Química III - Sistema de Ensino Futuro

Química III
9.
10. v = K[N]2
Questões de Aplicação
Trabalhando o ENEM
a) v = k [H2] [C 2]
Ordem da reação em relação a [H2]
Ordem da reação em relação a [C 2]
Ordem global da reação
ordem 1.
1. A
A etapa determinante da velocidade da reação é a etapa
lenta.Portanto, etapa II.
ordem 1.
ordem 2.
V = K [NH2Cl] [NH3]
b) v = k [PC 5]
Ordem da reação em relação a [PC 5]
Ordem global da reação
ordem 1.
2. D
v1 = k [N2][O2]2
ordem 1.
v2 = k [1/2 N2][2 O2]2
c) v = k [SO2]2[O2]
2.
Ordem da reação em relação a [SO2]
Ordem da reação em relação a [O2]
Ordem global da reação
ordem 2.
ordem 1.
v2 = 2 v1
3. D
A etapa determinante da velocidade da reação é a etapa
lenta.
ordem 3.
Velocidade inicial: v = k [N2] [H2]3
v1 = k[NO]2[H2]
Dobrando-se a concentração molar dos reagentes:
v2 = k[2 NO]2[2 H2]
v = k [2N2] [2H2]3
v2 = 8 V1
Logo, tem-se:
4. A
v = 16 k [N2] [H2]3
v = k • [A]α • [B]β
Assim, a velocidade inicial será multiplicada por 16.
[A]α  [2]α = 4  α = 2
3.H2O2(g)
5. E
4 mol ----------------------- m
v = k • [A]x
a) Repare que a etapa lenta será a determinante de sua
velocidade.
[A]x  [2]x = 4  x = 2
Logo, a expressão cinética será dada por:
V = k . [HBr] . [O2]
b) Equação global da oxidação do brometo de
hidrogênio:
5.
[B]β  [2]β = 2  β = 1
2 H2O(g) + O2(g)
2 mol ----------------------- 32 g
4.
Reagente Y = reação de 1ª ordem
b) A velocidade da reação aumenta 18 vezes.
Módulo 13
1.
a) Reagente X = reação de 2ª ordem
2 Br2 + 2 H2O
4 HBr + O2
32 g -------------- 2 mols
3,2 g --------------
x = 0,2 mols de Br2
x
v = k • [A]2, portanto 2ª ordem
Módulo 14
Questões de Aplicação
1. Kc =
a) v = k [H2] [IC ]
Substituindo-se os valores fornecidos no exercício:
[0, 60]2
Kc =
[0, 20][0, 20]3
b)no. de mols de HC = 3
6.
Reduzir o volume à metade é o mesmo que dobrar a
concentração molar dos reagentes. Logo, a velocidade
quadruplicará.
7.
E. V = K. [H2] [NO]
8.
Repare que a etapa lenta será a determinante de sua
velocidade.
2
Logo, a expressão cinética será dada por II.
[ XY3 ]2
[ X 2 ][ Y2 ]3
2.
Kc = 225
[pNO]2
Kp =
[pN2 ][pO2 ]
Kp =
Trabalhando o ENEM
[0, 1]2
[0, 2][0, 01]
1. C
KC = [T]³.[Z]²
Kp = 5
3.
Kc =
[X]².[Y]
[NO]2
[N2 ][O2 ]
I: KC = [3]³.[5]² = 3
[5]².[9]
Substituindo-se os valores fornecidos no exercício:
[NO]2
4, 0 x 10−4 =
[4, 0 x 10−4 ][1, 0 x 10 −1 ]
II: KC = [1]³.[2]² = 1,3 (não atingiu o equilíbrio)
[1]².[3]
III: KC = [2]³.[3]² = 3
Assim, [NO] = 4,0 x 10­–5 mol/L.
4.
ácido
[2]².[6]
+ álcool
Éster
+ Água
Início
1 mol/L
1 mol/L
0
0
Reagem
x mol/L
x mol/L
x mol/L
x mol/L
Equilíbrio
1 - x mol/L 1 - x mol/L x mol/L
x mol/L
[ X ][ X ]
[ X ][ X ]
2
Kc =
⇒4=
⇒x =
[1 − x ][1 −x ]
[1 − x ][1 −x ]
3
IV: KC = [0,9]³.[4]² = 1,62 (não atingiu o equilíbrio)
[2]².[1,8]
V: KC = [4]³.[6]² = 3
[8]².[12]
2. C
[H2] = 6/5 = 1,2 mol/L
[HCN]2
[0, 1]2
⇒ Kc =
5. Kc =
[N2 ][C 2H2 ]
[2][1]
[N2] = 2/5 = 0,4 mol/L
[NH3] = 4/5 = 0,8
KC = [H2]³[N2]/[NH3]²
Kc = 0,005
6.
