1.3. – Síntese do amoníaco e balanço energético
Pág. 167A 4. (C)
5. (D) O saldo energético é apenas de 766 + (-760) = 6 kJ/mol. Pág. 167B 6.1. CH4(g) + 2 O2(g) " 2 H2O (g) + CO2(g) 2 H2(g) + O2(g) " 2 H2O (g) C2H5OH (l) + 3 O2(g) " 3 H2O (g) + 2 CO2(g) 6.2.1.
Determinar a massa de metano.
n(CH4) = § § n(CH4) = § n(CH4) = 6,00 mol Mr(CH4) = Ar(C) + 4 Ar(H) § § Mr(CH4) = 12,01 + 4 * 1,01 Mr(CH4) = 16,05 ± M(CH4) = 16,05 g mol-1 m(CH4) = n(CH4) * M(CH4) § § m(CH4) = 6,00 * 16,05 § m(CH4) = 96,3 g Determinar a massa de hidrogénio.
n(H2) = § § n(H2) = § n(H2) = 20,0 mol Mr(H2) = 2 Ar(H) § Mr(H2) = 2 * 1,01 Mr(H2) = 2,02 ± M(H2) = 2,02 g mol-1 m(H2) = n(H2) * M(H2) § § m(H2) = 20,0 * 2,02 § m(H2) = 40,4 g Determinar a massa de álcool etílico. n(C2H5OH) = § n(C2H5OH) = 4,000 mol
Mr(C2H5OH) = Ar(0) + 2 Ar(C) + 5 Ar(H) § Mr(C2H5OH) = 16,00 + 2 * 12,01 + 6 * 1,01 Mr(C2H5OH) = 46,08
M(C2H5OH) = 46,08 g mol-1
m(C2H5OH) = n(C2H5OH) * M(C2H5OH) § § m(C2H5OH) = 4,000 * 46,08 § § m(C2H5OH) = 184,3 g
Concluir, com base nos cálculos efetuados, qual o combustível mais económico. O combustível mais económico é o hidrogénio pois é aquele que necessita de menor massa para libertar a mesma energia.
6.2.2.
Determinar a massa molar do CO2. Mr(CO2) = Ar(C) + 2 Ar(O) §
§ Mr(CO2) = 12,01 + 2 * 16,00
Mr(CO2) = 44,01 ± M(CO2) = 44,01 g mol-1
Determinar a massa de CO2 libertada quando se produzem 5400 kJ por combus-tão de 6 mol de CH4.
Tendo em consideração a equação química que traduz a reação de combustão do metano CH4(g) + 2 O2(g) " CO2(g) + 2 H2O (g) e sabendo que n(CH4) = 6,00 mol, pode
esta-belecer-se que
n(CO2) = n(CH4) § n(CO2) = 6,00 mol m(CO2) = n(CO2) * M(CO2) §
§ m(CO2) = 6,00 * 44,01 § § m(CO2) = 264,06 g
Determinar a massa de CO2libertada quando se produzem 5400 kJ por combustão de 20 mol de H2.
Tendo em consideração a equação química que traduz a reação de combustão do hidrogénio: 2 H2(g) + O2(g) " 2 H2O (g)
e sabendo que n(H2) = 20,0 mol, pode estabe-lecer-se que n(CO2) = 0 mol, já que a combus-tão de H2não produz CO2.
Determinar a massa de CO2 libertada quando se produzem 5400 kJ por combus-tão de 4 mol de C2H5OH.
Tendo em consideração a equação química que traduz a reação de combustão do álcool etílico:
C2H5OH (g) + 3 O2(g) " 2 CO2 (g) + 3 H2O (g) e sabendo que n(C2H5OH) = 4,000 mol, pode
estabelecer-se que n(CO2) = 2 n(C2H5OH) §
§ n(CO2) = 2 * 4,000 § n(CO2) = 8,000 mol m(CO2) = n(CO2) * M(CO2) §
§ m(CO2) = 8,000 * 44,01 § § m(CO2) = 352,1 g
Concluir, a partir dos cáculos efetuados, qual o combustível mais poluente.
O combustível mais poluente é aquele que li-berta maior quantidade e, consequentemente maior massa, de CO2, ou seja, é o C2H5OH.
1.4. B – Produção industrial de amoníaco Pág. 179A
2.1.1.
N2O4– Tetraóxido de diazoto NO2– Dióxido de azoto
2.1.2.
Averiguar em que sentido o sistema vai evo-luir para atingir equilíbrio.
Elibertada
Elibertada pela combustão de uma mol de metano 5400
900
Elibertada
Elibertada pela combustão de uma mol de hidrogénio 5400
270
5400 1350
Determinar a quantidade de NO2quando se atinge o equilíbrio.
[NO2]e= § n(NO2)e= [NO2]e* V § § n(NO2)e= 0,050 * 2,0 §
§ n(NO2)e= 0,100 mol Determinar a quantidade x. 2x = 0,100 mol § x = 0,0500 mol
Determinar a quantidade de N2O4quando se atinge o equilíbrio.
n(N2O4)e= 1,50 - 0,050 § § n(N2O4)e= 1,45 mol
Determinar a massa de N2O4presente quando se atinge o equilíbrio. Mr(N2O4) = 2 Ar(N) + 4 Ar(O) § § Mr(N2O4) = 2 * 14,01 + 4 * 16,00 § § Mr(N2O4) = 92,02 M(N2O4) = 92,02 g mol-1 m(N2O4) = n(N2O4) * M(N2O4) § § m(N2O4) = 1,45 * 92,02 § § m(N2O4) = 1,3 * 102g
A massa de N2O4quando se atinge o equilíbrio é 1,3 * 102g. 2.1.3. Determinar as quantidades de N2O4e NO2. n(N2O4)e= § n(N2O4)e= § § n(N2O4)e= 0,020 mol Mr(NO2) = Ar(N) + 2 Ar(O) § § Mr(NO2) = 14,01 + 2 * 16,00 § § Mr(NO2) = 46,01 M(NO2) = 46,01 g mol-1 n(NO2)e= § n(NO2)e= § § n(NO2)e= 0,010 mol Determinar as concentrações de N2O4e NO2. [N2O4]e= § [N2O4]e= § § [N2O4]e= 0,040 mol dm-3 [NO2]e= § [NO2]e= § § [NO2]e= 0,020 mol dm-3
Determinar KCnestas condições.
