química

QUÍMICA
Prof. Daniel Pires
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO 1: DIRETO , PUREZA E RENDIMENTO.
1.
(Uerj) Para prevenção do bócio, doença causada pela falta de iodo no organismo, recomenda-se a
adição de 0,005%, em massa, de iodato de potássio ao sal de cozinha. O iodato de potássio é
produzido pela reação entre o iodo molecular e o hidróxido de potássio, que forma também água e
iodeto de potássio.
3I2 6KOH 5KI KIO3 3H2O
a)
b)
c)
Qual a massa de água produzida por 9 moles de Iodo?
Qual geometria e polaridade da água e do Iodo?
Determine a massa, em gramas, do íon iodato presente em 1 kg de sal de cozinha.
2.
(Fuvest) A transformação representada pela equação química:
2MnO4 aq
a)
b)
3.
5C2O24
aq
16H
aq
2Mn2
aq
10CO2 g
8H2O
foi efetuada em condições de temperatura e pressão tais que o volume molar do CO2(g) era de 22
–
L/mol. Se x é o número de mols de MnO4 , gastos na reação, e V é o volume, medido em litros, de
CO2(g) gerado pela reação, obtenha
V como função de x;
–
a quantidade, em mols, de MnO4 que serão gastos para produzir 440 L de CO2(g).
(Uftm ) O cloreto de cálcio, por ser um sal higroscópico, absorve umidade com facilidade. Devido a
essa propriedade, é utilizado como agente secante nos laboratórios de química e pode ser preparado a
partir da reação de calcário com ácido clorídrico.
CaCO3 (s)
2 HC (aq)
CaC 2 (aq)
H2O( )
CO2 (g)
A partir do resfriamento da solução aquosa de cloreto de cálcio, resultante da reação apresentada, forma-se
o CaC 2 (s).
a)
b)
Descreva os processos de separação envolvidos na obtenção do sólido CaC 2 .
Calcule a massa de cloreto de cálcio que pode ser obtida a partir da reação de 625 g de calcário
contendo 80 % de pureza de CaCO3 com solução de HC .
4.
(Uff) O bicarbonato de sódio é convertido a carbonato de sódio após calcinação, de acordo com a
reação não balanceada a seguir
NaHCO3
Na2CO3 + CO2 + H2O
A calcinação de uma amostra de bicarbonato de sódio de massa 0,49 g, que contém impurezas, produz um
resíduo de massa 0,32 g. Se as impurezas da amostra não são voláteis à temperatura de calcinação, pede-se:
a) os valores que tornam a equação balanceada;
b) por meio de cálculos, o percentual de bicarbonato na amostra original.
5.
(Ufc 2007) O manganês é um metal de transição com elevada importância na indústria siderúrgica,
sendo utilizado na composição de ligas metálicas para a produção de aço. Na natureza, sua principal
fonte é o minério pirolusita (MnO2), que é empregado para a obtenção de ferromanganês, de acordo
com a seguinte reação:
a)
b)
Quantos elétrons estão envolvidos nessa reação?
Em uma reação com 70 % de rendimento, qual é a massa (em gramas) de ferro que é obtida a partir
de 173,8 g de pirolusita com 20 % de impurezas?
1
6.
(Ueg) O nitrato de cobre pode ser obtido a partir da reação de cobre metálico e ácido nítrico, conforme
a equação abaixo:
3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
De acordo com as informações apresentadas acima, considere que o cobre utilizado na reação apresenta
uma pureza de 100% e, a partir de 635 g desse metal, determine:
a) a massa do sal que será formada.
b) o volume do recipiente, em que deverá ser armazenado todo o NO produzido, de forma que a pressão
exercida pelo gás seja igual a 8,2 atm, a uma temperatura de 300 K.
7.
(Uftm) A Aspirina® C é um medicamento indicado para o alívio sintomático da dor de cabeça, dor
muscular e febre causadas por gripes e resfriados. É apresentada na forma de comprimido
–1
efervescente contendo 400 mg de ácido acetilsalicílico (180 g · mol ), além de ácido ascórbico e
–1
outras substâncias, como bicarbonato de sódio (84 g · mol ) e sacarina sódica.
(http://www4.anvisa.gov.br. Adaptado.)
A reação do ácido acetilsalicílico com bicarbonato de sódio é apresentada na equação.
a)
b)
8.
Calcule a massa aproximada de bicarbonato de sódio necessária para reagir completamente com o
ácido acetilsalicílico presente no comprimido.
Calcule o volume máximo de gás carbônico a 300 K e 1,0 atm que pode ser obtido a partir da reação
de 90 g de ácido acetilsalicílico com excesso de bicarbonato de sódio.
–1
–1
Considere R igual a 0,08 atm · L · K · mol .
(Ufg) A partir de 2014, todos os automóveis nacionais serão obrigatoriamente produzidos com um
dispositivo de segurança denominado air bag. Este dispositivo contém um composto instável,
denominado azida de sódio NaN3 s , que, ao ser ativado, decompõe-se em um curto intervalo de
tempo. Na decomposição, é liberado sódio metálico e nitrogênio molecular (na forma de um gás) que
rapidamente enche o air bag.
a)
b)
Dado: R 0,082 atm L mol 1 K 1
Considerando-se o exposto, escreva a equação química balanceada para a decomposição da azida de sódio.
