P2 - PROVA DE QUÍMICA GERAL - 27/10/12

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Maria Luiza Bergler Leveck
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1 P2 - PROVA DE QUÍMICA GERAL - 27/10/12 Nome: Nº de Matrícula: GABARITO Turma: Assinatura: Questão Valor Grau Revisão 1 a 2,5 2 a 2,5 3 a 2,5 4 a 2,5 Total 10,0 Dados: T (K) = T ( C) + 273,15 R = 8,314 J mol -1 K -1 = 0,0821 atm L mol -1 K -1 ph + poh = 14 à 25 C PV = nrt K p = K c (RT) n q = mc T G = H - T S V m = 22,414 L mol -1, à 0 C e 1 atm

2 1 a Questão O processo de Haber-Bosch é o mais importante método de obtenção do gás amônia, NH 3. Neste processo os gases nitrogênio, N 2, e hidrogênio, H 2, são combinados diretamente a alta pressão e temperatura de 500 C, utilizando o ferro como catalisador, conforme demonstrado na reação abaixo: N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) K c = 2,4 x 10-7, à 500 C a) Suponha que sejam injetados em um reator de 0,50 L, as seguintes quantidades de matéria: 1,2 x 10 2 mol de N 2, 1,0 x 10 2 mol de H 2 e 1,5 x 10 2 mol de NH 3, a 500 C. Calcule a concentração de NH 3, no equilíbrio, sabendo que a concentração do H 2 neste equilíbrio é de 5,0 x 10 2 mol L -1. b) Calcule o valor da constante de equilíbrio, K p, à 500 C. c) Sabendo-se que o valor de K c para esta reação à 25 C é de 2,8 x 10 4, indique em qual das duas temperaturas (500 C ou 25 C) a formação dos reagentes é favorecida. Justifique sua resposta. d) Suponha agora, em outro experimento a 25 C, que somente seja injetado, num reator de 1,0 L, uma certa quantidade de NH 3. Calcule a concentração inicial de NH 3 e as concentrações no equilíbrio de H 2 e N 2, sabendo que a concentração de NH 3 no equilíbrio é de 5,0 x 10-3 mol L -1.

3 V = 0,50 L Resolução: a) À 500 o C: n(n 2 ) = 1,2 x 10 2 mol [N 2 ] = 2,4 x 10 2 mol L -1 n(h 2 ) = 1,0 x 10 2 mol [H 2 ] = 2,0 x 10 2 mol L -1 n(nh 3 ) = 1,5 x 10 2 mol [NH 3 ] = 3,0 x 10 2 mol L -1 Qc > Kc I 2,4 x ,0 x ,0 x 10 2 R y 3 y 2 y E 2,4 x y 2,0 x y 3,0 x y 2,0 x y = 5,0 x 10 2 y = 1,0 x 10 2 No equilíbrio, [NH 3 ] = 3,0 x (1,0 x 10 2 ) = 1,0 x 10 2 mol L -1 b) Kp = Kc (R T) Δn Kp = 2,4 x 10-7 x (0,0821 x 773) -2 Kp = 6,0 x à 500 o C Ou

4 P = [ ] x R x T P(N 2 ) = 3,4 x 10 2 x 0,0821 x 773 = 2,2 x 10 4 atm P(H 2 ) = 5,0 x 10 2 x 0,0821 x 773 = 3,2 x 10 4 atm P(NH 3 ) = 1,0 x 10 2 x 0,0821 x 773 = 6,3 x 10 3 atm Kp = 5,4 x à 500 o C c) À 500 o C, o Kc é 2,4 x 10-7, considerado um valor baixo (menor que 10-3 ). Para valores baixos de Kc, os reagentes são favorecidos no equilíbrio. d) À 25 o C: I 0 0 z R y 3 y 2 y E y 3y z 2y z 2y = 5,0 x 10-3 K c 2,8 x 10 y = 2,4 x (5,0 x 10 yx (3y) 3 3 ) 2 Logo: [N 2 ]eq = 2,4 x 10-3 mol L -1 [H 2 ]eq = 7,2 x 10-3 mol L -1 [NH 3 ]i = z = 9,8 x 10-3 mol L -1