KC= § KC= § KC= 0,010 Determinar a temperatura em graus
Cel-sius.
q(°C) = T(K) – 273,15 § § q(°C) = 323,15 – 273,15 § § q(°C) = 50,00 °C
De acordo com os dados fornecidos, a esta temperatura Kc= 0,020. Como o valor de Kc calculado é diferente de 0,020, no caso em es-tudo q(°C) 0 50 °C.
2.1.4.1.
Determinar para cada experiência o valor do quociente da reação.
Q =
Experiencia 1: Q = § Q = 0,33
Experiencia 2: Q = § Q = 0,50
Experiencia 3: Q = § Q = 4,0
Avaliar para cada experiência se o sistema se encontra em equilíbrio e, caso não se en-contre, averiguar em que sentido evolui para atingir o equilíbrio.
Experiência 1: Q < Kc, logo o sistema não se encontra em equilíbrio. Para que se atinja um estado de equilíbrio, o quociente da reação terá de aumentar até igualar Kc. Tal verifica-se quando as concentrações dos produtos au-mentam e as dos reagentes diminuem, isto é, quando o sistema progride no sentido direto. Experiência 2: Q = Kc. O sistema está em
equi-líbrio.
Experiência 3: Q > Kc, logo o sistema não se encontra em equilíbrio. Para que se atinja um estado de equilíbrio, o quociente da reação terá de diminuir até igualar Kc. Tal verifica-se quando as concentrações dos produtos dimi-nuem e as dos reagentes aumentam, isto é, quando o sistema progride no sentido inverso.
2.1.4.2.
(A) De acordo com os resultados do item an-terior:
– Na experiência 1, o sistema evolui no sentido direto até atingir o equilíbrio, instante em que Q = Kc, o que implica aumento da [NO2] n(NO2)e V m(N2O4)e M(N2O4) 1,84 92,02 m(NO2)e M(NO2) 0,46 46,01 n(N2O4)e V 0,020 0,500 n(NO2)e V 0,010 0,500 [NO2]e2 [N2O4]e (0,020)2 0,040 [NO2]2 [N2O4] (1,0)2 3,0 (2,0)2 8,0 (4,0)2 4,0 N2O4(g) "@ 2 NO2(g) Composição no início/mol 1,50 — Variação -x +2x Composição no equilíbrio/mol 1,50 - x 2x
e diminuição da [N2O4]. Assim, a alternativa D é falsa, já que evidencia para a experiência 1 aumento de [NO2] e [N2O4].
– Na experiência 2, o sistema já se encontra em equilíbrio pelo que a [NO2] e a [N2O4] não so-frem alteração. A opção C é falsa, já que su-gere diminuição da [NO2] e aumento da [N2O4]; – Na experiência 3, o sistema evolui no sentido inverso até atingir o equilíbrio, instante em que Q = Kc, o que implica diminuição da [NO2] e aumento da [N2O4]. Assim, a opção D é falsa, já que evidencia para a experiência 1 aumento da [NO2] e diminuição [N2O4]. Verificação das condições da opção A: Determinar Q nestas condições
Q = § Q = 0,50 ± A opção A é a correta.
2.2.1.1
Determinar para as condições iniciais o quociente da reação. Q = § * § Q = * § * § Q = * § Q = 9,0
Q > Kc, logo o sistema não se encontra em equilíbrio. Para que um estado de equilíbrio seja atingido, Q terá de diminuir até igualar Kc, o que se verifica quando as concentrações de produtos da reação diminuem e as de reagen-tes aumentam, isto é, quando o sistema evolui no sentido inverso. Este evoluir no sentido in-verso com aumento das concentrações de rea-gentes e diminuição da concentração dos produtos da reação, significa que a rapidez de formação de reagentes é maior que a sua ra-pidez de consumo, o que se traduz numa maior rapidez da reação no sentido inverso.
2.2.1.2.
Averiguar em que sentido o sistema vai evo-luir para atingir equilíbrio.
Kc= § * § Kc= * § Kc= § Kc= § V√0,√1√0√0 =
V
√
§ § 0,316 = § § 0,316(1,0 + x) = (3,0 - x) § § 0,316 + 0,316 x = 3,0 - x § § 1,316 x = 2,684 § x = § x = 2,04 Determinar as quantidades de cadaconsti-tuinte quando se atinge o equilíbrio. n(H2)e= n(CO2)e n(H2)e= 3,0 - 2,04 § n(H2)e= 0,96 mol n(CO2)e= 0,96 mol n(H2O)e= n(CO)e n(H2O)e= 1,0 + 2,04 § n(H2O)e= 3,04 mol n(CO)e= 3,04 mol
Determinar as concentrações de cada cons-tituinte quando se atinge o equilíbrio. [H2]e= [CO2]eporque n(H2)e= n(CO2)e [H2]e= § [H2]e= § § [H2]e= 0,96 mol dm-3
[CO2]e= 0,96 mol dm-3
[H2O]e= [CO]eporque n(H2O)e= n(CO)e [H2O]e= § [H2O]e= § § [H2O]e= 3,0 mol dm-3 [CO]e= 3,0 mol dm-3 n(H2)e V 0,96 1,0 n(H2O)e V 3,04 1,0 (1,2)2 2,9 [CO2] * [H2] [CO] * [H2O]
h
j
COV2k
m
h
j
HV2k
m
h
j
COVk
m
h
j
HV2Ok
m
3,0 1,0 3,0 1,0 1,0 1,0 1,0 1,0 [CO2]e* [H2]e [CO]e* [H2O]e n(CO2)e V n(H2)e V n(CO)e V n(H2O)e V n(CO2)e* n(H2)e n(CO)e* n(H2O)e (3,0 - x)2 (1,0 + x)2 (3,0 - x)2 (1,0 + x)2 (3,0 - x) (1,0 + x) 2,684 1,316 CO (g) + H2O (g) "@ CO2(g) + H2(g) Composição no início/mol 1,0 1,0 3,0 3,0 Variação +x +x -x -x Composição no equilíbrio/mol 1,0 + x 1,0 + x 3,0 - x 3,0 - xDepois de atingido o equilíbrio à temperatura de 450 °C, as concentrações são 0,96 mol dm-3para
o hidrogénio e para o dióxido de carbono e têm o valor de 3,0 mol dm-3para a água e o monóxido
de carbono.
