Ficha nº2 - Preparar exame

 

Questões resolvidas

 

1.1. O nitrogénio é um dos principais constituintes de fertilizantes sintéticos de origem não orgânica. Pode apare­cer, por exemplo, na forma de ureia, sulfato de amónio, fosfato de amónio, etc. produtos cuja produção industrial utiliza como matéria-prima o amoníaco.

Na figura apresentam-se esquemas químicos incom­pletos que representam reações em que se obtêm alguns desses fertilizantes.

a. Escreva as equações químicas que traduzem cada uma das reações representadas esquematica­mente na figura.

b. Indique, justificando, qual dos fertilizantes contribuiria com maior quantidade de nitrogénio para a adubação dos solos, considerando que, para a sua produção, se partiu sempre da mesma quantidade de amoníaco e que as reações foram completas, em relação a este reagente.

c. O sulfato de amónio é um dos fertilizantes acima referidos,

1. Selecione, justificando, a opção que completa corretamente cada uma das frases seguintes.

i. A quantidade de substância correspondente a 3,01 x 1022 unidades estruturais de sulfato de amónio é

                (A) 0,05 mol     (B) 0,5 mol   (C) 2,0mol     (D) 0,02mol

ii. O número de iões amónio presentes em 13,2 g do composto é

                (A) 6,02 x 1022  (B) 6,02 x 1023 (C) l,20 x l023 (D) l,20 x l022

        2. Determine a percentagem em massa de nitrogénio presente nesse composto.

1.2. O metano (componente principal do gás natural) pode ser produzido a partir da fermentação do lixo orgânico e ser usado como matéria-prima na produção do hidrogénio gasoso através da reação com vapor de água.

a. Escreva a equação química que traduz a reação de produção do hidrogénio gasoso a partir do metano.

b. Nas condições PTN fizeram-se reagir 5,00 kg de metano.

Admitindo um rendimento de 100%, determine:

1. 0 volume de hidrogénio que se poderá obter;

2. a quantidade de vapor de água necessária.

1.3. O amoníaco constitui a matéria-prima de muitas indústrias. Na produção industrial do ácido nítrico pelo processo de Ostwald o primeiro passo consiste na oxidação do amoníaco a óxido nítrico, na pre­sença de um catalisador de platina, de acordo com a seguinte equação química:

Determine a massa de óxido nítrico que se obtém quando se fazem reagir, em determinadas condi­ções de pressão e temperatura, 500 dm3 de oxigénio com excesso de amoníaco, admitindo um rendi­mento de 80%. A densidade do oxigénio, nas condições da reação, é 1,43 g dm3.



1.4. amoníaco é um composto importante na produção de adubos. A síntese industrial do amoníaco é feita pelo processo de Haber, nome do químico alemão que definiu as condições para sintetizar amo­níaco diretamente a partir de nitrogénio e hidrogénio.

Determine o rendimento da reação de síntese do amoníaco se se obtiverem 100 g de amoníaco quan­do se fazem reagir 45,0 g de hidrogénio, com excesso de nitrogénio.

1.5. Fez-se reagir uma amostra de 5,10 g de sulfato de amónio impuro com uma solução aquosa de hidró­xido de sódio em excesso, tendo-se obtido 1,66 dm3 de amoníaco gasoso, em condições PTN, sulfato de sódio e água. Determine a percentagem de impurezas da amostra analisada, considerando a rea­ção completa.

1.6.Uma das principais aplicações do amoníaco como matéria-prima é na produção de ácido nítrico. Este obtém-se pelo processo de Ostwald que consiste na oxidação do amoníaco.

O ácido nítrico reage com os metais de modo diferente, consoante a sua concentração. Quando con­centrado (68% em massa e densidade 1,42 g cm-3) reage com o cobre de acordo com a seguinte equação química:

4 HN03 (aq) + Cu (s) -> Cu(N03)2 (aq) + 2 N02 (g) + 2 H20 (l)

Num reator colocaram-se 100 g de cobre e 250 mL de ácido nítrico.

a. Qual é o reagente limitante?

b. Admitindo um rendimento de 100% determine a massa de:

1. nitrato de cobre que se obtém.

