Salesianos do Estoril - Escola Física-Química A - Física

Salesianos do Estoril - Escola
Estoril
A.P.S.A Q2 – Cálculos estequiométricos, balanços
energéticos e equilíbrio químico
Física-Química A - 11º ano
Prof. Luís Gonçalves
1. A síntese industrial do amoníaco permitiu o advento dos fertilizantes nitrogenados que
levou a um aumento de 30 a 50 % da produção agrícola, o que garantiu a sobrevivência de
27% da população mundial durante o século XX.
Um desses fertilizantes é o sulfato de amónio, cuja síntese pode ser representada pela seguinte equação
química:
2NH3 (g) + H2SO4 (aq)  (NH4)2SO4 (s)
Seleccione a opção que permite obter uma afirmação correta.
Na reação de 201,6 dm3 de amoníaco, medidos em condições PTN, com 441,0 g de ácido sulfúrico,
A.
B.
C.
D.
obtém-se 594,8 g de sulfato de amónio.
Os reagentes não estão em quantidades estequiométricas.
Há um excesso de 9,800 g de ácido sulfúrico
Há consumo de 4,500 moles de amoníaco.
2. O gás natural é um combustível fóssil constituído essencialmente por metano, CH4, um hidrocarboneto volátil,
inflamável e inodoro. Quando o metano arde no ar, a combustão pode ser completa ou incompleta,
dependendo da quantidade de oxigénio. A combustão incompleta pode ser traduzida pela seguinte equação
química:
CH4 (g) + 3/2 O2 (g)  CO (g) + 2H2O (g)
Admitindo que o oxigénio representa 21% do volume total de ar e que o rendimento do processo é 75%
determine para a combustão de 40,0 L de metano, medidos em condições PTN:
a) O volume de ar necessário.
b) A massa de monóxido de carbono libertada.
3. O nitrogénio gasoso tem uma larga aplicação na indústria, destacando-se as indústrias química, alimentar,
eléctrica e metalúrgica. Laboratorialmente o nitrogénio obtêm-se por decomposição térmica do nitrito de
amónio segundo a equação:
NH4Cl (aq) + NaNO2 (aq)  N2 (g) + NaCl (aq) + 2H2O (l)
Admita que se fizeram reagir, aquecendo brandamente, 3,0 g de cloreto de amónio com 1,0 g de nitrito de
sódio em solução aquosa, tendo-se obtido 0,284 dm3 de nitrogénio gasoso ( = 1,146 g.dm-3). Calcule o
rendimento da decomposição apresentando todas as etapas de resolução.
4. O calcário é utilizado industrialmente nos fornos de cal como matéria-prima para a produção de cal viva (CaO)
que é amplamente utilizada na construção civil, e também pode ser usada para baixar a acidez dos solos, com o
objetivo de melhorar a produção agrícola. A decomposição térmica do calcário nos fornos de cal traduz-se pela
equação química seguinte:
CaCO3 (s)  CaO (s) + CO2 (g)
a) Uma amostra de 180,0 g de calcário contém 144,0 g de CaCO3 e 36,0 g de impurezas. Determine o grau de
pureza do calcário.
b) A cal viva quando entra em contacto com a água produz hidróxido de cálcio de acordo com a seguinte
equação química:
CaO (s) + H2O (l)  Ca(OH)2 (s)
Calcule a massa de hidróxido de cálcio obtida a partir da quantidade de cal viva produzida a partir de 2
toneladas de calcário com um grau de pureza de 80%. Admita que o rendimento da reação de
decomposição térmica do calcário foi de 50% e que na reação de formação do hidróxido de cálcio se
utilizou água em excesso.
5.
O sulfato de tetraminocobre(II) mono-hidratado, [Cu(NH3)4] SO4 H2O, é um sal complexo, obtido a partir da
reação entre o sulfato de cobre(II) penta-hidratado e o amoníaco. Esta reação é descrita pela seguinte equação
química:
CuSO45H2O (s) + 4 NH3 (aq) → [Cu(NH3)4] SO4H2O (s) + 4 H2O (l)
A 8,0 mL de uma solução aquosa de amoníaco de concentração 15,0 mol dm–3 adicionaram--se 0,02 mol de
sulfato de cobre penta-hidratado.
Calcule a massa de sal complexo que se formaria, admitindo que a reação é completa.