2.2.2. (C)
Averiguar em que sentido o sistema vai evo-luir para atingir equilíbrio.
Kc= § * § Kc= * Kc= § Kc=
(A)Alternativa incorreta. A 250 °C, Kc= 0,08, pelo que as concentrações e as respetivas quantidades de CO2e H2no equilíbrio são me-nores que as concentrações e respetivas quantidades de CO e H2O no equilíbrio. Assim, os compostos que predominam no equilíbrio são o CO e a H2O.
(B)Alternativa incorreta. A 950 °C, Kc= 1,80, pelo que as concentrações e as respetivas quantidades de CO2 e H2 no equilíbrio são maiores que as concentrações e respetivas quantidades de CO e H2O no equilíbrio. Assim, os compostos que predominam no equilíbrio são o CO2e H2. (C) Alternativa correta. A 850 °C, Kc= 1,00, pelo que = 1,00 § § x2= (y - x)2§ V√x2= V√(y√ -√ x√)2§ § x = y - x § y = 2x Assim, como y = 2x, y - x = x Deste modo:
n(CO2)e= n(H2)e= n(CO)e= n(H2O)e= x. Assim, como todos os gases existem em quantidades iguais, as suas concentrações também vão ser iguais.
(D)Alternativa incorreta. Pois de acordo com os dados da tabela, Kc aumenta com o au-mento da temperatura.
2.3. A afirmação é falsa. Nos dois casos, o au-mento de temperatura conduz a um auau-mento da constante de equilíbrio, pelo que os dois processos são favorecidos por um aumento de temperatura. Assim, não é possível um ser en-dotérmico e o outro exotérmico.
De acordo com os dados da tabela, a constante de equilíbrio da reação N2O4(g) 2 NO2(g) aumenta com o aumento de temperatura. Tal significa que o aumento de temperatura leva o sistema a evoluir no sentido direto diminuindo a concentração dos reagentes e aumentando a concentração dos produtos da reação. Assim, pode dizer-se que o aumento de temperatura favorece a reação no sentido direto. Dado que neste sentido ocorre consumo de energia, o processo é endotérmico.
De acordo com os dados da tabela, a cons-tante de equilíbrio da reação CO (g) + H2(g) 2CO2(g) + H2(g) também aumenta com o aumento de temperatura, pelo que também será um processo endotérmico.
1.5. – Controlo da produção industrial de amo-níaco
Pág. 184A 4.1. (B)
(A)Variações de pressão não constituem per-turbação para este sistema uma vez que evolui dos reagentes para os produtos sem que ocorra variação da quantidade química exis-tente na fase gasosa.
(B)Ao diminuir a temperatura, o sistema vai reagir de modo a contrariar a perturbação a que foi sujeito, evoluindo no sentido da reação que ocorre com libertação de energia. Uma vez que DH < 0, o sistema é exotérmico
no sentido direto (evolui no sentido direto com libertação de energia).
Assim, a diminuição de temperatura conduz a uma evolução do sistema no sentido direto, com o consequente aumento da quantidade de produtos e diminuição da quantidade de rea-gentes, o que conduz a um aumento do valor da constante de equilíbrio. [CO2]e* [H2]e [CO]e* [H2O]e n(CO2)e V n(H2)e V n(CO)e V n(H2O)e V n(CO2)e* n(H2)e n(CO)e* n(H2O)e x2 (y - x)2 x2 (y - x)2 " @ " @ CO (g) + H2O (g) "@ CO2(g) + H2(g) Composição no início/mol y y 0 0 Variação -x -x +x +x Composição no equilíbrio/mol y - x y - x x x
(C)Se a concentração de CO aumentar por adição CO, o sistema vai evoluir no sentido di-reto de forma a contrariar a perturbação a que foi sujeito, consumindo CO. Porém, como a temperatura não variou, a constante de equi-líbrio também se manterá inalterada.
(D) A adição de um catalisador não afeta a po-sição equilíbrio, apenas altera a velocidade da reação fazendo que o intervalo de tempo que demora a ser atingido seja diferente (maior ou menor consoante o tipo de catalisador usado). Assim, não havendo alteração de temperatura não haverá alteração da constante de equilíbrio. Nota: Independentemente das reações, a única perturbação que faz variar o valor da constante de equilíbrio é a temperatura.
4.2. Afirmação falsa. Alterações de pressão não in-fluenciam a posição de equilíbrio deste sistema, pois evolui dos reagentes para os produtos da reação sem variação da quantidade química contida na fase gasosa.
5. (C)
De acordo com o gráfico, verifica-se que para a mesma pressão, a percentagem de Z na amostra é tanto maior quanto menor for a temperatura. Daqui se constata que o sistema tende a evoluir no sentido direto com a dimi-nuição de temperatura.
Para contrariar a diminuição de temperatura, o sistema evolui no sentido que ocorre com li-bertação de energia, ou seja, sentido da reação exotérmica. Pelo que se conclui que a reação é exotérmica no sentido direto.
Por outro lado, também se verifica que para a mesma temperatura, a percentagem de Z na amostra é tanto maior quanto maior for a pressão.
Assim, pode concluir-se que o sistema tende a evoluir no sentido direto com o aumento de pressão. O sistema progride dos reagentes para os produtos com diminuição da quantidade quí-mica contida na fase gasosa, pelo que a + b > c.
