RESOLUÇÃO DE EXERCÍCIOS DE EXAMES DE ADMISSÃO (UEM e UP)

PRÉ-QUÍMICO _________________________________________________________________

RESOLUÇÃO DE EXERCÍCIOS DE EXAMES DE ADMISSÃO (UEM E UP)

Questão:

Para neutralizar-se 20 ml de uma solução de ácido clorídrico HCl a 0,1N (0,1M) foram necessários 8 ml de uma solução de NaOH. Quantos gramas de NaOH existem num litro desta solução sendo a massa molecular de NaOH de 40 u.m.a?

A. 4 g

B. 6 g

C. 8 g

D. 10 g

RESOLUÇÃO

Dados

V_(HCl) = 20ml = 0,02L

C_(HCl) = 0,1M

V_(NaOH) = 8 ml  = 0,008L

C_(NaOH) = ?

Como trata-se da neutralização, ou seja, reacção entre um ácido e uma base, logo temos que escrever a equação da reacção:

HCl + NaOH → NaCl + H₂O

Como podemos notar, este exercício é típico da Titulação, que é na verdade uma técnica de análise volumétrica usada muito no laboratório para a determinação sobretudo da concentração de soluções que não se conhece a sua concentração por meio de outra solução que se conhece a sua concentração.

Como temos o volume e a concentração do ácido clorídrico (HCl) então podemos determinar o número de mols de HCl que foram neutralizados por 8ml de solução de hidróxido de sódio (NaOH).

Portanto, 8ml de solução de NaOH neutralizaram 0,002 mol de HCl.

Voltando para a equação podemos ver que a proporção entre o HCl e o NaOH é de 1 mol --- 1 mol:

HCl + NaOH → NaCl + H₂O

Portanto, 1 mol de HCl reage com 1 mol de NaOH, logo, 0,002 mol de HCl reagiriam com 0,002 mol de NaOH:

1mol ------------- 1 mol

HCl            +        NaOH → NaCl + H₂O

2 · 10^-3 mol  ------ X

X = 2 · 10^-3 mol de NaOH.

Como já temos o número mols de NaOH e o seu volume, logo podemos calcular a sua concentração:

n(NaOH) = 0,002 mol V(NaOH) = 8ml = 0,008L

M = 0,25 mol/l

Também é possível de forma rápida determinar a concentração do NaOH directamente:

Como a proporção é de 1 : 1 então é válida a relação:

Mas o exercício quer saber a massa presente em 1L de solução!

ATENÇÃO!

O volume da solução é de 1L, porém a concentração "desse 1L de solução" é 0,25mol/l

Portanto, calcular a massa molar do hidróxido de sódio:

Mr(NaOH) = 23 + 16 + 1 = 40g/mol

Pela fórmula da molaridade:

Pela massa molar: 40g/mol

1 mol -------- 40g

0,25 mol ----- X

X  = 10g

Questão:

Mistura-se 200 mL de uma solução de HIO3 a 4 • 10^-3 M com igual volume da solução de Ba(OH)₂ a 0,003 M. Sabendo que o Kps de Ba(IO3)₂ é 1,57 • 10^-9, preveja a formação de precipitado de  Ba(IO3)₂.

Resolução

Primeiro é importante saber o seguinte:

• Pi > Kps => Há formação de precipitado
• Pi = Kps => Solução saturada (não há formação de precipitado)
•  Pi < Kps => Solução insaturada (não há formação de precipitado).

Primeiro calcular o número de moles de cada substância (antes da mistura):

Agora temos que calcular a concentração de cada substância na mistura, onde o volume total será a soma dos dois volumes destas soluções:

V_f = V₁ + V₂

V_f = 200 + 200

V_f = 400mL

V_f = 0,4L

DETERMINAÇÃO DAS CONCENTRACÕES NA MISTURA

Como o provável sal que vai se precipitar ou não é o Ba(IO3)₂, como vemos tem o ião Ba²⁺ que provém da base e o IO₃^- que provém do acido, portanto, temos que  determinar as concentrações desses iões a partir da substância da qual provêem:

O sal é: Ba(IO3)₂

Pi = 6 x 10^-9  e  Kps = 1,57 • 10^-9

Pi > Kps

Como Pi maior que Kps, logo HÁ FORMAÇÃO DE PRECIPITADO.

Nota:

Como o volume final é o dobro do volume inicial de cada solução então significa que as concentrações reduziram-se à metade. Portanto, poderá não ter sido necessário calcular o número de moles e depois a concentração.

Questão

Durante a electrólise de uma solução aquosa de KOH no ânodo libertam-se 5,6 litros de oxigénio (em condições consideradas normais) em consequência do processo 4OH→O₂ + 2H₂O + 4ē. Que quantidade de hidrogénio se liberta no cátodo:

A. 2,8 litros

B. 5,6 litros

C. 11,2 litros

D. 22,4 litros

Resolução

Trata-se então de uma electrólise aquosa, onde a água também tem influência.