6. O etanol, C2H5OH, pode reagir com o cloro, Cl2, formando-se um composto orgânico denominado cloral,
CCl3CHO e cloreto de hidrogénio, HCl(g). A reação pode ser traduzida por
C2H5OH (1) + 4 C12 (g) → CCl3CHO (1) + 5 HC1(g)
a) Considere que se fez reagir 3,0 mol de etanol com 10,0 mol de cloro. Identifique, justificando, o reagente
limitante.
b) Determine, numa outra situação, a massa de etanol que é necessário reagir para se obter, na prática, 1,5 kg
de cloral, admitindo que aquela reação apresenta um rendimento médio de 30%.
7. A corrosão dos metais é um fenómeno que ocorre frequentemente. Quando exposto a uma atmosfera húmida,
o cobre sofre corrosão, formando um depósito de carbonato básico de cobre, Cu2(OH)2CO3, uma substância de
cor esverdeada. A reação que ocorre pode ser traduzida por
2 Cu(s) + H20(l) + 02(g) + CO2(g) → Cu2(OH)2CO3 (s)
Um tacho de cobre, de massa igual a 360,0 g, foi deixado ao ar, numa cozinha durante um intervalo de tempo
considerável. Ao fim desse intervalo de tempo verificou-se a formação de um depósito de carbonato básico de
cobre em toda a superfície metálica.
O depósito foi removido, seco e pesado, tendo-se determinado o valor de 12,7 g.
Calcule a percentagem, em massa, de cobre que sofreu corrosão.
8. Na reação de síntese do amoníaco pelo processo de Haber, a pressão constante, liberta-se 46,3 kJ por mole de
amoníaco.
a) Escreva a equação química indicando a variação de entalpia da reação.
b) Calcule a variação de entalpia observada quando 20,5 g de nitrogénio gasoso são completamente
consumidos na reação de síntese do amoníaco, a pressão constante.
c) Calcule a massa de amoníaco que se decompõe em nitrogénio e hidrogénio, a pressão constante, quando o
sistema reaccional absorve 57,5 kJ de energia sob a forma de calor.
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9. A ureia (NH2CONH2) foi o primeiro composto orgânico sintetizado a partir de compostos inorgânicos. Este
composto é utilizado na produção de fertilizantes agrícolas, devido ao seu teor de nitrogénio. A sua síntese
pode ser representada pelas seguintes equações:
Equação 1: CO2 + 2NH3 
NH4CO2NH2
H = -1,55x105 kJ mol-1
Equação 2: NH4CO2NH2  NH2CONH2 + H2O
H = 4,18x104 kJ mol-1
Classifique cada uma das afirmações como verdadeira ou falsa.
A. A equação 1 traduz uma reação endotérmica e a equação 2 uma reação exotérmica.
B. A entalpia dos reagentes é maior do que a entalpia dos produtos para a reação traduzida por 1.
C. Quando se faz reagir, estequiometricamente, 2 mol de dióxido de carbono na reação traduzida pela
equação 1, a energia posta em jogo na reação é 7,75x104 kJ mol-1.
D. Se a reação traduzida por 1 se processar em sistema isolado a temperatura do sistema aumenta.
E. Se a reação traduzida por 2 se processar em sistema fechado regista-se um aumento da temperatura da
vizinhança.
F. A reação inversa da reação representada pela equação 2 é exotérmica.
G. A energia necessária à rutura das ligações nos reagentes da equação 1 é superior à energia envolvida na
formação das ligações nos produtos de reação .
H. A energia envolvida na rutura das ligações dos reagentes da equação 2 é inferior à energia envolvida na
formação das ligações nos produtos de reação.
10. Com a atual crise energética mundial aumentou o interesse pela utilização do hidrogénio como combustível,
uma vez que a reação de combustão é fortemente energética.
2H2 (g) + O2 (g) 
2H2O (g)
H = -468 kJ mol-1
As reacções químicas envolvem, simultaneamente, a rutura e formação de ligações químicas. Com base nos
valores das energia de ligação da tabela calcule a energia de ligação no oxigénio molecular.
Eligação (H-H) = 436,4 kJ mol-1 Eligação (O-H) = 460,0 kJ mol-1
11. O gráfico representa a evolução experimental da concentração dos constituintes de uma mistura reacional em
função do tempo, em recipiente fechado, para a reação química genérica traduzida por: 2A + B  C + D
a) Selecione a alternativa que corresponde à sequência
que refere a evolução das concentrações A, B e C,
respetivamente.
i.
ii.
iii.
iv.
III, II e I
II, III e I
III, I e II
I, II e III
b) Indique os instantes que correspondem ao
estabelecimento do equilíbrio e à igualdade das
concentrações de reagentes e produtos.
