Química - Livro 2-352-354

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QUÍMICA Capítulo 5 Equilíbrios químicos I352
5 Ufla De acordo com o Princípio de Le Chatelier, quando um sistema em equilíbrio sofre alguma modificação em parâ-
metros, como pressão, temperatura ou concentração, as proporções de reagentes e produtos se ajustam, de maneira
a minimizar o efeito da alteração. Considerando essa reação em equilíbrio, responda:
2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g) + calor
a) Calcule a constante de equilíbrio para a reação quando a pressão parcial de H2 for 1 atm, a pressão parcial de O2
for 1 atm e a pressão parcial de H2O for 0,5 atm.
b) Se adicionarmos 0,15 mol de H2 e 0,7 mol de O2 ao recipiente de 0,50 L e deixarmos a mistura atingir o equilíbrio
a 25 °C, observamos que 50% do H2 foi consumido. Qual é a composição final dessa mistura em mol L
-1?
6 Ufla O NO (monóxido de nitrogênio) é um poluente atmosférico formado a temperaturas elevadas pela reação de N2
e O2. A uma determinada temperatura, a constante de equilíbrio para a reação é igual a 5,0 ⋅ 10
-4. Nessa temperatura,
as concentrações de equilíbrio são: NO = 1,0 ⋅ 10-5 mol L-1 e N2 = 4,0 ⋅ 10
-3 mol L-1.
Pergunta-se:
a) Qual a concentração molar de O2 nas condições de equilíbrio?
b) Sabendo-se que a constante de velocidade para reação direta é igual a 2,0 ⋅ 10-6, nas condições descritas ante-
riormente, calcule a constante de velocidade para a reação inversa.
7 UFV Amônia pode ser preparada pela reação entre nitrogênio e hidrogênio gasosos, sob alta pressão, segundo a
equação a seguir:
N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)
A tabela a seguir mostra a variação da concentração dos reagentes e produtos no decorrer de um experimento rea-
lizado em sistema fechado, a temperatura e pressão constantes.
Intervalo de tempo [N2]/mol/L [H2]/mol/L [NH3]/mol/L
0 10 10 0
1 X 4 4
2 7 1 Y
3 7 1 Y
a) Os valores de X e Y no quadro anterior são:
 X = __________________________ mol ⋅ L–1
 Y = __________________________ mol ⋅ L–1
b) Escreva a expressão da constante de equilíbrio para esta reação, em termos das concentrações de cada com-
ponente.
 KC = __________________________.
c) O valor da constante de equilíbrio para esta reação, nas condições do experimento, é ___________________
_____________.
F
R
E
N
T
E
 3
353
8 UEM 2015 Assinale o que for correto.
01 O valor da constante de equilíbrio para uma reação, em uma dada temperatura, não depende das concentra-
ções iniciais de reagentes e de produtos.
02 Aquecendo-se 1 mol de trióxido de enxofre em um recipiente fechado com capacidade de 5 litros, observou-se
que esta substância apresentava-se 60% dissociada após o sistema ter atingido o equilíbrio. Utilizando-se
dessas informações, infere-se que o grau de equilíbrio é 0,6.
04 Considere a seguinte reação balanceada: 2 SO2(g)
+ O2(g)  2 SO3(g) a qual apresenta uma constante de
equilíbrio igual a 9,9 ⋅ 1025. A partir do valor da constante de equilíbrio é possível afirmar que na situação de
equilíbrio químico há muito mais reagente do que produto.
08 A função de um catalisador é atuar diminuindo a energia de ativação de uma dada reação. A diminuição dessa
energia de ativação significa que o equilíbrio da reação se desloca para a maior formação de produtos.
16 Para a reação abaixo é necessário trabalhar em temperaturas elevadas para que haja uma grande produção
de alumina.
4 Al(s) + 3 O2(g) 2 Al2O3 DH = -3 344 kJ
Soma:
9 UEPG 2015 Considerando a equação em equilíbrio, de síntese do SO3
2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g)
As constantes de equilíbrio, KC, para essa reação em diferentes temperaturas são as seguintes:
KC Temperatura (K)
100 1   000
2 1  200
Com base nessa equação e os fatores que podem afetar o seu equilíbrio, assinale o que for correto.
01 Para melhorar o rendimento dessa reação pode-se diminuir a concentração de SO2(g) ou de O2(g).
02 Para que essa reação atinja o equilíbrio mais rapidamente, pode-se aumentar a concentração de SO2(g) ou de
O2(g).
04 Para melhorar o rendimento dessa reação pode-se aumentar o volume do recipiente em que a reação ocorre e,
desta forma, diminuir a pressão.
08 A síntese do SO3 é uma reação exotérmica.
16 Para melhorar o rendimento dessa reação deve-se abaixar a temperatura.
Soma:
QUÍMICA Capítulo 5 Equilíbrios químicos I354
10 UFJF A síntese da amônia foi desenvolvida por Haber-Bosh e teve papel importante durante a 1ª Guerra Mundial.
A Alemanha não conseguia importar salitre para fabricação dos explosivos e, a partir da síntese de NH3, os alemães
produziam o HNO3 e deste chegavam aos explosivos de que necessitavam. A equação que representa sua formação
é mostrada abaixo:
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
a) A partir da equação química para a reação de formação da amônia, descrita acima, e sabendo que a reação apre-
senta DH < 0 o que aconteceria com o equilíbrio, caso a temperatura do sistema aumentasse?
b) Calcule a variação de entalpia da formação da amônia, a partir das energias de ligação mostradas na tabela a
seguir, a 298 K:
Ligação
Energia de
ligação (kJ ⋅ mol–1)
H–H 436
N≡N 944
H–N 390
c) Suponha que a uma determinada temperatura T foram colocados, em um recipiente de 2,0 litros de capacidade,
2,0 mols de gás nitrogênio e 4,0 mols de gás hidrogênio. Calcule o valor da constante de equilíbrio, KC, sabendo
que havia se formado 2,0 mols de amônia ao se atingir o equilíbrio.
d) Considere que a lei de velocidade para a reação de formação da amônia é v = k ⋅ [H2]
3 ⋅ [N2]. Calcule quantas ve-
zes a velocidade final aumenta, quando a concentração de nitrogênio é duplicada e a de hidrogênio é triplicada,
mantendo-se a temperatura constante.
11 UFPR O bicarbonato de sódio é um produto químico de grande importância. Ele possui diversas aplicações, sendo
largamente utilizado como antiácido, para neutralizar a acidez estomacal, e como fermento químico, na produção de
pães, bolos etc. Nos EUA, a produção industrial do bicarbonato de sódio utiliza o método de extração do mineral Tro-
na. Já no Brasil e vários países da Europa, o bicarbonato de sódio é produzido industrialmente pelo Processo Solvay,
um dos poucos processos industriais não catalíticos. Esse processo consiste em duas etapas. Na primeira, a salmoura
é saturada com amônia. Na segunda, injeta-se gás carbônico na salmoura saturada, o que provoca a precipitação do
bicarbonato de sódio. As duas etapas podem ser descritas pelas duas equações a seguir:
NH3(g) + H2O(l) NH
+
4(aq) + OH
-(aq)
DH = -30,6 kJ ⋅ mol-1
CO2(g) + OH
-(aq) + Na+(aq) NaHCO3(s)
DH = -130,0 kJ ⋅ mol–1
Sobre essas etapas, responda:
a) Por que se adiciona amônia na primeira etapa do processo?
b) Utilizando as informações fornecidas e os conceitos do Princípio de Le Châtelier, que condições experimentais
de temperatura e pressão favorecerão maior eficiência do processo nas duas etapas?