Ficha nº2  Preparar o exame

 

1.4. Produção industrial do amoníaco

 

 

1. O equilíbrio químico constitui um dos mais importantes campos da investigação nos nossos dias, pela im­portância que tem na Química Industrial, na Química Farmacêutica, na Química do Ambiente, na Bioquí­mica, etc.

Das afirmações seguintes, assinale a falsa.

A - O estado de equilíbrio pode ser atingido quer a partir dos reagentes quer a partir dos produtos da reação.

B - Num sistema químico em equilíbrio, a velocidade da reação no sentido direto é igual à velocidade no sentido inverso.

C - No equilíbrio químico há uma relação bem definida entre as concentrações dos produtos da reação e dos reagentes.

D - O valor da constante de equilíbrio depende da temperatura a que ocorre a reação.

E - O valor da constante de equilíbrio depende das quantidades iniciais dos reagentes.

F - Um valor elevado da constante de equilíbrio significa que a reação se deu em grande extensão.

 

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

A - No equilíbrio químico, as reações direta e inversa decorrem com diferentes velocidades.

B - O equilíbrio químico é um equilíbrio dinâmico.

C - O equilíbrio químico só pode ser atingido em sistemas abertos.

D - Num equilíbrio químico, a reação é completa e reversível.

E - Há equilíbrios químicos homogéneos e heterogéneos.

F - O estado de equilíbrio químico não pode ser alterado por fatores externos.

 

3. A reação reversível, traduzida por:

é utilizada como indicador do grau de humidade atmosférica, baseando-se na variação da cor do sólido. Indique a cor do sólido num dia de muita humidade. Justifique

(Exercício adaptado deTeste Intermédio)

 

4. O processo industrial de produção do amoníaco consiste na síntese deste composto a partir do azoto e do hidrogénio.

Esta reação, em sistema fechado, é um exemplo de uma reação reversível que corresponde a um sistema homogéneo em equilíbrio químico.

Misturaram-se num recipiente fechado, com 1,000 dm3 de capacidade, 1,000 mol de N2 e 1,000 mol de H2. No equilíbrio, à temperatura de 623 K, a análise revelou a existência de 0,781 mol de N2.

Calcule:

4.1. a quantidade de N2 que foi transformada em NH3;

4.2. a quantidade de H2 que foi transformada em NH3;

4.3. a quantidade de NH3 que existe no equilíbrio.

 

5. Foi verificado experimentalmente que para cada sistema químico, a uma dada temperatura, existem múl­tiplos estados de equilíbrio, mas todos são caracterizados por um único valor de constante de equilíbrio, que é independente da composição inicial do sistema.

O equilíbrio químico traduzido por:

ocorre a uma dada temperatura 7, num recipiente de 2,0 dm3 de capacidade.

Quando se atingiu o equilíbrio verificou-se que existiam 1,2 mol de PCl5, 0,8 mol de PCl3 e 0,8 mol de Cl2.

Calcule o valor da constante de equilíbrio à temperatura considerada.

 

6. O valor da constante de equilíbrio pode fornecer algumas informações de interesse prático, tal como a ex­tensão da reação.

Na expressão da constante de equilíbrio, Kc figuram no numerador as concentrações dos produtos da rea­ção e no denominador as concentrações dos reagentes.

Quando Kcfor muito maior que 1 (Kc»1), significa que o numerador é muito maior que o denominador, ou seja, as concentrações dos produtos são muito maiores do que as concentrações dos reagentes, do que resulta ser maior a extensão da reação no sentido direto.

Para cada uma das reações A, B e C, a seguir consideradas, escreva a expressão da constante de equilíbrio e, de acordo com o seu valor, classifique-as de "muito extensa" e "pouco extensa".

 

7. Num sistema químico em equilíbrio verifica-se que a constante de equilíbrio da reação no sentido inverso, Kc' é o inverso da constante de equilíbrio da reação no sentido direto, Kc.

