Grátis: Ácido nítrico é um importante reagente usado no preparo de nitrato de amônio, NH4NO3, um fertilizante nitrogenado. Industrialmente, o ácido nítrico... – Questões Respondidas

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Ácido nítrico é um importante reagente usado no preparo de nitrato de amônio, NH4NO3, um fertilizante nitrogenado. Industrialmente, o ácido nítrico é obtido a partir da reação da amônia com gás oxigênio, um processo que ocorre em três etapas, todas exotérmicas.

Etapa 1: 4 NH3 (g) + 5O2 (g) → 4 NO (g) + 6 H2O (l)
Etapa 2: 2NO (g) + O2 (g) → 2 NO2 (g)
Etapa 3: 3NO2 (g) + H2O (l) → 2 HNO3 (aq) + NO (g)

Na primeira etapa, forma-se NO, o qual reage com mais oxigênio formando NO2, um óxido ácido, que reage com a água formando HNO3 e NO. O composto NO é, portanto, um subproduto da reação. É importante o seu reaproveitamento, senão ele pode ser liberado para o ambiente, onde reagirá com o oxigênio, formando NO2.
O procedimento que permite diminuir a quantidade formada do subproduto NO é aumentar a
pressão de oxigênio, na etapa 1.
concentração de NO2, na etapa 3.
quantidade de amônia, na etapa 1.
quantidade de oxigênio, na etapa 2.
temperatura dos reagentes, na etapa 1.

Testando o Conhecimento

há 2 meses

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DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO APROFUNDAMENTO

UEPA

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Ed

há 2 meses

Para diminuir a quantidade do subproduto NO formado na etapa 1, é importante favorecer a reação que consome NH3 e O2 para formar NO. Analisando a etapa 1: 4 NH3 (g) + 5 O2 (g) → 4 NO (g) + 6 H2O (l) Se aumentarmos a pressão de oxigênio (O2) na etapa 1, haverá mais reagente disponível para a reação avançar, consumindo mais amônia e oxigênio para formar NO. Porém, isso pode aumentar a formação de NO, não diminuir. O subproduto NO é consumido na etapa 2: 2 NO (g) + O2 (g) → 2 NO2 (g) Para diminuir o NO, devemos favorecer a sua conversão em NO2, ou seja, aumentar a quantidade de oxigênio na etapa 2, para que o NO seja rapidamente convertido em NO2, reduzindo sua liberação. Portanto, a resposta correta é: Aumentar a quantidade de oxigênio na etapa 2.

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A água oxigenada é uma solução aquosa de peróxido de hidrogênio, frequentemente utilizada em ferimentos. Essa substância, ao se decompor, libera gás oxigênio, conforme a equação química a seguir.

2 H2O2 (aq) → 2 H2O (ℓ) + O2 (g)

Em um experimento de decomposição dessa substância, observou-se que a concentração de uma solução de peróxido de hidrogênio decaiu de 0,05 para 0,01 mol/L em 5 minutos.
Nesse caso, a taxa média de formação de O2, em mol/L.min, é igual a
0,002
0,004
0,006
0,008

A primeira etapa do tratamento de água em uma Estação de Tratamento de Águas (ETA) é a adição de Aℓ2(SO4)3 para produzir o A ℓ (OH)3, agente floculante responsável pela aglutinação das impurezas presentes na água que chega à estação. A equação que representa essa reação está apresentada a seguir:

Aℓ2(SO4)3 + 3H2O ⇌ Aℓ(OH)3 + 3H2SO4

As ETAs adicionam uma segunda substância nessa etapa para aumentar o rendimento dessa reação.
A substância que apresenta essa função é
KNO3
NaCℓO
Ca(OH)2
FeCℓ3
NaF

O sulfato de bário (BaSO4) é mundialmente utilizado na forma de suspensão como contraste em radiografias de esôfago, estômago e intestino. Por se tratar de um sal pouco solúvel, quando em meio aquoso estabelece o seguinte equilíbrio:

BaSO4 (s) ⇄ Ba2+ (aq) + SO42- (aq)

Por causa da toxicidade do bário (Ba2+), é desejado que o contraste não seja absorvido, sendo totalmente eliminado nas fezes. A eventual absorção de íons Ba2+, porém, pode levar a reações adversas ainda nas primeiras horas após sua administração, como vômito, cólicas, diarreia, tremores, crises convulsivas e até mesmo a morte.
Para garantir a segurança do paciente que fizer uso do contraste, deve-se preparar essa suspensão em
água destilada.
soro fisiológico.
solução de cloreto de bário, BaCl2.
solução de sulfato de bário, BaSO4.
solução de sulfato de potássio, K2SO4.