6.1. Quando se elevou a temperatura de 400 °C para 940 °C, a concentração de HI diminuiu e as de I2e H2aumentaram, pelo que o sistema evolui no sentido inverso.
Quando se aumenta a temperatura de um sis-tema em equilíbrio, este, de forma a contrariar a perturbação a que foi sujeito, reage no sentido da reação endotérmica (Princípio de Le Châtelier).
Neste caso, a reação é endotérmica no sentido inverso, pelo que a reação de formação de HI (aquela que ocorre no sentido direto) será exo-térmica.
6.2. (D)
O instante t4corresponde ao estabelecimento do primeiro estado de equilíbrio (o equilíbrio a 400 °C), pois é o instante a partir do qual (e até t5) a concentração de reagentes e de produtos da reação não varia.
O instante t1é o único em que as concentra-ções de reagentes e produtos se igualam, isto é, têm o mesmo valor.
O instante t6corresponde ao estabelecimento do segundo estado de equilíbrio, pois é o ins-tante a partir do qual a concentração de rea-gentes e de produtos deixa de variar.
O instante t5corresponde ao efetuar de uma perturbação, pois até esse momento o sistema encontrava-se em equilíbrio, já que as concen-trações dos seus constituintes não variavam e a partir dele as concentrações começam a va-riar, atingindo-se novo estado de equilíbrio no instante t6.
6.3. Determinar a concentração de HI e de I2, no primeiro estado de equilíbrio, por leitura gráfica.
Como já foi referido em 6.2, a 400 °C, o sis-tema entra em equilíbrio no instante t4 man-tendo-se nesta condição até ao instante t5. [I2]e= 0,020 mol dm-3e [HI]
e= 0,160 mol dm -3
Determinar a concentração H2no primeiro estado de equilíbrio.
Tendo em conta a estequiometria da reação, verifica-se que a quantidade de iodo (I2) e de hidrogénio (H2) consumidas até se atingir o es-tado de equilíbrio é igual. A quantidade inicial de H2e I2também era igual.
Assim, quando se atinge o equilíbrio as quan-tidades de H2e I2serão iguais e as respetivas concentrações também.
[I2]ee= [H2]ee§ [H2]eq= 0,020 mol dm-3
Apresentar a expressão da constante de equilíbrio.
Kc=
Determinar o valor numérico de Kc. Kc= § Kc= 64
Nestas condições, a constante de equilíbrio da reação, Kc, é 64.
[HI]e2
[I2]e* [H2]e
0,162
6.4. (D)
Determinar a concentração de HI e de I2, no instante t2, por leitura gráfica.
[I2] = 0,030 mol dm-3e [HI] = 0,140 mol dm-3
Determinar, no mesmo instante. a concen-tração de H2.
Tendo em conta a estequiometria da reação, verifica-se que a quantidade de iodo (I2) e de hidrogénio (H2) consumidas até se atingir o instante t2é igual. A quantidade inicial de H2e I2também era igual.
Assim, quando se atinge o instante t2, as quan-tidades de H2e I2serão iguais e as respetivas concentrações também.
[I2] = [H2] § [H2] = 0,030 mol dm-3
Determinar no mesmo instante o quociente da reação.
Q = § Q = §
§ Q = 21,8
Relacionar o valor encontrado para o quo-ciente da reação com o da constante de equilíbrio à mesma temperatura.
Como nesse instante a temperatura é 400 °C, a constante de equilíbrio para essa tempera-tura é 64.
Verifica-se que Q < Kcpelo que o sistema não se encontra em equilíbrio.
Para que uma situação de equilíbrio seja atin-gida, o sistema terá de evoluir de forma a per-mitir que o valor numérico de Q aumente até igualar a Kc, a essa temperatura.
Para que tal se verifique, as concentrações dos produtos têm de aumentar e as dos reagentes diminuir, o que se verifica quando o sistema evolui no sentido direto.
6.5. A partir do gráfico, pode verificar-se que, quando a temperatura aumentou de 400 °C para 940 °C, o sistema evolui no sentido inverso dado que as concentrações de reagentes au-mentaram e a do produto da reação diminuiu. Tendo em consideração a expressão da
cons-tante de equilíbrio, Kc= , facilmente se depreende que tal implica uma diminuição da constante de equilíbrio.
Assim, a 940 °C a constante de equilíbrio é menor que a 400 °C.
6.6.1.
Averiguar em que sentido o sistema vai evo-luir para atingir o equilíbrio.
Quando se atingir o equilíbrio têm de coexis-tir todos os componentes do sistema, isto é, reagentes e produtos da reação. Dado que inicialmente só existem reagentes, o equilíbrio vai ser atingido por evolução do sistema no sentido direto, consumindo reagentes e for-mando produtos. Kc= § 2 § Kc= * § § Kc= § § Kc= Kc= § V√Kc= § § 7,369 = § 2x = 7,6390 (5 - x) § § 2 x = 3,685 - 7,369 x § § 9,369 x = 3,685 § x = § x = 0,39 Determinar as quantidades de cada
consti-tuinte quando se atinge o equilíbrio. n(H2)e= n(I2)e
n(H2)e= 0,50 - 0,39 § n(H2)e= 0,11 mol n(I2)e= 0,11 mol
Determinar as concentrações de cada cons-tituinte quando se atinge o equilíbrio. [H2]e= [I2]eporque n(H2)e= n(I2)e [H2]e= § [H2]e= § § [H2]e= 0,011 mol dm-3 [HI]2 [I2] * [H2] 0,142 0,030 * 0,030 [HI]e2 [I2]e* [H2]e [HI]e2 [H2]e* [I2]e
k
m
n(HI)e Vh
j
n(I2)e V n(H2)e V n2(HI) e V2 n(H2)e* n(I2)e V2 n2(HI) e n(H2)e* n(I2)e V√(2√x√)2 V√(0√,5√ -√ x√)2 (2x)2 (0,5 - x) 2x 0,5 - x 3,685 9,369 0,11 10 n(H2)e V H2(g) + I2(g) "@ 2 HI (g) Composição no início/mol 0,5 0,5 0 Variação -x -x +2x Composição no equilíbrio/mol 0,5 – x 0,5 - x 2x[H2]e= [I2]e§ [I2]e= 0,011 mol dm-3
[HI]e= § [HI]e= § § [HI]e= 0,078 mol dm-3
Depois de atingido o equilíbrio à temperatura de qx, as concentrações são 0,011 mol dm-3para o
hidrogénio e para o iodo e 0,078 mol dm-3para o
iodeto de hidrogénio.
