Centro Universitário Anchieta Engenharia Química Físico Química I Prof. Vanderlei I Paula Nome: R.A. Gabarito 4 a lista de exercícios

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Engenharia Química – Físico Química I

Prof. Vanderlei I Paula

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Gabarito 4

a

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1. O abaixamento da pressão de vapor do solvente em soluções não eletrolíticas podem ser estudadas pela Lei

de Raoult: P₁X P ,₁ ₁ onde P₁ é a pressão de vapor do solvente na solução, P₁ é a pressão de vapor do solvente puro à mesma temperatura e X1 é a fração molar do solvente.

Qual a variação da pressão de vapor do solvente (em módulo) de uma solução que possui 18g de glicose em 90g da água a 40°C?

Dados: Considere que a pressão de vapor da água a 40°C = 55,3 mmHg; massa molar da glicose = 180 g/mol; massa molar da água = 18 g/mol).

Resposta: 0 1 1 1 2 P X P 1 mol de H O   18g x 90g x 5mol 1mol de glicose  180g y 1 1 1 18g y 0,1mol Assim, teremos: 5 X 0,980 5 0,1 P 55,3 0,980 54,2 mmHg P 55,3 54,2 1,1 mmHg (em módulo)          

2. A medida do abaixamento da pressão de vapor de um solvente, causado pela adição de um soluto não-volátil,

é obtida por qual propriedade coligativa?

Resposta: Tonometria

3. Na mesma condição de pressão foram preparadas as seguintes soluções. Em um béquer (béquer 1) foram

adicionados 1 kg de água e 1 mol de sacarose (C12H22O11). A mistura foi agitada dando origem a uma solução 1. Em

outro béquer (béquer 2) foram adicionados 1 kg de água e 1 mol de cloreto de sódio (NaCℓ). mistura foi agitada dando origem a uma solução 2. Em outro béquer (béquer 3) foram adicionados 1 kg de água e 1 mol de glicose (C6H12O6). A mistura foi agitada dando origem a uma solução 3.

Com relação às soluções contidas nos béqueres 1, 2 e 3 é correto afirmar:

a) A diminuição do ponto de congelamento do solvente na solução 1 é maior que na solução 3. b) O aumento do ponto de ebulição do solvente na solução 2 é menor que na solução 1.

c) A diminuição da pressão de vapor do solvente da solução 2 é duas vezes maior que da solução 1. d) A diminuição da pressão de vapor do solvente da solução 2 é igual ao da solução 3.

e) O aumento do ponto de ebulição do solvente da solução 1 é duas vezes maior que da solução 3.

Resposta: [C]

4. Considere dois procedimentos distintos no cozimento de feijão. No procedimento A, foi usada uma panela de

pressão contendo água e feijão, e no procedimento B foi usada uma panela de pressão contendo água, feijão e sal de cozinha. Com relação a esses procedimentos, é correto afirmar:

a) O cozimento será mais rápido no procedimento A, devido ao aumento do ponto de ebulição da solução B. b) O cozimento será mais rápido no procedimento B, devido ao aumento do ponto de ebulição da solução B. c) O cozimento será mais rápido no procedimento A, devido à sublimação sofrida pelo sal de cozinha. d) O cozimento será mais rápido no procedimento B, devido à sublimação sofrida pelo sal de cozinha. e) O tempo de cozimento será o mesmo nos procedimentos A e B.

causadas pela adição de água.

III. A adição de sacarose pode compensar a diminuição de densidade e a diminuição de teor médio de nitrogênio, causadas pela adição de água, sem o efeito tóxico apresentado pela ureia.

Quais estão corretas? Justifique

Resposta:

[I] A adição de água ao leite é facilmente detectável, pois diminui a densidade (devido ao aumento do volume) e aumenta a temperatura de congelamento, pois proporcionalmente ao volume o número de partículas de soluto diminui.

[II] A adição de ureia pode compensar a diminuição de densidade (devido ao aumento da massa) e a diminuição de teor médio de nitrogênio, causadas pela adição de água.

[III] A adição de sacarose pode compensar a diminuição de densidade (devido ao aumento da massa), mas não pode compensar a diminuição de teor médio de nitrogênio, pois não possui este átomo em sua fórmula.

6. A descoberta do fenômeno da osmose foi atribuída a René Joachim Henri Dutrochet (1776 – 1847), físico e

botânico francês, autor do termo "osmose". Sua pesquisa teve fundamental importância para explicar o processo da respiração celular. Qual a pressão osmótica utilizada para interromper a osmose de uma determinada solução de glicose (C6H12O6) contendo 10 g/L a 15 °C ? Dado: R = 0,082 atm.L.mol-1_.K-1 Resposta: Teremos: 6 12 6 C H O T 15 273 288 K V n R T n R T V [Concentração molar] R T c [Concentração molar] M 10 [Concentração molar] 180 10 1

[Concentração molar] mol / L 180 18 [Concentração molar] R T 1 0,082 288 1,312 atm 1,31 a 18 π π π π π                            tm

7. Mesmo quando a água destilada é extremamente pura, não se pode injetá-la diretamente no sangue de um

paciente, pois há o risco de

a) autodissociação da água, produzindo ácido. b) aumento da concentração de oxigênio do sangue. c) aumento súbito do pH do sangue.

d) precipitação de sais minerais.

e) ruptura das hemácias, devido à diminuição da pressão osmótica do sangue.

Resposta: [E] Mesmo quando a água destilada é extremamente pura, não se pode injetá-la diretamente no sangue de um paciente, pois há o risco de ruptura das hemácias, devido à diminuição da pressão osmótica do sangue, ou seja, a diferença entre a pressão de vapor da água destilada (maior pressão de vapor) e da solução presente na hemácia (menor pressão de vapor) gera este fenômeno.

