Formulários, as principais etapas dos métodos de cada tópico e 14 exercícios, com soluções completas no final.
20 g de N2 e 48 g de H2 reagem segundo N2 + 3H2 → 2NH3. Que massa m de NH3 se pode formar?
Na reação 2Na + Cl2 → 2NaCl, 30 g de Na reagem completamente (os outros reagentes em excesso) e recolhem-se 57,19 g de NaCl. Calcule o rendimento percentual Y.
Você precisa de 1000 mL de solução 0,25 mol/L e tem uma solução estoque 2 mol/L. Que volume V1 de solução estoque você precisa?
150 mL de uma solução 1,5 mol/L são misturados com 250 mL de uma solução 0,1 mol/L da mesma substância. Calcule a concentração c da mistura (os volumes são aditivos).
Um tanque de 50 L contém 280 g de CO₂ a 100 °C. Trate como gás ideal e encontre a pressão P.
Uma quantidade fixa de Ar passa de 350 kPa, 2 L, 20 °C para 600 kPa e 100 °C. Encontre o novo volume V2.
Um bloco de 75 g de zinco (c = 0,388 J/(g·°C)) a 160 °C é colocado em 300 g de água (c = 4,18 J/(g·°C)) a 15 °C em um copo isolado. Calcule a temperatura final Tf.
Use as entalpias padrão de formação para calcular o ΔH° da reação 2C2H6 + 7O₂ → 4CO₂ + 6H₂O(l).
0,2 mol/L de H₂ e 0,2 mol/L de I₂ são colocados em um recipiente e reagem: H₂ + I₂ ⇌ 2HI, com Kc = 64. Calcule a concentração no equilíbrio [HI].
O PCl₅ se decompõe: PCl₅ ⇌ PCl₃ + Cl₂, com Kc = 0,08 na temperatura da reação. Um recipiente começa apenas com 0,25 mol/L de PCl₅. Calcule a concentração no equilíbrio [Cl2].
Calcule o pH pH de uma solução 0,1 mol/L de ácido acético (Ka = 1,8 × 10⁻⁵).
Um tampão de 1,00 L contém 0,2 mol de ácido láctico e 0,15 mol da sua base conjugada (Ka = 0,00014). Juntam-se 0,025 mol de NaOH. Calcule o novo pH pH.
Uma reação de primeira ordem em um reator batelada tem k = 0,3 min⁻¹. Quanto tempo leva para chegar a 60% de conversão? Encontre t.
A constante de velocidade de uma reação é 0,01 min⁻¹ a 35 °C e 0,09 min⁻¹ a 60 °C. Encontre a energia de ativação Ea.
Resposta: m = 24,31 g
Estequiometria: uma equação acertada conta partículas, não gramas. Converta a massa em moles com n = m/M, use os coeficientes da equação como razão molar e volte à massa com m = n·M. Com dois reagentes, o reagente limitante é o que se esgota primeiro e fixa quanto produto se forma.
Resposta: Y = 74,99 %
Estequiometria: uma equação acertada conta partículas, não gramas. Converta a massa em moles com n = m/M, use os coeficientes da equação como razão molar e volte à massa com m = n·M. Com dois reagentes, o reagente limitante é o que se esgota primeiro e fixa quanto produto se forma.
Resposta: V1 = 125 mL
Molaridade: concentração c = n/V em mol/L, com n = m/M. Diluir acrescenta solvente, mas não soluto, então o número de mols permanece o mesmo: c₁·V₁ = c₂·V₂. Quando duas soluções do mesmo soluto são misturadas, os mols se somam, e os volumes também.
Resposta: c = 0,625 mol/L
Molaridade: concentração c = n/V em mol/L, com n = m/M. Diluir acrescenta solvente, mas não soluto, então o número de mols permanece o mesmo: c₁·V₁ = c₂·V₂. Quando duas soluções do mesmo soluto são misturadas, os mols se somam, e os volumes também.
