1 01) D Densidade: 2,21 g ––– 1 cm3 X g ––– 1000 cm3 (1 litro) X = 2210 g H2SO4 80% H2SO4 + Solvente ––– Solução 80% + 20% ––– 100% Y g –––––––––––– 2210 g Y = 1768 g 1 mol de H2SO4 ––– 98 g Z mol de H2SO4 ––– 1768 g Z = 18 mol
Concentração de H2SO4 antes da diluição: 18 mol/L.
Por dedução: se o volume aumentar em 5 vezes (de
1 litro para 5 litros), a concentração cairá em 5 vezes: 18/5 = 3,6, ou seja, cairá de 18 mol/L para 3,6 mol/L.
Por fórmula: Mi.Vi = Mf.Vf 18.1 = Mf.5 Mf = 18/5 Mf = 3,6 mol/L 02) E
Por dedução: parte-se do ácido 16 M para chegar ao
ácido 0,4 M (redução de 40 vezes na concentração (16/0,4)). Para isso, deve-se aumentar o volume em 40 vezes. Como o volume final é de 1,2 L, o volume inicial deve ser de 0,03 L (1,2/40). Partindo-se de 0,03 L para chegar a 1,2 L, o volume acrescentado será de 1,17 L.
Por fórmula: Mi.Vi = Mf.Vf 16.Vi = 0,4.1,2 Vi = 0,48/16 Vi = 0,03 L Vi + V adicionado = Vf 0,03 + V adicionado = 1,2 V adicionado = 1,17 L 03) a) 2 g b) 0,0125 mol/L c) 0,4% a) 0,1 mol ––– 1 L X mol ––– 0,5 L (500 mL) X = 0,05 mol 1 mol de NaOH ––– 40 g 0,05 mol ––––––– Y g Y = 2 g
b) Por dedução: se o volume inicial é de 25 mL e
o final é de 200 mL, houve aumento de 8 vezes (200/25), logo a concentração cairá em 8 vezes. 0,1/8 = 0,0125 mol/L
Química C – Extensivo – V. 3
Exercícios
Por fórmula: Mi.Vi = Mf.Vf 0,1.25 = Mf.200 Mf = 2,5/200 Mf = 0,0125 mol/Lc) NaOH + Solvente ––– Solução
2 g ––––––––––––– 500 g (densidade = 1 g/mL) X% ––––––––––––– 100%
X = 0,4% 04) B
Por dedução: para a concentração cair de 15 para
3 mol/L (5 vezes), deve-se aumentar o volume em 5 vezes. Para um volume final de 500 mL, o volume inicial deve ser de 100 mL (5 vezes menor).
Por fórmula: Mi.Vi = Mf.Vf 15.Vi = 3.500 Vi = 1500/15 Vi = 100 mL 05) D
Através da diluição acrescenta-se solvente, suavizando os sabores acentuados pela alta concentração das substâncias anteriormente presentes, que passam a estar menos concentradas.
06) C
Por dedução: para diminuir a concentração de 30%
para 20% (redução de 1,5 vez), deve-se aumentar a massa da solução em 1,5 vez. Massa inicial: 100 (30 por cento). 100.1,5 = 150. Massa a adicionar: 50 g.
Por fórmula: Ci.mi = Cf.mf 30.100 = 20.mf mf = 3000/20 mf = 150 g *m = massa da solução Massa adicionada = 50 g 07) C
Por dedução: para a concentração cair de 18 mol/L
para 4 mol/L (4,5 vezes), deve-se aumentar o volume em 4,5 vezes. Volume inicial: 500 mL. Volume final: 500.4,5 = 2250 mL ou 2,25 L. Por fórmula: Mi.Vi = Mf.Vf 18.500 = 4.Vf Vf = 9000/4 Vf = 2250 mL = 2,25 L
08) 50 mL
Por dedução: para a concentração cair de 25 g/L para
10 g/L (2,5 vezes), deve-se aumentar o volume da solução em 2,5 vezes. Volume final: 125 mL. Volume inicial: 125/2,5 = 50 mL. Por fórmula: Mi.Vi = Mf.Vf 25.Vi = 10.125 Vi = 1250/25 Vi = 50 mL 09) B
Por dedução: para a concentração cair de 0,4 mol/L
para 0,04 mol/L (10 vezes), deve-se aumentar o volume da solução em 10 vezes. Volume inicial: 100 mL. Volume final: 100.10 = 1000 mL. O volume a ser acrescentado será de 900 mL. Por fórmula: Mi.Vi = Mf.Vf 0,4.100 = 0,04.Vf Vf = 1000 mL V adicionado = Vf – Vi V adicionado = 1000 – 100 = 900 mL 10) B
Por dedução: para a concentração cair de 25%
para 7,5% (3,3 vezes), deve-se aumentar o volume da solução em 3,3 vezes. Volume final: 10 L. Volume inicial: 10/3,3 = 3 L. O volume adicionado de água deve ser de 7 L. Por fórmula: Ci.Vi = Cf.Vf 25.Vi = 7,5.10 Vi = 75/25 Vi = 3 L V adicionado = Vf – Vi V adicionado = 10 – 3 = 7 L 11) 25 mL
Por dedução: para a concentração cair de 16 m
para 0,2 m (80 vezes), deve-se aumentar o volume da solução em 80 vezes. Volume final: 2 L. Volume inicial: 2/80 = 0,025 L. Por fórmula: Mi.Vi = Mf.Vf 16.Vi = 0,2.2 Vi = 0,4/16 Vi = 0,025 L ou 25 mL 12) 60 3,5 molar = 3,5 mol ––– 1 L X mol ––– 0,1 L (100 mL) X = 0,35mol
1 mol de Na2SO4 ––– 142 g (massa molar) 0,35 mol ––––––––––– Y g
Y = 49,7 g
Por dedução: para a concentração cair de 3,5 M para
1,75 M (2 vezes), deve-se aumentar o volume da solução em 2 vezes. Volume inicial: 10 mL. Volume final: 10.2 = 20 mL. O volume adicionado de água deve ser de 10 mL.
