P4_29_06_06

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P4 - PROVA DE QUÍMICA GERAL - 29/06/06 
 
Nome: 
Nº de Matrícula: GABARITO Turma: 
Assinatura: 
 
 
Questão Valor Grau Revisão 
1a 2,5 
2a 2,5 
3a 2,5 
4a 2,5 
Total 10,0 
 
Constantes e equações: 
R = 0,082 atm L mol-1 K-1 = 8,314 J mol-1 K-1 
1 atm L = 101,325 J 
F = 96500 C mol-1
1C x V = 1J 
ΔG = ΔGo + R T ln Q 
ΔGo = ΔHo - TΔSo 
ΔGo = - n F ΔEo
⎟⎟⎠
⎞
⎜⎜⎝
⎛ −°ΔΗ=
211
2 11ln
TTRk
k
 
Kp = Kc(RT)Δn
1ª Questão 
 
O ácido sulfúrico (H2SO4) pode ser preparado industrialmente pelo método de 
contato a partir de enxofre, oxigênio e água. 
 
Na primeira etapa, o enxofre é transformado em dióxido de enxofre (SO2) de 
acordo com a reação I. 
 
 S(s) + O2(g) → SO2(g) (Reação I) 
 
Na segunda etapa, o SO2 é oxidado para formar trióxido de enxofre (SO3), como 
mostrado na reação II. 
 
 SO2(g) + 1/2O2(g)→ SO3(g) (Reação II) 
 
Na última etapa, o ácido sulfúrico é formado segundo a reação III. 
 
 SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(l) (Reação III) 
 
a) Qual é o volume de oxigênio, a 25oC e 1 atm, que reage com 1000 Kg de 
enxofre, com 75% de pureza, para formar SO2, segundo a reação I. Considere que 
a impureza presente no enxofre não reage com oxigênio e que esta reação tem 
95% de rendimento. 
 
b) Calcule o trabalho envolvido na reação II, considerando que 100 mol de SO2 
reagem com excesso de O2 para formar SO3, a 25 °C e 1 atm. Considere a reação 
com 100% de rendimento. 
 
c) O H2SO4(l) obtido na reação III, corresponde a uma mistura contendo 98 % em 
massa de ácido sulfúrico e 2 % em massa de água. Calcule a fração molar da 
água nessa mistura e a concentração molar do ácido, sabendo que a densidade 
da mistura é 1,82 g mL-1. 
Resolução: 
 
 
a) Em 1000 Kg de material têm-se 750 kg de enxofre por causa da pureza 75%. 
 
reação. da rendimento do causa por mol, 22265,60,95 x mol 23.437,5N
:logo
S de mol 23437,5
mol g 32
g 750000
MM
mN
2SO
1
s
g
==
=== −
 
Assim, 22265,6 mol de S reagem com o equivalente em mol de O2. 
 
O volume de O2 que 22265,6 mol de gás ocupa a 25 °C e 1 atm é: 
 
L 544.082,8
1
0,082.298 x 22265,6
P
nRTV === 
 
b) 
(g)32(g)
SOSO →+ )(221 gO 
 
Início 100 mol 50 mol 0 
Fim 0 mol 0 mol 100 mol 
 
Δn = -50 mol (diminuição de volume → trabalho positivo) 
W = ΔnRT = 50 x 8,314 x 295 = + 123878,65 J 
 
c) Em 100g de produto tem-se 98 g de H2SO4 e 2 g de água, logo: 
1
4H
42
.VOH
SOH
SOH
x18gmol
2g
18gmol
2g
OH
18,2mol
98.1
1783,6SOM
:Logo
SOH de g 1783,6 ou 98% onde de g 1820 se-têm ácido, de 1L Tomando
MM
m
μ
01
10,11
0,11
χ
2
solução42
42
42
198gmol
98g1
1
2
−==
=
=+==
−
−
−
 
2a Questão 
 
Considere a representação de uma reação, envolvendo os reagentes A e B e os 
produtos C e D: 
2A + 3B → 2C + D 
 
Com o intuito de determinar a lei de velocidade para essa reação, foram 
realizados experimentos para obtenção das velocidades iniciais: 
Experimento [A]o, mol L-1 [B]o, mol L-1 V, mol L-1 s-1
1 0,1 0,1 1x10-4
2 0,2 0,1 2x10-4
3 0,1 0,2 4x10-4
 
a) Calcule a ordem da reação em relação ao reagente A, ao reagente B e a ordem 
global da reação. 
b) Escreva a lei de velocidade da reação. 
c) Calcule a constante de velocidade da reação. 
Resolução: 
 
a) Experimentos 1 e 2 [B]0 = constante 
 [A]0 = dobra assim como V 
 Portanto, primeira ordem [A]1
 Vα [A] 
 
 Experimento 1 e 3 [A]0 = constante 
 [B]0 duplica e V quadruplica 
 Vα [B]2 
 Ordem global = 1 + 2 =ordem 3 
 
V = K [A] [B]2 b) 
 
c) Experimento 1 
 
.Smol
L0,1K
mol
Lx10
L.S
mol1x10K
L
mol10K x 
L
mol0,1 x 
L
mol K.0,1
L.S
mol1x10
2
2
3
3
34
3
3
3
2
4
=
=
=⎟⎠
⎞⎜⎝
⎛=
+−
−−
 
3a Questão 
 
A reação abaixo representa a síntese da amônia: 
 