Considere a reação que traduz um equilíbrio "clássico" da química: iodo, l2, (violeta), hidrogénio, H2, (inco­lor) e iodeto de hidrogénio, Hl, (incolor), todos em fase gasosa.

7.1. Escreva as equações que traduzem as reações no sentido direto e no sentido inverso.

7.2. Escreva as expressões das constantes de equilíbrio relativas aos dois sentidos da reação.

7.3. Verifique a relação que existe entre elas.



 

8. Quando uma reação no sentido direto é muito extensa, a reação no sentido inverso será pouco extensa.

Considere o equilíbrio químico traduzido pela equação:

Calcule o valor de Kc'para a reação inversa, à mesma temperatura.

Compare os valores de Kce K'c e indique, justificando, quais os iões predominantes na solução em equilíbrio à mesma temperatura.

 

9. O quociente de reação Q é uma expressão semelhante à da constante de equilíbrio, mas em que os valores das concentrações são medidos num instante qualquer, não sendo necessariamente as concentrações de equilíbrio. Conforme o valor de Q seja superior ou inferior ao da constante de equilíbrio, poderemos prever o sentido de progressão dessa reação.

Considere o equilíbrio traduzido pela equação:

Determine em que sentido estará a evoluir a reação se num dado instante, à temperatura de 1400 K, as concentrações forem as seguintes:

[H2S] = 0,40 mol dm-3

[H2] = 0,02 mol dm-3

[S2] = 0,05 mol dm-3


 

10. Considere que se fez reagir N2 (g) e H2 (g) num recipiente com a capacidade de 1 L.

O gráfico da figura representa a evolução, ao longo do tempo, t, das concentrações das espécies envolvidas na reação de síntese do amoníaco, a temperatura constante.

10.1. Qual é o valor do quociente da reação no instante inicial?


10.2. Calcule o rendimento da reação de síntese.

Apresente todas as etapas de resolução.

(Exercício adaptado deTeste Intermédio)

 

11. A reação para obtenção da mistura combustível "gás de água" traduz-se pela equação:

Num dado instante sabe-se que as concentrações, à temperatura de 1173 K, são as seguintes:

[C02] = 0,30 mol dm-3; [H2] = 0,30 mol dm-3; [CO] = 0,20 mol dm-3; [H20] = 0,80 mol dm-3.

11.1. Verifique se o sistema se encontra em equilíbrio.

11.2. No caso do sistema não se encontrar no estado de equilíbrio, indique, justificando, em que sentido estará a evoluir a reação.

 

12. O processo de síntese industrial do amoníaco, desenvolvido pelos químicos alemães Haber e Bosch, np início do século XX, permitiu obter aquela substância, em larga escala, matéria-prima essencial no fabrico de adubos químicos.

A síntese do amoníaco, muito estudada do ponto de vista do equilíbrio químico, pode ser representada por:

12.1. Considere que se fez reagir, na presença de um catalisador, 0,500 mol de N2 (g) e 0,800 mol de H2 (g), num recipiente com o volume de 1,00 dm3.

Admita que, quando o equilíbrio foi atingido, à temperatura Tr exis­tiam no recipiente, além de N2 (g) e H2 (g), 0,150 mol de NH3.

12.1.1. Calcule o rendimento da reação de síntese. Apresente todas as etapas de resolução.

12.2. Selecione a única alternativa que contém os termos que preenchem, sequencialmente, os espaços seguin­tes, de modo a obter uma afirmação correta.

Se ocorrer um aumento da temperatura do sistema, inicialmente em equilíbrio, este irá evoluir no sentido da reação______ ,

verificando-se um ______ da concentração do produto.

A - direta... decréscimo

B - inversa... decréscimo

C - inversa... aumento

D - direta... aumento

(Exercício adaptado de Exame Nacional)

 

13. O dióxido de enxofre reage com o oxigénio, de acordo com a seguinte equação química:

13.1. Considere que, à temperatura T, foram introduzidas, num recipiente com 1,0 L de capacidade, 0,8 mol de SO2 (g), 0,8 mol de O2 (g) e 2,6 mol de SO3 (g).