2. reagente em excesso no final da reação.

1.7. A escolha do processo a ser utilizado na produção de um determinado produto na indústria química é influenciada, entre outros fatores, pelo custo da matéria-prima e pelo rendimento do processo esco­lhido. 0 sulfato de amónio, (NH4)2S04, é um fertilizante cuja produção industrial utiliza como matéria- prima o amoníaco. Pode ser obtido por dois processos diferentes, um deles consiste em fazer reagir o amoníaco com ácido sulfúrico e o outro, além do amoníaco, utiliza o dióxido de carbono e o sulfato de cálcio como matérias-primas, como a seguir se indica:

2 NHg (aq) + C02 (g) + H20 (l) —> (NH4)2C03 (aq) (1.° passo)

(NH4)2C03 (aq) + CaS04 (aq) -> (NH4)2S04 (aq) + CaC03 (s) (2° passo)

Na produção industrial do sulfato de amónio é este o processo escolhido, uma vez que as matérias- -primas C02 e CaS04 são muito mais baratas que o ácido sulfúrico utilizado no primeiro processo.

a. Admitindo que o rendimento da primeira etapa é de 60% e que toda a quantidade de carbonato de amónio obtido é consumido na segunda etapa que massa de sulfato de amónio é produzida a partir de 1,7 kg de amoníaco?

b. Qual é o valor máximo da massa de sulfato de amónio que seria produzida, utilizando o primeiro pro­cesso, a partir de 1,7 kg de amoníaco e 20 dm3 de ácido sulfúrico de concentração 2,0 mol dm-3.

1.8. Na tentativa de responder à questão «Como se poderá identificar amoníaco ou compostos de amónio em produtos de limpeza domésticos?», um grupo de alunos realizou testes de identificação de nitro­génio amoniacal numa amostra, utilizando 0 seguinte procedimento:

I. Colocar no centro de uma caixa de Petri uma célula de vidro.

II. Colocar à volta da célula de vidro os reagentes correspondentes aos testes A, C e D, de acordo com 0 representado na figura seguinte.

III. Colocar 3 gotas de amostra a analisar na célula de vidro.

IV. Adicionar à amostra 2 gotas de solução aquosa de hidróxido de sódio. Tapar rapidamente com a tampa a caixa de Petri.

a. Complete a tabela à direita com as alterações que prevê que o grupo de alunos possa ter observado durante a execução do procedimento anterior, caso a amostra testada contenha amoníaco ou compostos de amónio.

b. Explique a necessidade da adição de duas gotas de solução aquosa de hidróxido de sódio à amostra.

c. Verifica-se sempre alteração de cor nos ensaios referentes ao teste D (solução aquosa de sulfato de cobre). Em que caso se considera que os resultados obtidos comprovam a presença de amonía­co ou de compostos de amónio na amostra?

d. O grupo de alunos não executou o teste B (cloreto de hidrogénio) por esquecimento. Elabore um procedimento laboratorial para a execução do teste B, em que se utilize o mesmo tipo de material dos testes anteriores,

 

QUESTÕES PROPOSTAS


1.1. A síntese industrial do amo­níaco veio a transformar-se numa das ndústrias mais importantes do século XX, dado as inúmeras aplicações do amoníaco.

Estabeleça a correspondência correta entre as indústrias da coluna I e as respe­tivas aplicações do amoníaco da coluna II.

Coluna 1

Coluna II

a. Indústria química

1. Fluido refrigerante

b. Indústria do frio

2. Produção de nylon

c. Indústria metalúrgica

3. Atmosferas de tratamento térmico

d. Indústria têxtil

4. Síntese de ureia

  
 

1.2. O amoníaco, NH3, obtém-se industrialmente através do processo de Haber-Bosch, fazendo-se reagir, em condições apropriadas, hidrogénio e nitrogénio gasosos.

