Gases – Ex.Resolvidos-1

EX-01 (FUVEST-SP 2000)

Os humanos estão acostumados a respirar ar com pressão parcial de O₂ próxima de 2,1_*10⁴ Pa, que corresponde, no ar, a uma porcentagem (em volume) desse gás igual a 21%. No entanto, podem se adaptar a uma pressão parcial de O₂ na faixa de (1 a 6) _*10⁴ Pa, mas não conseguem sobreviver se forçados a respirar O₂ fora desses limites.

a) Um piloto de uma aeronave, em uma cabine não pressurizada, voando a uma altitude de 12 km, onde a pressão atmosférica é de 2,2_*10⁴ Pa, poderá sobreviver se a cabine for alimentada por O₂ puro? Explique.

b) Um mergulhador no mar, a uma profundidade de 40 m, está sujeito a uma pressão cinco vezes maior do que na superfície. Para que possa sobreviver, ele deve respirar uma mistura de gás He com O₂, em proporção adequada. Qual deve ser a porcentagem de O₂, nessa mistura, para que o mergulhador respire um "ar" com a mesma pressão parcial de O₂ existente no ar da superfície, ou seja, 2,1_*10⁴ Pa? Justifique.

Obs.: O He (Hélio) substitui com vantagem o N₂.

Solução

a) A pressão atmosférica na cabina da aeronave informada é 2,2x10⁴ Pa e não está pressurizada. Logo se alimentarmos com O2, a pressão deste será, também, de 2,2x10⁴ Pa.  Portanto, o piloto sobreviverá, pois a pressão no interior da aeronave está dentro da faixa aceitável (1×10⁴ Pa ~ 6×10⁴ Pa).

b) P(total)40m = 5 × P(atmosférica) na superfície

Pressão parcial do oxigênio na superfície foi informada: 2,1_*10⁴ Pa

Logo, pela regra de três temos que:

21% em volume ---- 2,1x10⁴ Pa

100 % volume ------- P_atm (superfície)

Portanto, P_atm = 1x10⁵ Pa

Na profundidade de 40 metros temos que:

P(total)40m = 5 × P_atm = 5x ( 1x10⁵ ) Pa

Aplicando a regra de três temos que:

5x ( 1x10⁵ ) Pa ---- 100% volume

2,1x10⁴ Pa --------- x

x = 4,2 % em volume

EX-02 (FUVEST-SP 2006)

Uma balança de dois pratos, tendo em cada prato um frasco aberto ao ar, foi equilibrada nas condições-ambiente de pressão e temperatura. Em seguida, o ar atmosférico de um dos frascos foi substituído, totalmente, por outro gás. Com isso, a balança se desequilibrou, pendendo para o lado em que foi feita a substituição.

(a) Dê a equação da densidade de um gás (ou mistura gasosa), em função de sua massa molar (ou massa molar média).

(b) Dentre os gases da tabela, quais os que, não sendo tóxicos nem irritantes, podem substituir o ar atmosférico para que ocorra o que foi descrito? Justifique.

Equação dos gases ideais: PV = nRT

P = pressão

V = volume

n = quantidade de gás

R = constante dos gases

T = temperatura

M = massa molar (ou massa molar média)

Solução

a) De equação dos gases ideais, tem-se:

b) De acordo com a equação encontrada no item anterior:

Temos que: nas mesmas condições de pressão e temperatura, quanto maior a massa molar, maior a densidade. Portanto, os gases que apresentam massas molares maiores que a massa molar média do ar atmosférico são O₂, CO₂, NO₂ e SO₂.  Porém, os gases NO₂ e SO₂ são gases tóxicos.

Portanto, os gases não tóxicos nem irritantes que irão desequilibrar a balança para o lado em que foi feita a substituição são O₂ e CO₂. 

EX-03 (FUVEST-SP 2006)

Industrialmente, HCl gasoso é produzido em um maçarico, no qual entram, nas condições ambiente, hidrogênio e cloro gasosos, observando-se uma chama de vários metros de altura, proveniente da reação entre esses gases.

(a) Escreva a equação química que representa essa transformação, utilizando estruturas de Lewis tanto para os reagentes quanto para o produto.

(b) Como se obtém acido clorídrico a partir do produto da reação de hidrogênio com cloro? Escreva a equação química dessa transformação.

(c) Hidrogênio e cloro podem ser produzidos pela eletrólise de uma solução concentrada de cloreto de sódio (salmoura). Dê as equações que representam a formação de cada um desses gases.

