Ficha nº4  Preparar exame

 

1.1.O amoníaco como matéria-prima

 

Constante de Avogadro NA = 6,02 x 1Q23 mol-1

Volume molar de um gás (PTN) Vm = 22,4 dm3 mol-1

Consulte aTabela Periódica, sempre que necessário

 

1. Uma determinada quantidade de matéria pode ser caracterizada pela sua massa, pelo seu volume ou pela quantidade de entidades elementares que a integram. Calcule:

1.1. a quantidade de matéria contida em 44,8 g de dióxido de enxofre, S02;

1.2. o volume (PTN) ocupado por 5 mol de dióxido de carbono, C02;

1.3. o número de moléculas presentes em 112 dm3 de cloro, CO2 (PTN).

 

2. O sulfito de sódio, Na2S03, é uma substância iónica. Em solução aquosa pode ser utilizado como conser­vante biológico. Calcule a quantidade de iões sódio, Na+, e iões sulfito, S032-, contida em 25,2 g de sulfito de sódio em solução aquosa.

 

3. Estabeleça a correspondência correta entre os valores da coluna da esquerda e a quantidade de substância da coluna da direita.

 

A-1,8 mol

1 - 40,8 g de nitrato de prata (AgN03)

B - 2,4 mol

2-40,32 dm3 de 02 (PTN)

C - 0,04 mol

3 -18,06 x 1023 moléculas de ácido nítrico (HN03)

D - 0,24 mol

 

E-3,0 mol

 

4. Calcule a massa molar de uma determinada substância, sabendo que 0,7 mol dessa substância tem a massa 66,5 g.

 

5. Calcule a massa de hidróxido de magnésio, Mg(OH)2, que contém 1,5 mol dessa substância.

 

6. Calcule a massa de azoto, N2, que contém o mesmo número de átomos que 16 g de oxigénio, 02.

 

7. Disponha por ordem crescente de quantidade de matéria as três amostras A, B, e C seguintes, de diferentes substâncias:

A - 34,8 g de NaCl ; B - 32,0 g de Fe203; C - 64,0 g de CuS04

 

8. Considere uma amostra de 8,24 mol de CH4 (g) e uma amostra de 0,398 mol de CO (g), nas mesmas con­dições de pressão e temperatuta.

Quantas vezes é que o volume ocupado pela amostra de metano é maior do que o volume ocupado pela amostra de monóxido de carbono?

Apresente o resultado com três algarismos significativos.

(Exercício adaptado de Exame Nacional)

9. Complete corretamente os diagramas seguintes.

10. A Terra possui uma atmosfera constituída por uma solução gasosa com vários componentes de diferentes concentrações, entre os quais o oxigénio, 02, o azoto, N2, e o dióxido de carbono, C02.

Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte.

Nas condições de pressão e temperatura normais (PTN)...

A - 1,0 mol de 02 ocupa um volume menor do que 1,0 mol de C02.

B - massas iguais de N2 e de 02 ocupam o mesmo volume.

C - uma mistura de 0,75 mol 02 e 0,25 mol de N2 ocupa o volume de 22,4 dm3.

D - 1,0 mol de 02 tem a mesma densidade que 1,0 mol de N2.

 

11. Em cada inspiração do ser humano entram nos pulmões aproximadamente 2,8 x 1021 moléculas de oxigé­nio. Calcule o volume médio (PTN), em decímetros cúbicos, do ar inalado em cada inspiração. O teor de oxigénio no ar é de aproximadamente 20%.

 

12. A tabela seguinte apresenta a composição de uma amostra de ar.

 

Gás

Quantidade/mol

n2

0,174

02

0,047

Outros gases

0,002

 

Qual das expressões seguintes permite calcular a fração molar de 02 (g), x02, nessa amostra?


(Exercício adaptado de Exame Nacional)

13. Um dos componentes minoritários que pode existir no gás natural é o azoto, N2 (g).

A composição em N2 (g), expressa em partes por milhão em volume, de uma amostra de gás natural que contém 1,3%, em volume, de azoto pode ser determinada a partir da expressão:

(Exercício adaptado de Exame Nacional)

 

14. Considere uma moeda constituída por uma liga de prata, cobre e níquel.

Para determinar a sua composição em prata (Ag) dissolveu-se a moeda, de massa 14,10 g, em ácido e di­luiu-se a solução resultante até perfazer um volume de 1000 cm3.

A 100 cm3 da solução adicionou-se ácido clorídrico, HC€(aq), em excesso, de modo que toda a prata exis­tente em solução precipitasse na forma de cloreto de prata, AgCl (M = 143,32 g moi-1).

O precipitado de AgCl foi, então, separado por filtração, lavado, seco e pesado, tendo-se determinado o valor de 0,85 g.

Calcule a percentagem, em massa, de prata na moeda analisada.

Apresente todas as etapas de resolução.

(Exercício adaptado de Exame Nacional)

 

15. Numa reação química mantém-se constante o número de átomos de cada elemento que se verifica pela lei da conservação da massa ou lei de Lavoisier e pela lei das proporções definidas ou lei de Proust. Estas leis são postas em evidência pelo designado acerto da equação, que consiste na escolha dos coeficientes estequiométricos, que são os mais pequenos números inteiros que satisfaçam as proporções em que as substâncias participam na reação.

Escreva a equação que traduz, corretamente, a reação de síntese do amoníaco, NH3.