O diagrama seguinte representa de uma forma simplificada o processo de Haber-Bosch.


Faça corresponder a cada letra do diagrama uma das seguintes opções.

A) N2 (g) + 3 H2 (g) -> 2 NH3 (g)    D) CH4 (g) + H20 (g) -> CO (g) + 3 H2 (g)

B) Ar                                                E) Vapor de água

C) Nitrogénio                                   F) Gás natural

1.3. Atualmente o processo de Haber-Bosch (cujo desenvolvimento valeu a Fritz Haber e a Cari Bosch o Prémio Nobel da Química de 1918 e 1931, respetivamente) é o mais importante processo indus­trial de obtenção do amoníaco.

Selecione a opção correta.

A) Na obtenção industrial do amoníaco o hidrogénio é o reagente em excesso.

B) A reação de síntese do amoníaco em sistema fechado é um exemplo de uma reação completa,

C) O processo de Haber-Bosch permite a fixação de nitrogénio atmosférico.

D) Atualmente o processo de Haber-Bosch utiliza hidrogénio obtido por gaseificação do carvão.

1.4. ácido sulfúrico (H2S04) é uma das substâncias com maior produção mundial, sendo a sua produção per capita um dos indicadores do índice de desenvolvimento de um país. 0 nome do composto puro, de acordo com as regras de nomenclatura, é sulfato de hidrogénio. Determine:

  1. o número de moléculas que existem em 5 moles de sulfato de hidrogénio.
  2. o número de átomos de oxigénio existentes em 19,6 g de sulfato de hidrogénio.
  3. a massa de 3 moles de sulfato de hidrogénio.
  4. a percentagem em massa de enxofre em 1 mole de moléculas de sulfato de hidrogénio.

1.5. Do ponto de vista industrial o objetivo de qualquer reação química é produzir a quantidade máxima de produto a partir dos reagentes iniciais. Daí que, frequentemente, se utilize um dos reagentes em excesso para assegurar que o reagente mais caro seja completamente convertido no produto dese­jado. No processo de Haber-Bosch, o reagente limitante é o hidrogénio, uma vez que o seu processo de obtenção o torna mais caro do que o nitrogénio.

Para produzir diariamente 5 toneladas de amoníaco, utilizam-se 6,6 x 103 m3 de nitrogénio e 9,9 x 103 m3 de hidrogénio, medidos em condições PTN.

  1. Verifique que o reagente limitante é o hidrogénio.
  2. Qual é o volume total de reagentes, na proporção estequiométrica e em condições PTN, necessário para se duplicar a massa de amoníaco produzida diariamente?
  3. Determine o volume mínimo de ar, medido em condições PTN, necessário para a produção da massa de amoníaco referida na alínea anterior, sabendo que o nitrogénio utilizado neste processo provém do ar atmosférico, cuja composição é 78% em volume de nitrogénio. 


1.6. A síntese industrial do amoníaco permitiu o advento dos fertilizantes nitrogenados que levou a um aumento de 30 a 50% da produção agrícola, o que garantiu a sobrevivência de 27% da população mundial durante o século XX. Um desses fertilizantes é o sulfato de amónio, cuja síntese pode ser repre­sentada pela seguinte equação química
 

2 NH3(g) + H2S04 (aq) -> (NH4)2S04 (s)

Selecione a opção que permite obter uma afirmação correta.

Na reação de 201,6 dm3 de amoníaco, medidos em condições PTN, com 441,0 g de ácido sulfúrico,

  1. obtém-se 594,8 g de sulfato de amónio.
  2. os reagentes não estão em quantidades estequiométricas.
  3. há um excesso de 9,800 g de ácido sulfúrico.
  4. há consumo de 4,500 moles de amoníaco.
 