Por fórmula: Mi.Vi = Mf.Vf 3,5.10 = 1,75.Vf Vf = 35/1,75 Vf = 20 mL V adicionado = Vf – Vi V adicionado = 20 – 10 = 10 mL Resposta final: 49,7 + 10 = 59,7. Número inteiro mais próximo: 60 13) E
Por dedução: para a concentração cair de 1 mol/L para
0,25 mol/L (4 vezes), deve-se aumentar o volume da so-lução em 4 vezes. Volume inicial: 150 mL. Volume final: 150.4 = 600 mL. O volume adicionado de água deve ser de 450 mL (600 – 150). Por fórmula: Mi.Vi = Mf.Vf 1.150 = 0,25.Vf Vf = 150/0,25 Vi = 600 mL V adicionado = Vf – Vi V adicionado = 600 – 150 = 450 mL 14) E
I. Certa. A bolinha de maior densidade (1,40 g/cm3) flutua no clorofórmio, o que prova que esse líquido deve ser mais denso.
II. Errada. O cloreto de sódio é polar e o clorofórmio é
solvente apolar. O cloreto de sódio é parcialmente solúvel em água, que é polar, mas insolúvel em clo-rofórmio.
III. Certa. Dos 50 g adicionados, 36 g ficaram solúveis e
os outros 14 g formaram corpo de fundo (insolúveis). IV. Errada. A bolinha que tem menor densidade
(1,10 g/cm3) flutua na solução aquosa, o que prova que essa solução é mais densa.
V. Certa. O cloreto de sódio insolúvel fica no fundo do
copo. 15) B
I. Errada. A solução é insaturada, pois a quantidade de
soluto é inferior ao limite de solubilidade do solvente. II. Certa.
III. Errada. Como a solução é insaturada, haverá apenas
uma fase. 16) C Densidade: 1,8 g ––– 1 cm3 X g ––– 100 cm3 (100 mL) X = 180 g H2SO4 90%
3 H2SO4 + Solvente ––– Solução 90% + 10% ––– 100% Y g ––––––––––––––––– 180 g Y = 162 g 17) a) Sistema I
O equilíbrio ocorre quando: Vdissolução = Vprecipitação.
b) I. Continuará uma solução saturada com preci-pitado. A quantidade de NaC acrescentada apenas aumentará o precipitado.
II. Haverá a formação de um precipitado, pois o limite de saturação já foi atingido.
III. Continuará uma solução insaturada, pois o solvente ainda pode dissolver mais soluto, uma vez que a solução está diluída.
18) 18 C: 1 mol ––– 35,5 g 0,535 ––– X X = 18,99 g Na: 1 mol ––– 23 g 0,460 ––– X X = 10,58 g Mg: 1 mol ––– 24,3 g 0,052 ––– X X = 1,26 g S: 1 mol ––– 32,1 g 0,028 ––– X X = 0,90 g Ca: 1 mol ––– 40,1 g 0,010 ––– X X = 0,40 g K: 1 mol ––– 39,1 g 0,010 ––– X X = 0,39 g Br: 1 mol ––– 79,9 g 0,008 ––– X X = 0,64 g 01. Errada. É o potássio (K).
02. Certa. CaSO4. Em 1 kg de água do mar há no máximo 0,010 mol de cálcio.
04. Errada. A evaporação de 1000 g de água (1 kg)
deixará resíduo de 0,535 mol de cloro, mais 0,460 mol de sódio.
08. Errada. A água do mar contém diversos outros sais.
16. Certa. 1 mol de K+ ––– 6.1023 íons de K+ 1 kg de água ––– 0,01 mol de K+ ––– X íons de K+ X = 6.1020 19) 22 Mols de NaOH: nb = Mb . Vb nb = 0,2 mol/L . 0,05 L (50 mL) nb = 0,01 mol Mols de HC: nác = Mác . Vác nác = 0,05 mol/L . 0,2 L (200 mL) nác = 0,01 mol HC + NaOH → NaC + H2O 1 mol + 1 mol –– 1 mol + 1 mol 0,01 + 0,01 ––– 0,01
01. Errada. Restará 0,01 mol de NaC = 0,585 g
02. Certa. NaC → Na+ + C– 0,01 mol ––– 0,01 mol
0,01 mol em 0,25 L = 0,04 mol/L 04. Certa. Na: 0,01 mol
1 mol: 23 g
0,01 mol: 0,23 g em 0,25 L Ppm = mg/L
Ppm = 230 mg/025 L Ppm = 920 ppm
08. Errada. A diluição consiste na adição de água. A
solução A foi misturada com a solução B, o que não pode ser considerado uma diluição;
16. Certa. Ocorrerá neutralização total, pois as
quan-tidades de H+ e OH– são iguais. 20) 30
01. Errada. Observando a equação, pode-se verificar
que a neutralização foi parcial, uma vez que origi-nou um hidrogenossal (NaHSO4);
02. Certa. Mols de NaOH: nb = Mb . Vb nb = 0,3 mol/L . 0,1 L nb = 0,03 mol Mols de H2SO4: nác = Mác . Vác nác = 0,2 mol/L . 0,15 L nác = 0,03 mol
Assim, formará 0,03 mol de NaHSO4 em 0,25 L (0,1 + 0,15).