 

16. Nas reações químicas em que intervêm iões é necessário ter em conta o princípio da conservação da carga elétrica.

A equação seguinte traduz a reação química entre as soluções aquosas de brometo de sódio e de nitrato de prata:

NaBr (aq) + AgN03 (aq) -> NaN03 (aq) + AgBr (s)

16.1. Escreva esta equação na forma iónica.

16.2. Identifique os "iões espetadores". Justifique.

 

17. A representação simbólica de uma reação química faz-se através de uma equação química.

Escreva as equações que traduzem as reações químicas seguintes:

17.1. formação de ferrugem (óxido de ferro III, Fe203), por reação do ferro com o oxigénio do ar;

17.2. reação do sódio com água formando-se hidróxido de sódio, NaOH, e libertando-se hidrogénio;

17.3. decomposição térmica do nitrato de amónio, NH4N03, fertilizante muito importante na agricultura, com produção dos gases azoto, oxigénio e de água.

 

18. Considere o seguinte esquema químico (não acertado):

Pb(N03)2 (aq) + KCl (aq) -> PbCl2 (s) + KN03 (aq)

18.1. Acerte a equação de modo a estar de acordo com a lei de Lavoisier.

18.2. Escreva a respetiva equação iónica.

18.3. Identifique os "iões espetadores".

 

19. Uma equação química transmite informação qualitativa e quantitativa de uma reação química.

Qualitativa porque indica os reagentes e os produtos da reação; quantitativa porque indica a proporção em que os reagentes se combinam e os produtos da reação se formam.

Partindo de uma reação química muito comum, que é a combustão do propano, C3H8, um gás vulgarmente utilizado para aquecimento, pode verificar-se variada informação qualitativa e quantitativa transmitida atra­vés da respetiva equação química.

Considere a equação seguinte que traduz a reação considerada e complete o quadro abaixo.

C3H8 (g) + 5 02 (g) -> 3 C02 (g) + 4 H20 (g)

 

Reagentes

Produtos de reação

1 mol de C3H8 + 5 mol de 02

oriqinam _______mol de CO2 +________ mol de H2O

1 mol de C3H8 + 5 mol de 02

oriqinam ______ moléculas de CO2 + _______moléculas de H2O

44 g de C3H8 + 160 g de 02

originam ______ g de CO2 + _______g de H2O

22,4 dm3 de C3H8 +112 dm3 de 02 (condições PTN)

originam ______dm3 de C02 + ______dm3 de H2O (condições PTN)


20. O metano é o principal constituinte do gás natural (mais de 70%). Acredita-se que vastas quantidades de metano estejam presentes no interior da Terra, no designado "manto'' É utilizado diretamente como com­bustível na indústria, no setor automóvel e em habitações domésticas. O metano, CH4, é um gás que reage com o oxigénio do ar, dando origem a dióxido de carbono e vapor de água, segundo a equação:
 

CH4 (g) + 2 02 (g) -> C02 (g) + 2 H20 (g)

20.1. Que quantidade de água se produz pela reação completa de 0,7 mol de metano?

20.2. Calcule a massa de oxigénio necessária para se realizar a combustão completa de 64,0 g de metano.

20.3. Calcule a quantidade de dióxido de carbono produzida quando se consomem completamente 44,8 g de oxigénio.

20.4. Qual o volume (PTN) de dióxido de carbono libertado nas condições anteriores?

 

21. Uma da aplicações do amoníaco é servir de matéria-prima no fabrico de fertilizantes. Obtém-se industrialmente por síntes, a partir do azoto e do hidrogénio, segundo a equação:

 N2 (g) + 3 H2 (g) -> NH3 (g)

Complete cada uma das frases da coluna da esquerda com os valores da coluna da direita de modo a formar afirmações verdadeiras.

1- 1 mol de amoníaco tem a massa de_________________ g.

2- Com 1,5 mol de H2 reagem__________ g de N2.

3- 5,6 g de N2 reagem com 1,2 g de H2 originando____________ gde amoníaco.

4- 0,5 mol de N2 reagem com________________ mol de H2 originando______ moles de amoníaco.

A - 14 g
B - 1,5 mol
C - 3,0 mol
D - 17 g
E - 6,8 g
F - 1,0 mol
G - 68 g
H - 2,0 mol

 

22. Os fotógrafos de antigamente utilizavam, como flash, a combustão de uma fita de magnésio que produz uma luz bastante intensa. Esta reação pode traduzir-se pela equação:

2 Mg (s) + 02 (g) ->2 MgO (s)

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

A -0,5 mol de magnésio reagem completamente com 0,25 mol de oxigénio;

B - na reação completa de 2,5 mol de magnésio são consumidas 7,5 x 1023 moléculas de oxigénio;

C -72,9 g de magnésio reagem completamente com 1,5 mol de oxigénio;

D - na combustão de 170,1 g de magnésio produzem-se 17 mol de óxido de magnésio;

E - na combustão de 145,9 g de magnésio produzem-se 483,6 g de óxido de magnésio;

F - quando se produzem 40,3 g de óxido de magnésio consomem-se 11,2 dm3 de oxigénio.

 

23. O etanol, C2H5OH, vulgarmente designado por álcool etílico, é utilizado como matéria-prima na produção de solventes, tintas e vernizes. No Brasil é também usado como combustível para veículos automóveis.