Calcule a massa de NaN3 s necessária para encher um air bag de 50 L na temperatura de 25 °C e
pressão de 1atm.
9.
(Uerj) A pólvora consiste em uma mistura de substâncias que, em condições adequadas, reagem, com
rendimento de 100 %, segundo a equação química a seguir:
4 KNO3(s) + 7 C(s) + S(s)
3 CO2(g) + 3 CO(g) + 2 N2(g) + K2CO3(s) + K2S(s)
Sob condições normais de temperatura e pressão, e admitindo comportamento ideal para todos os gases,
considere a reação de uma amostra de pólvora contendo 1515 g de KNO 3 com 80 % de pureza. Calcule o
volume total de gases produzidos na reação. Em seguida, nomeie os sais formados.
10. (Ufrj) A Conferência de Kyoto sobre mudanças climáticas, realizada em 1997, estabeleceu metas
globais para a redução da emissão atmosférica de CO2.
A partir daí, várias técnicas para o sequestro do CO 2 presente em emissões gasosas vem sendo
intensamente estudadas.
a) Uma indústria implantou um processo de sequestro de CO 2 através da reação com Mg2SiO4, conforme
a equação representada a seguir:
Mg2SiO4 + 2CO2
b)
2MgCO3 + SiO2
Determine, apresentando seus cálculos, o número de mols do óxido formado quando 4400 g de CO2
são sequestrados.
Essa indústria reduziu sua emissão para 112.000 L de CO 2 por dia nas CNTP.
A meta é emitir menos de 500 kg de CO2 por dia.
Indique se a indústria atingiu a meta. Justifique sua resposta.
2
GABARITO - CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO 1
Resposta da questão 1:
A equação é a seguinte:
a) 54g
b) angular e polar , linear e apolar
3I2
6KOH
5KI KIO3
3H2O
1000 g de sal de cozinha
100%
m
m
0,005%
0,05 g de KIO3
Agora vamos calcular a massa do íon iodato presente e 0,05 g de KIO 3
massa de iodato presente no KIO3
1 mol de KIO3
214 g de KIO3
175 g de IO3
0,05 g
x
x
0,04 g de íons iodato.
Resposta da questão 2:
a) Teremos:
2MnO4 aq
5C2O24
aq
16H
aq
2Mn2
aq
2 mol
x
VCO2
10CO2 g
8H2O
10 22 L
VCO2
110x L
b) Na produção de 440 L de CO2, vem:
2MnO4 aq
5C2O24
aq
16H
aq
2Mn2
2 mol
n
MnO4
10CO2 g
8H2O
10 22 L
440 L
MnO4
n
aq
4 mol
c) Passivação.
Resposta da questão 3:
a) A dissolução do cloreto de cálcio em água é um processo endotérmico, ou seja, absorve calor. Com o
resfriamento da solução, a solubilidade do CaC 2 diminui e ocorre cristalização. Para separar os cristais de
CaC 2 formados deve ser feita uma filtração simples.
b) A partir da equação química, teremos:
CaCO3 (s)
2 HC (aq)
CaC
2 (aq)
100 g
111 g
0,80 625 g
mCaC
mCaC
2
H2O( )
CO2 (g)
2
555 g
Resposta da questão 4:
a) No balanceamento a quantidade de átomos de cada elemento químico deverá ser a mesma dos dois
lados da equação química, logo teremos:
2NaHCO3
1Na2CO3 + 1CO2 + 1H2O
3
b) Como a calcinação produz um resíduo de 0,32 g, podemos calcular a quantidade de CO 2 e H2O liberada:
0,49 g – 0,32 g = 0,17 g.
2NaHCO3
CO2 H2 O
2(84 g)
(44 g 18 g)
m
m
0,17 g
0,46 g de bicarbonato de sódio
100% da amostra
p
p
0,49 g
0,46 g
94 %
Resposta da questão 5:
a) Dez elétrons.
b) Massa de ferro ≈ 125,2 g.
Resposta da questão 6:
-1 -1
Dados: Cu = 63,5; N = 14,0; O = 16,0; R = 0,082 atm.L.mol .K
a) Teremos:
3Cu + 8HNO3
3Cu(NO3 )2 + 2NO + 4H2O
3 63,5 g
3 178,5 g
635 g
mCu(NO3 )2
mCu(NO3 )2
1785 g
b) Teremos:
3Cu + 8HNO3
3Cu(NO3 )2 + 2NO + 4H2O
3 63,5 g
2 mol
635 g
nNO
nNO
6,67 mol
P V n R T
8,2 V 6,67 0,082 300
V 20,01 L
Resposta da questão 7:
a) De acordo com a equação, teremos:
1 mol (C9H8O4 )
1 mol (NaHCO3 )
180 g
84 (NaHCO3 )
400 mg
mNaHCO3
mNaHCO3
187 mg
b) Convertendo a massa de ácido acetilsalicílico para mol, vem:
90 g
m
nC9H8O4
0,50 mol
M 180 g.mol 1
A partir da equação fornecida no enunciado e aplicando a equação de estado dos gases, teremos:
1 mol (ácido acetilsalicílico)
1 mol (CO2 )
0,50 mol (ácido acetilsalicílico)
P V
n R T
1 atm V
VCO2
0,50 mol (CO2 )
0,50 mol 0,08 atm.K.mol 1.K
12 L
4
1
300 K
Resposta da questão 8:
a) Equação química balanceada: 2 NaN3(s)
2 Na(s) + 3N2(g).
b) Cálculo da massa de NaN3 s :
Resposta da questão 9:
537,6 L
Carbonato de potássio e sulfeto de potássio.