1.7. O nitrogénio gasoso tem uma larga aplicação na indústria, destacando-se as indústrias quími­ca, alimentar, elétrica e metalúrgica. Laboratorialmente o nitrogénio obtém-se por decomposição térmi­ca do nitrito de amónio, NH4N02, segundo a equação

NH4Cl (aq) + NaN02 (aq) -> N2 (g) + NaCl (aq) + 2 H20 (l)

Nota: o aquecimento direto do nitrito de amónio provoca explosão violenta

Admita que se fizeram reagir, aquecendo brandamente, 3,0 g de cloreto de amónio com 1,0 g de nitrito de sódio em solução aquosa, tendo-se obtido 0,284 dm3 de nitrogénio gasoso (p = 1,146 g dm-3).

Calcule o rendimento da decomposição apresentando todas as etapas de resolução.

1.8. O gás natural é um combustível fóssil constituído essencialmente por metano, CH4, um hidro- carboneto muito volátil, inflamável e inodoro. Quando o metano arde no ar, a combustão pode ser com­pleta ou incompleta, dependendo da quantidade de oxigénio. A combustão incompleta pode ser traduzida pela seguinte equação química:

CH4(g)+2/302(g) -> C0(g) + 2H20(g)

Admitindo que o oxigénio representa 21% do volume total de ar e que o rendimento do processo é 75%, determine para a combustão de 40,0 L de metano, medidos em condições PTN:

a. o volume de ar necessário.                    

b. a massa de monóxido de carbono libertada.

1.9. No laboratório pode obter-se amoníaco através do aquecimento de uma mistura sólida de clo­reto de amónio e hidróxido de cálcio. O processo é traduzido pela equação química seguinte:

2 NH4Cl (s) + Ca(OH)2 (s) -> CaCl2 (s) + 2 NH3 (g) + 2 H20 (g)

a. Determine a massa de reagente em excesso quando se misturam 32,1 g de cloreto de amónio com 21,6 g de hidróxido de cálcio.

b. Calcule a massa de amoníaco obtida considerando um rendimento de 25%.

1.10. O hidrogénio é um importante gás industrial, sendo 0 gás natural (CH4) a principal matéria- prima utilizada para a sua produção industrial. O processo designa-se reformação do metano com vapor de água. As principais reações são:

CH4 (g) + H20 (g) -> CO (g) + 3 H2 (g) (1)          CO(g)+H20(g)->C02(g) + H2(g) (2)

Considerando que se fizeram reagir 1 mol de metano com 3 mol de vapor de água e que os rendimentos das reações (1) e (2) são respetivamente 95% e 37%, determine a quantidade de hidrogénio obtido.

1.11.  O calcário (carbonato de cálcio, CaC03) é utilizado industrialmente nos fornos de cal como matéria-prima para a produção de cal viva (CaO) que é amplamente utilizada na construção civil, e tam­bém pode ser usada para baixar a acidez dos solos, com 0 objetivo de melhorar a produção agrícola. A decomposição térmica do calcário nos fornos de cal traduz-se pela seguinte equação química.

CaC03 (s) CaO (s) + C02 (g)

a. Uma amostra de 180,0 g de calcário contém 144,0 g de CaC03 e 36,0 g de impurezas.

Determine o grau de pureza do calcário.

b. A cal viva quando entra em contacto com a água produz hidróxido de cálcio (Ca(0H)2), de acordo com a seguinte equação química.

CaO (s) + H20 (l) -> Ca(OH)2 (s)

Calcule a massa de hidróxido de cálcio obtida a partir da quantidade de cal viva produzida a partir de 2 toneladas de calcário com 80% em massa de CaC03. Admita que 0 rendimento da reação de decomposição térmica do calcário foi de 50% e que na reação de formação do hidróxido de cálcio se utilizou água em excesso.

1.12. O salitre-do-chile é um produto natural extraído no deserto do Atacama, no Chile. É um fertili­zante de alta solubilidade e pureza, cujo teor em nitrato de sódio é 75%. Uma amostra de 680,0 g de salitre-do-chile reage com ácido sulfúrico concentrado, de acordo com a equação:

NaN03 (s) + H2S04 (l) -> NaHS04 (s) + HN03 (g)

Calcule a massa de ácido necessário para reagir, considerando a reação completa.