Selecione a alternativa que contém os termos que preenchem os espaços, de modo a tornar verdadeira a afirmação seguinte.

Nas condições referidas, o quociente da reação, Qc, é igual a _________,  o que permite concluir que o sistema se irá deslocar

no sentido ______, até se atingir um estado de equilíbrio.

A - 13,2... inverso

B - 0,076... inverso

C - 0,076... direto

D - 13,2... direto

13.2. A figura representa o modo como varia a percentagem de trióxido de enxofre, SO3 (g), formado, em equi­líbrio, em função da temperatura, à pressão constante de 1 atm.

 

Com base na variação observada no gráfico, justifique a seguinte afirmação.

"A reação é exotérmica no sentido direto."

(Exercício adaptado de Exame Nacional)

1.5. Controlo da produção industrial

 

1. Sempre que se provoca uma perturbação num estado de equilíbrio, o sistema entra em desequilíbrio e reação vai progredir num ou noutro sentido, de forma a estabelecer um novo estado de equilíbrio.

O aumento ou diminuição da concentração de um dos componentes do sistema é seguida de consumo < formação desse componente até se atingir um novo estado de equilíbrio.

Assim:

  • o aumento da concentração de um reagente favorece a reação direta;
  • o aumento da concentração de um produto favorece a reação inversa.

A reação de produção do trióxido de enxofre é feita a partir do dióxido de enxofre segundo a equação:

1.1. Indique se a reação direta é muito ou pouco extensa.

1.2. Se pretendermos aumentar a produção de SO3 será economicamente mais rentável aumentar a concentração de O2.

Calcule o aumento da concentração de SO3 quando a concentração de O2 passar de 0,50 mol dm-3 para 2 mol dm-3, mantendo-se a concentração de SO2 igual a 1,0 mol dm-3 e T= 973 K.

 

2. Todas as reações de equilíbrio têm um comportamento semelhante em relação às variações de temperatura.

O aumento da temperatura favorece a reação endotérmica, ou seja, a transformação em que há absorção de calor.

A diminuição da temperatura favorece a reação exotérmica, ou seja, a transformação em que há libertaç de calor.

O sistema gasoso: dióxido de azoto, NO2, castanho, e tetróxido de azoto, N2O4, incolor, pode traduzir-se pela equação:

 

2.1. Indique se esta reação é endotérmica ou exotérmica.

2.2. Considere que à temperatura de 298 K o sistema apresenta uma cor castanha dourada.

Das seguintes opções, indique as que constituem afirmações corretas.

A - Se o sistema for aquecido, a cor escurece, o que confirma que o aumento da temperatura favorece a reação endotérmica, ou seja, a transformação em que há libertação de calor.

B - Se o sistema for aquecido, a cor escurece, o que confirma que o aumento da temperatura favorece a reação endotérmica, ou seja, a transformação em que há absorção de calor.

C - Se o sistema for arrefecido, a cor torna-se mais clara, o que confirma que a diminuição da temperatura favorece a reação exotérmica, neste caso a reação direta.

D - Se o sistema for arrefecido, a cor torna-se mais clara, o que confirma que a diminuição da temperatura favorece a reação exotérmica, neste caso a reação inversa.

 

3. O estudo experimental do equilíbrio em sistemas gasosos demonstrou que a variação de pressão, a tem­peratura constante, os afeta sempre da mesma maneira.

  • O aumento da pressão de um sistema gasoso tende a provocar uma diminuição do volume, deslocando o equilíbrio no sentido da formação de menor quantidade de moles.
  • A diminuição da pressão de um sistema gasoso tende a provocar um aumento do volume, deslocando o equilíbrio no sentido da formação de maior quantidade de moles.
  • Uma variação de pressão não afetará o equilíbrio se a quantidade química de reagentes gasosos for igual à quantidade química de produtos gasosos.

