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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= = = °=
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