(d) Que outra substância é produzida, simultaneamente ao cloro e ao hidrogênio, no processo citado no item anterior?

Número atômico (Z)

hidrogênio = 1

cloro = 17

Solução

  

a) A equação da reação de síntese do HCl, utilizando as estruturas de Lewis dos reagentes, é:

b) Para se obter ácido clorídrico a partir de HCl gasoso, deve-se borbulhar o gás em água até sua saturação. A equação dessa reação pode ser representada por:

c) As equações que representam a formação de cada gás são:

    As reações que ocorrem na eletrólise.

     

    No lado do catodo (catódico):

        No lado do anodo (anódico):

d) Como a matéria prima utilizada na eletrólise é NaCl, o outro produto do processo é o hidróxido de sódio (NaOH), conhecido como soda cáustica. 

EX-04 (FUVEST-SP 2011)

Maçaricos são queimadores de gás utilizados para produzir chamas de elevadas temperaturas, como as requeridas para soldar metais. Um gás combustível, muito utilizado em maçaricos, é o acetileno, C₂H₂, sendo que a sua combustão pode ser promovida com ar atmosférico ou com oxigênio puro.

(a) Escreva a equação química balanceada da combustão completa do acetileno com oxigênio puro.

(b) Em uma oficina de solda, existem dois cilindros idênticos, um deles contendo oxigênio puro (cilindro A) e o outro, ar atmosférico (cilindro B). Sabendo que, no interior dos dois cilindros, as condições de pressão e temperatura são as mesmas, qual dos dois cilindros contém a maior massa gasosa? Explique.

(c) A temperatura da chama do maçarico é maior quando se utiliza a mistura de oxigênio e acetileno do que quando se usa a mistura de ar atmosférico e acetileno, mesmo estando os reagentes em proporção estequiométrica nos dois casos. Considerando as substâncias gasosas que recebem o calor liberado na combustão, em cada caso, explique essa diferença de temperatura.

Massa molar (g/mol): O₂ (32), N₂ (28)

Solução

a) A equação de combustão balanceada é:

b) O cilindro com oxigênio contém a maior massa gasosa. Se as condições de pressão e temperatura são as mesmas, ambos cilindros contêm a mesma quantidade de matéria (mols). Como o O₂ (32) tem massa molar maior que a do N₂ (28) o cilindro com O₂ deverá ter maior massa (o ar atmosférico tem cerca de 78% de N₂ e 21% de O₂).

c) O cilindro que contém somente O₂ poderá gerar uma queima de maior quantidade de acetileno por intervalo de tempo determinado. Para o mesmo intervalo de tempo, a massa de acetileno que poderá ser queimada usando o oxigênio do ar como comburente (lembrando que nesse caso O₂ é só 21% da mistura) será menor, gerando menos calor (menos energia) e, por consequência, menor aumento de temperatura nas substâncias gasosas que estão sendo aquecidas.

Equilíbrio químico-Ex.Res-1

Solução no final

EX-01

No estudo do equilíbrio químico

partiu-se de 1 mol de álcool etílico e 1 mol de ácido acético. Após o equilíbrio, ter sido atingido, formaram-se x moles de acetato de etila e x moles de água. Escreva a expressão que dá a constante de equilíbrio da reação.

Solução no final

EX-02

No estudo da reação 

obtiveram-se os seguintes resultados: 

Verifique se a relação (a – x = z) está correta quando em equilíbrio químico.

Solução no final

EX-03 (ITA)

60,0 g de propanol -1 foram usados em uma reação com 60,0 g de ácido acético.  A reação foi incompleta e sobraram no final 40,0% de cada um dos reagentes em equilíbrio com duas substâncias diferentes produzidas.

Identifique qual é a afirmativa FALSA.

a) aproximadamente 2,4 x 1023 moléculas de propanol deixaram de reagir;

b) um dos produtos é um éster de massa molecular 102;

c) a massa obtida de um dos produtos é 10,8 g;

d) 0,60 moles de ácido participaram da reação;

e) foram consumidos 0,40 moles de propanol.

Solução no final

EX-04 (POLI-USP)

A reação que se realiza em fase gasosa, 

encontra-se em equilíbrio a uma dada temperatura.  Fazendo-se reagir, nesta temperatura 1 mol de CO com 1 mol de H2O, forma-se no equilíbrio uma quantidade de H2 suficiente para hidrogenar completamente 19,6 g de etileno.