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12. As curvas esboçadas, nos gráficos seguintes, podem representar a evolução, ao longo do tempo, das
concentrações de reagentes e produtos de quatro sistemas reacionais. Admita que as reações ocorrem em
sistema fechado, a temperatura constante e em fase gasosa.
a) Indique qual ou quais das reações atingiu o estado de equilíbrio. Justifique.
b) Escreva as correspondentes equações químicas.
c) Seleccione o gráfico que corresponde à reacção de combustão completa do metano, CH4, em sistema
fechado.
13. Numa das etapas do processo industrial de obtenção do ácido sulfúrico ocorre a transformação de dióxido de
enxofre em trióxido de enxofre de acordo com a seguinte equação química:
2SO2 (g) + O2 (g)
2SO3 (g)
Em determinadas condições de temperatura e pressão existem em equilíbrio, num recipiente fechado de 2,0
dm3 de capacidade, 0,40 mol de SO2, 0,625 molde O2 e 1,0 mol de SO3. Determine o valor da constante de
equilíbrio.
14. À temperatura de 600 °C, fez-se reagir uma amostra de SO3 (g), num recipiente fechado de capacidade igual a
1,00 L.
2 SO3 (g)
2 SO2 (g) + O2 (g)
O sistema evoluiu, tendo-se atingido, num dado instante, o equilíbrio. Nesse instante, a mistura em equilíbrio
continha SO2 (g), 0,0106 mol de SO3 (g) e 0,0016 mol de O2 (g).
a) Escreva a expressão que traduz a constante de equilíbrio, KC, da reação em estudo.
b) Utilizando a informação fornecida, calcule o valor dessa constante, à temperatura referida.
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15. Num recipiente fechado de capacidade 1,0 dm3, fez-se reagir, a 2000 K, uma mistura constituída por 1,0 mol de
H2 (g), 1,0 mol de CO2 (g) e 2,0 mol de H2O (g). A essa temperatura, a constante de equilíbrio da reação
traduzida por:
H2 (g) + CO2 (g)
H2O (g) + CO (g)
tem valor KC = 4,4.
Determine a composição do sistema reacional quando se atinge o equilíbrio. Apresente todas as etapas de
resolução.
16. A reação seguinte contribui para aumentar a quantidade de hidrogénio gasoso que poderá ser usado por
exemplo na síntese do amoníaco.
CO (g) + H2O (g)
H2 (g) + CO2 (g)
No sentido de optimizar as condições de obtenção do hidrogénio tem sido feito o estudo da reação a diferentes
temperaturas. Num recipiente de 5,0 dm3 de capacidade foi introduzida uma mistura de 1,0 mol de monóxido
de carbono e 1,0 mol de água à temperatura de 700 K. quando o sistema reaccional atingiu o equilíbrio 74% do
monóxido de carbono tinha reagido. Determine a constante de equilíbrio da reação a 700 K.
17. A síntese de Haber do amoníaco é um exemplo de uma reação reversível.
N2 (g) + 3 H2 (g)
2 NH3 (g)
O gráfico mostra a evolução do sistema reacional, em termos da
variação da quantidade de amoníaco ao longo do tempo, numa
mistura mantida a temperatura constante (375 °C) num recipiente
fechado, de 2,0 dm3 de capacidade. A constante de equilíbrio (KC),
à temperatura de 375 °C, é 1,2.
Determine a concentração inicial de nitrogénio que foi colocada no
recipiente, sabendo que a concentração inicial de hidrogénio era
0,5 mol dm-3.
18. Um dos compostos cuja emissão para a atmosfera acarreta prejuízos graves à saúde dos seres vivos é o óxido
de nitrogénio, NO(g), também designado por óxido nítrico que contribui para a formação da chuva ácida e para
a destruição da camada de ozono.
Este composto pode ser formado, a altas temperaturas, a partir da reação entre o nitrogénio e o oxigénio
atmosféricos, de acordo com a seguinte equação química.
N2 (g) + O2 (g)
2 NO (g)
Na tabela seguinte, estão registados os valores da constante de equilíbrio, KC, desta reação, para diferentes
valores de temperatura.
T/K
2000
2250
2500
KC
1,98 x 10-2
3,64 x 10-2
5,90 x 10-2
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a) Considere que o sistema químico se encontra em equilíbrio à temperatura 2000 K e que as concentrações de
equilíbrio das espécies N2(g) e O2 (g) são, respetivamente, iguais a 0,040 mol dm-3 e a 0,010 mol dm-3.
Escreva a expressão que traduz a constante de equilíbrio da reação de formação do NO(g).
Calcule a concentração de equilíbrio da espécie NO(g), à temperatura referida.
b) Faça uma estimativa do valor da constante de equilíbrio da reação de formação do NO(g), à temperatura de
2400 K, a partir dos valores da tabela acima.
Utilize a máquina de calcular gráfica, assumindo uma variação linear entre as grandezas consideradas.