A síntese industrial do amoníaco traduz-se pela equação.

Indique, justificando, qual das opções, A ou B, se deve aplicar para rentabilizar a produção do amoníaco.

A - O processo de fabrico deve ser conduzido com pressão elevada.

B - O processo de fabrico deve ser conduzido com baixa pressão.

 

4. No início do século XX o amoníaco começou a ser produzido industrialmente, em larga escala, pelo pro­cesso de Haber-Bosch. Neste processo, o amoníaco é sintetizado, em condições de pressão e de tempera­tura adequadas, fazendo-se reagir azoto e hidrogénio em fase gasosa na presença de um catalisador.

A reação de síntese pode ser traduzida por:

O amoníaco é uma matéria-prima muito utilizada na indústria química, nomeadamente no fabrico de ácido nítrico e de compostos usados como adubos e fertilizantes agrícolas, como, por exemplo, sais de amónio, nitratos e ureia.

Realizando a síntese do amoníaco pelo processo de Haber-Bosch, a temperatura constante, um aumento de pressão devido a uma diminuição do volume do sistema deverá provocar:

A - um aumento da constante de equilíbrio da reação;

B - um aumento do rendimento da reação;

C - uma diminuição da constante de equilíbrio da reação;

D - uma diminuição do rendimento da reação.

Conclua, justificando, se a reação de síntese do amoníaco é favorecida, do ponto de vista do equilíbrio quí­mico, por um aumento ou por uma diminuição de temperatura.

(Exercício adaptado deTeste Intermédio)

 

5. No gráfico representado as curvas A, B e C traduzem, respetivamente, as variações das concentrações de H2 (g), Hl (g) e l2 (g) com o tempo, num sistema fechado. A partir de t= t2 não há variação de nenhuma das referidas concentrações.

Das afirmações seguintes indique as verdadeiras (V) e as falsas (F), justificando em cada caso.

A - No início da contagem dos tempos, o sistema apenas continha hidrogénio e iodo.

B - O equilíbrio químico nunca é atingido, pois as três concentrações nunca se igualam.

C - A partir de t= t2, o sistema está em equilíbrio químico, porque todas as concentrações se mantêm constantes.

D - Considere as reações químicas a seguir representadas:

Para t= t1, a que se dá com maior velocidade é a reação 1.

E - As curvas A e C são paralelas.

 

5.2. Como pode observar, as reações (1) e (2) (consideradas em 5.1-D) são inversas uma da outra. Admita que o sistema considerado está em equilíbrio.

5.2.1. Traduza esse equilíbrio por meio de uma única equação química.

5.2.2. Se no sistema em equilíbrio introduzir uma pequena quantidade de hidrogénio, tal facto irá favorecer a reação (1) ou a reação (2)?

 

6. Segundo o princípio de Le Châtelier, se um sistema químico em equilíbrio for sujeito a qualquer perturba­ção, responde de modo a contrariar essa perturbação.

Um sistema químico, a certa temperatura, contém os gases SO2, O2 e SO3 em equilíbrio, de acordo com a equação:

Sabendo que esta reação é exotérmica, indique o que acontecerá com a concentração de S03 se:

6.1. adicionarmos SO2;

6.2. aumentarmos a pressão do sistema;

6.3. retirarmos O2;

6.4. aumentarmos a temperatura do sistema;

6.5. adicionarmos um catalisador.

 

7. Um catalisador é uma espécie química que altera a velocidade de uma reação sem nela se consumir. A presença de catalisadores não afeta o estado de equilíbrio porque a velocidade das reações direta e inversa são modificadas na mesma proporção; contudo o equilíbrio é atingido mais rapidamente.

Um sistema químico, a certa temperatura, contém os gases fluor, F2, oxigénio, 02, e difluoreto de oxigénio, OF2, em equilíbrio, de acordo com a equação:

Sabendo que esta reação é endotérmica, indique o que acontecerá com a concentração de OF2 quando:

7.1. aumentarmos a temperatura do sistema;

7.2. aumentarmos a pressão do sistema;

7.3. retirarmos O2;

7.4. adicionarmos F2 ao sistema;

7.5. adicionarmos um catalisador.