Calcular: a) a porcentagem de conversão de CO em CO2.    b) a constante de equilíbrio da reação dada.

Solução no final

EX-05 (POLI-USP)

Em um recipiente de volume constante aquece-se certa massa de pentacloreto de fósforo à temperatura de 250ºC.  Atingindo o equilíbrio nessa temperatura, o quociente entre as pressões parciais do cloro e do pentacloreto de fósforo é 1,50.  Sabendo-se que Kp=1,80 atm, calcular a pressão total do sistema nas condições de equilíbrio químico.

Solução no final

EX-06 (POLI-USP)

A substância AB decompondo-se termicamente produz as substâncias A e B, estando as três no estado gasoso. Sabendo-se que a pressão total do equilíbrio é numericamente igual a três vezes o valor da constante de equilíbrio Kp, calcular o grau de dissociação térmica da substância da substância AB nessas condições.

Solução no final

EX-07 (PUC)

1 mol da substância A, colocado em um recipiente de 1 litro de capacidade e aquecido a 227ºC, sofre a dissociação A(g) ↔ 2B(g).  Medindo-se a constante de equilíbrio da dissociação térmica, encontrou-se o valor Kc = 4 moles/litro. Calcular o grau de dissociação térmica (porcentual) de A, na temperatura da experiência.

Solução no final

EX-08 (POLI-USP)

De que maneira a pressão e a temperatura influem sobre a quantidade de trióxido de enxofre produzido segundo a equação abaixo?

Solução no final

EX-09 (POLI-USP)

Em um recipiente de volume V, à pressão P e temperatura T, estão contidos N₂O₃, NO e O₂ em proporções estequiométricas com relação à reação.

Solução no final

EX-10  (MACK)

Dar a expressão da constante de equilíbrio Kp para o equilíbrio químico representado pela equação: 

 SOLUÇÕES E COMENTÁRIOS

1) Fazendo a tabela de concentrações de acordo com o enunciado:

Portanto,

2) No equilíbrio temos as seguintes relações entre os números de moles:

z = a – x      (I)

z = b – x     (II)

Resposta:

Portanto, a relação (a – x = z) está correta quando em equilíbrio químico.

3) Comentário:

De forma genérica, a equação abaixo é verdadeira.

A equação de reação do enunciado fica:

Vamos fazer uma tabela para facilitar a visualização:

Verificando as alternativas:

a) Verdadeiro

Como no equilíbrio sobraram 24,0 g  de propanol que corresponde a 0,4 moles; logo, se 1 mol é igual a 6,0x10²³ moléculas, então, deixaram de reagir  0,4x6,0x10²³ moléculas de propanol.

b) Verdadeiro

A massa molecular de acetato de propila (um dos produtos) é igual a 102 g.

c) Verdadeiro

Pela tabela acima: 10,8 g

d) Verdadeiro

Como enunciado diz que sobraram 40% de ácido acético, logo 60% participaram da reação.  E sabendo que 1 mol de ácido é igual a 60,0g.  Logo participaram 0,60 moles de ácido acético.

e) Falso

Foram consumidos 60% de propanol que é igual a 0,6 moles.  E os 0,40 moles não participaram da reação.

4)

Primeiro passo:  Descobrir qual é a massa necessária de H2 para hidrogenar totalmente, os 19,6 g de etileno. 

Segundo passo: Calcular a porcentagem de conversão de CO para CO2, verificando quanto sobrou de CO quando chegou ao equilíbrio.

Observando que no equilíbrio tem-se 1,4 g de H2 foi produzido que é 70% de 2 g (= 1 mol). Implicando que a porcentagem de CO para CO2, também é de 70%; de acordo com a relação estequiométrica da reação.  

Foi considerado que todas as substâncias estão na mesma fase gasosa. Portanto,

5)

Foram dados:

Calcular a pressão parcial do tricloreto de fósforo: 

Calcular a pressão total do sistema:

Observando a equação da reação temos 1 mol de tricloreto de fósforo e 1 mol de cloro no lado do produto.  Logo, se pressão parcial do tricloreto de fósforo é igual a 1,2 atm, então, a pressão parcial do cloro, também, será 1,2 atm.

Do enunciado: O quociente entre as pressões parciais do cloro e do pentacloreto de fósforo é 1,50.   Com esta informação podemos calcular a pressão parcial do pentacloreto de fósforo no equilíbrio químico:

6)

Sejam n₀ e p₀ o número de moles inicial e pressão parcial inicial respectivamente.