Para o presente exercício, vamos escrever a equação de dissociação do hidróxido de potássio (KOH) em solução aquosa:

KOH_(s)  → K⁺_(aq)  + OH^- _(aq)

Como já disse a água também tem influência, pois ela sofre auto-ionização:

H₂O ⇌ H⁺_(aq)  +  OH^-_(aq)

Usando a Fila de Facilidade de Descarga podemos ver que no cátodo (eléctrodo negativo) descarrega-se o H⁺ e no ânodo o OH^-:

Cátodo:

2H⁺  + 2e^- → H_{2 (g)}

Ânodo:

2OH^- → H₂O + ½O_2(g) + 2e^-

KOH → K⁺_(aq) + OH^-_(aq)

Na verdade o que acontece é a electrólise da água na prática:

Portanto, a equação global é:

H₂O → H_2(g) + ½O_2(g)

Fazendo os cálculos estequiométricos temos:

H₂O         →   H_2(g)    + ½O_2(g)

1 mol            1 mol    0,5 mol

Mas o exercício informa que se libertou no ânodo 5,6L de oxigénio e quer saber o volume de hidrogénio no cátodo:

Em Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP) 1 mol de um gás ocupa 22,4L.

Agora veja:

H₂O         →   H_2(g)    + ½O_2(g)

1 mol            1 mol    0,5 mol

Temos pela equação 1 mol de Hidrogénio e 0,5 mol Oxigénio:

1 mol de O₂ ------ 22,4L

0,5 mol de O₂ ---- X

X = 11,2L

E temos o seguinte:

H₂O         →   H_2(g)    + ½O_2(g)

                    22,4L ---- 11,2L

                    Y   ---------- 5,6

Y = 11,2L

Portanto, liberta-se no cátodo 11,2L de Hidrogénio.

Resposta: C

Questão

Uma mistura metálica de 115 gramas contém 60% de Sódio, 20% de Cobre e 20% de Ouro [Mr(Na) = 23, Mr(Cu) = 63,5; Mr(Au) = 197). Faz-se reagir a mistura com água e formam-se:

A. 1 mole de Hidrogénio e 1 mol de hidróxido de cobre;

B. 1,5 moles de Hidrogénio e 3 moles de hidróxido de sódio;

C. 1 mole de Hidróxido de Ouro e 3/2 moles de Hidrogénio;

D. 1 mole de Hidróxido de sódio e 1 mole se hidróxido de cobre, 1 mole de hidróxido de ouro e 3 moles de hidrogénio.

Resolução

O Cobre e o Ouro não reagem com a água. Portanto, ao se fazer reagir esta mistura com água apenas o sódio irá reagir com água e a equação da reacção química é:

Na + H₂O → NaOH + ½H₂

Bom, o exercício diz que temos 115g da mistura metálica a qual contém 60% de sódio, portanto calculemos a massa correspondente a 60%:

115g ------ 100%

X .............. 60%

X = 69g

Portanto, na mistura temos 69g de Sódio.

Agora calcular o número de moles de sódio:

n = m / Mr

n = 69g / 23g/mol

n = 3 mol

Agora voltemos à nossa equação:

1 mol              1 mol        0,5 mol

Na   +   H₂O → NaOH   +  ½H₂

3 mol                 X              Y

X = 3 mol de NaOH

Y = 1,5 mol de H2

Resposta: alternativa: B

Questão

A melhor frase para completar o fragmento: “Um reagente favorecido pela reacção redox tem…” é

A. um ∆Gº positivo e um Eº positivo.

B. um ∆Gº  negativo e um Eº positivo.

C. um ∆Gº negativo e um Eº negativo.

D. um ∆Gº positivo e um Eº negativo.

E. um ∆Gº nulo e um Eº nulo.

Resolução

Uma reacção é reagente favorecido quando não é espontânea e reacções químicas não espontâneas têm um ∆Gº maior que zero, ou seja, positivo (∆Gº > 0).

Então a condição para uma reacção seja reagente favorecida é:

∆Gº > 0

Agora queremos saber o sinal do Eº:

Sabe-se que ∆Gº para a reacção redox é dada por:

∆Gº = - n.F.Eº

Voltando a condição:

∆Gº > 0

Substituindo:

- n.F.Eº > 0

n.F.Eº < 0

Eº < 0 / n.F

Eº < 0

Conclusão:

∆Gº > 0, ou seja, ∆Gº positivo e Eº < 0, ou seja, Eº negativo.

∆Gº > 0 e Eº < 0

Resposta: alternativa: D

Questão

Uma determinada solução tem a densidade igual à 1,5 g/ml e 30% em massa de soluto. A concentração dessa solução, em g/l será:

A. 0,45.

B. 45.

C. 450.

D. 2000.

Resolução

Primeiro vamos reunir os dados:

Dados

d = 1,5g/ml

C% = 30%

C = ?