 

8. Considere a seguinte equação, que representa uma reação química em equilíbrio:

Esta reação é exotérmica e a uma determinada temperatura as concentrações de equilíbrio são:

[NO]e = 2,40 mol dm-3; [N2]e = 0,80 mol dm-3 e [O2]e = 0,80 mol dm-3.

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

A - O valor da constante de equilíbrio é 9,00.

B - A adição de um catalisador ao sistema, sem que haja variação da sua temperatura, altera o valor da constante de equilíbrio.

C - Adicionando uma certa quantidade de azoto ao sistema em equilíbrio, a reação inversa dar-se-á em maior extensão.

D - Aumentando a temperatura do sistema, a dissociação de NO é favorecida.

E - Aumentando a pressão sobre o sistema, a reação direta dar-se-á em maior extensão.

 

9. A lei do equilíbrio químico dá informações quantitativas, através de cálculos em que é usada a constante de equilíbrio. O princípio de Le Châtelier dá apenas informações qualitativas, pois somente diz como se modifica um sistema.

Considere o equilíbrio químico que se estabelece com base na reação traduzida pela equação:

Sabe-se que à temperatura de 763 K a constante de equilíbrio, Kcl tem o valor 46 e que a síntese do iodeto de hidrogénio é exotérmica.

9.1. Atingido o equilíbrio, as concentrações de H2 e l2 são de 0,1 mol dm"3. Calcule a concentração de Hl nesse momento.

9.2. Indique, justificando, qual dos valores, Kc = 54 ou Kc = 38, poderá corresponder ao valor da constante de equilíbrio à temperatura de 700 K.

9.3. Justifique como evolui o sistema em equilíbrio se ocorrerem as seguintes alterações:

9.3.1. aumento do volume do sistema;

9.3.2. aumento da concentração de Hl.

 

10. Considere o equilíbrio químico:

Observações experimentais permitiram verificar que os valores da constante de equilíbrio variam em fun­ção da temperatura, de acordo com o seguinte quadro.

 

10.1. Classifique as afirmações seguintes em verdadeiras (V) ou falsas (F), justificando cada uma delas.

A - Um aumento de temperatura faz deslocar o equilíbrio no sentido inverso.

B - A reação é endotérmica no sentido direto.

C - Estabelecido o equilíbrio, qualquer variação de temperatura não altera o valor da constante de equilíbrio.

 

10.2. Verifica-se que, no referido equilíbrio, à temperatura de 1000 °C os valores das concentrações são:

[A2] = 2 mol dm-3 [B2] = 2 mol dm-3 [AB]= 3 mol dm-3

Calcule o valor da constante de equilíbrio a essa temperatura.

 

11. O gráfico da figura representa, à temperatura T, a variação em função do tempo das concentrações dos reagentes e dos produtos no decorrer da reação em sistema fechado, traduzida pela equação:

 

11.1. Indique, justificando, a partir de que instante se atingiu o equilíbrio químico.

11.2. Calcule o valor da constante de equilíbrio à temperatura T.

11.3. Atendendo a que a reação é endotérmica, indique, justificando em cada caso, qual das situações seguintes provocará uma intensificação da cor violeta.

A - Aumento da pressão sobre o sistema.

B - Aumento da temperatura.

C - Aumento da concentração de l2.

D - Diminuição da concentração de Hl.

E - Adição de um catalisador.

 

12. Considere o equilíbrio químico:

A constante, Kc, deste equilíbrio apresenta os valores indicados no quadro seguinte.

 

12.1. Traduza por palavras a equação apresentada.

12.2. Escreva a expressão da respetiva constante de equilíbrio.

12.3. Uma vez atingido o equilíbrio, indique, justificando, que alteração provocará nesse estado de equilíbrio um aumento de pressão.