A equação seguinte traduz a reação de combustão deste álcool:

C2H5OH (l) + 3 02 (g) -> 2 C02 (g) + 3 H20 (g)

Numa determinada reação foram consumidos 36,8 g de álcool etílico.

Calcule para esta reação:

23.1. a massa de água que se obteve;

23.2. o volume de dióxido de carbono (PTN) que se libertou;

23.3. a quantidade de oxigénio consumida.

 

24. O clorato de potássio, KCl03, pode ser utilizado como desinfetante e também como matéria-prima em ex­plosivos e fogos de artifício. No laboratório é vulgarmente utilizado para a obtenção de oxigénio através da decomposição térmica, segundo a equação:

2 KCl03 (s) -> 2 KCl (s) + 3 02 (g)

24.1. Qual a massa de clorato de potássio necessária para a produção de 5,6 dm3 de oxigénio, nas condições PTN?

24.2. Calcule o volume de oxigénio produzido, nas condições PTN, a partir de 183,9 g de clorato de potássio.

24.3. Calcule o número de moléculas de oxigénio, 02, produzidas a partir de 0,2 mol de clorato de potássio.

 

25. Fez-se reagir zinco em pó com 200 cm3 de uma solução aquosa de H2S04 de concentração 0,5 mol drrf3, de acordo com a equação:

H2S04 (aq) + Zn (s) -» ZnS04 (aq) + H2 (g)

25.1. Calcule a massa de sulfato de zinco que se formou.

25.2. Calcule o volume de H2 libertado, nas condições PTN.

26. Uma moeda de cobre de massa 4,10 g foi introduzida numa solução aquosa de nitrato de prata, AgN03 (aq). Ocorreu uma reação que pode ser traduzida por:

Cu (s) + 2 Ag+ (aq) -> Cu2+ (aq) + 2 Ag (s)

Obteve-se 2,65 g de prata sólida.

Calcule a quantidade de cobre que reagiu.

Apresente todas as etapas de resolução.

(Exercício adaptado de Exame Nacional)

 

27. A reação de combustão do butano, C4H10 (g) (M= 58,14 g mol-1), no ar pode ser traduzida por:

2 C4H10 (g) + 13 02 (g) -> 8 C02 (g) + 10 H20 (g)

Calcule o volume de 02 (g) necessário para que ocorra a combustão completa de 23,26 g de butano, nas condições normais de pressão e de temperatura (PTN).

Apresente todas as etapas de resolução.

(Exercício adaptado de Exame Nacional)

 

28. Acontece com frequência na indústria a quantidade de produtos que se obtém na prática ser inferior à pre­vista através dos cálculos estequiométricos. Uma das causas para isto acontecer pode ser o facto de os rea­gentes conterem impurezas. As impurezas não entram na reação química, sendo consumida apenas a quantidade pura do reagente.

Calcule a massa de ferro puro existente numa amostra de 147 g com 20% de impurezas.

 

29. A reação de combustão do cálcio traduz-se pela equação:

2 Ca (s) + O2 (g) —> 2 CaO (s)

Calcule a massa de óxido de cálcio que se obtém quando se faz a combustão de 80,0 g de cálcio com 10% de impurezas.

 

30. O potássio é um metal com aplicação em células fotoelétricas. Reage violentamente com a água, originando hidróxido de potássio e libertando hidrogénio, de acordo com a equação:

2K (s) + 2 H20 (l) -> 2 KOH (aq) + H2 (g)

Se nesta reação se consumirem completamente 3,9 g de potássio, calcule:

30.1. a quantidade de água consumida;

30.2. o volume de hidrogénio (PTN) obtido;

30.3. a massa de hidróxido de potássio formada;

30.4. a massa de hidróxido de potássio que se obteria se o potássio utilizado fosse impuro, com 10% de impu­rezas.

 

31. A decomposição térmica do clorato de potássio, KCl03(s), M (KCl03) = 122,55 g mol-1, é traduzida por:

2 KCl03 (s) -> 2 KCl (s) + 3 02 (g)

Selecione a única alternativa que corresponde à quantidade de cloreto de potássio, KCl (s), que resulta da reação completa de 38,7 g de clorato de potássio impuro contendo 5,0% de impurezas inertes.

A - 0,300 mol

B -0,315 mol

C - 0,331 mol

D - 0,349 mol

(Exercício adaptado deTeste Intermédio)

 

32. A pirite, quimicamente sulfureto de ferro II, FeS2, é um mineral de cor amarelo-dourado e brilho metálico que se encontra em veios de quartzo e em rochas sedimentares. A indústria costuma utilizar a pirite para a produção de dióxido de enxofre e fabrico de ácido sulfúrico. O processo industrial utilizado designa-se por ustulação da pirite. Este processo consiste no aquecimento da pirite a temperatura elevada e na presença do oxigénio, ocorrendo uma reação que se traduz pela seguinte equação:

4 FeS2 (s) + 11 02 (g) -> 2 Fe203 (s) + 8 S02 (g)

32.1. Considerando a pirite pura e que a reação foi completa, calcule a massa de sulfureto de ferro necessário para preparar 89,6 dm3 de dióxido de enxofre (PTN).

32.2. Se na mesma reação a amostra de pirite utilizada contivesse 30% de impurezas, calcule que massa de sul­fureto de ferro seria necessária para preparar o mesmo volume de dióxido de enxofre (PTN).