Resposta da questão 10:
a) 4400 g de CO2 correspondem a 100 mols, pois a massa molar dessa substância é igual a 44 g/mol.
Como 2 mols de CO2 são necessários para produzir 1 mol de SiO2, formam-se 50 mols de SiO2.
b) Uma emissão de 112.000 L de CO2 por dia, nas CNTP, corresponde a (112000L/dia)/(22,4L/mol) = 5000
mols/dia.
Logo, a emissão é de (5000 mol/dia)×(44 g/mol) = 220000 g/dia = 220 kg/dia. Portanto, a emissão é menor
do que 500 kg/dia, o que significa que a indústria atingiu a sua meta.
1.
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO 2: REAÇÕES CONSECUTIVAS E REAGENTE EM EXCESSO
(Uerj) O cobre metálico é obtido a partir do sulfeto de cobre I em duas etapas subsequentes,
representadas pelas seguintes equações químicas:
Etapa 1: 2Cu2S
Etapa 2: Cu2O s
s
3O2 g
Cs
2Cu2O s
2Cu s
2SO2 g
CO g
Em uma unidade industrial, 477 kg de Cu2S reagiram com 100% de rendimento em cada
uma das etapas.
Nomeie os dois gases formados nesse processo. Em seguida, calcule o volume, em litros, de cada um
desses gases, admitindo comportamento ideal e condições normais de temperatura e pressão.
2.
(Uftm) O titânio, à temperatura ambiente, tem estrutura cristalina hexagonal compacta (figura 1),
chamada de fase alfa, a qual é estável até 882 C; acima dessa temperatura, a estrutura muda para
cúbica de corpo centrado (figura 2), chamada de fase beta. O titânio não é tóxico, mas, apesar de
fisiologicamente inerte, o pó é carcinogênico. Outra consequência importante da sua atoxidade é a
utilização desse metal e suas ligas como biomaterial, devido à excelente resistência à corrosão e alta
biocompatibilidade.
(Química Nova On-line, vol. 30, n.º 2, 2007. Adaptado.)
Na indústria, o titânio é obtido pelo processo Kroll, a partir do minério ilmenita FeTiO3 , processo
representado pelas equações:
2FeTiO3
TiC
a)
b)
c)
4
7C
2Mg
2
Ti
6C
2TiC
2MgC
4
2FeC
3
6CO
2
Indique o nome do fenômeno que ocorre com o titânio por apresentar diferentes estruturas (figuras 1 e
2), bastante comum em diversos outros elementos na natureza. Compare as diferenças nas
propriedades do titânio e de seu minério quanto à condutividade térmica.
Considerando o rendimento da reação como 100%, calcule a massa aproximada de titânio que pode
ser obtida a partir de 760 kg de ilmenita.
Dê o nome da propriedade de autoproteção do Titânio contra a corrosão.
5
3.
(Ufc) O ácido fosfórico, H3PO4, pode ser produzido a partir da reação entre a fluoroapatita, Ca 5(PO4)3F,
e o ácido sulfúrico, H2SO4, de acordo com a seguinte equação química:
Ca5(PO4)3F (s) + 5 H2SO4 (ℓ)
3 H3PO4 (ℓ) + 5 CaSO4 (s) + HF (g)
Considere a reação completa entre 50,45 g de fluoroapatita com 98,12 g de ácido sulfúrico.
a) Qual é o reagente limitante da reação?
b) Determine a quantidade máxima de ácido fosfórico produzida.
4.
(Ufrrj) Uma indústria precisa determinar a pureza de uma amostra de hidróxido de sódio (NaOH).
Sabendo que 4,0 g da amostra foram neutralizados com 40 mL de ácido clorídrico 2 mol/L e que as
impurezas presentes na amostra não reagem com o ácido clorídrico, calcule a porcentagem de
pureza da base.
5.
(Uerj) A análise elementar de 2,8 g de uma substância orgânica desconhecida, no estado gasoso e
com comportamento ideal, produziu 8,8 g de dióxido de carbono e 3,6 g de água pela reação de
combustão completa. A massa dessa substância orgânica, a 1 atm e 27 °C, ocupa o volume de 1,2 L.
Sabendo-se que essa substância apresenta isômeros espaciais, determine sua fórmula molecular e
escreva as estruturas dos estereoisômeros correspondentes.
Dado: R
6.
0,08 atm.L.mol 1.K 1 .