M d o s a l : n º m o l s d o s a l / v o l u -me = 0,03/0,25 = 0,12 mol/L
04. Certa. NaOH + H2SO4→ NaHSO4 + H2O 0,03 mol + 0,03 mol 0,03 mol + 0,03 mol 08. Certa. 1 mol de NaHSO4 tem 23 g de Na
0,03 mol –––––––––––– x
x = 0,03 * 23 = 0,69 g = 690 mg de Na 16. Certa. Solução inicial de NaOH:
0,3 mol ––– 1 L x mol ––– 0,1 L (100 mL) x = 0,03 mol 1 mol de NaOH ––– 40 g 0,03 mol –––– y y = 0,03 * 40 = 1,2 g de NaOH 21) 03
As quantidades em volume adicionadas de ácido e base são iguais, porém o ácido é mais concentrado. Assim, o número de mols de ácido será maior que o número de mols de base. Com isso, pode-se concluir: 01. Certa. O pH será menor que 7 – ácido;
02. Certa. O produto obtido terá maior número de mols
de hidrogênio do que de hidroxila. 04. Errada. nb = Mb . Vb nb = 1 mol/L . 0,02 L nb = 0,02 mol 1 mol de NaOH ––– 40 g 0,02 mol –––– x x = 0,8 g 08. Errada. A concentração é de 2 mol/L. HC → H+ + C– 16. Errada. Mols de HC: nác = Mác . Vác nác = 2 mol/L . 0,02 L nác = 0,04 mol Mols de NaOH: nb = Mb . Vb nb = 1 mol/L . 0,02 L nb = 0,02 mol HC + NaOH → NaC + H2O 0,04 + 0,02
As quantidades de mols são diferentes. Assim, a neutralização não será completa, pois haverá excesso de HC.
22) 15
* É importante considerar os valores da tabela em g/L. 01. Certa. Formulação 1: 50 mL: Nitrogênio: 0 Fósforo: 60 g ––– 1 L x ––– 0,05 L (50 mL) x = 3 g Potássio: 40 g ––– 1 L x ––– 0,05 L (50 mL) x = 2 g Formulação 3: 50 mL Nitrogênio: 40 g ––– 1 L x ––– 0,05 L (50 mL) x = 2 g Fósforo: 0 Potássio: 60 g ––– 1 L x ––– 0,05 L (50 mL) x = 3 g
Soma das duas formulações: Nitrogênio: 2 g
Fósforo: 3 g Potássio: 5 g
Tudo em 100 mL de solução. Ou ainda: Nitrogênio: 20 g/L
Fósforo: 30 g/L
Potássio: 50 g/L
Para um volume final de 5 L: Volume inicial: 0,1 L (100 mL) Volume final: 5 L
Haverá um aumento no volume em 50 vezes (5/0,1). Assim, as concentrações diminuirão em 50 vezes: Nitrogênio: 20 g/L : 50 = 0,40 g/L
Fósforo: 30 g/L : 50 = 0,60 g/L Potássio: 50 g/L : 50 = 1 g/L 02. Certa.
NH3NO3 – nitrato de amônia fornece nitrogênio; CaHPO4 – fosfato monoácido de cálcio fornece
fósforo;
KC – cloreto de potássio fornece potássio. 04. Certa.
1 mol de K ––– 39,1 g 1,025 mol de K ––– x
x = 40,07 g aproximadamente. Assim, 1,025 mol/L = 40 g/L.
08. Certa. Os fertilizantes contém outros minerais em
pequenas quantidades, além dos principais com-ponentes. 16. Errada. Formulação 2: 150 mL Nitrogênio: 50 g ––– 1 L x ––– 0,15 L (150 mL) x = 7,5 g Fósforo: 50 g ––– 1 L x ––– 0,15 L (150 mL) x = 7,5 g Potássio: 0 Formulação 3: 150 mL Nitrogênio: 40 g ––– 1 L x ––– 0,15 L (150mL) x = 6 g Fósforo: 0 Potássio: 60 g ––– 1 L x ––– 0,15 L (150 mL) x = 9 g
Soma das duas formulações: Nitrogênio: 13,5 g
Fósforo: 7,5 g Potássio: 9 g
Tudo em 300 mL de solução. Ou ainda: Nitrogênio: 13,5 g ––– 0,3 L (300 mL) x ––– 1 L x = 45 g/L Fósforo: 7,5 g ––– 0,3 L (300 mL) x ––– 1 L x = 25 g/L Potássio: 9 g ––– 0,3 L (300 mL) x ––– 1 L x = 30 g/L
5 Para um volume final de 15 L:
Volume inicial: 0,3 L (300 mL) Volume final: 15 L
Haverá um aumento no volume em 50 vezes (15/0,3). Assim, as concentrações diminuirão em 50 vezes:
Nitrogênio: 45 g/L : 50 = 0,9 g/L Fósforo: 25 g/L : 50 = 0,5 g/L Potássio: 30 g/L : 50 = 0,6 g/L 23) 20
01. Errada. A água possui geometria angular.
02. Errada. Na fervura, são rompidas ligações
intermo-leculares (ligações de hidrogênio), e não ligações intramoleculares (covalentes).
04. Certa. Com o aumento da pressão, o que dificulta
a saída de moléculas de água, a água entra em ebulição a uma temperatura maior.