Resposta: P = 394,8 kPa
Lei dos gases ideais: PV = nRT, com n = m/M.
Resposta: V2 = 1,485 L
Lei geral dos gases: para uma quantidade fixa de gás ideal, P1V1/T1 = P2V2/T2.
Resposta: Tf = 18,29 °C
Calor e entalpia: aquecer uma substância exige q = m·c·ΔT. Em um calorímetro, o calor cedido pelo corpo quente é igual ao calor recebido pelo frio. A variação de entalpia de uma reação vem das entalpias de formação: ΔH° = ΣΔH°f(produtos) − ΣΔH°f(reagentes), cada uma multiplicada pelo seu coeficiente.
Resposta: ΔH° = −3119 kJ
Calor e entalpia: aquecer uma substância exige q = m·c·ΔT. Em um calorímetro, o calor cedido pelo corpo quente é igual ao calor recebido pelo frio. A variação de entalpia de uma reação vem das entalpias de formação: ΔH° = ΣΔH°f(produtos) − ΣΔH°f(reagentes), cada uma multiplicada pelo seu coeficiente.
Negativo: a reação libera calor (exotérmica).
Resposta: [HI] = 0,32 mol/L
Equilíbrio químico: para aA + bB ⇌ cC + dD, a constante de equilíbrio é Kc = [C]c[D]d/([A]a[B]b), usando as concentrações no equilíbrio. Uma tabela ICE (Inicial, Variação, Equilíbrio) liga as quantidades iniciais às quantidades no equilíbrio por meio de uma única incógnita x, multiplicada pelos coeficientes.
Resposta: [Cl2] = 0,107 mol/L
Equilíbrio químico: para aA + bB ⇌ cC + dD, a constante de equilíbrio é Kc = [C]c[D]d/([A]a[B]b), usando as concentrações no equilíbrio. Uma tabela ICE (Inicial, Variação, Equilíbrio) liga as quantidades iniciais às quantidades no equilíbrio por meio de uma única incógnita x, multiplicada pelos coeficientes.
Resposta: pH = 2,875
pH: pH = −log₁₀[H₃O⁺] e pOH = −log₁₀[OH⁻], com pH + pOH = 14 a 25 °C. Ácidos e bases fortes ionizam-se completamente. Um ácido fraco só em parte: Ka = x²/(c − x), em que x = [H₃O⁺]. Um tampão de um ácido fraco e da sua base conjugada segue Henderson–Hasselbalch: pH = pKa + log([A⁻]/[HA]).
HA ⇌ H⁺ + A⁻: ionizam-se x mol/L de ácido.
Resposta: pH = 3,854
pH: pH = −log₁₀[H₃O⁺] e pOH = −log₁₀[OH⁻], com pH + pOH = 14 a 25 °C. Ácidos e bases fortes ionizam-se completamente. Um ácido fraco só em parte: Ka = x²/(c − x), em que x = [H₃O⁺]. Um tampão de um ácido fraco e da sua base conjugada segue Henderson–Hasselbalch: pH = pKa + log([A⁻]/[HA]).
Resposta: t = 3,054 min
Velocidades de reação: para uma reação de primeira ordem −dC/dt = kC, então C = C₀·e−kt e a meia-vida ln 2/k não depende da concentração. Para uma reação de segunda ordem 1/C = 1/C₀ + kt. A constante de velocidade aumenta com a temperatura segundo Arrhenius: k = A·e−Ea/(RT).
Resposta: Ea = 75,01 kJ/mol
Velocidades de reação: para uma reação de primeira ordem −dC/dt = kC, então C = C₀·e−kt e a meia-vida ln 2/k não depende da concentração. Para uma reação de segunda ordem 1/C = 1/C₀ + kt. A constante de velocidade aumenta com a temperatura segundo Arrhenius: k = A·e−Ea/(RT).
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