(Ufg) A Teoria do Flogístico afirmava que a massa de resíduos, após uma combustão, seria menor do
que a massa inicial. Entretanto, não explicava o fato de que a oxidação dos metais produzia resíduos
com massa maior que a inicial. Lavoisier resolveu essa questão com a formulação da Lei de
Conservação das Massas.
Considerando o exposto,
a) explique como a Lei de Conservação das Massas resolveu o problema que a Teoria do Flogístico não
conseguiu resolver em relação à massa residual;
b) escreva as equações químicas balanceadas da combustão do carbono e do magnésio.
7.
(Pucrj) Uma das reações mais comuns é a de neutralização de um ácido inorgânico forte. Por exemplo,
uma solução aquosa de ácido clorídrico é neutralizada por carbonato de sódio conforme mostrado na
equação abaixo:
Dado: M(Na2CO3) = 106 g/mol
HC
(aq)
Na2CO3(s)
Produtos
Considerando essa reação, seus reagentes e produtos, faça o que se pede.
a) Antes de ser dissolvido em água, o ácido clorídrico é um gás corrosivo. Escreva o tipo de ligação que
existe entre os átomos dos elementos H e C no HC gasoso.
b) Considerando excesso de HC e a reação completa com o carbonato de sódio, calcule a quantidade
de matéria, em mol, do produto gasoso produzido a partir de 5,3 g do sal.
8.
(Ufop) O hidrogênio, por ser mais leve que o ar, foi muito usado no passado para encher balões
dirigíveis. Em 1937, um desses balões movidos a gás hidrogênio, o Hindenburg, explodiu, provocando
um incêndio de grandes proporções. O acidente pôs fim a esse curioso meio de transporte. A produção
de hidrogênio pode ser realizada a partir do metano com vapor de água segundo a seguinte reação
não balanceada:
CH4(g) + H2O(g)
a)
b)
CO2(g) + H2(g)
Qual a massa de CH4, em Kg, consumida nesse processo para produzir um volume de gás hidrogênio
3
nas CNTP capaz de encher um balão dirigível de 560 m ?
Considerando os gases que participam da obtenção do hidrogênio, complete o seguinte quadro:
Molécula
CH4
H2O
CO2
Estrutura de Lewis
Geometria molecular
6
Polaridade
9.
(Ufes) Por ser o gás mais leve (menos denso) que existe, o hidrogênio foi usado nos primeiros
dirigíveis. Santos-Dumont utilizava, em seus dirigíveis, o hidrogênio gasoso produzido a partir de ácido
sulfúrico e limalha de ferro.
c)
Escreva a equação balanceada da reação química utilizada por Santos-Dumont para produzir o
hidrogênio gasoso.
Para cada 231 gramas de ferro puro que reage com o ácido sulfúrico, formam-se 100 litros de
hidrogênio (H2), nas condições normais de temperatura e pressão. Sabendo que a limalha de ferro
possui 84 % de pureza, em peso, calcule a massa, em gramas, de limalha de ferro necessária para
3
produzir 20 metros cúbicos (1 m = 1000 L) de hidrogênio (H2).
O hidrogênio (H2) também pode ser obtido pela passagem de vapor d'água sobre ferro aquecido, que
se transforma em Fe3O4. Esse óxido pode posteriormente ser reduzido pelo monóxido de carbono,
proporcionando a recuperação do ferro. Calcule a massa, em gramas, necessária de monóxido de
carbono para efetuar essa recuperação, após terem sido obtidos 1,0 kg de hidrogênio.
d)
e)
10. (Ufu) O ácido sulfúrico, importante reagente químico produzido e consumido pelas indústrias químicas
em todo o mundo, muitas vezes é empregado com indicativo de crescimento dos países. O processo
industrial para obtenção do ácido sulfúrico envolve reações de oxi-redução a partir da matériaprima: o enxofre.
Pede-se:
a) escreva as três reações que mostram a obtenção do ácido sulfúrico.
b) explique por que esse ácido, quando comercializado, não é 100% puro.
c) calcule a massa aproximada de enxofre puro que deve ser utilizada para produzir um
quilograma do ácido.
GABARITO: CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO 2.
Resposta da questão 1:
Para a resolução do problema, podemos montar a equação global do processo.
Nesse procedimento, vamos somar as duas equações da seguinte forma:
Etapa 1
2Cu2S s
3O2 g
Etapa 2 (x2) 2Cu2O s
Equação Global 2Cu2S s
2C s
2Cu2O s
4Cu s
3O2 g
2C s
2SO2 g
2CO g
2SO2 g
Cu s
2CO g
Os dois gases formados pelo processo são o monóxido de carbono (CO) e o dióxido de enxofre (SO 2).
Cálculo do volume de cada um dos gases na CNTP:
Lembrar que, nessas condições, o volume molar dos gases é de 22,4 L/mol.
Como os dois gases são produzidos na proporção de 1:1, podemos afirmar que o volume produzido pelos
dois é igual.
2 mols de Cu2S
2 mols de CO CNTP
318g de Cu2S
44,8L de CO
477.000 g
V
V
67.200 L. de CO produzido.
Assim, podemos dizer que o volume de SO2 produzido também foi de 67.200 L.