Considere a reação reversível representada pela equação:

2 X(g)↔Y(g)

A constante de equilíbrio, Kc para esta reação é 0,36 a 25°C. A uma determinada temperatura, um recipiente fechado é inicialmente preenchido apenas com 0,50 mol da substância X em um volume de 1 litro.
Qual das alternativas a seguir descreve corretamente o efeito de adicionar mais da substância X ao sistema após ele ter atingido o equilíbrio?
A concentração de Y aumentará.
A concentração de Y diminuirá.
O valor da constante de equilíbrio aumentará.
O valor da constante de equilíbrio diminuirá.

No processo de produção de ácido sulfúrico, uma das etapas envolve a reação dos gases dióxido de enxofre e oxigênio, formando o trióxido de enxofre, de acordo com a reação representada pela equação:

2SO2 (g) + O2 (g) ⇌ 2SO3 (g)

Dados da reação de formação do trióxido de enxofre são apresentados na tabela:
Trata-se de uma reação , favorecida da temperatura. Nessa reação, a formação do gás SO3 é favorecida da pressão.

As lacunas são preenchidas, respectivamente, por:
endotérmica; pela diminuição; pelo aumento.
exotérmica; pela diminuição; pela diminuição.
exotérmica; pelo aumento; pela diminuição.
endotérmica; pelo aumento; pelo aumento.
exotérmica; pela diminuição; pelo aumento.

O fenol é uma substância de caráter ácido, que sofre ionização de acordo com a equação a seguir.
Com base nessas informações, pode-se afirmar que:
o íon fenolato é um ácido conjugado.
a reação inversa é mais rápida que a reação direta.
o equilíbrio é fortemente deslocado para a esquerda.
a adição de uma base forte aumenta o valor da constante Ka.
no equilíbrio, predominam as espécies ionizadas.

Para a produção de titânio metálico ou dióxido de titânio puros, é necessário fazer a cloração do minério que contém dióxido de titânio, com o objetivo de separar esse óxido de outras substâncias presentes no minério. A principal reação química de cloração é representada por:

TiO2 (s) + 2 Cl2 (g) ⇄ TiCl4 (g) + O2 (g) DH = +175 kJ/mol

Depois da cloração, o tetracloreto de titânio é condensado e convertido, novamente, a dióxido de titânio.
Após o sistema atingir o equilíbrio químico, como a formação do TiCl4 pode ser favorecida?
Aumentando a pressão total do sistema.
Diminuindo a temperatura do sistema.
Aumentando a pressão parcial de O2.
Aumentando a pressão parcial de Cl2.
Variando a quantidade de TiO2.

O acetato de etila (CH3COOC2H5) é um líquido incolor de forte odor, amplamente aplicado nas indústrias de solventes e produzido pela reação do ácido acético (CH3COOH) com o etanol (CH3CH2OH), conforme a descrição do equilíbrio químico a seguir:

Ácido acético + etanol ⇌ Acetato de etila + água + calor
Segundo o Princípio de Le Chatelier, uma forma de se garantir maior produção do acetato de etila é:
Aumentar a temperatura do sistema.
Adicionar uma base no meio.
Aumentar o pH do meio.
Adicionar ácido acético.

Diversos cosméticos e produtos dermatológicos contêm ácido salicílico, um composto de baixa solubilidade em água, que pode ser dissolvido a partir da formação de um complexo de salicilato, de acordo com a equação a seguir.
Uma maneira de aumentar a solubilidade do ácido salicílico é adicionar ao sistema
Fe
HCℓ
FeCℓ3
CH3OH
FeSO4