Bom, pede-se aqui a concentração comum, que é a relação entre a massa do soluto e o volume da solução:

C = m1 / V

Este exercício pode ser resolvido de várias maneiras:

Resolução 1

C = 10 • % • d

C = 10 • 30 • 1,5

C = 450g/L

Resolução 2

Como a densidade está em g/ml, agora vamos procurar saber qual é a massa presente em 1L = 1000mL:

1,5g --------- 1mL

X ------------- 1000mL

X = 1500g

Ou seja: d = 1500g/L

Este valor 1500g é da massa da solução, então temos determinar a massa do soluto nessa massa:

1500g -------- 100%

Y ---------------- 30%

X = 450g

Como consideramos 1L de solução temos que:

C = m1 / V

C = 450g / 1L

C = 450g/L

Questão:

O pOH da solução resultante da mistura de 50 ml de uma solução aquosa de HNO3 0,2N a 100 ml de uma solução de NH4OH a 0,20M (Kb = 1,80 x 10^-5 e pKb = 4,75) será igual:

A 14 + log 0,20 = 13,30

B 6 - lg 1,20 = 5,92

C 11 - log 3,7 = 10,43

D 4,75

Resolução

Este exercício, além do cálculo do pOH envolve também a mistura de soluções com reacção química. Pois há soluções que ao misturarmos devido a natureza dos solutos ocorre uma reacção química.

No caso do exercício aqui dado ocorrerá uma reacção química ao se misturar as duas soluções:

Dados

V(HNO₃) = 50mL = 0,05L

[HNO₃] = 0,2N = 0,2M

V(NH₄OH) = 100mL = 0,1L

[NH₄OH] = 0,20M

Primeiro escrever a equação da reacção:

HNO₃ + NH₄OH → NH₄NO₃ + H₂O

Como vemos a proporção estequiométrica é de 1 : 1 para todos os participantes.

Agora temos que verificar se o HNO₃ e o NH₄OH na solução estão na proporção estequiométrica correcta, para tal, vamos calcular o número de mols de cada um:

Para o HNO₃

C = n / V

n = C • V

n = 0,20 • 0,05

n = 0,01 mol

Para o NH₄OH

n = C • V

n = 0,20 • 0,1

n = 0,02 mol

Como podemos ver, temos 0,01 mol de HNO₃ e 0,02 mol de NH₄OH. No entanto, como a proporção estequiométrica é igual, 1:1 significa que tínhamos que ter o mesmo número de mols, deste modo, vemos que o NH₄OH está em excesso. Pois o menor número de mols (0,01) indica-nos a quantidade real, ou seja, para tenhamos uma proporção estequiométrica correcta, 0,01 mol de HNO₃ devem reagir com 0,01 mol de NH₄OH:

1mol ..... 1 mol

HNO₃ + NH₄OH --> NH₄NO₃ + H₂O

0,01 ....... X

X = 0,01 mol

Portanto, a quantidade real de NH₄OH que reagiu é de 0,01 mol, porém nós temos 0,02, logo significa que no fim vão restar ainda 0,01 mol de NH₄OH:

0,02 - 0,01 = 0,01

1mol ..... 1 mol....... 1 mol

HNO₃ + NH₄OH → NH₄NO₃ + H₂O

0,01 ......... 0,01 ........ 0,01

Por conta do excesso de NH4OH a solução vai ser alcalina (básica).

CONCENTRAÇÕES NA MISTURA

Assim temos que determinar as concentrações dos participantes na mistura:

Na mistura estas substâncias estarão dissolvidas num volume de 150 ml pois (50 + 100 = 150).

Para HNO₃

Na mistura a concentração de HNO3 é zero pois tudo o que tínhamos foi totalmente consumido.

Para NH₄OH

Na mistura restam ainda 0,01 mol e é com base nisso que vamos calcular a sua concentração:

Atenção:

Na mistura o volume da solução é a soma dos dois volumes (V1 + V2)

Vr = V₁ + V₂

Vr = 50 + 100

Vr = 150mL = 0,15L

C = n / V

C = 0,01mol / 0,15L

C = 0,067 mol/L

Concentração de NH₄NO₃

Como é um produto significa que foi formado e pela equação formou-se 0,01 mol, assim a sua concentração é:

C = n / V

C = 0,01mol / 0,15L

C = 0,067 mol/L

CÁLCULO DO pOH (solução tampão)

Como temos a concentração da base (NH4OH), do sal (NH4NO3) e o pKb então podemos calcular o pOH:

pOH = pKb + log[sal] / [base]

pOH = 4,75 + log(0,067) / (0,067)

pOH = 4,75 + log 1

pOH = 4,75 + 0

pOH = 4,75

Resposta: alternativa: D