Química Geral e Experimental II

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1 Química Geral e Experimental II Resolução comentada da P1 2º Sem/2005; Engenharia Materiais Tópicos Propriedades coligativas Gases Termoquímica Prof. Fabrício R. Sensato

2 1) (1,0 ponto) Em geral, a solubilidade de um gás, S g, em um líquido é proporcional à pressão parcial, P g, do gás acima da solução (lei de Henry), sendo k H (constante da lei de Henry) a correspondente constante de proporcionalidade. a) Calcule a concentração de CO 2 em um refrigerante após a garrafa ser aberta e se equilibrar a 25 o C sob a pressão parcial de CO 2 de 3, atm. A constante da lei de Henry para o CO 2 em água nessa temperatura é 3, mol/l atm. b) Uma vez aberta a garrafa e mais da metade do volume do refrigerante sido consumido, você quer evitar que mais CO 2 gasoso abandone a solução. Você tem, então, uma idéia: injetar ar (através de uma bomba de pneu de bicicleta, por exemplo) sobre a solução e fechar imediatamente a garrafa de modo a aumentar a pressão de gás sobre o líquido. Este procedimento será eficaz em manter o CO 2 gasoso dissolvido no líquido? Justifique sua resposta. Questão (a) S g = k H P g S g = (3, mol/l atm) (3, atm) S g = 9, mol/l Questão (b) Não. A solubilidade de um dado gás depende da pressão parcial exercida sobre a solução pelo gás de mesma natureza. Ou seja, a solubilidade do CO 2 na solução é governada pela pressão (parcial) de CO 2 sobre a solução. Gases de outra natureza (ar, por exemplo) não influenciarão a solubilidade do CO 2. 2) (1,0 ponto) Coloque as seguintes soluções aquosas em ordem crescente (do ponto de congelamento mais baixo para o mais alto) de seus pontos de congelamento esperados: 0,050 mol/kg de CaCl 2 ; 0,15 mol/kg de NaCl; 0,10 mol/kg de HCl; 0,10 mol/kg de C 12 H 22 O 11 (um não eletrólito e não volátil). O ponto de congelamento de uma solução depende do número de espécies do soluto em solução. Para o cômputo do número de espécies em solução é necessário levar em consideração o fenômeno de dissociação. O CaCl 2 se dissolve em água segundo a seguinte equação química: CaCl 2 (s) Ca 2+( aq) + 2Cl - (aq) Como cada espécie do soluto gera três espécies em solução, a concentração de espécies em solução é 0,050 m 3 e, portanto, 0,15 m. O NaCl se dissocia como: NaCl(s) Na + (aq) + Cl - (aq) Portanto, a concentração de espécies em solução é 0,15 m 2 = 0,30 m O HCl é um ácido forte e se dissocia segundo a seguinte equação química: HCl(g) H + (aq) + Cl - (aq) Assim, a concentração de espécies em solução é 0,10 m 2 = 0,20 m Como o C 12 H 22 O 11 é um não eletrólito, ele não se dissocia na água: C 12 H 22 O 11 (s) C 12 H 22 O 11 (aq) Desta forma, a concentração de espécies na solução é 0,10 m 1 = 0,10 m

3 Como quanto maior for a concentração de espécies do soluto dissolvidas na solução menor é o sua temperatura de congelamento. Desde modo, a disposição em ordem crescente de temperatura de congelamento torna-se: NaCl < HCl < CaCl 2 < C 12 H 22 O 11 3) (2,0 pontos) Uma amostra de KClO 3 é decomposta parcialmente (ver equação química abaixo), produzindo gás O 2, coletado sobre a água, como mostra a Figura abaixo. O volume do gás coletado é 0,250 L a 26 o C e 550 mmhg de pressão total. (a) Qual a quantidade de matéria (número de mols) de O 2 coletado? (b) Qual é a massa, em gramas, de KClO 3 decomposta? A equação química que descreve a decomposição térmica do KClO 3 é: 2KClO 3 (s) 2KCl(s) + 3O 2 (g) A pressão do vapor da água a 26 o C é 25,2 mmhg a) A quantidade de matéria de O 2 coletado é proporcional à pressão de O 2 no tubo, a qual pode ser calculada em função da pressão total e da pressão exercida pelo vapor d agua (lei das pressões parciais de Dalton) Convertendo-se para unidades de atm, A quantidade de O 2 coletado pode ser, então, prontamente calculada pela equação dos gases ideais (T = 26 o C = 299 K): b) Conhecendo-se a quantidade de KClO 3 que se decompôs é pode-se, então, calcular a correspondente massa mediante o uso da massa molar (massa de um mol). A quantidade de