Resposta da questão 2:
a) O nome do fenômeno que ocorre com o titânio é alotropia.
O titânio metálico é considerado um bom condutor térmico, pois a ligação presente no retículo cristalino é
metálica. Nesse caso, existem elétrons livres.
O minério de urânio é um péssimo condutor de eletricidade, pois apresenta ligação iônica e, nesse caso, os
íons ficam presos no retículo.
b) Somando a primeira equação com a segunda multiplicada por dois, teremos:
7
2FeTiO3
7C 2
2TiC 4 4Mg
2FeTiO3 7C 2
6C
2Ti
2TiC 4
2FeC 3
6C
4MgC 2
4Mg
2FeC 3
6C
4Mg
6CO
6CO2 2Ti
4MgC 2
Então,
2FeTiO3
7C
2
2FeC
3
2 152 g
760 kg
mTi
6CO2
2Ti
4MgC
2
2 48 g 100 %
mTi
240 kg
Resposta da questão 3:
a) A fluoroapatita (Ca5(PO4)3F) é o reagente limitante da reação.
b) 29,41 g H3PO4.
Resposta da questão 4:
80 %.
Resposta da questão 5:
Teremos:
CxHy : substância orgânica
P V
n R T
273 300 K; R 0,08 atm.L.mol 1.K
2,8
1 1,2
0,08 300
M
M 56 g
2x y
1CxH2y
O2
xCO2
yH2O
2
56 g
44x g
18y g
2,8 g
8,8 g
3,6 g
T
27
56 g
2,8 g
56 g
2,8 g
44x g
8,8 g
18y g
3,6 g
x
4
y
4
CxH2y
1
C4H8 (fórmula molecular)
Estereoisômeros correspondentes:
Resposta da questão 6:
a) As experiências de Lavoisier foram feitas em sistemas fechados, ou seja, a soma das massas iniciais dos
reagentes corresponde à soma das massas finais dos produtos.
b) Teremos:
C(s) O2 (g)
2Mg(s) O2 (g)
CO2 (g) (combustão completa)
2MgO(s)
P V=n R T
1 50= nN2 0,082 298
nN2
2,046 mol
NaN3(s)
2 Na(s) + 3N2(g)
2 65 g
mNaN3(s)
mNaN3(s)
3 mol
2,046 mol
88,66 g
8
Resposta da questão 7:
a) Ligação covalente polar.
b) Teremos:
2HC
Na2CO3
106 g
5,3 g
nCO2
H2O CO2 2NaC
1 mol
nCO2
0,05 mol
Resposta da questão 8:
a) Balanceando a equação, teremos:
1CH4(g) + 2H2O(g)
1CO2(g) + 2H2(g)
16 g ------------------------------- 2 x 22,4 L
mCH4
3
------------------------------ 560 x 10 L
mCH4 = 200 x 103 g = 200 kg.
b) Teremos:
Molécula
Estrutura de Lewis
Geometria molecular
Polaridade
CH4
Tetraédrica
Apolar
H2O
Angular ou em V
Polar
CO2
Linear
Apolar
Resposta da questão 9:
a) Fe(s) + H2SO4(aq)
FeSO4(aq) + H2(g).
b) 55.000 g de limalha de ferro.
c) 14.000 g de CO.
Resposta da questão 10:
a) S + O2
SO2
SO2 + 0,5 O2
SO3
SO3 + H2O
H2SO4
b) O ácido sulfúrico é higroscópico, ou seja, absorve água, logo não é 100 % puro.
c) A reação global do processo é dada por:
S + 1,5 O2 + H2O
H2SO4
32 g ------------------------ 98 g
m(S) ------------------------ 1 kg
m(S) = 0,3265 kg ou 326,5 g.
EQUILÍBRIO MOLECULAR
1. (MACKENZIE) Seja a reação:
2 NaHCO3(s) ⇄ Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g)
a)
b)
Qual é a expressão de Kp?
Qual o valor de Kp quando no equilíbrio a pressão de cada gás é de 2atm.
2.
(UNESP) Considere a reação reversível representada pela equação: A + B ⇄ 2 C
Quando o equilíbrio é atingido, as concentrações de A e de B são iguais a 2 mols por litro e a de C, 3
mols por litro.
Calcule a constante de equilíbrio da reação.
Esboce um gráfico concentração x tempo para a reação.
A altas temperaturas, N2 reage com O2 produzindo NO, um poluente atmosférico: N2(g) + O2(g) ⇄ 2 NO
-4
À temperatura de 2000 Kelvins, a constante do equilíbrio acima é igual a 4,0 x 10 . Nesta temperatura,
-3
-3
se as concentrações de equilíbrio de N2 e O2 forem, respectivamente, 4,0 x 10 e 1,0 x 10 mol/L, qual
será a de NO?
a)
b)
c)
9
3.
a)
b)
O tetróxido de Nitrogênio é usado como propelente de foguetes, formando misturas hipergólicas (de
auto-ignição), com hidrazina e seus compostos. Usado para essa finalidade, ele é conhecido
simplesmente como: tetróxido de dinitrogênio, e a sigla NTO e pode ser obtido pelo NO2.