12.4. Esta reação de síntese é endotérmica ou exotérmica? Justifique.

 

13. O processo de formação do amoníaco ocorre em sistema fechado, em condições de pressão e temperatura constantes, na presença de um catalisador, de acordo com o equilíbrio representado pela seguinte equação química:

O gráfico representado na figura traduz a variação do valor da constante de equilíbrio, Kc, para aquela rea­ção, em função da temperatura, Tr no intervalo de 700 K a 1000 K.

Com base na informação dada pelo gráfico, selecione a afirmação correta.

A - O aumento de temperatura favorece o consumo de H2 (g) e N2 (g).

B - A diminuição de temperatura aumenta o rendimento da reação.

C - A constante de equilíbrio da reação é inversamente proporcional à temperatura.

D - A reação evolui no sentido inverso se diminuir a temperatura.

(Exercício adaptado de Exame Nacional)

 

14. Considere o equilíbrio químico que se estabelece com base na reação seguinte:

14.1. Escreva a expressão da respetiva constante de equilíbrio.

14.2. Sabendo que a reação é exotérmica, indique, justificando, como vai evoluir o sistema em equilíbrio quando se efetuam as seguintes alterações:

A - aumento da temperatura;

B - aumento da pressão;

C - aumento da concentração de HCl;

D - remoção de Cl2.

 

15. Realizaram-se duas experiências à temperatura de 773 K. Em cada uma delas fez-se reagir hidrogénio com iodo, ambos no estado gasoso, de acordo com a equação:

Ao fim de um certo tempo foram determinadas as concentrações de H2 (g), l2 (g) e Hl (g).

Os valores obtidos encontram-se registados no quadro seguinte:

 

Relativamente às experiências realizadas, indique:

15.1. Em qual delas foi atingido o equilíbrio químico? Justifique.

15.2. Na outra experiência, em que sentido, direto ou inverso, terá que evoluir o sistema de modo a atingir o equilíbrio químico? Justifique.

 

16. Realizou-se uma experiência em que se misturaram 1,0 mol de X com 1,0 mol de P, que reagiram entre si. A reação é endotérmica e traduz-se pelo esquema seguinte:

A quantidade de X variou ao longo do tempo, de acordo com o gráfico da figura seguinte.


Realizou-se novamente a experiência mas introduzindo-se as seguintes modificações: num 1 ? ensaio a rea­ção foi realizada a temperatura mais baixa; num 2o ensaio a reação foi realizada a pressão mais alta.

Faça corresponder cada um dos gráficos A e B seguintes a cada um dos ensaios realizados, justificando em cada caso.

 

17. O cloreto de sulfurilo, SO2Cl2, decompõe-se quando aquecido a uma temperatura superior a 100 °C. A equa­ção seguinte traduz este sistema químico em equilíbrio.

Sabendo que esta reação é endotérmica, tente justificar um aumento de temperatura quando se adiciona SO2 ao sistema.

 

18. O gráfico representa a variação das concentrações, no decorrer do tempo, em sistema fechado, dos rea­gentes e dos produtos da reação traduzida pela equação:

 

A reação é exotérmica e até ao instante o sistema estava em equilíbrio à temperatura 7= 1000 K. Este es­tado de equilíbrio foi alterado por uma variação de temperatura.

18.1. Indique, justificando:

18.1.1. Em que sentido se deslocou o equilíbrio quando passou do instante tt para t2.

18.1.2. Se houve aumento ou diminuição de temperatura a partir do instante t1.

18.2. Calcule o valor da constante de equilíbrio àquela temperatura de T = 1000 K.

 

19. Considere um sistema químico em equilíbrio representado pelo esquema

Suponha que este estado de equilíbrio foi alterado bruscamente pela adição da espécie química B. Indique qual dos gráficos, I, II ou III, melhor representa as modificações ocorridas com as espécies B e C ao longo do processo.

 

 

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