08. Errada. Tetracloreto de carbono é apolar e por isso
sua solubilidade em água (polar) é muito pequena. 16. Certa. A forma sólida da maioria das substâncias é
mais densa que a fase líquida. Assim, um bloco de uma substância sólida pura afunda num recipiente cheio da mesma substância líquida pura. Mas, ao contrário, um bloco de gelo comum flutua num re-cipiente com água, porque a água sólida é menos densa que a água líquida. Essa é uma propriedade característica da água e extremamente importante. A 4 °C aproximadamente, logo antes de congelar, a água atinge sua densidade máxima e, ao aproximar--se mais do ponto de fusão, a água, sob condições normais de pressão, expande-se e torna-se menos densa. Isso se deve à estrutura cristalina do gelo, conhecido como gelo Ih hexagonal.
24) 01 01. Certa. P . V = n . R . T P . 1 = 0,001 . 0,082.300 *temperatura em kel-vin = °C + 273 P = 0,0246 atm 02. Errada. P . V = n . R . T 30 . 1 = n . 0,082.300 *temperatura em kel-vin = °C + 273 30 = n . 24,6 n = 1,219 mol Glicose: 1 mol ––– 180 g 1,219 mol ––– x x = 219,42 g
04. Errada. Se as pressões osmóticas forem diferentes,
haverá osmose com passagem de solvente da solu-ção menos concentrada para a mais concentrada.
08. Errada. Solução hipotônica é menos concentrada.
Uma solução mais concentrada seria hipertônica. 16. Errada. Pode ser usada para cálculos que envolvem
massas molares. 25) C Mols de C no KC: KC → K+ + C– 1 mol ––– 1 mol n = M . V n = 0,6 . 0,25 L n = 0,15 mol Mols de C no BaC2: BaC2→ Ba2+ + 2C– 1 mol ––– 2 mols n = M . V n = 0,2 . 0,75 L n = 0,15 mol * 2 = 0,30
Assim, haverá 0,45 mol de C– em 1 L (0,25 L + 0,75 L), ou seja, 0,45 mol/L. 26) D H2SO4 → 2H+ + SO2– 4 1 mol ––– 2 mols n ác = Mác . Vác n ác = 0,2 mol/L . 0,02 L (20 mL) = 0,004 mol de H2SO4 → 0,008 mol de H+ Precisará de 0,008 mol de OH–. NaOH 0,6 mol/L nb = Mb . Vb 0,008 = 0,6 mol/L . Vb Vb = 0,008/0,6 Vb = 0,01333 L = 13,33 mL 27) E
Mistura de soluções de mesmo soluto e mesmo solvente: C1 . V1 + C2 . V2 = Cf . Vf (57 . 400) + (19 . 600) = Cf . 1000 22 800 + 11 400 = Cf . 1000 34 200 = Cf . 1000 Cf = 34,20 g/L 28) E
Mistura de soluções de mesmo soluto e mesmo solvente:
(5 . 200) + (4 . 300) = Cf . 500 1000 + 1200 = Cf . 500 2200 = Cf . 500 Cf = 4,4 g/L 29) E KC → K+ + C– 1 mol ––– 1 mol + 1 mol n KC = M . V
n KC = 0,1 mol/L . 0,1 L (100 mL) = 0,01 mol n de C– = 0,01 mol
MgC2→ Mg2+ + 2C– 1 mol ––– 1 mol + 2 mols n MgC2 = M . V n MgC2 = 0,1 mol/L . 0,1 L (100 mL) = 0,01 mol n de C– = 0,02 mol Solução resultante: 200 mL K+: nº mols: 0,01 Volume: 200 mL = 0,2 L M = n/V M = 0,01/0,2 = 0,05 M Mg2+: nº mols: 0,01 Volume: 200 mL = 0,2 L M = n/V M = 0,01/0,2 = 0,05 M
C–: nº mols: 0,03 (0,01 solução 1 + 0,02 solução 2) Volume: 200 mL = 0,2 L M = n/V M = 0,03/0,2 = 0,15 M 30) a) HC: zero b) NaOH: M = n V = 0 040 5 , , = 0,08 mol/L c) NaC: M = n V = 0 12 0 5 , , = 0,24 mol/L 31) C
Mistura de soluções de mesmo soluto e mesmo solvente: M1 . V1 + M2 . V2 = Mf . Vf (M1 . 150) + (2 . 350) = 2,9 . 500 (M1 . 150) + 700 = 1450 M1 . 150 = 1450 – 700 M1 . 150 = 750 M1 = 750/150 M1 = 5,0 mol/L 32) D
Mistura de soluções de mesmo soluto e mesmo solvente: M1 . V1 + M2 . V2 = Mf . Vf (0,25 . 400) + (1,5 . 600) = Mf . 1000 100 + 900 = Mf .1000 Mf = 1 mol/L 33) a) 2 g
b) Adicionando água até completar 1 L a 100 mL da solução inicial. c) 20 mL 34) a) 0,024 mol/L b) 2HC + Ca(OH)2 → CaC2 + 2H2O 6,0 . 10–4 mol de Ca(OH) 2 35) C KOH → K+ + OH– 1 mol ––– 1 mol + 1 mol n KOH = M . V
n KOH = 2 mol/L . 0,3 L (300 mL) = 0,6 mol n de OH– = 0,6 mol
H2SO4 → 2H+ + SO2– 4 1 mol ––– 2 mols + 1 mol n H2SO4 = M . V
n H2SO4 = 1 mol/L . 0,2 L (200 mL) = 0,2 mol n de H+ = 0,4 mol (0,2 . 2)
a) Errada. Há um excesso de 0,2 mol de base.
b) Errada. Sobrou um pouco da base que está em
excesso.