6.6.2.
(A)
Determinar o valor de Kca 400 °C.
A 400 °C, Kctem o valor de 64 (determinado no item 6.3)
Determinar o valor de Kca 940 °C. (ver determinação de Kca 400 °C, item 6.3) [I2]e= 0,030 mol dm-3e [HI] e= 0,14 mol dm -3 [I2]e= [H2]e§ [H2]e= 0,030 mol dm-3 Kc= § Kc= § § Kc= 22
Estabelecer uma relação entre a tempera-tura e o valor da constante de equilíbrio Kc. Quanto maior a temperatura, menor o valor de Kc. Como Kc(940 °C) < Kc(qx°C) < Kc(400 °C), pode concluir-se que 400 °C < qx°C < 940 °C.
2.2.2.D – Água gaseificada e água da chuva… Pág. 225
6.1. Determinar a composição do sistema atin-gido o equilíbrio de ionização do ácido fór-mico.
Para facilidade de cálculo, admitir que o vo-lume de solução é 1,0 dm3
Determinar a quantidade de ácido fórmico
[HCOOH] = §
§ n(HCOOH) = [HCOOH] * V § § n(HCOOH) = 1,0 * 1,0 § § n(HCOOH) = 1,0 mol
Determinar a quantidade de ácido fórmico que se encontra ionizado.
a = §
§ n(HCOOH)ionizado= a * n(HCOOH)ionizável§ § n(HCOOH)ionizado= 0,013 * 1,0 § § n(HCOOH)ionizado= 0,013
Sendo n(HCOOH)ionizado= x
*A quantidade inicial de H3O+não é zero, devido à au-toionização da água. No entanto a quantidade de H3O+ proveniente da auto-ionização da água é muito pequena quando comparada com a proveniente da ionização do ácido. Assim, pode considerar-se praticamente zero, e por isso pode desprezar-se a quantidade inicial de H3O+, pois ela é a proveniente da autoionização da água.
Apresentar a expressão da constante de equilíbrio do ácido acético.
Ka=
Determinar a constante de equilíbrio do ácido ácetico. Ka= * § Ka= § * § Ka = § § Ka= 1,71 * 10-4
A constante de acidez do ácido fórmico a 25 °C é 1,71 * 10-4.
6.2. Admitir, por facilidade de cálculo que o volume de solução é 1 dm3.
Determinar o pH antes da adição do formato de sódio.
Determinar a quantidade de ácido fórmico.
[HCOOH] = §
§ n(HCOOH) = [HCOOH] * V § § n(HCOOH) = 0,30 * 1,0 § § n(HCOOH) = 0,30 mol
Determinar a quantidade de H3O+formado
quando se atinge o equilíbrio de ionização do ácido fórmico nestas condições.
*A quantidade inicial de H3O+não é zero, devido à au-toionização da água. No entanto a quantidade de H3O+ [HI]e2 [I2]e* [H2]e 0,142 0,030 * 0,030 n[HCOOH] V n(HCOOH)ionizado n(HCOOH)ionizável [H3O+] e* [HCOO -] e [HCOOH]e [H3O+] e* [HCOO -] e [HCOOH]e n(HCOO-) e V n(H3O+) e V n(HCOOH)e V 0,013 1,0 0,013 1,0 0,0987 1,0 n[HCOOH] V 0,78 10 n(HI)e V
HCOOH (aq) + H2O (l) "@ HCOO
–(aq) + H 3O +(aq) ni/mol 1,0 — 0 ] 0* Variação -x — +x +x neq/mol 1,0 - 0,013 — 0,013 0,013
HCOOH (aq) + H2O (l) "@ HCOO
–(aq) + H 3O +(aq) ni/mol 0,30 — 0 ] 0* Variação -x — +x +x neq/mol 0,30 - x — x x
proveniente da auto-ionização da água é muito pequena quando comparada com a proveniente da ionização do ácido. Assim, pode considerar-se praticamente zero, e por isso pode desprezar-se a quantidade inicial de H3O+, pois ela é a proveniente da autoionização da água.
Ka= * § Ka= § * § Ka= § § Ka= § 1,71 * 10-4= 1,71 * 10-4(0,30 - x) = x2§ § x2+ 1,71 * 10-4x - 5,13 * 10-5= 0 x = 7,1 * 10-3 ou x = - 7,2 * 10-3(este valor
não tem significado físico).
Determinar a concentração de H3O+. [H3O+] = § [H 3O +] = § § [H3O+] = 7,1 * 10-3mol dm3 Determinar o pH. pH = - log [H3O+] § § pH = - log (7,1 * 10-3) § pH = 2,2
Determinar o pH depois da adição do for-mato de sódio.
Determinar a quantidade de formato de sódio adicionada.
[NaHCOO] = §
§ n(NaHCOO) = [NaHCOO] * V § § n(NaHCOO) = 0,10 * 1,0 § § n(NaHCOO) = 0,10 mol
Admitir que o formato de sódio se encontra to-talmente dissociado de acordo com a equação química
NaHCOO (aq) " Na+(aq) + HCOO-(aq) e
de-terminar a quantidade de anião formiato n(HCOO-) = n(NaCOOH) § n(HCOO-) = 0,10 mol
A adição do formato vai constituir uma pertur-bação ao sistema do tipo – aumento da con-centração de um produto. Para contrariar a perturbação a que foi sujeito, o sistema vai reagir no sentido inverso de forma a gastar o ião formato e assim contrariar a perturbação a que foi sujeito.
