Formulários, as principais etapas dos métodos de cada tópico e 14 exercícios, com soluções completas no final.
8 g de H2 e 64 g de O2 reagem segundo 2H2 + O2 → 2H2O. Que massa m de H2O se pode formar?
Na reação C6H12O6 → 2C2H5OH + 2CO2, 20 g de C6H12O6 reagem completamente (os outros reagentes em excesso) e recolhem-se 6,84 g de CO2. Calcule o rendimento percentual Y.
Você precisa de 500 mL de solução 0,2 mol/L e tem uma solução estoque 1,5 mol/L. Que volume V1 de solução estoque você precisa?
100 mL de uma solução 1,5 mol/L são misturados com 500 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 30 g de O₂ a 100 kPa e 80 °C? Trate como gás ideal.
Encontre a massa específica ρ de O₂ a 700 kPa e 0 °C, tratando como gás ideal.
Um bloco de 50 g de chumbo (c = 0,129 J/(g·°C)) a 100 °C é colocado em 150 g de água (c = 4,18 J/(g·°C)) a 24 °C em um copo isolado. Calcule a temperatura final Tf.
Use as entalpias padrão de formação para calcular o ΔH° da reação 2C4H10 + 13O₂ → 8CO₂ + 10H₂O(l).
0,1 mol/L de H₂ e 0,1 mol/L de I₂ são colocados em um recipiente e reagem: H₂ + I₂ ⇌ 2HI, com Kc = 54. 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 0,4 mol/L de PCl₅. Calcule a concentração no equilíbrio [PCl5].
Calcule o pH pH de uma solução 0,5 mol/L de ácido acético (Ka = 1,8 × 10⁻⁵).
Um tampão contém 0,2 mol/L de ácido láctico e 0,15 mol/L do seu sal de sódio. Ka = 0,00014. Calcule o pH pH do tampão.
Uma reação com lei de velocidade −rA = k·CA² tem k = 0,05 L/(mol·min) e começa em 0,5 mol/L. Encontre a concentração CA depois de 20 min.
Dois experimentos medem a velocidade inicial de A → produtos. Com CA0 = 0,1 mol/L a velocidade é 0,01 mol/(L·s); com CA0 = 0,3 mol/L ela é 0,27 mol/(L·s). Encontre a ordem de reação n em relação a A.
Resposta: m = 71,51 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 = 70 %
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 = 66,67 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 = 0,5 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 = 27,53 L
Lei dos gases ideais: PV = nRT, com n = m/M.
Resposta: ρ = 9,864 kg/m³
Massa específica de um gás ideal: ρ = PM/(RT).
Resposta: Tf = 24,77 °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° = −5755 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] = 0,1572 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] = 0,2 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 = 2,524
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 = 3,729
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 = 0,3333 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: n = 3
Método das velocidades iniciais: para r = k·Cⁿ, comparar duas corridas que diferem apenas na concentração inicial elimina k: r₂/r₁ = (C₂/C₁)ⁿ. Dobrar C dobra a velocidade para primeira ordem e a quadruplica para segunda ordem.
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