c) Certa. 2KOH(aq.) + H2SO4(aq.) → K2SO4(aq.) + 2H2O(liq.) 0,6 mol + 0,4 mol 0,4 mol
(Em excesso) (limitante) d) Errada. Reagiu 0,4 mol de ácido.
e) Errada. Em relação ao ácido é zero, pois todo ácido
foi consumido. 36) 0,014 e 0,33 mmHg
Fração molar do soluto (X1) = número de mols do soluto / número de mols da solução
Soluto: C6H12O6: 1 mol ––– 342 g X mol ––– 102 g X = 0,298 Solvente: H2O: 1 mol ––– 18 g Y mol ––– 375 g Y = 20,83 X1: n1 / n X1: 0,298 / 21,128 X1: 0,014
7 Em uma solução, a fração molar do soluto (X1)
mais a fração molar do solvente (X2) é igual a 1. 1 = 0,014 + X2
X2 = 0,986
Pv água pura: 23,76 mmHg P1 = X.P10
P1 = pressão de vapor do solvente sobre a solução P10= pressão de vapor do solvente puro (mesma
tem-peratura)
X = fração molar do solvente P1 = 0,986.23,76 ⇒ P1 = 23,43
Abaixamento provocado: 23,76 – 23,43 = 0,33 mmHg 37) 3,87.102 mmHg
Fração molar do soluto (X1)= número de mols do soluto / número de mols da solução
Soluto: C6H8O2N2S: 1 mol ––– 172 g X mol ––– 1 g X = 0,0058 Solvente: C3H6O: 1 mol ––– 58 g Y mol ––– 10 g Y = 0,172 X1: n1 / n X1: 0,0058 / 0,1778 X1: 0,033
Em uma solução, a fração molar do soluto (X1) mais a fração molar do solvente (X2) é igual a 1.
1 = 0,033 + X2 X2 = 0,967
Pv acetona pura: 400 mmHg P1 = X.P10
P1 = pressão de vapor do solvente sobre a solução P10= pressão de vapor do solvente puro (mesma
temperatura)
X = fração molar do solvente
P1 = 0,967.400 = 386,8 = 3,87.102 mmHg 38) 98,176 mmHg
Fração molar do soluto (X1)= número de mols do soluto / número de mols da solução
Soluto: C13H21CN2O2: 1 mol ––– 272,5 g X mol ––– 1 g X = 0,0037 Solvente: C2H6O: 1 mol ––– 46 g Y mol ––– 30 g Y = 0,652 X1: n1 / n X1: 0,0037 / 0,6557 ⇒ X1: 0,0056
Em uma solução, a fração molar do soluto (X1) mais a fração molar do solvente (X2) é igual a 1.
1 = 0,056 + X2 ⇒ X2 = 0,944 Pv etanol puro: 104 mmHg P1 = X.P10
P1 = pressão de vapor do solvente sobre a solução P10= pressão de vapor do solvente puro (mesma
tem-peratura)
X = fração molar do solvente P1 = 0,944.104 = 98,176 mmHg
39) 45 P1 = X.P10
P1 = pressão de vapor do solvente sobre a solução P10= pressão de vapor do solvente puro (mesma
tem-peratura)
X = fração molar do solvente 31,2 = X.31,82
X = 0,98
Fração molar do solvente (X2) = número de mols do solvente / número de mols da solução
Solvente: H2O: 1 mol ––– 18 g
Y mol ––– 100 g Y = 5,55 mols X2: n2 / n
0,98: 5,55 / n
n = 5,66 (número de mols da solução) n = n1 (soluto) + n2 (solvente) 5,66 = n1 + 5,55 n1 = 0,11 mols 0,11 mols ––– 5 g 1mol ––– x g x = 45 (Formamida: CH3NO)
* O resultado varia bem pouco em função de arredon-damentos utilizados.
40) 299 P1 = X.P10
P1 = pressão de vapor do solvente sobre a solução P10= pressão de vapor do solvente puro (mesma tem
peratura)
X = fração molar do solvente 48,57 = X.50,76
X = 0,9568
Fração molar do solvente (X2) = número de mols do solvente / número de mols da solução
Solvente: C2H6O: 1 mol ––– 46 g
Y mol ––– 50 g Y = 1,087 mols X2: n2 / n
0,9568: 1,087 / n
n = 1,1361 (número de mols da solução) n = n1 (soluto) + n2 (solvente) 1,1361 = n1 + 1,087 n1 = 0,0491 mols 0,0491 mols ––– 14,7 g 1 mol ––– x g X = 299,39 (Codeína: C18H21NO3)
* O resultado varia bem pouco em função de arredon-damentos utilizados.
41) 100,26 °C ∆Te = Ke.W
∆Te: variação da temperatura de ebulição Ke: constante do ponto de ebulição molal
W = n1 m (em Kg)2 n1: 1 mol ––– 60,1 g X mol ––– 0,3 g X = 0,005 m2: 10 g = 0,01 Kg W = 0,005 / 0,01 W = 0,5
* Quando o solvente é a água, o valor de Ke é de 0,52 °C (padrão). ∆Te = Ke.W
∆Te = 0,52.0,5 ∆Te = 0,26
A variação de temperatura provocada pela adição do soluto é de 0,26 °C. Como a água pura tem ponto de ebulição de 100 °C, conclui-se que a solução terá ponto de ebulição normal de 100,26 °C.