A 127°C, em um recipiente de 500 mL encontram-se, em equilíbrio, 0,46 g de NO2 e 1,84 g de N2O4.
Escreva a fórmula estrutural dos compostos do recipiente citado e nome oficial DO NO 2.
Calcular as constantes de equilíbrio Kc e Kp da reação
2 NO2(g) ⇄ N2O4(g)
-2
Dados: Massas molares: NO2 = 46 g/mol; N2O4 = 92 g/mol R = 8,2 x 10 atm.L.K-1.mol-1.
4.
Pentacloreto de fósforo é o composto químico com a fórmula PCl5. É um dos mais importantes cloretos
de fósforo, outros sendo o PCl3 e POCl3. PCl5 encontra uso como um reagente de cloração. É um
sólido incolor, sensível à água, embora amostras comerciais possam ser amareladas e contaminadas
com cloreto de hidrogênio.
Para a reação PCℓ5(g) ⇄ PCℓ3(g) + Cℓ2(g), Kc = 1,77, a 250°C. Um recipiente de 4,5 litros contém 2,57
mol de PCℓ5, 6,39 mol de PCℓ3 e 3,20 mol de Cℓ2, a 250°C. O sistema está em equilíbrio?
5.
A uma dada temperatura, 2 mol de H2 e 1,5 mol de I2 foram colocados em um balão de 10 litros.
Estabelecido o equilíbrio H2(g) + I2(g) ⇄ 2 HI(g), encontra-se no balão 1 mol de HI. Calcular a
constante de equilíbrio Kc do sistema.
6.
Na precipitação de chuva ácida, um dos ácidos responsáveis pela acidez é o sulfúrico. Um equilíbrio
envolvido na formação desse ácido na água da chuva está representado pela equação:
2 SO2(g) + O2(g) ⇄ 2 SO3(g)
Calcular o valor da constante de equilíbrio Kc nas condições em que reagindo-se 6 mol/L de
mol/L de O2, obtêm-se 4 mol/l de SO3 quando o sistema atinge o equilíbrio.
SO2
com 5
-2
7.
A 458°C, o equilíbrio 2 HI(g) ⇄ H2(g) + I2(g) apresenta Kc= = 2,0 x 10 . Numa experiência realizada
naquela temperatura, 1,0 mol de HI é colocado num recipiente de 5,0 litros. Quais são as
concentrações molares de HI, I2 e H2 depois de estabelecido o equilíbrio?
8.
Em um recipiente de 1 litro, colocou-se 1,0 mol de PCℓ5. Supondo o equilíbrio PCℓ5(g) ⇄ PCℓ3(g) +
Cℓ2(g) em temperatura tal que o PCℓ5 esteja 80% dissociado, calcular a constante de equilíbrio Kc.
9.
O ácido iodídrico não é HI, é o produto da reação deste composto com a água. A solução
comercializada forma um azeótropo, sendo o ponto de ebulição 127 °C a 57% de HI e 43% de água. O
ácido iodídrico é um dos mais fortes dos ácidos halogênios comuns, apesar de
eletronegatividade do iodo ser menor que a dos halogênios comuns.
O quê é uma mistura azeotrópica?
Sob determinadas condições, 1 mol de HI gasoso encontra-se 20% dissociado em H2 e I2 segundo a
equação de reação: 2 HI(g) ⇄ H2(g) + I2(g). Calcule a constante de equilíbrio Kc da reação.
a)
b)
10. Se 3,4 g de NH3(g) são aquecidos a 727 °C num recipiente indeformável de 0,82 L de capacidade.
Estabelecido o equilíbrio, verifica-se que pressão total no sistema é igual a 21,2 atm. Calcule a
porcentagem de dissociação térmica do NH3(g), nas condições acima. Equação de dissociação:
2 NH3(g) ⇄ N2(g) + 3 H2(g)
R = 0,082 atm.L.K-1.mol-1
10
EQUILÍBRIO MOLECULAR – GABARITO
RESPOSTA DA QUESTÃO 1:
a) Como a Kp só é usada para gases, sua
expressão será
RESPOSTA DA QUESTÃO 3:
a) Dióxido de Nitrogênio ou Anidrido NítricoNitroso.
O=N→O
Kp = PH2O . P CO2
b) 4 atm
2
RESPOSTA DA QUESTÃO 2:
a)
b) Kc = 100
b)
Kp = 3,05
RESPOSTA DA QUESTÃO 4:
Sim. Pois Qc = Kc
Leve em conta:
RESPOSTA DA QUESTÃO 5:
-1
Kc = 6,6 x 10
RESPOSTA DA QUESTÃO 6:
Kc = 1,33
RESPOSTA DA QUESTÃO 7:
-2
-1
[H2] = [I2] = 2,2 x 10 ; [HI] = 1,56 x 10
c)
RESPOSTA DA QUESTÃO 8:
Kc = 3,2
RESPOSTA DA QUESTÃO 9:
a) Mistura com ponto ebulição constante.
b) Kc= 2,7
RESPOSTA DA QUESTÃO 10:
6%
EQUILÍBRIO MOLECULAR – DESLOCAMENTO DO EQUÍLIBRIO
1.
a)
b)
c)
2.