32.3. Sabendo que a percentagem, em volume, do oxigénio no ar é de 20%, calcule o volume de ar que intervém nesta reação.

 

33. A magnetite, Fe304, é um mineral muito utilizado para a obtenção de ferro. Quando aquecida a uma tem­peratura superior a 550 °C, na presença de oxigénio, sofre uma transformação química que se pode traduzir pela seguinte equação:

4 Fe304 (s) + 02 (g) -> 6 Fe203 (s)

Partindo de uma amostra de magnetite impura, com a massa de 650,0 g obteve-se 425,0 g de óxido de ferro III, Fe203, puro.

Calcule a percentagem de impurezas na amostra.

 

34. Numa central térmica fez-se a combustão de 25,0 kg de carvão com 30% de impurezas:

C (s) + 02 (g) —> C02 (g)

Calcule o volume de oxigénio necessário, em condições PTN, para a combustão ser completa. Apresente todas as etapas de resolução.

(Exercício adaptado de Exame Nacional.)

 

35. O rendimento de uma reação química pode ser inferior a 100% pelo facto de a reação ser incompleta. De­signa-se por rendimento de uma reação química, n, a relação entre a quantidade de produto obtido na rea­lidade e a quantidade esperada teoricamente, de acordo com a estequiometria da reação.

Um dos grandes desafios da Química é encontrar processos que melhorem o rendimento das reações com interesse industrial, de modo a minimizar os custos e preservar o ambiente.

O óxido de zinco, ZnO, é um composto químico de cor branca que pode ser usado como fungicida em pin­turas e como pomada antisséptica em medicina. Pode ser preparado por fusão e vaporização de zinco me­tálico a temperaturas próximas de 1000 °C, na presença de oxigénio do ar.

 

Uma amostra de zinco metálico com a massa de 125,0 g é vaporizada e aquecida em excesso de oxigénio. Esta reação traduz-se pela equação:

2 Zn (s) + 02 (g) -> 2 ZnO (s)

Quando a reação se completou obtiveram-se 131,0 g de óxido de zinco. Calcule o rendimento desta reação.

 

36. O sulfato de cobre (II), CuS04, tem vasta aplicação industrial como fungicida, na coloração do vidro, pro­cessamento de couro e de têxteis, etc. Pode obter-se por reação do ácido sulfúrico concentrado e a quente com o cobre, de acordo com a equação:

Cu (s) + 2 H2S04 (l) -> Cu S04 (aq) + S02 (g) + 2 H20 (l)

Calcule a massa de sulfato de cobre (II) que se obtém pela reação de 25,4 g de cobre, supondo um rendi­mento de 80%.

 

37. O nitrato de cobre (II), Cu(N03)2, pode ser preparado tratando cobre metálico com solução aquosa de ácido nítrico diluído, segundo a equação:

2 HN03 (aq) + Cu (s) -> Cu(N03)2 (aq) + H2 (g)

Calcule a massa de nitrato de cobre (II) que se obtém fazendo reagir 25,4 g de cobre com ácido nítrico em excesso, supondo que o rendimento da reação é de 80%.

 

38. Fez-se reagir cloreto de hidrogénio, em solução aquosa, com zinco em pó, de acordo com a equação:

2HCl (aq) + Zn (s) ZnCl2 (aq) + H2 (g)

Utilizando 200 cm3 de solução de cloreto de hidrogénio (HCl), de concentração 0,50 mol dm-3, obtiveram- -se 800 cm3 de hidrogénio (PTN).

38.1. Calcule a massa de cloreto de hidrogénio que reagiu.

38.2. Determine o rendimento da reação.

 

39. Se numa reação química um ou mais dos reagentes for utilizado em quantidade superior à prevista pela estequiometria da reação - reagente(s) em excesso -, a reação termina quando um dos demais reagentes tiver sido consumido totalmente - reagente limitante.

O reagente limitante é o que está em menor quantidade e, por isso, condiciona o progresso da reação. Por este facto, na indústria é muito comum utilizar o reagente mais caro como reagente limitante e o(s) mais barato(s) em excesso, por uma questão de rentabilização de custos de produção.

O cloreto de amónio, NH4Cl, é um sal cristalino branco.Tem utilização em biologia e na agricultura como suplemento alimentar para gado e fertilizantes.Tem também aplicação na indústria têxtil e tratamento de couros. Em medicina é utilizado como expetorante em medicamentos antitússicos.

É preparado comercialmente pela reação do amoníaco com cloreto de hidrogénio gasoso.

NH3 (g) + HCl (g) -> NH4Cl (s)

Fez-se reagir 25,5 g de amoníaco com 36,5 g de cloreto de hidrogénio gasoso.

39.1. Qual será o reagente que está em excesso?

39.2. Qual o reagente limitante?

39.3. Calcule a massa do reagente que ficou por reagir.

 

40. O nitrato de potássio, KN03, tem variadas aplicações. Como fertilizante, sendo fonte de azoto e potássio, dois macronutrientes para as plantas, na indústria alimentar, na preparação de carnes fumadas e enchidos e, também, no tratamento da hipersensibilidade dentária.