42) Aproximadamente 85 ∆Te = Ke.W
∆Te: variação da temperatura de ebulição Ke: constante do ponto de ebulição molal W: molalidade
Constantes molares de ponto de congelamento e ponto de ebulição
Solventes Água Ácido acético Benzeno Cicloexano Cânfora p-Diclorobenzeno Pf (°C) 0 17 5,50 6,5 178 53 Kc 1,86 3,90 5,10 20,2 40,0 7,1 Ke 0,52 3,07 2,53 2,79 5,95 – Pe (°C) 100 118 80,0 81 208 –
Pela consulta na tabela, verifica-se que o ponto de ebulição do benzeno puro é de 80 °C. Como o ponto de ebulição da solução final foi de 82,6 °C, conclui-se que a variação provocada pela adição do soluto foi de 2,6 °C. A Ke para o benzeno é de 2,53 (retirada da tabela). ∆Te = Ke.W 2,6 = 2,53.W W = 2,6 / 2,53 ⇒ W = 1,028 m2: 85 g = 0,085 Kg W = n1 m2(em Kg) 1,028 = n1 / 0,085 n1 = 1,028 . 0,085 n1 = 0,087 mols n1: 0,087 mol ––– 7,39 g 1 mol ––– X g X = 7,39 / 0,082 = 84,94 43) Aproximadamente 148 ∆Tc = Kc.W
∆Tc: variação da temperatura de congelamento Kc: constante do ponto de congelamento molal W: molalidade
Constantes molares de ponto de congelamento e ponto de ebulição
Solventes Água Ácido acético Benzeno Cicloexano Cânfora p-Diclorobenzeno Pf (°C) 0 17 5,50 6,5 178 53 Kc 1,86 3,90 5,10 20,2 40,0 7,1 Ke 0,52 3,07 2,53 2,79 5,95 – Pe (°C) 100 118 80,0 81 208 –
9 46) E
I. Certa. A adição de qualquer soluto não volátil faz com que
a pressão de vapor do solvente diminua (tonoscopia). II. Certa. Ao adicionar sacarose, inicia-se um processo de
os-mose, o que gera automaticamente uma pressão osmótica (pressão no sentido contrário a fim de parar a osmose). III. Certa. A sacarose não é um eletrólito por sua natureza não
iônica. Por isso, sacarose em água não conduz corrente elétrica.
IV. Certa. A adição de soluto não volátil causa o abaixamento
da temperatura de congelamento (crioscopia).
V. Certa. Um mol de sacarose adicionado permanece como
um mol dissolvido, não interferindo na dissolução de outros sais.
47) a) O solvente puro tem maior pressão de vapor, por isso H2O(v) vai de I para II, através do ar que é a membrana semipermeável, a fim de aumentar a dissolução do cloreto de sódio (efeito osmótico).
b) O ponto de congelamento no início é menor, pois possui maior número de partículas dispersas. Com a diluição, o número de partículas por unidade vai diminuindo e o ponto de congelamento vai aumentar.
48) B
A pressão de vapor tem relação com o ponto de ebulição das substâncias (fator interno), com solutos dissolvidos e com pressão atmosférica (fatores externos). Comparando-se substâncias líquidas puras submetidas a uma mesma pres-são atmosférica, a diferença nas pressões de vapor de cada substância ocorrerá apenas em função do ponto de ebulição de cada uma.
49) D I. Certa.
II. Errada. Quanto maior a pressão de vapor de um líquido,
mais facilmente este evapora (diretamente proporcional). III. Certa. O ponto de congelamento da água ao nível do mar
é de 0 °C.
IV. Certa. O solvente absorve o calor da pele para evaporar, o
que gera uma sensação de frio. 50) 17
01. Certa. Para conferir, trace uma reta saindo do valor 1,4 no
eixo da pressão de vapor (1,0 da água + 0,4 da válvula). Ao tocar na curva, desça até o eixo da temperatura que dará 110 °C.
02. Errada. A pressão total dará 1,2 (1,0 da água + 0,2 da
válvula). Pelo gráfico dará temperatura de 105 °C. 04. Errada. Após atingida a temperatura de ebulição, a pressão
não mais aumenta com o aumento do calor.
08. Errada. Ao reduzir a temperatura para 60 °C, a pressão
cai para 0,2. Somada à pressão da válvula, ainda haverá pressão de 0,6 atm.
16. Certa. No processo de evaporação, rompem-se as ligações
intermoleculares, que no caso da água são do tipo ligação de hidrogênio. ∆Tc = Kc.W 1,96 = 5,10.W W = 1,96 / 5,10 W = 0,384 m2: 25 g = 0,025 Kg W = n1 m (em Kg)2 0,384 = n1 / 0,025 n1 = 0,384 . 0,025 n1 = 0,0096 mols n1: 0,0096 mol ––– 1,42 g 1 mol ––– X g X = 1,42 / 0,0096 X = 147,91 44) Aproximadamente 222 ∆Tc = Kc.W
∆Tc: variação da temperatura de congelamento Kc: constante do ponto de congelamento molal W: molalidade ∆Tc = Kc.W 0,828 = 1,86.W W = 0,828 / 1,86 W = 0,445 m2: 38,6 g = 0,0386 Kg W = n1 m (em Kg)2 0,445 = n1 / 0,0386 n1 = 0,445 . 0,0386 n1 = 0,0172 mols n1: 0,0172 mol ––– 3,82 g 1 mol ––– X g X = 3,82 / 0,0172 X = 222,09 45) C
a) Errada. Não pode ser uma substância pura,
pois durante a ebulição ocorre variação na temperatura.
b) Errada. Não pode ter sido realizada ao nível
do mar, pois nessa altitude, a ebulição inicia a 100 °C para água pura, e se houvesse sal dissolvido, haveria um aumento no ponto de ebulição (acima de 100 °C).
c) Certa. A acetona (PE = 56,5 °C) possui ponto
de ebulição menor que o da água e não é um eletrólito. com a mistura das duas, a ebulição inicia em um ponto intermediário.
d) Errada. Acetona pura tem a ebulição iniciada
em 56,5 °C ao nível do mar.
e) Errada. Abaixo do nível do mar a pressão é
maior e o ponto de ebulição aumentaria para mais de 100 °C.