1.13. A queima de 10 kg de carvão produziu 4,52 x 1026 moléculas de C02. Considerando que as impurezas não sofreram combustão, determine a percentagem de impurezas no carvão.

1.14. Os flashes fotográficos descartáveis, bastante difundidos há alguns anos, são fabricados com um filamento de magnésio metálico de elevada pureza que, na hora do «clique», reage com o oxigénio do ar.

Com o objetivo de conhecer o grau de pureza de um filamento de magnésio procedeu-se à combustão de uma amostra. Para tal utilizaram-se 32,0 g de filamento e oxigénio em excesso, tendo-se obtido 46,2 g de óxido de magnésio.

a. Escreva a equação química que traduz a reação de combustão do magnésio.

b. Determine:

  1. o grau de pureza do magnésio que constitui o filamento.
  2. a massa de impurezas contida na amostra analisada.

 

3-Questões Propostas

 

1.15. Existe no mercado uma vasta gama de produtos que têm na sua composição amoníaco. Ao analisar alguns rótulos encontramos os seguintes símbolos de perigo.

a. Indique dois riscos para a saúde inerentes à utilização do amoníaco em solução ou puro.

b. Explique de que forma a libertação de amoníaco para a atmosfera provoca graves problemas ambientais.

1.16. O nitrogénio é o elemento que as plantas necessitam em maior quantidade. É um macronu- triente primário ou nobre. Apesar de ser o principal componente atmosférico a grande maioria dos orga­nismos é incapaz de utilizá-lo, pois encontra-se no estado gasoso (N2), muito estável, apresentando pouca tendência para reagir com outros elementos.

a. Sob que forma o nitrogénio é absorvido pelas plantas?

b. Qual foi a descoberta científica do século XX que veio resolver o problema, em grande escala, da fixa­ção do nitrogénio pelas plantas?

1.17. 0 amoníaco dissolve-se facilmente nas gotículas que constituem as nuvens, aumentando o seu pH; nestas condições, as espécies ácidas são convertidas em aerossóis de sulfato de amónio e de nitrato de amónio, sob a forma de matéria particulada.

Selecione a opção correta.

(A) As partículas de tamanho superior designam-se por PM2,5.

(B) Os aerossóis de sulfato de amónio e de nitrato de amónio podem dar origem a problemas ambientais graves, tais como chuvas ácidas e acidificação dos solos.

(C) Os efeitos da matéria particulada, quando inalada, não dependem do tamanho médio das suas partículas.

(D) As partículas com tamanho médio superior a 10 um (micrometros) podem penetrar nas zonas mais profundas dos pulmões.

1.18. O amoníaco é usado como fluido refrigerante em várias unidades industriais. Os derrames e as fugas acidentais de amoníaco constituem uma ameaça à segurança dos trabalhadores dessas indústrias.

    a. Indique dois exemplos de indústrias que utilizem sistemas de refrigeração a amoníaco.

    b. Explique por que razão há necessidade de cuidados adicionais na referida aplicação do amoníaco.

1.19. As variações de energia são uma característica fundamental das reações químicas.

Classifique cada uma das reações seguintes, traduzidas pelas respetivas equações termoquímicas, de acordo com as variações de energia do sistema reacional.

1.20. Nos Estados Unidos da América, em 1947, a explosão de um navio carregado de fertilizante nitrato de amónio provocou a morte de cerca de 500 pessoas. O nitrato de amónio (NH4N03) por aqueci­mento confinado, na presença de matéria orgânica oxidável, explode com relativa facilidade. A reação que ocorre é traduzida pela seguinte equação

 

a. Selecione a única opção que permite obter uma afirmação correta:

A transformação completa de 1,0 mol de nitrato de amónio,

(A) liberta a energia de 412,2 kJ.     (C) absorve a energia de 412,2 kJ.