É produzido pela reação do cloreto de potássio com o ácido nítrico, segundo a equação:

3KCl (s) + 4 HN03 (l) -> Cl2 (g) + NOCl (g) + 2 H20 (g) + 3 KN03 (s)

40.1. Calcule a massa de nitrato de potássio produzida quando se juntarem 100 g de cada reagente.

40.2. Qual dos reagentes será o limitante? Justifique.

 

41. O sulfato de tetraminocobre (II) mono-hidratado, [Cu(NH3)4] S04. H20, (M = 245,6 g mol-1), é um sal com­plexo, obtido a partir da reação entre o sulfato de cobre (II) penta-hidratado, CuS04. 5H20, e o amoníaco. Esta reação é descrita pela seguinte equação química:

CuS04. 5H20 (s) + 4 NH3 (aq) -> [Cu(NH3)4] S04 . H20 (s) + 4 H20 (l)

A 8,0 mL de uma solução aquosa de amoníaco de concentração 15,0 mol dm-3 adicionaram-se 0,02 mol de sulfato de cobre penta-hidratado.

Calcule a massa de sal complexo que se formaria, admitindo que a reação é completa.

Apresente todas as etapas de resolução.

(Exercício adaptado de Exame Nacional)

 

 

1.3. Síntese do amoníaco e balanço energético

 

Para a resolução dos exercícios, consulte a tabela seguinte sempre que necessário.

Valores de algumas energias médias de ligação:

 

1. Nas reações químicas que diariamente se realizam à nossa volta pode-se verificar transferências de energia, sob a forma de calor, entre o sistema reacional e o meio exterior.
 

Podem classificar-se as reações em exotérmicas - se o sistema reacional liberta calor - e endotérmicas - se o sistema reacional absorve calor.

Uma reação química pode ser considerada um processo simultâneo de rutura das ligações existentes entre os átomos, nos reagentes, e formação de novas ligações, nos produtos de reação.

O "saldo energético" dos processos de rutura e formação de ligações é vulgarmente designado por energia de reação. A variação de entalpia, , corresponde à energia da reação, a pressão constante.

Das afirmações seguintes, indique as verdadeiras (V) e as falsas (F).

A - Numa reação endotérmica, o sistema reacional absorve calor.

B - Nas reações químicas exotérmicas, a variação da entalpia () é negativa.

C - Numa reação exotérmica, a energia dos produtos é maior do que a energia dos reagentes.

D - Uma reação exotérmica, em sistema isolado, ocorre com diminuição de temperatura.

E - Numa reação endotérmica, a energia envolvida na rutura das ligações nos reagentes é superior à ener­gia envolvida na formação das ligações nos produtos da reação.

 

2. A representação de reações exotérmicas e de reações endotérmicas pode fazer-se pela respetiva equação termoquímica.

Numa reação exotérmica, a variação de entalpia é menor que zero - < 0

Numa reação endotérmica, a variação de entalpia é maior que zero - > 0

A equação termoquímica de uma reação especifica a correspondente variação da entalpia.

A reação de síntese do amoníaco em sistema isolado, a partir do azoto e do hidrogénio, pode traduzir-se pela seguinte equação termoquímica:

2.1. Indique se esta reação é exotérmica ou endotérmica.

2.2. Verifique que o valor da variação da entalpia desta reação é = -105 kJ mol-1.

 

3. Considere a reação de formação do difluoreto de oxigénio traduzida pela seguinte equação química:

3.1. Indique as ligações químicas destruídas e as formadas.

3.2. Calcule o valor da variação de entalpia desta reação.

3.3. Indique se a reação é endotérmica ou exotérmica.

 

4. O metano, CH4, é o principal constituinte do "gás da cidade" ou "gás natural'/ utilizado como fonte de ener­gia nas habitações.

A combustão do metano dá origem a dióxido de carbono e água, segundo a equação:

4.1. Indique quais as ligações que foram quebradas e as que se formaram.

4.2. Calcule o valor da variação de entalpia desta reação.

4.3. Indique se esta reação é endotérmica ou exotérmica.

 

5. Calcule o valor da variação de entalpia de cada uma das reações representadas pelas equações A e B, in­dicando qual a reação endotérmica e qual a exotérmica.

 

6. A reação entre o bromo e o hidrogénio para formar brometo de hidrogénio é representada pela equação:

6.1. Sabendo que a energia média de ligação Br - Br é 188 kJ mol-1, que significado atribui a este valor?

6.2. Verifique que o valor da variação de entalpia desta reação é = -108 kJ mol-1.

6.3. Calcule a energia libertada por cada mol de brometo de hidrogénio formada.

 

7. O propano, C3H8, e o metano, CH4, são gases combustíveis utilizados para fins domésticos e industriais. Sabendo que na combustão do propano, =- 2046 kJ mol-1, e na combustão do metano, = - 802 kJ mol-1, verifique a relação entre a energia térmica produzida pelo mesmo volume (PTN) de cada um deles.

 

8. É possível através de diagramas pôr em evidência o caráter exotérmico ou endotérmico das reações quí­micas.

Numa reação exotérmica, o calor libertado na formação de ligações nos produtos - energia de ligação - é superior ao calor absorvido para romper ligações nos reagentes - energia de dissociação -, como se pode constatar no diagrama seguinte.

 


Numa reação endotérmica, o calor libertado na formação de ligações nos produtos é inferior ao calor ab­sorvido para romper ligações nos reagentes, como se pode ver no diagrama.