51) D
Durante a evaporação da água, a temperatura permanece constante, enquanto que durante a evaporação da solução de água e sal, a tempera-tura varia. A adição do sal faz com que aumente o ponto de ebulição da solução, sendo que esta irá evaporar em temperatura superior à da água pura.
52) C
I. MgSO4 → Mg2+ + SO 42– 1 mol → 1 mol + 1 mol
0,2 mol → 0,2 mol + 0,2 mol = 0,4 mol II. K2SO4 → 2K+ + SO
42– 1 mol → 2 mols + 1 mol
0,1 mol → 0,2 mol + 0,1 mol = 0,3 mol III. A2(SO4)3 → 2A3+ + 3SO
42– 1 mol → 2 mols + 3 mols
0,1 mol → 0,2 mol + 0,3 mol = 0,5 mol IV. ZnSO4 → Zn2+ + SO
42– 1 mol → 1 mol + 1 mol
0,1 mol → 0,1 mol + 0,1 mol = 0,2 mol O abaixamento da temperatura de
congela-mento depende do número de mols do soluto dissolvido, e não da natureza da substância. Sendo assim, quanto maior o número de mols dissolvido, maior será o abaixamento da tempe-ratura de congelamento.
Ordem crescente (do menor para o maior abai-xamento): 0,2 mol (IV), 0,3 mol (II), 0,4 mol (I), 0,5 mol (III).
53) D
A água destilada estará representada pela curva A, pois a adição de sacarose aumenta a pressão de vapor. Como o gráfico mostra uma mesma pressão de vapor (1 atm), observe que a pressão de 1 atm é atingida na curva A com menos temperatura (água pura).
I. Errada. A adição de nitrato de alumínio que
é um eletrólito (iônico) fará com que precise de maior temperatura para atingir a mesma pressão de 1 atm.
II. Certa. O fato de o líquido A atingir a mesma
pressão de B com menor temperatura signi-fica que ele evapora mais facilmente (menor PE).
III. Errada. A solução C terá menor pressão de
vapor que A e B. IV. Certa.
54) A ordem de concentração das soluções é: Mais concentrada: solução 2 (água de rejeito). Intermediária: solução 1 (água do mar). Menos concentrada: Solução 3 (água pura).
A disposição das correntes, em ordem crescente de tempe-ratura de congelamento à pressão atmosférica, é: corrente 2 < corrente 1 < corrente 3. De acordo com os princípios de crioscopia, o aumento da concentração de um soluto não volátil, como um sal, diminui a temperatura de congelamento da solução.
55) B
I. Errada. O líquido B tem menor ponto de ebulição e
quan-to menor o ponquan-to de ebulição, mais facilmente a solução evapora, gerando maior pressão de vapor.
II. Certa. O ponto de ebulição é mais alto; logo, ele permanece
no estado líquido por mais tempo.
III. Errada. Em ambos, a temperatura de ebulição não varia,
o que caracteriza substâncias puras. 56) D
Pela análise do esquema, percebe-se que houve passagem de líquido do recipiente B para o recipiente A.
I. Certa. O líquido em B evapora mais facilmente passando
para A. Logo, sua pressão de vapor é maior.
II. Certa. O solvente tende a passar do meio menos
concentra-do para o meio mais concentraconcentra-do, senconcentra-do o ar a membrana semipermeável.
III. Errada. A água vai da solução mais diluída para a mais
concentrada.
IV. Certa. Em A e em B existem soluções com soluto dissolvido.
Quando há soluto dissolvido, a pressão de vapor é menor que na substância pura.
57) B
Quanto maior a pressão de vapor, menor o ponto de ebulição. A adição de um soluto não volátil faz com que a pressão de vapor diminua, pois aumenta o ponto de ebulição.
Na curva I, é necessário menos temperatura para atingir a mesma pressão (menor ponto de ebulição). Isso ocorre na substância pura. A curva II é intermediária e deve representar a solução diluída (com pouco soluto dissolvido). Na curva III, é preciso mais temperatura para alcançar a mesma pressão. Isso ocorre, pois há mais soluto dissolvido (solução concentrada). 58) C
A água sai na forma de vapor através do ar, que servirá de membrana semipermeável, indo do meio menos concentrado (água pura) para o meio mais concentrado (solução de sacarose).
59) D Padrão: NaC:
1 mol ––– 58,5 g
11 NaC → Na+ + C -0,01 mol -0,01 + -0,01 = 0,02 mol a) KC: 1 mol ––– 74,5 g X mol ––– 0,58 g X = 0,0078 mol KC → K+ + C
0,0078 mol 0,0078 + 0,0078 = 0,0156 mol (Errada)
b) C6H12O6: 1 mol ––– 180 g
X mol ––– 1,80 g X = 0,01 mol C6H12O6(s) → C6H12O6(aq)
0,01 mol 0,01 mol (Errada)
c) NaBr:
1 mol ––– 103 g
X mol ––– 0,58 g X = 0,0056 mol NaBr → Na+ + Br
0,0056 mol 0,0056 + 0,0056 = 0,0112 mol (Errada)
d) (NH2)2CO: 1 mol ––– 60 g
X mol ––– 1,20 g X = 0,02 mol (NH2)2CO(s) → (NH2)2CO(aq) 0,02 mol 0,02 mol (Certa)
e) Na2CO3: 1 mol ––– 106 g
X mol ––– 1,06 g X = 0,01 mol Na2CO3 → 2Na+ + CO
3
0,01 mol 0,02 + 0,01 = 0,03 mol (Errada)
60) B
A adição de etilenoglicol causa o abaixamento da temperatura de congelamento, evitando que a água congele durante os dias muito frios. O etilenoglicol agirá como qualquer soluto não volátil, causando um efeito crioscópico.