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CONSTANTES

Constante de Avogadro = 6,02 10 23mol1

Constante de Faraday (F) = 9,65 10 C mol 4 19,65 10 J V mol 4 1 1 Volume molar de gás ideal = 22,4L(CNTP)

Carga elementar = 1,602 10 19C Constante dos gases =

2 1 1 1 1 1 1 1 1

8,21 10  atm L K mol  8,31 J K mol  1,98 cal K mol  62,4 mm Hg L K mol 

Constante gravitacional (g) = 9,81 m s2 DEFINIÇÕES

Pressão de 1 atm = 760 mmHg = 101 325 Nm-2 _{= 760Torr}

1 J = 1 Nm = 1 kg m2_s-2

Condições normais de temperatura e pressão (CNTP): 0ºC e 760 mmHg Condições ambientes: 25ºC e 1 atm

Condições-padrão: 25ºC e 1 atm; concentração das soluções = 1 mol L-1 _{(rigorosamente: atividade unitária das}

espécies); sólido com estrutura cristalina mais estável nas condições de pressão e temperatura em questão. (s) = sólido; ( ) = líquido; (g) = gás; (aq) = aquoso; (CM) = circuito metálico; (conc) = concentrado; (ua) = unidades arbitrárias; [A] = concentração da espécie química A em mol L-1

8. Uma amostra de 2 x 10-2 _{g de um determinado composto orgânico é dissolvida em 300 mL de água a 25 °C,}

resultando numa solução de pressão osmótica 0,027 atm. Pode-se afirmar, então, que o composto orgânico é o(a) a) ácido etanoico (ácido acético).

b) 1,2-etanodiol (etileno glicol). c) etanol (álcool etílico). d) metanodiamida (ureia). e) tri-fluor-carbono.

Resposta:[D]

Para descobrir o composto orgânico deve-se calcular as concentrações das substâncias dissolvidas.

soluto soluto soluto m n (número de mols) CM (concentração molar) CM V(volume) M V    

(a) ácido etanoico (ácido acético):

2 3 ácido acético ₁ 2 10 g CM 1,11 10 mol / L 60,06 g.mol 0,3 L        

(b) 1,2-etanodiol (etileno glicol):

2 3 etileno glicol ₁ 2 10 g CM 1,07 10 mol / L 62,08 g.mol 0,3 L        

(c) etanol (álcool etílico):

2 3 e tanol ₁ 2 10 g CM 1,44 10 mol / L 46,08 g.mol 0,3 L         (d) Metanodiamida (ureia): 2 3 e tanol ₁ 2 10 g CM 1,11 10 mol / L 60,07 g.mol 0,3 L        

V n R T n R T CM R T V               Então: 2 1 1 3 CM R T 0,027 atm CM CM R T _{8,21 10 atm.L.mol .K 298 K} CM 1,104 10 mol / L              _{ }  

O ácido acético e a ureia apresentam concentrações molares de 1,11 10 3 mol / L. Mas o ácido acético sofre ionização em pequena escala, logo o composto orgânico é a metanodiamida (ureia).

9. A osmose é muito importante para os seres vivos. Ela é responsável, por exemplo, pelas trocas de líquidos

entre as células e seu meio. Nas células humanas, o excesso de água pode provocar uma citólise, originando um acidente vascular cerebral (AVC). Qual a pressão osmótica de uma solução molecular que apresenta 0,15 mol/L a 27 ºC considerada, neste caso, isotônica com a da célula humana é, em termos aproximados?

Resposta:

π= [Concentração molar] x R x T.

π= 0,15 x 0.082 x 300 = 3,69 atm.

10. a) Considerando que a pressão osmótica da sacarose (C12H22O11) a 25 °C é igual a 15 atm, calcule a massa de

sacarose necessária para preparar 1,0 L de sua solução aquosa a temperatura ambiente.

Resposta:

a) Para a sacarose, teremos:

12 C 22 11

M

H O

= 12 . 12,01 + 22 . 1,01 + 11 . 16 12 C 22 11

M

H O

= 342,34 g/mol

π . V =

m

M

. R . T 15 atm .1L  m 342,34 g/ mol 2 .8,21.10 atm.L.K1.mol1.298 K ¨ m = 209,89g

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b) Calcule a temperatura do ponto de congelamento de uma solução contendo 5,0 g de glicose (C6H12O6) em 25 g

de água. Sabe-se que a constante do ponto de congelamento da água é igual a 1,86 °_{C kg mol-1.} Resposta: C6 12 6

M H O

= 6 . 12,01 + 12 . 1,01 + 6 . 16 C6 12 6

M H O

= 180,18 g/mol

∆T = K

c . (Molalidade) . i

∆T = K

C . gli cos e água

n

. i

m

0 T 1,86. C.kg .mol1.5 g/ 180,18g / mol 3 25.10 kg .1 T = – 2,06 °C

c) Determine a fração molar de hidróxido de sódio em uma solução aquosa contendo 50% em massa desta espécie.

Resposta:

50 % em massa de NaOH significa que também teremos 50% de água, ou seja, m(NaOH) = m(H2O) = m.n(total) =

n(NaOH) + n(H2O) n(NaOH) = m 40,00 (1) n(total) = m m 40,0018,02 (2) X(NaOH) = n(NaOH) n(total) (3) De (1), (2) e (3), vem: X(NaOH) = 0,31 ou 31%

11. Eventualmente, a solução 0,30 M de glicose é utilizada em injeção intravenosa, pois tem pressão osmótica próxima à do sangue. Qual a pressão osmótica, em atmosferas, da referida solução a 37°_C?