Observe que nos produtos existem 2 mols de substâncias
no estado gasoso e que, nos reagentes nenhuma substância está no estado gasoso. Logo, tem-se:
n=2–0=2
KC = [1,2]³[0,4]/[0,8]
KC = 1,08
3. A
Kc =
Assim: (RT)2
7.
8.
O sistema que apresentará Kc = Kp será o que apresenta
n = zero. Logo, a equação será:
H2(g) + I2(g) 2 HI(g)
[B]2
[3]2
⇒ Kc =
⇒ Kc = 1, 80
Kc =
[A]
[5]
KC = [Produtos]/[Reagentes]
2 NO2(g) « 2 NO( g ) + O2(g)
4. A
KC = [CO2]2 / [CO]2[O2]
112
m
9.Início: N2 =
⇒ N2 =
⇒ N2 = 4 mol
28
mol
Início: O2 =
N2(g)
Início
4 mol
[CO2] = 64 . 10–2
+ O2(g)
Reagem x
0
x
2x
ensino MÉDIO 3.a SÉRIE
42
2/2=1mol/L
[CO2] = 0,8 mol . L–1
5. D
O ponto t1, no gráfico, indica uma situação anterior ao
equilíbrio, pois a velocidade da reação direta está diminuindo e a velocidade da reação inversa está aumentando.
2 NO(g) 4
Equilíbrio
2mol2mol4mol
4/2 = 2mol/L
10. M = n/V .: M = 1,5/2
0,75 mol/L
N2O4(g) 2 NO2(g)
10–2 = [CO2]2 / 64
[CO2]2 = 64 . 10–2
m
120
Equilíbrio: NO =
⇒ NO =
⇒ NO = 4 mol
mol
30
[ ] = n/v
10–2 = [CO2]2 / [4]2[4]
m
mol
[NO]2 .[O2 ]
[NO2 ]2
Início
0,75 mol/L
0
Reagem
0,03 mol/L
0,06 mol/L
Equilíbrio 0,72 mol/L 0,06mol/L
[NO2 ]2
[0, 06]2
⇒ Kc =
⇒ Kc = 5 x 10−3
Kc =
[N2O4 ]
[0,72]
Módulo 15
Questões de Aplicação
1.
A cerveja que se encontra a 25°C. Como o processo
de transformação de CO2(aq) em CO2(g) é endotérmico,
quanto maior a temperatura, maior será a quantidade de
gás liberado (espuma).
2.
I. A adição de N2O4(g) causará deslocamento da posição
de equilíbrio para a direita. A quantidade de NO2(g) irá
aumentar.
II. Quando a pressão no sistema diminui, o sistema responde produzindo mais moléculas do gás, o que faz
a pressão aumentar, no sentido de reagir à variação.
Uma vez que mais moléculas estão sendo formadas
se N2O4(g) está se decompondo, a quantidade de NO2,
no equilíbrio, irá aumentar.
III. Sendo a reação endotérmica, pode-se escrever
da seguinte maneira, onde o calor aparece como
reagente:
Calor + N2O4(g)
Uma vez que o aumento da temperatura é acompanhado por adição de calor, o sistema irá responde
absorvendo calor - isto significa que o equilíbrio se
deslocará para a direita. Deve-se notar, entretanto,
que quando o equilíbrio se restabelece, existirá mais
NO‚ presente.
Trabalhando o ENEM
1. B
O aumento da pressão desloca o equilíbrio do sistema no
sentido de reduzir o volume total, ou seja, para a direita
(4 volumes contra 2 volumes na esquerda).
2.
De acordo com a reação de desmineralização representada na questão, o indivíduo que ingere diariamente
refrigerantes poderá apresentar problema dentário, tendo
em vista a acidez (concentração elevada de H+) que consumirá as hidroxilas (OH-) produzindo água e deslocando
o equilíbrio para a direita na reação apresentada.
2 NO2(g)
3. B
Considerando a equação química fornecida, temos:
IV. Um catalisador não tem efeito sobre o equilíbrio
químico. O catalisador afeta a velocidade da reação,
fazendo com que as reações alcancem o equilíbrio
mais rapidamente. Assim, a quantidade de NO2, no
equilíbrio, não sofrerá alterações.
3.
4.
Calor + N2O4(g)
1 mol
- A reação no sentido dos reagentes é exotérmica.
- A pressão não desloca esse equilíbrio, pois, nos dois
membros da equação, a quantidade em mols é igual.
- Aumentando a temperatura, o equilíbrio desloca-se no sentido dos produtos (reação endotérmica),
portanto favorece a produção do Fe(s).