Determinar a quantidade de H3O+ no
sis-tema depois de atingido o novo estado de equilíbrio após a adição de formato.
*A quantidade de H3O+proveniente da auto -ionização da água é muito pequena quando comparada com a proveniente da ionização do ácido por isso pode consi-derar-se praticamente zero.
** No início o sistema encontra-se em equilíbrio. *** Imediatamente após a adição de formiato o sistema
deixa de estar em equilíbrio
**** Estado de equilíbrio atingido após a adição de for-miato. Ka= * § Ka= § * § Ka = § § Ka= § 1,71 * 10-4(0,2929 - x) = = (7,1 * 10-3- x) * (0,1071 - x) § § x2- 0,1149x + 7,103 * 10-4= 0
x = 6,59 * 10-3 ou x = 0,108 este valor não tem
significado físico pois é superior à quantidade inicial de H3O+
Determinar a quantidade de H3O+depois de
atingido o equilíbrio. n(N3O+) = 7,1 * 10-3- 6,59 * 10-3§ § n(N3O+) = 5,1 * 10-4mol Determinar a concentração de H3O+. [H3O+] = § [H 3O +] = § § [H3O+] = 7,1 * 10-3mol dm3 Determinar o pH. pH = - log [H3O+] § § pH = - log (5,1 * 10-4) § pH = 3,3
pH da solução antes da adição de formiato de sódio é 2,2 e depois da adição de formiato de sódio é 3,3 n(HCOOH)e V x 1,0 x 1,0 0,30 - x 1,0 x2 0,30 - x x2 0,30 - x 7,1 * 10-3 1,0 n(H3O+) V n(NaHCOO) V [H3O+] e* [HCOO -] e [HCOOH]e n(HCOO-) e V n(H3O+) e V n(HCOOH)e V 0,1071 - x 1,0 7,1 * 10-3- x 1,0 0,2929 - x 1,0 (7,1 * 10-3- x) × (0,1071 - x) 0,2929 - x 5,1 * 10-4 1,0 n(H3O+) V n(HCOO-) e V n(H3O+) e V [H3O+] e* [HCOO -] e [HCOOH]e
HCOOH (aq) + H2O (l) "@ HCOO
–(aq) + H 3O +(aq) ni/mol** 0,30 - 7,1 * 10-3 — 7,1 * 10 -3 ] 7,1 - 10-3* Perturba-ção*** + 0,10 Variação +x — -x -x neq/mol**** 0,2929 + x — 0,1017 - x 7,1 * 10-3- x
6.3.1.
A titulação ao ácido fórmico com hidróxido de sódio pode ser traduzida pela seguinte equa-ção química:
HCOOH (aq) + NaOH (aq) " " HCOO-(aq) + Na+(aq) + H
2O (l)
No ponto de equivalência existem os iões HCOO-que tem comportamento básico, pois é
a base conjugada do ácido fórmico que não é um ácido forte e o Na+que tem comportamento
neutro (ácido-base) por ser a base conjugada de um ácido forte. Assim, no ponto de equiva-lência a solução apresenta caráter básico.
6.3.2.
Averiguar o pH no ponto de equivalência por leitura gráfica.
Por leitura gráfica verifica-se que o pH no ponto de equivalência se situa na proximidade de pH = 8.
Averiguar a cor da solução quando o pH se situa na proximidade de 8.
Quando PH = 8 a cor da solução é azul. Inferir que quando as quantidades de ácido
fór-mico de hidróxido de sódio se igualam atinge-se o ponto de equivalência.
2.3. Chuva ácida Pág. 232A 6. (C)
Determinar os números de oxidação de todos os elementos envolvidos na reação. – O número de oxidação (n.o.) do alumínio (Al)
e da prata (Ag) é zero porque o número de oxi-dação de uma substância elementar ou de um elemento no estado livre é sempre zero. – O n.o. do catião alumínio (Al3+) é (+ 3) e o n.o.
do anião sulfureto (S2-) é (- 2) porque número
de oxidação de um ião monoatómico é igual à carga do ião.
– O n.o. da prata, no composto sulfureto de prata (Ag2S) é (+ 1) porque o a soma algébrica dos números de oxidação de todos os átomos que constituem uma molécula é igual a zero (regra da electroneutralidade) e porque o nú-mero de oxidação do enxofre no sulfureto é menos dois.
2 * n.o.(Ag)
Ag2S+ n.o.(S)Ag2S= 0 §
§ 2 * n.o.(Ag)A
Ag2S+ (- 2) = 0 §
§ n.o.(Ag)
Ag2S= 1
Identificar a oxidação e a redução bem como o agente oxidante e o agente redutor.
n.o. 0 + 1 - 2 + 3 0 - 2 2 Al (s) + 3 Ag2S (aq) " 2 Al3+(aq) + 6 Ag (s) + 3 S2-(aq)
O alumínio sofre oxidação pois é a espécie quí-mica que perde eletrões, funcionando como agente redutor.
A prata sofre redução pois é a espécie química que ganha eletrões, funcionando como agente oxidante.
Avaliar a veracidade ou falsidade das afir-mações.
(A) Falsa, porque o alumínio sofre oxidação, cede eletrões, sendo portanto o agente redutor. (B)Falsa, porque o composto Ag2S é o agente oxidante, pois contém o elemento prata (Ag), que sofre redução.
(D) Falsa, porque a prata capta eletrões. O seu número de oxidação passa de +1 para 0, sofre redução, sendo por isso o agente oxidante.
7.1. (B)
Determinar os números de oxidação de todos os elementos envolvidos na reação. – O n.o do carbono (C), do ferro (Fe) e do
man-ganês (Mn) é zero porque o número de oxida-ção de uma substância elementar ou de um elemento no estado livre é sempre zero. – O n.o. do ferro, no composto trióxido de
di-ferro (Fe2O3) é (+ 3) porque o a soma algébrica dos números de oxidação de todos os átomos que constituem uma molécula é igual a zero (regra da electroneutralidade) e porque o nú-mero de oxidação do oxigénio é (-2) exceto nos peróxidos em que é (- 1).
