Formulários, as principais etapas dos métodos de cada tópico e 14 exercícios, com soluções completas no final.
24 g de N2 e 24 g de H2 reagem segundo N2 + 3H2 → 2NH3. Que massa m de NH3 se pode formar?
Na reação Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2, 24 g de Fe2O3 reagem completamente (os outros reagentes em excesso) e recolhem-se 12,59 g de Fe. Calcule o rendimento percentual Y.
Você precisa de 100 mL de solução 0,3 mol/L e tem uma solução estoque 0,5 mol/L. Que volume V1 de solução estoque você precisa?
300 mL de uma solução 0,8 mol/L são misturados com 250 mL de uma solução 0,3 mol/L da mesma substância. Calcule a concentração c da mistura (os volumes são aditivos).
Que volume V ocupam 140 g de Ar a 250 kPa e 35 °C? Trate como gás ideal.
Encontre a massa específica ρ de O₂ a 200 kPa e 190 °C, tratando como gás ideal.
Um bloco de 250 g de zinco (c = 0,388 J/(g·°C)) a 110 °C é colocado em 100 g de água (c = 4,18 J/(g·°C)) a 23 °C em um copo isolado. Calcule a temperatura final Tf.
Use as entalpias padrão de formação para calcular o ΔH° da reação CH4 + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O(l).
0,25 mol/L de H₂ e 0,25 mol/L de I₂ são colocados em um recipiente e reagem: H₂ + I₂ ⇌ 2HI, com Kc = 36. Calcule a concentração no equilíbrio [HI].
O PCl₅ se decompõe: PCl₅ ⇌ PCl₃ + Cl₂, com Kc = 0,2 na temperatura da reação. Um recipiente começa apenas com 0,5 mol/L de PCl₅. Calcule a concentração no equilíbrio [PCl5].
Calcule o pH pH de uma solução 0,25 mol/L de ácido fluorídrico (Ka = 0,00068).
Um tampão contém 0,5 mol/L de ácido acético e 0,05 mol/L do seu sal de sódio. Ka = 1,8 × 10⁻⁵. Calcule o pH pH do tampão.
Uma reação com lei de velocidade −rA = k·CA² tem k = 0,1 L/(mol·min) e começa em 1,5 mol/L. Encontre a concentração CA depois de 2 min.
Uma reação tem energia de ativação de 75 kJ/mol. A 40 °C ela é lenta demais. A que temperatura T2 (em °C) ela deve ser aquecida para ficar 10 vezes mais rápida?
Resposta: m = 29,17 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 = 75 %
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 = 60 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 = 0,5727 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: V = 35,91 L
Lei dos gases ideais: PV = nRT, com n = m/M.
Resposta: ρ = 1,662 kg/m³
Massa específica de um gás ideal: ρ = PM/(RT).
Resposta: Tf = 39,39 °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° = −890,3 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] = 0,375 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: [PCl5] = 0,2683 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 = 1,896
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 = 3,745
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: CA = 1,154 mol/L
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: T2 = 67,21 °C
Reaction rates: for a first-order reaction −dC/dt = kC, so C = C₀·e−kt and the half-life ln 2/k does not depend on concentration. For a second-order reaction 1/C = 1/C₀ + kt. The rate constant rises with temperature following Arrhenius: k = A·e−Ea/(RT).
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