]2+(aq)
Amostra 1,50 g
↓ dissolução
Ag+ + SCN- → x
100 mL 0,0150 mol SCN- adicionado 0,150 mol L-1
SCN-exc + Fe3+
10,0 mL 0,005
0,500 mol L-1
0,015 - 0,005 = 0,010 Adicionado excesso
0,0100 mol SCN- 0,0100 mol Ag+ 1 1
0,010 mol Ag+ x MM = 1,08 g x% = 72%
MM=108 1,50 g 100
A água oxigenada é uma solução aquosa de peróxido de hidrogênio, H2O2 que se decompõe conforme a reação abaixo. A água oxigenada a 10 volumes (10 V) libera 10 litros de oxigênio, O2, por cada 1 litro de solução a 0° e 1 atm.
H2O2(aq) →
12O2(g) + H2O(l)
a) Calcule a concentração, em gramas por 100 mL de H2O2 na água oxigenada 10 V, a 0 °C e 1 atm.
b) Um volume de 25,0 mL de água oxigenada 10 V foi aquecido dentro de uma garrafa de vidro, que está conectada a um balão elástico vazio. Calcule o volume de O2, em mL, a 0 °C e 1 atm que será coletado no balão após a decomposição do H2O2. Considere que o rendimento percentual da reação foi de 90,0% e que todo o O2 formado foi coletado no balão.
c) Numa outra situação, o O2 liberado na decomposição do H2O2, foi completamente utilizado para reagir com exatamente 100 g metanol, CH3OH, conforme reação abaixo. Calcule o volume total da mistura gasosa e a fração molar de CO2 ao final da reação a 1 atm e 100 °C.
CH3OH(l) + 32 O2(g) → CO2(g)+ 2H2O(g)
Considere o comportamento ideal dos gases.
a)
10V 1 L água oxigenada Libera→10L O2
n O2= 0,446molO2
273,15 x
0,082 10 x
1 =
2 mol H2O2→ 1 mol O2
← 0,446 mol O2
1 mol H2O2→34 g
0,892 mol H2O2 → 30,3 g → 1000 mL água oxigenada 3,03 g → 100 mL
Alternativa:
1 mol O2 →tem 22,4 L
→ 10L – a 0°C 2 mol H2O2 Libera→1 mol O2 0,892 mol H2O2← 0,446 mol O2
1 mol H2O2→34 g
0,892 mol H2O2 → 30,3 g H2O2 → 1000 mL água oxigenada 3,03 g H2O2 → 100 mL
b) 1 L água oxigenada → 10 L O2 0,025 L → 0,25L O2
250 mL → 100%
← 90%
3,03 g%
3,03 g%
0,892 mol H2O2
0,446 mol O2
225 mL
32,0
1 metanol → 1 CO2 n CO2 = 3,125 mol 1 metanol → 2 H2O
3,125 → 6,25
n total = n CO2 + n H2O = 9,375
V= 1
x373,15 9,35x0,082
=286,8 ≈ 287L X=CO2 =
total n
CO
n 2
= 9,375 3,125
= 0,34
Uma quantidade igual a 0,100 mol de carbonato de cálcio, CaCO3, foi adicionada a um recipiente fechado de 10,0 L que, em seguida, foi aquecido a 385 K. O CaCO3, nessas condições, se decompõe em óxido de cálcio, CaO, e gás carbônico, CO2, conforme o equilíbrio indicado na equação abaixo. Sabendo que no equilíbrio a pressão parcial de CO2 é 0,220 atm, faça o que se pede.
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
a) Calcule o valor da constante de equilíbrio, Kc, da reação.
b) O sistema em equilíbrio foi perturbado pela adição de mais 0,300 atm de CO2. Calcule a quantidade, em gramas, de CaCO3 no recipiente quando o equilíbrio for restabelecido.
a) Kp= Kc(RT)∆n
∆n = 1 ∴ Kp = Kc (RT) ∴ p 3
C 7x10
0,082x385 0,220 RT
K = K = = −
b) mol de CO2 = PV/nRT
n = (0,220 atm)(10,0 L)/(0,0821 Latm mol-1 K-1 x 385 K) n = 0,0696 mol CO2
1 mol de CaCO3 = 1 mol de CO2
0,100 mol CaCO3 – 0,0690 mol CaCO3 (decompôs)
Mols de CO2 adicionado:
n = (0,300 atm)(10,0 L)/(0,0821 L atm mol-1 K-1 x 385 K) n = 0,0941 mol CaCO3 formado
Massa de CaCO3 = [(0,100 – 0,0696 + 0,0941) mol CaCO3] (100,09 g/mol CaCO3) m = 12,5 g CaCO3