2 * n.o.(Fe)Fe2O3+ 3 * n.o.(O)Fe2O3= 0 § § 2 * n.o.(Fe)
Fe2O3+ 3 * (-2) = 0 §
§ n.o.(Fe)
Fe2O3= 3
– O n.o. do manganês no composto dióxido de manganês (MnO2) é (+ 4) porque o a soma al-gébrica dos números de oxidação de todos os átomos que constituem uma molécula é igual a zero (regra da electroneutralidade) e porque o número de oxidação do oxigénio é (- 2), ex-ceto nos peróxidos em que é (- 1).
n.o.(Mn)MnO2+ 2 * n.o.(O)MnO2= 0 § § n.o.(Mn)
MnO2+ 2 * (-2) = 0 §
§ n.o.(Mn)
MnO2= 4
– O n.o. do carbono no composto monóxido de carbono (CO) é (+ 2) porque o a soma algébrica dos números de oxidação de todos os átomos que constituem uma molécula é igual a zero
oxidação redução
(regra da electroneutralidade) e porque o nú-mero de oxidação do oxigénio é (- 2) exceto nos peróxidos em que é (- 1).
n.o.(C)CO+ n.o.(O)CO= 0 §
§ n.o.(C)CO+ (-2) = 0 § n.o.(C)CO= 2 Identificar a oxidação e a redução bem
como o agente oxidante e o agente redutor. n.o. 4 2 + 3 - 2 0 0 0 2 - 2
MnO2(s) + Fe2O3(s) + 5 C (s) " Mn (s) + 2 Fe (s) + 5 CO (g)
O carbono sofre oxidação pois é a espécie quí-mica que perde eletrões, funcionando como agente redutor.
O ferro sofre redução pois é a espécie química que ganha eletrões, funcionando como agente oxidante.
O manganês sofre redução pois é a espécie química que ganha eletrões, funcionando como agente oxidante.
Avaliar a veracidade ou falsidade das afir-mações.
(A) Falsa, já que a espécie redutora é o C (s) e o elemento que se oxidação é o carbono. (B)Verdadeira, já que espécie redutora é o C
(s) e o elemento que se oxida é o carbono. (C)Falsa, já que uma das espécies oxidantes
é o Fe2O3e um dos elementos que se reduz é o ferro em Fe2O3.
(D)Falsa, já que uma das espécies oxidantes é o MnO2e um dos elementos que se reduz é o manganês em MnO2. O oxigénio não sofre va-riação do número de oxidação.
7.2. O número de eletrões envolvidos na reação é
10.
No decurso de uma reação de oxidação-redu-ção, o número de eletrões cedidos nos proces-sos de oxidação é igual ao número de eletrões recebidos nos processos de redução. Cada átomo de C perde dois eletrões e como são 5 átomos, então, o número de eletrões são 10.
7.3. Determinar a massa de MnO2pura que foi
utilizada.
m(MnO2)impura= 173,8 g
m(MnO2)pura= §
§ m(MnO2)pura= §
§ m(MnO2)pura= 139 g
Determinar a quantidade de MnO2. m(MnO2)pura= 139 g
Mr(MnO2) = Ar(Mn) + 2 Ar(O) Mr(MnO2) = 54,94+ 2 * 16,00
Mr(MnO2) = 86,94 ± MMnO2= 86,94 g mol-1
n(MnO2) = §
§ n(MnO2) = § n(MnO2) = 1,60 mol Determinar, tendo em conta a
estequiome-tria da reação, a quantidade teoricamente prevista (a quantidade máxima de ferro, ou seja, aquela que se obteria se o rendimento fosse de 100%) de ferro.
n(Fe)tp= 2 n(MnO2) § n(Fe)tp= 2 * 1,60 § § n(Fe)tp= 3,20 mol
Determinar a quantidade de ferro realmente obtida.
h = * 100 § n(Fe)ro= §
§ n(Fe)ro= § § n(Fe)ro= 2,24 mol
Determinar a massa de ferro realmente ob-tida.
Mr(Fe) = 55,85 ± M(Fe) = 55,85 g mol-1
m(Fe) = n(Fe) * M(Fe) §
§ m(Fe)= 2,24×55,85 § m(Fe) = 125 g A massa de ferro obtido foi 125 g.
8.1. (B)
Determinar os números de oxidação de todos os elementos envolvidos na reação. – O n.o do alumínio (Al) é zero porque o
nú-mero de oxidação de uma substância elemen-tar ou de um elemento no estado livre é sempre zero.
– O n.o. do oxigénio, não varia é (-2)porque o número de oxidação do oxigénio é (-2) exceto nos peróxidos em que é (-1).
– O n.o. do hidrogénio, no hidróxido de sódio (NaOH), na água (H2O) e no anião Al(OH)4-é
(+1) porque o número de oxidação do hidrogé-nio é sempre (+1), exceto nos hidretos em que é (-1.
– O n.o. do sódio, no composto hidróxido de sódio é (+1) porque a soma algébrica dos nú-meros de oxidação de todos os átomos que constituem uma molécula é igual a zero (regra da electroneutralidade).
– O n.o. do sódio, no catião sódio (Na+), é (+1)
Grau de pureza * m(Cu)impura 100 80,0 * 173,8 100 m(MnO2)pura M(MnO2) 139 86,94 h * n(Fe)tp 100 n(Fe)ro n(Fe)tp 70,0 * 3,20 100 oxidação redução redução
porque a n.o. de um ião monoatómico é igual à carga do ião.