 


A reação de síntese do fluoreto de hidrogénio pode traduzir-se pela equação termoquímica:

 

8.1. Partindo do valor das energias de ligação F - F e H - H, interprete esta reação através de um diagrama de energia.

8.2. Calcule o valor da energia da ligação H - F.


 

9. Considere a seguinte equação química:

O valor, determinado por métodos experimentais, da energia da reação representada por esta equação é de-185 kJ mol-1.

 

9.1. Escreva a respetiva equação termoquímica.

9.2. Interprete esta reação através de um diagrama de energia.

9.3. Determine o valor da energia média da ligação H - Cl.

 

10. O diagrama seguinte é uma possível forma de traduzir a reação de formação do metano, CH4

10.1. Calcule o valor da energia libertada na formação do metano.

10.2. Determine o valor da energia média de cada uma das ligações C - H no metano.

 

RESOLUÇÃO:

1.1 O amoníaco como matéria-prima

1. Recorde:

  • Massa representa-se por m,
  • massa molar por M;
  • volume molar por Vm;
  • quantidade de matéria(número de moles) por n;
  • número de Avogadro por Na;
  • número de partículas por N.

1.1. m (S02) = 44,8 g;

M (S02) = 64,0 g mol-1

Quantidade contida em 44,8 g dióxido de enxofre n = 0,7 mol

1.2. n (C02) = 5 mol

O volume molar de qualquer gás, PTN, é Vm = 22,4 dm3 mol-1

Como V = n x Vm então:

V= 5 mol x 22,4 dm3 mol-1

   = 112 dm3

Volume ocupado

V = 112 dm3 (PTN)

1.3. V(Cl2) = 112 dm3, (PTN);

       Vm = 22,4 dm3 mol-1 (PTN)

N = nx Na;

então

N = 5 mol x 6,02 x 1023 mol-1

   = 30,1 x 1023 moléculas

Número de moléculas presentes

N = 30,1 x 1023 moléculas

2. m(Na2S03)=25,2g                                                                                                

M (Na2S03) = 126 g mol-1

Quantidade de sulfito de sódio

n = 0,2 mol

O sulfito de sódio, em solução aquosa,

encontra-se dissociado nos seus iões:

Na2S03 (aq) -> 2 Na+ (aq) + S032- (aq)

 

Desta equação verifica-se que:

em 1 mol de sulfito de sódio existem

2 mol de iões Na+ e 1 mol de iões S032-,

logo, em 0,2 mol de sulfito de sódio

existem 0,4 mol de iões Na+ e

0,2 mol de iões S032-.

 

3. 1-D 2-A 3 - E

4. M - 95,0 g mol-1

5. m - 87,5 g de Mg(OH)2

6. m = 14 g de N2

7. Amostra A: n » 0,6 mol

    Amostra B: n = 0,2 mol

    Amostra C: n = 0,4 mol

    Por ordem crescente

    será: B < C < A.

8.

9. Complete corretamente os diagramas seguintes.

10. C - Uma mistura de 0,75 mol 02 e 0,25 mol de N2 cor­responde a 1 mol de gás que, nas condições PTN, ocupa o volume de 22,4 dm3.

11. n (02) = 2,8 x 1021 /6,02 x 1023 = 0,465 x 10~2 mol, V = 0,52 dm3.

12. Expressão B.

13. Expressão A.

14. "Tratou-se" a moeda e obteve-se um precipitado de 0,85 g de AgCl

Como n = m/M

então:

n (AgCl) = 0,85 g /143,32 g mol-1

= 5,93 x 10'3 mol.

Como n (Ag) = n (AgCl),

então: m (Ag) = 5,93 x 10-3 mol x 107,87 g mol-1

= 0,640 g.

Como a solução da moeda foi diluída 10 vezes, a massa de Ag na moeda é 6,40 g.

A percentagem de Ag na moeda é:

(6,40 g /14,10 g) x 100 = 45,4%

15. Começamos por escrever:

Na (g) + H2 (g) -> NH3 (g)

Nesta representação não há conservação do número de átomos da mesma espécie nos reagentes e nos pro­dutos, ou seja, não se verifica a lei da conservação da massa. Temos, por isso, de fazer um acerto, acrescen­tando os convenientes coeficientes estequiométricos:

N2 (g) + 3 H2 (g) -> 2 NH3 (g)

Esta equação, agora devidamente acertada, além de mostrar que há conservação do número de átomos da mesma espécie nos reagentes e nos produtos, mostra também a proporção em que reagem as moléculas de azoto e de hidrogénio e se formam as moléculas de amoníaco.

16.

16.1. As substâncias iónicas que estão em solução aquosa encontram-se dissociadas em iões, pelo que começa­mos por escrever todos os iões presentes na solução aquosa:

Na+ (aq) + Br- (aq) + Ag+ (aq) + NO3- (aq) -> Na+ (aq) + NO3- (aq) + AgBr (s)

Pelos produtos formados verifica-se que a reação ocorre apenas entre algumas espécies químicas.

Assim, a equação que mais corretamente traduz a reação será:

Br (aq) + Ag+ (aq) -> AgBr (s)

16.2. Os "iões espetadores" serão o Na+ (aq) e o N03- (aq) porque se mantêm inalterados no sistema reacional, sem sofrerem nenhuma transformação química, não sendo necessário representá-los na equação.

17.