(B) liberta a energia de 206,1 kJ.     (D) absorve a energia de 206,1 kJ.

 

b. Comente a seguinte afirmação, considerando reagentes e produtos nas mesmas condições de pres­são e temperatura: «Há mais energia armazenada nos reagentes do que nos produtos da reação de decomposição do nitrato de amónio.»

1.21. A ureia (NH2CONH2) foi o primeiro composto orgânico sintetizado a partir de compostos inor­gânicos; é utilizada na produção de fertilizantes agrícolas, devido ao seu alto teor de nitrogénio. A sua síntese pode ser representada pelas equações seguintes:

Classifique cada uma das seguintes afirmações como verdadeira (V) ou falsa (F).

(A) A equação 1 traduz uma reação endotérmica e a equação 2 uma reação exotérmica.

(B) A entalpia dos reagentes é maior do que a entalpia dos produtos para a reação traduzida pela equação 1.

(C) Quando se faz reagir, estequiometricamente, 2 mol de C02 na reação traduzida pela equação 1, a energia posta em jogo na reação é 7,75 x 104 kJ mol-1.

(D) Se a reação traduzida pela equação 1 se processar em sistema isolado a temperatura do sistema aumenta.

(E) Se a reação traduzida pela equação 2 se processar em sistema fechado regista-se um aumento de temperatura da vizinhança,

(F)  A reação inversa da reação representada pela equação 2 é exotérmica.

(G) A energia necessária á rutura das ligações nos reagentes da equação 1 é superior à energia envolvi­da na formação das ligações nos produtos da reação.

(H) A energia envolvida na rutura das ligações dos reagentes da equação 2 é inferior à energia envolvida na formação das ligações nos produtos da reação.

1.22. Atletas que sofrem problemas musculares durante as competições, por vezes, utilizam dispo­sitivos de primeiros socorros com 0 objetivo de arrefecer ou aquecer a zona lesionada. Esses dispositivos normalmente são constituídos por duas secções, numa existe uma embalagem de plástico com água e na outra uma substância sólida. Ao golpear 0 dispositivo a embalagem que contém água rompe-se e esta entra em contacto com a substância sólida, dissolvendo-a.

As equações químicas seguintes traduzem duas possíveis reações que podem ocorrer nesses dispositivos.

Selecione a opção correta.

(A) A reação que ocorre no dispositivo que é utilizado para arrefecer a zona lesionada é a dissociação do CaCl2.

(B) A reação que ocorre no dispositivo que é utilizado para aquecer a zona lesionada é a dissociação do NH4NO3.

(C) Na reação de dissolução do cloreto de cálcio a energia potencial do sistema soluto/solvente diminui.

(D) Na reação de dissolução do nitrato de amónio a energia potencial do sistema soluto/solvente diminui.

1.23. Com a atual crise energética mundial aumentou 0 interesse pela utilização do hidrogénio como combustível, uma vez que a reação de combustão é fortemente exotérmica.

As reações químicas envolvem, simultaneamente, a rutura e formação de ligações químicas. Com base nos valores das energias de ligação da tabela.

calcule a energia de ligação no oxigénio molecular.

 

1.24. A energia libertada ou absorvida, por calor, por uma rea­ção depende dos estados físicos dos reagentes e dos produtos. A figura apresenta 0 diagrama de energia que traduz a variação de entalpia para a reação de combustão do metano.

a. Indique a energia libertada na combustão quando se forma uma mole de água:

1. no estado líquido.

2. no estado gasoso.

b. Determine a energia posta em jogo na vaporização de 72 g de água.

Apresente todas as etapas de resolução.

 

c. Com base nos valores das energias de ligação da tabela calcule a variação de entalpia, AH, da reação de combustão do metano em que todos os produtos se encontram no estado gasoso e compare 0 resultado com 0 valor experimental apresentado no diagrama acima.

 

 

 

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