5 2 a Questão PARTE A Adicionam-se em um tubo de ensaio duas soluções aquosas distintas de cloreto de bário, BaCl 2, e carbonato de sódio, Na 2 CO 3, de tal forma que imediatamente após a mistura as concentrações sejam iguais a: 1,00 x 10-3 g L -1 e 2,00 x 10-1 g L -1, respectivamente. Considere que BaCl 2, Na 2 CO 3 e NaCl são sais totalmente solúveis nestas condições. a) Verifique se ocorrerá a precipitação de carbonato de bário, BaCO 3, nas condições mencionadas. Justifique a sua resposta com cálculos, considerando o equilíbrio heterogêneo abaixo representado. BaCO 3 (s) Ba 2+ (aq) + CO 2-3 (aq) K ps = 1,90 x 10-8, à 25 C Dados: M (BaCl 2 ) = 208 g mol -1 ; M (Na 2 CO 3 ) = 106 g mol -1 PARTE B Um químico dissolveu 6,1565 g de ácido benzóico, C 6 H 6 COOH, em 500 ml de água. A dissociação deste ácido está representada abaixo. Considere que a massa do ácido não alterou o volume final da solução. C 6 H 6 COOH(aq) + H 2 O(l) C 6 H 6 COO - (aq) + H 3 O + (aq) pk a = 4,202 à 25 C b) Calcule, no equilíbrio, a concentração da base conjugada correspondente ao ácido benzóico e o ph da solução. c) Explique como a adição de uma solução de uma base forte, por exemplo, hidróxido de sódio, NaOH, afetará o equilíbrio de dissociação do ácido benzoico. Dado: M (C 6 H 6 COOH) = 123,1303 g mol -1

6 Resolução: PARTE A a) [BaCl 2 ] = mol L -1 [Ba 2+ ] = [BaCl 2 ] = mol L -1 [Na 2 CO 3 ] = mol L -1 [CO 3 2- ] = [Na 2 CO 3 ] = mol L -1 BaCO 3 (s) Ba 2+ (aq) + CO 3 2- (aq) K ps = 1,90 x 10-8 Q = [Ba 2+ ] x [CO 3 2- ] = 4,80 x 10-6 x 1,89 x 10-3 = 9,07 x 10-9 Como Q (9,07 x 10-9 ) < K ps (1,90 x 10-8 ), não ocorre a precipitação do BaCO 3. PARTE B b) [C 6 H 6 COOH] = Base conjugada = C 6 H 6 COO - pk a = 4,202 k a = 10 -pka = 10-4,202 = 6,28 x 10-5 C 6 H 6 COOH (aq) C 6 H 6 COO - (aq) H 3 O + (aq) início 0, equilíbrio k a = ([C 6 H 6 COO - ]x[h 3 O + ])/[ C 6 H 6 COOH] = 6,28 x 10-5

7 Considerando [ C 6 H 6 COOH] = [base conjugada] = [C 6 H 6 COO - ] = = mol L -1 [H 3 O + ] = = mol L -1 ph = -log [H 3 O + ] = - log ( ) = 2,600 Alternativamente, pode-se considerar [ C 6 H 6 COOH] = [base conjugada] = [C 6 H 6 COO - ] = = mol L -1 [H 3 O + ] = = mol L -1 ph = -log [H 3 O + ] = - log ( ) = 2,607 c)a adição de uma base forte, p.ex. NaOH, aumenta a concentração de OH -. NaOH(aq) Na + (aq) + OH - (aq) Ocorre a reação entre OH - e H +, diminuindo a concentração de H +. O equilíbrio é deslocado no sentido de formação de C 6 H 6 COO - e H 3 O +, favorecendo, assim, a dissociação do ácido benzóico.

8 3 a Questão O acetileno, C 2 H 2, é um gás utilizado em soldas e em corte de metais por maçarico, devido à sua queima ser extremamente exotérmica. A reação de combustão do acetileno está representada abaixo. C 2 H 2 (g) O 2 (g) 2 CO 2 (g) + H 2 O(g) H = -1299,5 kj mol -1, à 25 C a) Calcule o calor liberado, sabendo que a queima de certa quantidade de C 2 H 2 produziu 1,50 L de CO 2, à 25 C e pressão constante de 1,00 atm. b) Calcule a diferença entre o calor produzido pela combustão de 70,0 g de uma amostra contendo 90,0% de C 2 H 2 e o calor necessário para aquecer 20,0 L de H 2 O, de 25,0 C para 40,0 C. c) Defina entalpia padrão de uma reação química. Dados: d (H 2 O) = 1,00 g ml -1 c (H 2 O) = 4,184 J g -1 C -1 M (C 2 H 2 ) = 26,04 g mol -1