17.1. 4Fe(s) + 3O2 -> 2Fe2O3(s)

17.2. 2Na(s) + 2H2O(l)-> 2NaOH(aq)+H2(g)

17.3. 2NH4NO3(s) -> 2N2(g) + O2(g) 4H2O(g)

18.

18.1. Pb(NO3)2(aq)+2KCl(aq)

18.2. Pb2+(aq)+2Cl-(aq) -> PbCl2(s)

18.3. NO3- e K-

19.

20.1.Começamos por escrever a equação, colocando por baixo de cada substância as quantidades postas em jogo:

CH4 (g) + 2 02 (g) -> C02 (g) + 2 H20 (g)

1 mol     2 mol         1 mol        2 mol

0,7 mol                                  n (H20)

 

Utilizando a proporção:

 obtem-se n (H20) = 

20.2.Primeiro calculamos a quantidade de metano que corresponde a 64,0 g desta substância: M(CH4) = 16,0 g mol-1

Como

entao: n (CH4

= 4.0 mol

Fazendo para esta situação um balanço semelhante aq feito na questão anterior, temos:

donde n (02) =

Sabendo que:

n (02) = 8,0 mol

M (02) = 32,0 g mol-1

Como m = nx M

então:

m (02) = 8,0 mol x 32,0 g mol-1 = 256,0 g

 

20.3. Começamos por calcular a quantidade de oxigénio correspondente a 44,8 g:

M (02) = 32,0 g mol-1

Como 

entao: n 02 =

 

= 1,4 mol

Fazendo um balanço semelhante aos feitos anteriormente, temos:

 donde n (C02) =

  = 0,7 mol

 

20.4. Sabemos:

n (02) = 0,7 mol

O volume molar de qualquer gás (PTN) é \/m = 22,4 dm3 mol-1

Como V = n x Vm então: V{02) = 0,7 mol x 22,4 dm3 mol-1 = 15,7 dm3

21.

22.

A - Verdadeira.

B - Verdadeira.

C -Verdadeira.

D - Falsa. Produzem-se 7 mol de óxido de magnésio.

E - Falsa. Produzem-se 241,8 g de óxido de magnésio.

F - Verdadeira.

 

23.

23.1. m = 43,2 g de água.

23.2. V = 35,8 dm3 de dióxido de carbono (PTN).

23.3. n = 2,4 mol de oxigénio.

 

24.

24.1. m = 20,83 g de clorato de potássio.

24.2. V = 50,4 dm3 de oxigénio (PTN).

24.3. N = 1,8 x 1023 moléculas de oxigénio.

 

25.

25.1. Massa de sulfato de zinco que se formou:

n= cxV; n(H2S04) = 0,5 mol dm3x 0,2 dm3 = 0,1 mol

1 mol de H2S04 produz 1 mol de ZnS04

0,1 mol de H2S04 produzem 0,1 mol de ZnS04

M(ZnS04) = 161 g mol-1

m = nx M; m(ZnS04) = 0,1 mol x 161 g mol-1

m(ZnS04) = 16,1 g

 

25.2. Volume de H2 libertado, nas condições PTN.

1 mol de H2S04 produz 1 mol de H2

0,1 mol de H2S04 produzem 0,1 mol de H2

v = n(H2) Vm

V= n(H2) x 22,4 dm3 mol"1

V(H2) = 0,1 mol x 22,4 dm3 mol-1;

V(H2) = 2,24 dm3

 

26. Determinação da quantidade de prata obtida:

m(Ag) = 2,65 g ; M(Ag) = 107,87 g mol-1 :

como

então n (Ag) = 2.46 x 10-2 mol

Cu (s) + 2 Ag+ (aq) -> Cu2+ (aq) + 2 Ag (s)

1 mol                                               2 mol

n(Cu)                                              2,46 x I0-2 mol

Atendendo à estequiometria da reação:

n (Cu) = 1/2 n (Ag)

A quantidade de cobre quo reagiu foi igual a metade da quantidade de prata obtida.

Então n (Cu) = 1,23 x 10-2 mol

 

27.Quantidade de 02 (g) necessária para que ocorra combustão completa de 23,26 g de butano:

m (C4H10) = 23,26 g

M(C4H10) = 58,14 gmol-1

Como 

então: n (C4H10) = 0,4 mol

Da equação verifica-se que:

 

2 mol de butano (g) reagem com 13 mol de 02 (g) então:

0,4 mol de butano (g) reagem com 2,6 mol de 02 (g)

O voulme molar de qualquer gás, PTN, é Vm= 22.4 dm3 mol-1

V = n x Vm então: V = 2.6 x 22.4 = 58.25 dm3

Volume V (O2) = 58.25 dm3 (PTN)

 

28. Esta amostra tem 20% de impurezas, o que significa que o seu grau de pureza é 80%. Como:

Grau de pureza (em percentagem) =

teremos: 

ou seja:

29. Começamos por calcular a massa de cálcio puro que vai reagir.

Como o cálcio utilizado tem 10% de impurezas, o seu grau de pureza é 90%.

Determinando-se a massa de cálcio puro:

Grau de pureza (em percentagem) =

teremos:


Para calcular agora a massa de óxido de cálcio que se obtém na combustão começamos por deterpninar a quantidade de cálcio que corresponde a 72,0 g

M (Ca) = 40,0 g mol-1

Como 

então:

Fazendo o balanço molar verifica-se que 1,8 mol de cálcio deverá dar origem a 1,8 mol de óxido de cálcio.