4 KClO 3 que se decompôs, pode ser determinada a partir da quantidade de O 2 formada e da correspondente equação química. A equação química revela que 3 mols de O 2 são gerados pela decomposição de 2 mols de KClO 3. Portanto, 7, mols de O 2, são formados pela decomposição de: A massa molar do KClO 3 é: 122,5 g/mol. A massa de KClO 3 que corresponde à quantidade de 4, mol de KClO 3 é: 4) (2,0 pontos) Uma amostra de 2,05 g de poliestireno plástico foi dissolvida em tolueno em quantidade suficiente para formar 0,100 L de solução. Encontrou-se uma pressão osmótica para essa solução de 0,0119 atm a 25 o C. Calcule a massa molar do poliestireno. Conhecendo-se a pressão osmótica é possível determinar a concentração da solução uma vez que a pressão osmótica, Π, e a concentração, c, são diretamente proporcionais: Π = crt. Uma vez determinada a concentração, a quantidade de soluto (poliestireno) contida em 0,100 L pode ser determinada. A correlação entre tal quantidade e a correspondente massa (2,05 g de poliestireno) permite que a massa molar do soluto seja calculada. Assim, Concentração (M) = Π/RT A quantidade de poliestireno em 0,100 L é: Esta quantidade (4, mol) corresponde à massa de 2,05 g de poliestireno. A massa de um mol de poliestireno (massa molar) é dada pela razão entre a massa e sua correspondente quantidade de matéria. Portanto,

5 5) (1,0 ponto) Em que condições de temperatura e pressão a lei dos gases ideais (pv=nrt) descreve satisfatoriamente o comportamento de um gás real? Por quê? Quais as características de um gás ideal? Resposta: Exercício 5 da lista de exercícios resolvidos e comentados sobre o tópico Gases 6) (2,0 pontos) A primeira etapa da produção de ácido nítrico a partir da amônia envolve a oxidação do NH 3 : 4NH 3 (g) + 5O 2 (g) 4NO(g) + 6H 2 O(g) a) Qual a variação de entalpia padrão desta reação? A reação é exotérmica ou endotérmica? b) Qual a quantidade de calor desprendida ou absorvida na oxidação de 10,0 g de NH 3? a) A variação de entalpia padrão de reação pode ser calculada a partir da entalpia padrão de formação de produtos e reagentes: r H o = Σ ν f H o (produtos) - Σ ν f H o (reagentes) Como f H o [NH 3 (g)] = -46,1 kj/mol; f H o [NO(g)] = +90,3 kj/mol; f H o [H 2 O(g)] = -241,8 kj/mol, tem-se: r H o = [4 f H o [NO(g)] + 6 f H o [H 2 O(g)]] [4 f H o [NH 3 (g)]] r H o = [4 +90,3 kj/mol ,8 kj/mol] [4-46,1 kj/mol] r H o = -905,2 kj/mol A reação é, portanto, exotérmica. b) Infere-se, portanto, da equação supracitada que a oxidação de 4 mols de NH 3 é acompanhada pela liberação de 905,2 kj. Para determinar a quantidade de calor liberada quando 10,0 g NH 3 são oxidadas, faz-se, então, necessário calcular a correspondente quantidade de matéria. A massa molar do NH 3 é 17,03 g/mol. Portanto, 7) (1,0 ponto) (a) Qual o efeito da adição de um soluto não-volátil sobre i) o ponto de ebulição; ii) o ponto de congelamento e (iii) a pressão de vapor de um líquido? (b) Justifique, em nível molecular, como a presença do soluto influencia o ponto de ebulição e a pressão de vapor do líquido; (c) O efeito da adição de uma dada quantidade de soluto sobre o ponto de ebulição é maior no caso da água ou do benzeno? Resposta: Exercício 3 da lista de exercícios resolvidos e comentados sobre o tópico Propriedades coligativas