9 Resolução: a) Calor liberado, quando é produzido 1,50 L de CO 2. n = PV/RT = 1,00 x 1,50/0,0821 x 298 = 0,0613 mol 1 C 2 H 2 2 CO 2 x =0,0306 0,0613 mol Para 1 mol -1299,5 0, ,8 kj b) Calor usado para aquecer 20,0 L de H 2 O de 25,0 para 40,0 C 1,00 g 1 ml 200 x 10 2 g (200 x 10 2 ml=)20,0l Q = m. c. T Q = 200 x 10 2 x 4,184 x (40,0 25,0) = 1,26 x 10 6 J= 1,26 x 10 3 kj Calor produzido pela combustão do C 2 H 2 : n acet = 70,0 g/ 26,04 g = 2,69 mol 100% 2,42 mol 90,0 % 1 mol acet ,5 kj 2,42 mol - 3,14 x 10 3 kj b) Diferença entre o calor da combustão do C 2 H 2 e o calor usado para aquecer a H 2 O ΔQ = -3,14 x ,26 x 10 3 = -1,88 x 10 3 kj c) Entalpia padrão de uma reação química: é quantidade de calor liberado ou absorvido na reação de 1 mol de substância, estando reagentes e produtos no estado padrão. Estado padrão corresponde a forma pura dos reagentes e produtos, pressão 1 bar (=10 5 Pa = 0,99 atm), concentração 1 mol L -1. A temperatura não faz parte do estado padrão.

4 a Questão O gráfico demonstra como a energia livre padrão, ΔG o, em kj, varia com a temperatura, em K, para três diferentes reações de oxidação: 2 Zn(s) + O 2 (g) 2 ZnO(s) eq.

10 4 a Questão O gráfico demonstra como a energia livre padrão, ΔG o, em kj, varia com a temperatura, em K, para três diferentes reações de oxidação: 2 Zn(s) + O 2 (g) 2 ZnO(s) eq. 1 2 C(s) + O 2 (g) 2 CO(g) eq. 2 2 Mg(s) + O 2 (g) 2 MgO(s) eq. 3 Gráficos como este são de extrema importância para as engenharias uma vez que são usados para determinar as condições adequadas para a obtenção de metais livres a partir de seus óxidos. a) Encontre no gráfico o valor da variação de entalpia padrão, ΔH, para a equação 3 e indique a sua unidade. b) Calcule o valor da entropia padrão, ΔS, em J K -1, para a equação 2. c) Explique se é possível decompor, espontaneamente, CO em C e O 2. d) Para a equação 1, indique a temperatura aproximada a partir da qual esta reação deixa de ser espontânea. Justifique sua resposta. e) Por que o Mg pode ser usado para converter ZnO em Zn mas Zn não pode converter MgO em Mg na faixa de temperatura do gráfico? Considere que ΔH e ΔS não variam nesta faixa de temperatura.

11 Resolução: 298 K d) T = 3500 K A eq. 2 apresenta um H -700 kj e um S = J K Logo T> 3500K 0,200 A partir de 3500 K, a eq. 2 apresenta valores de G > 0 a) G = H - T S T = 0 ; - T S = 0 Logo G = H = kj (-900) 700 b) Inclinação = - 0, S = -184 J K -1 S = 184 J K -1 c) Não é possível decompor espontaneamente, CO em C e O 2. Em qualquer temperatura do gráfico (linha 2) mostra que o G é sempre negativo para a equação 2. Logo, o inverso da equação 2 apresenta G positivo em todas as temperaturas, caracterizando um processo não espontâneo. 2 CO(g) 2 C(s) + O 2 (g) H = kj S = -179 J K -1 e) Usando como exemplo a temperatura de 25 C. 2 Mg(s) + O 2 (g) 2 MgO(s) G = kj à 25 C 2 ZnO(s) 2 Zn(s) O 2 (g) G = +650 kj à 25 C 2 Mg(s) + 2 ZnO(s) 2 Zn(s)+ 2 MgO(s) G = (-1150) + (+650) = kj É um processo espontâneo 2 Zn(s) + O 2 (g) 2 ZnO(s) G = -650 kj à 25 C 2 MgO(s) 2 Mg(s) + O 2 (g) G = à 25 C 2 Zn(s)+ MgO(s) + 2 Mg(s) 2 ZnO(s) G = (-650) + (+1150) = kj É um processo não espontâneo A todas as temperaturas o gráfico (3) está abaixo do gráfico (1)

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