Sejam n e p, respectivamente, o número de moles e pressão parcial na condição de equilíbrio.

E seja α o grau de dissociação térmica.  Então,

Manipulação algébrica para determinar a relação entre a pressão parcial p e pressão inicial p₀. Calcular α o grau de dissociação térmica.

7)

Seja n₀ e n o número de moles inicial e número de moles no equilíbrio respectivamente.  O grau de dissociação: α = n/n₀. E n₀ é igual a 1 mol (em volume de1 litro)

Comparando as duas expressões, tem-se:

Resolvendo a equação:

Só vale a raiz positiva e este valor é aproximadamente 0,62.

Então, α = n/n₀ =0,62/1=0,62 → α = 62 %

8)

Aumentando a pressão e abaixando a temperatura, aumenta a quantidade de trióxido de enxofre produzido.

9)

(2º) Aumentando a pressão e mantendo a temperatura constante, o equilíbrio se desloca no sentido (2).

(3º) Aumentando a temperatura e mantendo a pressão constante, o equilíbrio se desloca no sentido (1), pois neste sentido a reação é endotérmica.

10)

São considerados apenas elementos no estado gasoso, pois líquidos e sólidos não variam com a variação da pressão.

Portanto,

Cinética Química – Ex.Resolvidos-2

EX-01

Em uma dada temperatura, a decomposição do N₂O₃ em NO₂ e NO e de primeira ordem, com K = 3,2x10^-4 s^-1. Considerando que a concentração inicial de N₂O₃ é de 10 M, quanto tempo levara para que essa concentração seja reduzida para 2 M? Qual o tempo de meia vida dessa reação?

Solução:

De enunciado:

Reação de decomposição de 1ª ordem: N₂O₃  → NO₂ + NO

k = 3,2 x 10^-4 /s

[N₂O₃]₀ = 10 M

[N₂O₃] = 2 M

Para reação de 1ª ordem valem as seguintes equações:

Logo temos,

EX-02  (VUNESP)

A sacarose (C₁₂H₂₂O₁₁) se decompõe em glicose e frutose em solução acida. A velocidade da reação e dada por:

V = k[sacarose].

Sabendo que k = 0,208 h^-1 a 25ºC, qual o tempo necessário para que 87,5% da concentração inicial de sacarose reaja nessa temperatura?

Solução:

V = k[sacarose] n reação de 1ª ordem →  ℓn[sacarose] = ℓn[sacarose]₀ – k.t

Concentração final = 100% - 87,5% = 12,5% = 0,125

Portanto,

ℓn(0,125) = ℓn(1) – 0,208.t  →  -2,0794 = - 0,208.t  →  t = 9,997 h

EX-03 

Numa experiência envolvendo o processo N₂ + 3H₂ → 2NH₃, a velocidade da reação foi expressa como ∆[NH₃] / ∆t = 4,0 mol/ℓ.h. Considerando-se a não ocorrência de reações secundárias, a expressão dessa mesma velocidade, em termos de concentração de H₂, será:

Solução:

Como não há reações intermediárias: reação elementar.  Aplicando a regra de três:

(Proporção estequiométrica deve ser observada.)

Resposta: ̶ ∆ [H2]/∆t = 6 moles/ℓ.h

EX-04  (Mackenzie-SP)

A combustão da gasolina pode ser equacionada por C₈H₁₈ + O₂ → CO₂ + H₂O (equação não balanceada). Considere que após uma hora e meia de reação foram produzidos 36 mols de CO₂. Dessa forma, a velocidade de reação, expressa em número de mols de gasolina consumida por minuto, é de:

Solução:

Primeiramente, balancear a equação:

Após 1,5 horas produziu 36 mols de CO₂.  O problema pede para calcular a velocidade de reação expressa em mols de gasolina por minuto.  Logo, vamos, primeiramente, vamos calcular a velocidade de CO₂ produzido por minuto:

1,5 h = 90 minutos

Resposta: A velocidade de reação é 0,05 mol/min de gasolina.

EX-05 (UERJ)

Airbags são dispositivos de segurança de automóveis que protegem o motorista em caso de colisão. Consistem em uma espécie de balão contendo 130 g de azida de sódio em seu interior. A azida, submetida a aquecimento, decompõe-se imediata e completamente, inflando o balão em apenas 30 milissegundos. A equação abaixo representa a decomposição da azida:

Considerando o volume molar igual a 24 ℓ / mol, calcule a velocidade da reação, em ℓ/s, de nitrogênio gasoso produzido.