61) A
Ocorre processo de osmose, onde a água passa do meio hipotônico (a carne) para o meio hipertônico (o sal utilizado para a conservação).
62) C
A pressão necessária para reverter o processo de osmose é chamada de pressão osmótica.
63) a) 80 g representa 5% do volume total a ser administrado. 80 g ––– 5%
X ––– 100% X = 1600 g = 1600 mL = 1,6 L b) As células do sangue têm maior pressão osmótica,
por isso receberão água da solução injetada. As células incharão devido à entrada de solvente. 64) E
Ocorre processo de osmose, onde a água passa do meio hipotônico (a carne) para o meio hipertônico (o sal
utilizado para a conservação), causando a desidratação da carne, o que retarda a decomposição.
65) A
A osmometria é a propriedade coligativa que explica a passagem de água de um meio menos concentrado para um meio mais concentrado. No caso do exemplo, a colocação de solutos faz com que a água saia do ferimento, facilitando a cicatrização.
66) C
I. Certa. O dietiléter possui as ligações
intermole-culares mais fracas, pois é molécula apolar e as ligações são do tipo dipolo-dipolo. O 2-butanol e o 1-butanol possuem ligações de hidrogênio, todavia estas serão mais fracas no 2-butanol, pois a hidroxila está mais ao centro na cadeia, dificul-tando a interação com outras moléculas por efeito espacial causado pela cadeia carbônica, Isso não ocorre no 1-butanol, pois a hidroxila está na ponta da cadeia.
II. Certa. Quando a pressão de vapor é grande o
suficiente para superar a pressão atmosférica, a substância pode sofrer ebulição. Quando as pres-sões são iguais, é o momento em que se inicia a ebulição (ponto de ebulição).
III. Certa. Com o aumento da temperatura, as
molé-culas adquirem energia cinética, gerando agitação das moléculas, que podem romper suas ligações intermoleculares e evaporar (pressão de vapor). IV. Errada. Se a pressão atmosférica é diminuída, é
mais fácil ocorrer a evaporação, ou seja, a pressão de vapor pode ser menor para igualar as condi-ções.
67) D
Por efeito da osmose, o solvente passa através da membrana semipermeável do meio menos concen-trado (solução B) para o meio mais concenconcen-trado (solução A). Sendo assim, a solução A passa a ser menos concentrada e a solução B mais concentrada, pois perde solvente.
68) C
a) Errada. Para ocorrer a ebulição, a pressão de vapor
do líquido deve ser igual ou maior que a pressão atmosférica.
b) Errada. Durante a vaporização de uma substância
pura a temperatura não aumenta, permanece cons-tante.
c) Certa. A ebulição inicia a partir do momento em que
as pressões se igualam.
d) Errada. Quanto maior a altitude, menor a pressão
atmosférica e menor será o ponto de ebulição. e) Errada. Durante a ebulição, a energia cinética das
69) C
a) Errada. Óleo (apolar) e água (polar) formam uma
mistura heterogênea.
b) Errada. O gás ideal é um gás hipotético em que a
temperatura e a pressão são mantidas constantes. c) Certa. Cada hidrocarboneto diferente tem ponto de
ebulição diferente e consequentemente pressão de vapor diferente.
d) Errada. Óleo e água constituem sistema
heterogê-neo bifásico.
e) Errada. Na verdade, a água é mais densa que o
óleo, porém, considerou-se que o enunciado pedia a opção correta “com base na informação acima”. 70) 01
Quanto maior for a altitude, menor será a pressão at-mosférica. Considerando a pressão atmosférica como uma força que se opõe à ebulição, a substância precisa de menos temperatura para evaporar.
71) A
a) Errada. A pressão atmosférica é atingida ao mesmo
tempo que na panela aberta. Ocorre que ainda há a pressão exercida pela válvula de escape do gás. b) Certa. A pressão de vapor na panela fechada é igual
à pressão atmosférica mais a pressão exercida pela válvula, por isso chama-se panela de pressão. c) Certa. Com a pressão de vapor maior, pode-se
atingir maiores temperaturas no interior da panela, motivo pelo qual o alimento cozinha mais depressa. d) Certa. A pressão de vapor é maior.
72) 1 = Éter dietílico 2 = Etanol
3 = Solução aquosa de ureia
Éter dietílico tem menor ponto de ebulição (34,6 °C), o que causará maior pressão de vapor. Na sequência, vem o etanol (78 °C) e depois a água (100 °C). A solução de ureia terá ponto de ebulição menor que o da água pura (efeito ebulioscópico) devido à adição do soluto não volátil.
73) A
Entre as três amostras, a que irá evaporar com mais facilidade (precisa de menos temperatura) é a água pura. A adição de soluto não volátil à água faz com que seja mais difícil de evaporar. Quanto mais soluto adicionado, mais difícil o processo de evaporação. Por isso, evapora mais facilmente a água pura, depois a solução menos concentrada (solução 2 com 10-3 M) e por fim a solução mais concentrada (solução 3 com 10-1 M).