4. E
A hidróxido de sódio aumentará a concentração de
reagentes, a saber,
OH–(aq) deslocando o equilíbrio em direção aos produtos
(direita).
5. B
Quanto maior a incidência de luz, maior o número de
átomos de prata formados. O aumento da incidência
de luz desloca o equilíbrio para a direita fazendo a lente
escurecer. Ao entrar em um local escuro, a diminuição
da incidência de luz desloca o equilíbrio para a esquerda,
clareando a lente.
a) A reação balanceada é:
3
+
+
b) Pelo princípio de Le Chatelier, nesse sistema reacional o aumento da pressão deslocará o equilíbrio no
sentido da formação de uma maior quantidade de
produtos, pois a observação das duas figuras mostra
que o avanço da reação ocasiona uma redução do
número total de moléculas presentes.
É exotérmico, pois o aumento de temperatura desloca
equilíbrio para lado endotérmico (esquerda).
7.
Como a reação é exotérmica, o equilíbrio se desloca para
a esquerda.
8.
O agente desidratante retira água, deslocando o equilíbrio
no sentido da produção de éster.
Módulo 16
1.
IV. Falsa. A velocidade de formação dos produtos é maior
no caminho B (catalisada).
2.
I. Falso. A diminuição da energia de ativação acarreta
em aumento da velocidade reacional.
II. Falso. A temperatura não obrigatoriamente terá que
influenciar na energia de ativação.
9. a)Kc = 0,005
b) A reação é endotérmica, porque um aumento da
temperatura leva a uma aumento na concentração
de HCN no equilíbrio.
I. Falsa. Z representa a energia de ativação sem
catalisador.
III.Verdadeiro.
3.
A energia de ativação funciona como uma barreira para a
não ocorrência da reação. Esta barreira precisa ser vencida. Logo, se utiliza um fósforo para acender o fogo, pois
sua chama fornece energia de ativação para a ocorrência
da combustão.
4.
III. Porque terá três fatores favoráveis ao aumento da
velocidade: superfície de contato (pó), aumento da
10. O excesso de metanol desloca o equilíbrio, favorecendo
a formação do salicilato do metila.
GABARITO COMENTADO
6.
1 mol
- A reação no sentido dos produtos é endotérmica.
A reação de síntese da amônia não é um processo endotérmico, e sim exotérmico, pois observa-se no gráfico que, a
uma dada pressão, uma diminuição na temperatura acarreta
um aumento na porcentagem de amônia na mistura.
b) Aumentando a concentração dos reagentes (aumenta
a velocidade da reação direta), fornecendo calor
para o sistema (desloca no sentido do processo
endotérmico) e diminuindo a concentração do produto retirando-o do sistema (diminui a velocidade da
reação inversa).
5.
FeO(s) + CO(g)+ 19kJ / mol  CO2(g)+ Fe(s)
2 NO2(g)
a) Aumentando a pressão do sistema (desloca no
sentido do menor número de mols), retirando calor
(desloca no sentido do processo exotérmico) e
aumentando a concentração dos reagentes (aumenta
a velocidade da reação direta).
B
43
temperatura e maior concentração do ácido.
5.
Após 27 minutos, a concentração do reagente variou 0,70
mol/L. Assim tem-se:
0,70mol _____1000mL
x _____ 500mL
x = 0,35mol
Utilizando cálculo estequiométrico, tem-se:
1mol de C6H5N2C produz 1mol de N2.
1mol – 26L
0,35mol – V
V = 9,1L
6.
Apenas a afirmativa II é falsa, pois a reação pode ocorrer
sem catalisador, porém com menor velocidade.
7.
O filtro apresenta uma velocidade média de decomposição da amônia de 4×10–6 mol/h:
1mol de NH3 ----------- ------- 17 g
4x10–6 mol de NH3 ------------m
m = 68x10–6 g NH3/h ou 68 x 10–3 mg NH3/h
Para voltar a faixa operacional aceitável: 0,85 – 0,17 = 0,68
mg/L (massa de NH3 que deverá ser decomposta).
68x10-3 mg NH3---------1 h
0,68mg NH3
--------- t
t = 10 horas
8.
B. Na situação II, ocorreu uma colisão com geometria
favorável e energia suficiente para formar os produtos.
9.
A
H2 + C
2
2 HC
1mol de H2 ------- 1mol de C 2 ---------2mols de HC
3mols de H2 ------- 3mols de C 2 -------6mols de HC
Logo, a velocidade de formação do cloreto de hidrogênio
é igual ao dobro da do consumo de gás cloro.
ensino MÉDIO 3.a SÉRIE
10.Eat = 40 – 25 = 15 kcal/mol
44