Solução:

Resposta: Velocidade de reação é 2400 ℓ/s de nitrogênio gasoso.

EX-06 (VUNESP)

Experimentalmente, observou-se que a velocidade de formação da substância C, através da reação 2A(g) +  B(g)  → C(g), é independente da concentração de B e quadruplica quando a concentração de A é dobrada. A expressão da velocidade (v) da reação, admitindo-se que k é a velocidade específica, é:

Solução:

Para visualizar melhor colocando na tabela as informações do enunciado, temos:

Portanto,

Resposta: v = k.[A]²

EX-07 (UFSCar-SP)

A decomposição do pentóxido de dinitrogênio é representada pela equação

2 N₂O₅ (g) → 4 NO₂ (g) + O₂ (g)

Foram realizados três experimentos, apresentados na tabela.

A expressão da velocidade da reação é:

Solução:

Pela análise da tabela observamos que: dividindo por dois a concentração do pentóxido de dinitrogênio e velocidade, também, diminui pela metade. Portanto,

EX-08 (Mackenzie)

Na transformação 2 CO + O₂ → 2 CO₂ que se processa em uma única etapa, a constante de velocidade é igual a 0,5 litro/mol.min. Quando as concentrações

de CO e de O₂ forem, respectivamente, 2,0 e 1,0 mol/litro, a velocidade da reação, em mol/litro.min., será:

Solução:

Como o enunciado diz que a reação 2 CO + O₂ → 2 CO₂  se processa em uma única etapa (reação elementar), podemos escrever:

V = k.[CO]².[O₂]

Pois, numa reação elementar, podemos usar como expoentes da lei da velocidade os próprios coeficientes (2 e 1, neste caso) da equação.  Este procedimento é válido quando o problema não fornece dados suficientes para determinar os expoentes da lei da velocidade.  

Aplicando os dados do problema nessa fórmula, temos:

V = k.[CO]².[O₂] → v = 0,5x(2,0)²x1 → v = 2 mol/ℓ.min

Resposta: v = 2 mol/ℓ.min

EX-09 (UFSM-RS)

Considerando a reação NO2 (g) + CO (g) → NO (g) + CO2 (g) que ocorre em uma única etapa e que, numa dada temperatura, apresenta a lei experimental de velocidade dada por v = k[NO2] [CO], é correto afirmar que essa reação é de:

a) 3ª ordem e molecularidade 2.

b) 2ª ordem e molecularidade 3.

c) 3ª ordem e molecularidade 3.

d) 2ª ordem e molecularidade 2.

e) 5ª ordem e molecularidade 5.

Justificativa:

A reação é de segunda ordem, uma vez que a soma dos expoentes na equação de velocidade {v = k[NO2][CO]} é igual a dois.  A molecularidade é também igual a dois, pois, ocorrendo a reação {NO2 (g) + CO (g) → NO (g) + CO2 (g)} em uma única etapa, ela envolverá o choque de duas moléculas (NO₂ e CO).

EX-10 (UFPI)

O trióxido de enxofre (SO₃), matéria-prima para fabricação do ácido sulfúrico (H₂SO₄), é preparado através da oxidação de enxofre, em presença de catalisador,

conforme a reação abaixo:

Considerando a reação simples e elementar, identifique a opção correta.

a) A reação é de primeira ordem em relação ao SO₂.

b) Aumentando a temperatura, diminui a velocidade de formação do SO₃.

c) A reação é de terceira ordem em relação aos reagentes.

d) Aumentando a temperatura, diminui a energia cinética média das moléculas.

e) A velocidade de desaparecimento do SO₂ é a metade da velocidade de desaparecimento do O₂.

Justificativas:

O enunciado diz que a reação é simples e elementar, portanto, podemos escrever:

V = k.[SO₂]¹.[O₂]^1/2

Pois, numa reação elementar, podemos usar como expoentes da lei da velocidade os próprios coeficientes (1 e ½) da equação.

Portanto, a reação é de primeira ordem em relação ao SO₂.  (logo a alternativa a está correta)

Aumentando a temperatura aumenta a velocidade de formação do SO₃ e aumenta a energia cinética média das moléculas.

Pela equação de velocidade: A reação é de ordem 3/2 (=1 + 1/2, soma dos expoentes) em relação aos reagentes.

Pela equação de reação, observamos que a velocidade de desaparecimento do SO₂ é o dobro da velocidade de desaparecimento do O₂.