– O n.o do hidrogénio (H2) é zero porque o nú-mero de oxidação de uma substância elemen-tar ou de um elemento no estado livre é sempre zero.
n.o.(Na)NaOH+ n.o.(O)NaOH+ n.o.(H)NaOH= 0 § § n.o.(Na)NaOH+ (-2) + 1 = 0 §
§ n.o.(Na)NaOH= +1
Identificar a oxidação e a redução bem como o agente oxidante e o agente redutor.
n.o. 0 +1 -2 +1 +1 - 2 + 3 -2+ 1 +1 0
2 Al (s) + NaOH (aq) + 2 H2O (l) " 2 Al(OH)4-(aq) + 2 Na+(aq) + H 2(g)
O alumínio metálico sofre oxidação pois é a espécie química que perde eletrões. Cada átomo cede três eletrões, funcionando como agente redutor.
O hidrogénio sofre redução pois é a espécie química que ganha eletrões. Cada átomo capta um eletrão, funcionando como agente oxidante.
8.2. Determinar a massa de solução utilizada.
Vsolução= 100 cm3
rsolução= § msolução= rsolução* Vsolução§ § msolução= 1,08 * 100 § msolução= 108 g
Determinar a massa de NaOH utilizada. % = * 100 §
§ mNaOH=msolução* % §
100
§ mNaOH= § mNaOH= 8,64 g Determinar a quantidade de NaOH utilizada. m(NaOH) = 8,64 g
Mr(NaOH) = Ar(Na) + Ar(O) + Ar(H) Mr(NaOH) = 22,99 + 16,00 + 1,01 Mr(NaOH) = 40,00 ±
± M(NaOH) = 40,00 g mol-1
n(NaOH) = §
§ n(NaOH) = § n(NaOH) = 0,216 mol
Determinar o reagente limitante.
Tendo em conta a estequiometria da reação: n(NaOH) = n(Al) § n(NaOH) = 0,30 mol Para que 0,30 mol de alumínio reajam
com-pletamente são necessários 0,30 mol de NaOH.
Como existe 0,216 mol de NaOH, e são neces-sários 0,30 mol, este está em defeito. Assim, o NaOH é o reagente limitante.
9.1. Indicar as expressões das respetivas cons-tantes de equilíbrio.
K1= K2=
K3=
Kw= [H3O+] * [OH-]
Averiguar que o produto K1* (K2)2é igual a K 3. K1* (K2)2= K 3§ K1× (K2)2= * 2 § § K1× (K2)2= * § § K1× (K2)2= § § K1× (K2)2= K 3 Determinar K3. K3= K1× (K2)2§ § K3=2,0 * 10-2* (7,1 * 10-7)2§ § K3=1,0 * 10-14
O valor da constante de equilíbrio, K3, é 1,0 * 10-14.
9.2. Determinar a [H3O+] quando o pH é neutro
(pH = 7).
pH = - log [H3O+] § [H
3O+] = 10-pH§
§ [H3O+] = 10(-7,0)§
§ [H3O+] = 1,0 * 10-7mol dm-3
Determinar o valor da razão .
= § § = § § = 1,0 A razão é 1,0. 9.3. A afirmação é falsa. n.o. 6 -2 1 -2 1 6 -2 Cr2O72-(aq) + H
2O (l) 2 H+(aq) + 2 CrO42-(aq)
msolução Vsolução h j m m k m mNaOH msolução h j m m k m 108 * 8,0 100 m(NaOH)pura M(NaOH) 8,64 40,00 [HCrO4-] e 2 [Cr2O72-] e [CrO42-] e* [H3O+]e [HCrO4-] e 2 [CrO42-] e 2* [H 3O +] e 2 [Cr2O72-] e [HCrO4-] e 2 [Cr2O72-] e h j[CrO4 2-] e* [H3O+]e [HCrO4-] e 2 k m [HCrO4-] e 2 [Cr2O72-] e [CrO42-] e 2* [H 3O+]e2 [HCrO4-] e 2 [CrO42-] e 2* [H 3O +] e 2 [Cr2O72-] e [CrO42-] e2 [Cr2O72-] e [CrO42-] e 2 [Cr2O72-] e K3 [H3O+] e 2 [CrO42-] e 2 [Cr2O72-] e 1,0 * 10-14 (1,0 * 10-7)2 [CrO42-] e 2 [Cr2O72-] e " @ oxidação redução oxidação redução
como o sistema evolui de reagentes para produ-tos da reação sem que ocorra variação dos nú-meros de oxidação das espécies logo não é uma reação oxidação-redução envolvidas na reação.
10.1. (A) n.o. 1 -1 +1 -2 0 H2O2(aq) H2O (g) + O2(g) 10.2.1. n.o. 0 1 -1 +1 -4 0 Mg (s) + HCl (aq) MgCl2(aq) + 2 H2(g) Dn.o. = n.o.(Mg)MgCl 2- n.o.(Mg)Mg§ § Dn.o. = 2 - 0 § Dn.o.=2
A variação do número de oxidação do magné-sio é dois.
10.2.2.
(D)
(A)O hidrogénio presente no ácido sofre redu-ção.
(B) O magnésio sofre oxidação por isso age como agente redutor.
(C)O ácido clorídrico sofre redução. por isso é o agente oxidante. 11.1. n.o. -4 +1 0 +4 -2 1 -2 CH4(g) + 2 O2(aq) CO2(g) + 2 H2O (g) 11.2. n.o.(O)O 2= 0 n.o.(O)CO 2= -2 n.o.(O)H 2O= -2 Dn.o.(O) = -2 - 0 § Dn.o.(O) = -2
A variação do número de oxidação do oxigénio é -2.
11.3.
Os pares conjugados de oxidante/redutor, são O2/CO2ou CO2/CH4.
11.4.
Por análise dos números de oxidação do item 11.1., verifica-se que quando 1 mol de CH4de trasforma em 1 mol de CO2transferem-se 8 mol de eletrões. = x = 2,22 * 103kJ Libertam 2,22 * 103kJ de energia. " @ " @ 8 * 6,02 * 1023electrões 890 kJ 1,20 * 1025electrões x " @ oxidação redução oxidação redução oxidação redução