(UFES)-Considere a reação 2 Cℓ2(g) + 2 H2O(g) ⇄ 4 HCℓ (g) + O2(g) ΔH = + 113 kJ.
Admita que o sistema está em equilíbrio. O que ocorrerá ao número de mols de H 2O no recipiente se:
for adicionado O2(g).
d) o volume do recipiente for diminuído.
for adicionado Cℓ2(g).
e) a temperatura for diminuída.
for retirado HCℓ (g).
Os apreciadores de corrida de carros devem conhecer bem este composto (Monóxido de dinitrogênio
(N2O), não pelo nome, mas pelos efeitos que ele causa nos motores automobilísticos. Também
conhecido por óxido nitroso, pode ser utilizado em motores de combustão interna com o objetivo de se
obter um aumento de potência. É popularmente conhecido no meio automobilístico como NOS (Nitrous
Oxide Sistem) ou simplesmente nitro. Ela tem como objetivo elevar a massa de oxigênio injetada e
provocar diminuição da temperatura, o que permite maior entrada de combustível. O oxigênio é o
principal comburente, é o elemento que se associa quimicamente ao combustível, fazendo-o entrar em
combustão. Quanto maior o volume de comburente maior será a queima e consequente aumento
de energia. O aumento da massa de comburente para a queima permite maior injeção de combustível,
já que a potência do motor está relacionada com a quantidade de calor gerada na reação de
combustão. A maior injeção de combustível acarreta no aumento da pressão e temperatura interna dos
cilindros. Para controlar este aquecimento, o nitrogênio entra em ação resfriando os cilindros, ou seja,
ele funciona como agente regulador e complementa o acréscimo de potência. Como ocorre uma
significativa diminuição da temperatura interna dos cilindros, o procedimento ocorre com maior
segurança e melhores possibilidades para o aumento da potência do motor.
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11
Dada a reação em equilíbrio:
N2(g) + O2(g) ⇄ 2 NO(g) ΔH = − 43,2 kcal
Determine o que ocorre com esse equilíbrio se:
a) for adicionado N2(g).
b) for retirado NO(g).
c) for aumentada a temperatura.
d) for aumentada a pressão.
3.
(FUVEST)- Para o equilíbrio 2 SO3(g) ⇄ 2 SO2(g) + O2(g) o valor da constante de equilíbrio Kc é 4,8 x
-3
10 a 700°C. Se, no recipiente, as concentrações das três substâncias acima são: [SO 3] = 0,60 mol/L,
[SO2] = = 0,15 mol/L e [O2] = 0,025 mol/L, de que maneira estas concentrações mudarão, à medida que
o sistema se aproxima do equilíbrio, se a temperatura for mantida a 700°C?
4.
A obtenção do ferro metálico nas usinas siderúrgicas, a partir da hematita, envolve o equilíbrio
Fe2O3(s) + 3 CO(g) ⇄ 2 Fe(s) + 3 CO2(g) a) Escreva a expressão da constante de equilíbrio dessa
3
reação em função das concentrações. b) Sabendo-se que o valor de Kc = 1,33 x 10 , sob determinada
temperatura T, indique as substâncias predominantes no equilíbrio nessa temperatura. c) Pode-se dizer
que a adição de um catalisador aumenta o valor da constante de equilíbrio porque aumenta a
velocidade da reação direta? Justifique.
5.
A reação para a formação do NOCℓ(g): 2 NO(g) + Cℓ 2(g) ⇄ 2 NOCℓ(g) foi estudada a 25°C. Nesta
temperatura, e a partir de determinadas condições iniciais, as pressões encontradas no equilíbrio
NOCℓ
NO
-2
-1
foram: p
= 1,2 atm; p = 5,0 x 10 atm; e pCℓ2 = 3,0 x 10 atm. a) Calcule o valor de Kp para essa
reação a 25 °C. b) Utilizando o resultado do item “a”, calcule o Kc para essa reação. (R = 0,082
-1
-1
atm.L.K .mol )
6.
O equilíbrio entre a hemoglobina, Hm, o monóxido de carbono, CO(g), e o oxigênio, O 2(g), pode ser
representado pela equação:
Hm·O2(aq) + CO(g) ⇄ Hm·CO(aq) + O2(g)
Sendo que a constante equilíbrio, Kc = 210. Estima-se que os pulmões de um fumante sejam expostos
-6
a uma concentração de monóxido de carbono, CO(g), igual a 2,2 x 10 mol/L e de oxigênio, O2(g),
-3
igual a 8,8 x 10 mol/L. Nesse caso, qual a razão entre a concentração de hemoglobina ligada ao
monóxido de carbono, [Hm·CO], e a concentração de hemoglobina ligado ao oxigênio, [Hm·O 2]?
7.