Como M (CaO) = 56 g mol-1 e m = n x M, a massa de óxido de cálcio obtida será:

m (CaO) = 1,8 mol x 56 g mol'1 = 100,8 g


30.

30.1. n =  0,1 mol de água.

30.2. V = 1,12 dm3 de hidrogénio (PTN).

30.3. m = 5,6 g de hidróxido de potássio.

30.4. m = 5,04 g do hidróxido de potássio.

 

31. Alternativa A.

 

32.

32.1. m = 240 g de sulfureto de ferro.

32.2. m = 342,9 g de sulfureto de ferro impuro.

32.3. y= 616 dm3 de ar.

 

 

33. A magnetite continha 36.8% de impurezas.

 

34. Equação da combustão do carvão:

C (s) + O2 (g) -> CO2 (g)

massa de carvão com 30% de impurezas - 25 kg.

Cálculo da massa de carbono puro existente nos 25 kg Carvão:

100 kg (carvão) - 70 kg (carbono)

25,0 kg (carvão) - m(carbono)

Donde

m(carbono)  = 175 kg = 1.75 x 104g

Cálculo do número de mol de carbono:

Como M(C)=12.01g/mol

n = 1,46x103mol

Atendendo à estequiometria do reação:

n(c)= nO2

Cálculo do volume de O2, necessário para uma com­bustão completa:

V= nxVm  como Vm = 22,4 dm3mol-1 (PTN)

V (O2) = 1.46 x 103 x 22,4 = 3,27 x 104 dm3

 

35. Começamos por calcular a quantidade de zinco metálico que corresponde à massa de 125,0 g:

M (Zn ) = 65,4 g mol-1

Como 

então: 

 

Fazendo o balanço molar verificamos que 1,9 mol de zinco metálico deverão dar origem a 1,9 mol de óxido de zinco.

M (ZnO) = 81,4 g mol-1

Como m = nx M teremos: m (ZnO) = 1,9 mol x 81,4 g mol-1 = 154,7 g

Como a massa de óxido de zinco teoricamente prevista, m = 154,7 g, é superior à massa que efetivamente se obteve, m = 131,0 g, o rendimento da reação será:

36. Começamos por calcular a quantidade de cobre que corresponde à massa de 25,4 g:

M (Cu ) = 63,5 g mol-1

Como 

então:

Fazendo o balanço moíar verificamos que 0,4 mol de cobre deverão dar origem a 0,4 mol de sulfato de cobre II. Então, a massa de sulfato de cobre II teoricamente prevista será:

M (CuS04) = 159,5 g mol-1

Como m = nx M

teremos: mteórica (CuS04) = 0,4 mol x 159,5 g mol-1 = 63,8 g

Como o rendimento da reação é de 80%, teremos:

assim mrea = 0,80 x 63,8 g = 51,0 g

 

37. m = 60,0 g de nitrato de cobre (II).

 

38.

38.1. n = cxV; n(HCl) = 0.5 mol dm-3 x 0,2 dm3 = 0,1 mol

M(HCl) = 36,5 g mol-1

m = nxM; m(HCl) = 0,1 mol x 36,5 g mol-1

m(HCl) = 3,65 g

38.2.  Rend = 71,4%

39.

39.1. Determina-se as quantidades correspondentes a 25,5 g de amoníaco e a 36,5 g de cloreto de hidrogénio:

M (NH3) = 17,0 g mol-1;

como

 

então

M(HCl) = 36,5 g mol-1

então 

Fazendo o balanço molar verifica-se que: 1,0 mol de amoníaco reage com 1,0 mol de cloreto de hidrogénio.

Como 25,5 g de amoníaco correspondem a 1,5 mol, a quantidade de amoníaco utilizada é superior à prevista pela estequiometria da reação.

Por isso, o amoníaco é o reagente em excesso.

 

39.2. O cloreto de hidrogénio foi o reagente consumido totalmente na reação, Jogo será o reagente limitante.

 

39.3. Ficaram por reagir 0,5 mol de amoníaco que correspondem a:

m = nx M

m (NH3) = 0,5 mol x 17,0 g mol-1 = 8,5 g


40.

40.1. m = 120,3 g de nitrato de potássio

40.2. Ácido nítrico HNO3, porque foi o reagente que se consumiu totalmente na reação.

 

41. Cálculo da quantidade de amoníaco:

V(NH3) = 8,0 mL = 8,0 x 10-3 dm3

c (NH3) = 15,0 mol dm-3

Como: n = c x V

então n (NH3) = 15,0 mol dm-3 x 8,0 x 10-3 dm3

= 0,12 mol

n (CuS04. 5H20) = 0,02 mol

Como a estequiometria da reação é de 1:4, verifica-se que o sulfato de cobre (II) penta-hidratado, (CuS04. 5H20), é o reagente limitante.

A estequiometria da reação mostra que a quantidade de sulfato de tetraminocobre (II) mono-hidratado, [Cu(NH3)4] S04. H20, que se forma é também n = 0,02 mol.

Cálculo da massa de sal complexo, [Cu(NH3)4] S04 . H20, que se formou:

m = nx M

m ([Cu(NH3)4] S04. H20) = 0,02 mol x 245,6 g moM = 4,9 g

                                            

 

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