Apresente o valor estimado com três algarismos significativos.
19. A conversão de alguns hidrocarbonetos, na presença de vapor de água, é a principal via de obtenção de
hidrogénio, para diversas aplicações industriais, tais como a síntese do amoníaco. Esse processo envolve
diversas etapas, incluindo a conversão de monóxido a dióxido de carbono com vapor de água, uma reação
reversível em fase gasosa, também designada reação do gás de água:
CO (g) + H2O (g)
CO2 (g) + H2 (g)
Na tabela apresentam-se valores da constante de equilíbrio, K, para diferentes temperaturas.
T/K
KC
900
1,95
1000
1,44
1100
0,97
1200
0,78
a) Partindo de uma mistura de igual concentração de CO (g) e H2O (g), indique, justificando, as espécies que
predominam no equilíbrio, à temperatura de:
i. 900 K
ii. 1200 K
b) Determine o valor da constante de equilíbrio para a reação seguinte, à temperatura de 1100 K.
CO2 (g) + H2 (g)
CO (g) + H2O (g)
c) À temperatura de 1100 K qual das reações é mais extensa, a de produção de CO ou a de produção de CO 2?
Justifique.
20. Uma amostra de amoníaco foi colocada num recipiente fechado de 4,00 L de capacidade e aquecida a 375 °C, o
que provocou a sua decomposição. A reação química progrediu, tendo-se estabelecido, num dado instante,
uma situação de equilíbrio.
2 NH3 (g)
N2 (g) + 3 H2 (g)
À temperatura de 375 °C, o valor da constante de equilíbrio é 0,83.
a) Determine a concentração de NH3 no equilíbrio, sabendo que no equilíbrio há 0,086 mol dm-3 de N2 (g) e
0,26 mol dm-3 de H2 (g).
b) Determine a quantidade inicial da amostra de amoníaco.
21. Para o equilíbrio do sistema representado por:
N2O4 (g)
2NO2 (g)
a constante KC tem o valor 3,20 a 150 °C. Inserem-se num reator 2,10 mol de N2O4. Depois de atingido o
equilíbrio químico estão presentes 0,500 mol de N2O4 e 3,20 mol de NO2. Use a informação disponível para
calcular o volume do recipiente.
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22. Considere a reação representada pela equação:
4 HCI(g) + O2(g)
2 H2O(g) + 2 Cl2(g)
Um reator de 5,0 L de capacidade contém, em equilíbrio, à temperatura T, 0,060 mol de HCI, 0,055 mol de O2,
0,070 mol de H2O e 0,050 mol de Cl2.
a) Escreva a expressão da constante de equilíbrio.
b) Calcule as concentrações de todas as espécies químicas presentes no equilíbrio.
c) Determine o valor da constante de equilíbrio, à temperatura T
23. Misturou-se "água de cloro" (dicloro dissolvido em água) com uma solução de ião brometo, de modo que as
concentrações de dicloro e de brometo fossem respetivamente 0,030 mol dm-3 e 0,040 mol dm-3. Quando se
atingiu o equilíbrio, traduzido por:
C12 (aq) + 2 Br- (aq)
Br2 (aq) + 2 Cl- (aq)
à temperatura de 20 °C, a concentração de ião cloreto era de 0,010 mol dm-3.
a) Escreva a expressão da constante de equilíbrio.
b) Calcule as concentrações de todas as espécies químicas presentes no equilíbrio.
c) Calcule o valor de K, a 20 °C.
d) Determine o rendimento da reacção, admita que o volume da mistura é 1,0 dm3
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Repostas:
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
15.
16.
17.
18.
19.
20.
21.
22.
23.
A
a) 286 dm3 b) 37,6 g
80%
a)80% b) 5,9x105 g
5g
a)Cloro b) 1,6 kg
2,03 % sofreu corrosão
a) …. b) -67,7 kJ c) 21,2 g
verdadeiras B D F
499,2 kJ/mol
a) iv b) t3 e t2
a) II e III b) I 2C + D  2A + B II 2B  C + 3A III A + 2C  2B IV 3A + 2C  B c) graf I
20
a) …. b) 1,5x10-4
0,52 mol de H2 e de CO2 , 2,48 mol de H2O , 0,48 mol de CO
8,1
1,4 mol dm-3
a) 2,81x10-3 mol dm-3 b) 5,02x10-2
a) a 900 K predominam os produtos b) 1,03 c) a inversa
a) 0,043 mol dm-3 b) 0,86 mol
6,4 dm3
a)….. b) ….. c) 86
a) …. b) ….. c) 0,022 d) ….
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