N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g) ΔHo = -92,2 kJ 
 
A Figura 1 representa a variação da concentração dos componentes da reação em 
função do tempo e a Figura 2 representa a variação da constante de equilíbrio, Kc, 
em função da temperatura. 
 
a) Usando os dados da Figura 1, calcule o valor de Kc da reação. 
 
b) Após o equilíbrio inicial, adicionou-se N2(g). Calcule o quociente reacional (Q) 
nesse instante e diga qual o sentido da reação. 
 
c) Discuta o principio de Lê Chatelier considerando o equilíbrio inicial e o novo 
equilíbrio estabelecido após a adição de N2(g). 
 
d) Por que, para essa reação, o valor da constante de equilíbrio diminui com o 
aumento da temperatura, como mostra a Figura 2? 
 
e) Qual é o valor de Kp a 700 K? 
 
f) Calcule o valor de ΔGo para essa reação, a 700 K? (Considere que ΔΗ° e ΔS° 
não variam com a temperatura) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1 Figura 2 
 
 
 
Resolução: 
a) No equilíbrio 
 [H2] = 3,00 M 
 [N2] = 0,50 M 
 [NH3] = 2,00 M 
0,30,296
13,5
4,00
0)(0,50)(3,0
(2,00)
))(H(N
)(NHK 3
2
3
22
2
3
c ≈==== 
b) [H2] = 3,00 
 [N2] = 1,55 
 [NH3] = 2,00 
cc
3
2
3
22
2
3
c
K0,1Q
0,10,096
41,85
4,00
0)(1,55)(3,0
(2,00)
))(H(N
)(NHQ
<=
≈====
 
A reação deverá ir para a direita, conforme prediz o princípio de Le Châtelier 
 
c) “Em geral, quando o equilíbrio é perturbado pela adição de qualquer reagente 
(neste caso o N2), o princípio de Le Châtelier prediz que: a alteração provocada 
pela adição deste reagente (N2) é aliviada pela reação na direção que consome 
substância adicionada (N2)” 
Quando o novo equilíbrio é estabelecido (Figura 1), as concentrações são [N2] = 
1,3, [H2] = 2,4 e a [NH3] = 2,3; e Qc é novamente igual ao Kc. 
 
d) A baixas temperaturas, a mistura em equilíbrio é rica em NH3 porque Kc é 
grande. As altas temperaturas, o equilíbrio desloca na direção do N2 e H2. 
 
Em geral a dependência da constante de equilíbrio com a temperatura, depende 
do sinal do ΔΗ° para a reação: a constante de equilíbrio para uma reação 
exotérmica (ΔΗ° negativo) diminui quando a temperatura aumenta. 
“O princípio de Le Châtelier diz que se calor é adicionado para uma mistura em 
equilíbrio (assim aumentando sua temperatura), a reação ocorre na direção que 
alivia o “stress” do calor adicionado”. 
Para uma reação exotérmica, como esta da produção de NH3, o calor é absorvido 
pela reação na direção reversa, e consequentemente Kc diminui com o aumento 
da temperatura. 
 
e) Kc a 700°K ≈ 0,3 (retirado do gráfico 2) Δn = 2-4 = -2 
Kp = Kc (RT)Δn 
Kp = 0,3 (0,082.700)-2 
KP = 0,3/(0,082 . 700)2 = 0,3/(57,4)2 = 0,3/3295 = 9,1 x 10-5 
 
f) ΔG° = -RT ln Kp
 = -8,314 J/k.mol x 700 K ln 9,1 x 10-5 
 = -2,303 x 8,314 x 700 log 9,1 x 10-5 
 -4,04 
ΔG° = 54148 J = 54,15 kJ 
4a Questão 
 
As pilhas de combustível são células galvânicas em que os reagentes são 
continuamente fornecidos aos eletrodos. São de grande interesse, uma vez que 
energia química é diretamente transformada em energia elétrica. 
Uma pilha de combustível, na qual os reagentes são oxigênio e hidrogênio, 
é usada como combustível em viagens espaciais. As semi-equações de redução 
para essa pilha são dadas abaixo: 
 
2H2O(l) + 2e- → H2(g) + 2OH-(aq) Eº = -0,828 V 
 
O2(g) + 2H2O(l) + 4e- → 4OH-(aq) Eº = +0,402 V 
 
a) Qual semi-reação se processa no catodo? 
b) Qual é a única substância produzida na célula? Mostre as equações. 
c) Na reação global, preveja se a variação de entropia favorece ou não uma 
formação dos produtos. Justifique 
d) Calcule ΔGº e K para a reação global. 
 
Resolução: 
 
a) O2(g) + 2H2O(l) + 4e- → 4OH-(aq) 
b) 2H2O(l) + 2e- → H2(g) + 2OH-(aq) Eº = -0,828 V [x(-2)] 
 2H2(g) + 4OH-(aq) → H
2
4 2O(l) + 4e- Eº = +0,828 V 
 O2(g) + 2H2O(l) + 4e- → 4OH- Eº = +0,402 V 
 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) ΔEº = 1,23 V 
 
A única substância produzida na célula é a água. 
 
c) A variação de entropia não favorece a formação dos produtos, pois o número de 
mol de substâncias gasosas diminui. 
 
d) ΔG° = -nFΔE° 
ΔG° = -4 x 96500 x 1,23 = - 474,8 kJ mol-1 
831,68x10K 
191,6lnK
1,23 x 
8,314x298
4x96500lnK
ΔE
RT
nFlnK=
=
=
°=