Os catalisadores usados em automóveis visam diminuir a liberação de gases tóxicos para a atmosfera,
provenientes da queima incompleta do combustível, dentre eles os óxidos de nitrogênio, NOx(g), e o
monóxido de carbono, CO(g). Uma das reações que ocorre nos catalisadores é:
2 CO(g) + 2 NO(g) ⇄ 2 CO2(g) + N2(g) ΔH < 0,
que, embora seja espontânea, é muito lenta. Para acelerar a reação, a mistura gasosa passa por
condutores de cerâmica impregnados de óxido de alumínio, Al2O3(s), e uma liga de paládio e ródio. Em
relação a esta reação em equilíbrio, responda os itens abaixo.
-1
Dado: R = 0,082 atm.L.K-1.mol
a)
b)
c)
d)
8.
a)
b)
Em um recipiente de 10 L a 27 °C foram colocados, inicialmente, 5 mol de CO(g) e 2 mol de NO(g). O
equilíbrio foi estabelecido quando 90% de NO(g) reagiu. Qual a pressão parcial de cada gás no sistema
em equilíbrio químico?
Calcule a constante de equilíbrio em função das pressões parciais.
Calcule a constante de equilíbrio em função das concentrações molares.
Em que sentido o equilíbrio químico se desloca quando a temperatura aumenta?
Considere o equilíbrio, em fase gasosa: CO(g) + H 2O(g) ⇄ CO2(g) + H2(g) cuja constante Kc, à
temperatura de 430 °C, é igual a 4. Em um frasco de 1,0 L, mantido a 430°C, foram misturados 1,0 mol
de CO, 1,0 mol de H2O, 3,0 mol de CO2 e 3,0 mol de H2. Esperou-se até o equilíbrio se atingido.
Em qual sentido, no de formar mais CO ou de consumi-lo, a rapidez da reação é maior, até se igualar
no equilíbrio? Justifique.
Calcule as concentrações de equilíbrio de cada uma das espécies envolvidas.
12
9.
a)
b)
O processo industrial Haber-Bosch de obtenção da amônia se baseia no equilíbrio químico expresso
pela equação: N2(g) + 3 H2(g) ⇄ 2 NH3(g). Nas temperaturas de 25 °C e de 450 °C, as constantes de
8
equilíbrio Kp são 3,5 x 10 e 0,16, respectivamente.
Com base nos seus conhecimentos sobre equilíbrio e nos dados fornecidos, quais seriam,
teoricamente, as condições de pressão e temperatura que favoreceriam a formação de NH 3? Justifique
sua resposta.
Na prática, a reação é efetuada nas seguintes condições: pressão entre 300 e 400 atmosferas,
temperatura de 450 °C e emprego de ferro metálico como catalisador. Justifique por que essas
condições são utilizadas industrialmente para a síntese de NH 3.
10. Uma solução do ácido fraco HCℓO foi analisada, verificando-se, no equilíbrio, a existência das
-4
-4
seguintes concentrações molares: [HCℓO] = 1,00 mol/L [H+ ] = 1,78 x 10 mol/L [CℓO- ] = 1,78 x 10
mol/L. Calcular a constantes de ionização, Ka, do HCℓO e verificar se será o mesmo após a adição de
mais reagente e aumento de temperatura.
EQUILÍBRIO MOLECULAR – DESLOCAMENTO DO EQUÍLIBRIO:GABARITO
RESPOSTA DA QUESTÃO 1:
a) aumenta;
b) diminui;
c) diminui;
d) aumenta;
e) aumenta
RESPOSTA DA QUESTÃO 2:
a) deslocamento para a direita
b) deslocamento para a direita
c) deslocamento para a esquerda
d) não sofre deslocamento
RESPOSTA DA QUESTÃO 3:
Aumentam [SO2] e [O2]. Diminui [SO3]
RESPOSTA DA QUESTÃO 4:
a) Kc = [CO2] 3 /[CO]3
b) Fe(s) e CO2(g)
c) Não. O catalisador não altera o estado de equilíbrio
RESPOSTA DA QUESTÃO 5:
a) 1920 atm-1 b) 46917,12 L.mol-1
RESPOSTA DA QUESTÃO 6:
52,5 x 10-3
RESPOSTA DA QUESTÃO 7:
a) pCO = 7,872 atm; pNO = 0,492 atm; pCO2 = 4,428 atm; pN2 = 2,214 atm
b) Kp = 2,894 atm-1
c) Kc = 71,19 L.mol-1
d) deslocamento para a esquerda
RESPOSTA DA QUESTÃO 8:
a) Devido às quantidades dadas, a reação irá caminhar mais rapidamente para a esquerda, no início, a fim
de alcançar o equilíbrio.
b) [CO]=[H2O] = 4/3 mol e [CO2]=[H2] = 8/3 mol
RESPOSTA DA QUESTÃO 9:
a) Temperaturas baixas e pressões elevadas.
b) A temperatura é elevada para aumentar a velocidade da reação e para vencer a energia de ativação. A
pressão é elevada para deslocar o equilíbrio no sentido de formação de NH3. O catalisador é usado para
diminuir a energia de ativação da reação.
RESPOSTA DA QUESTÃO 10:
Kc = 3,17 x 10-8
Kc1 = Kc2 adição de reagente e Kc1>Kc2 com aumento de temperatura(exotérmico).
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