Testes de Avaliação

E Q 1 1 D P © P o r t o E d i t o r a

Teste T ## este de Avaliação Avaliação 1

TD TA T A Escola

Data

Nome

N.º N.º

Professor

TTurma urma

Classificação

Para responder aos itens de escolha múltipla, selecione a única opção (A, B, C ou D) que permite obter uma afirmação correta ou responder corretamente à questão colocada. Se apresentar mais do que uma opção, a resposta será classificada com zero pontos. O mesmo acontece se a letra transcrita for ilegível.

Grupo I

1.

Cotações

A síntese do prop-2-en-1-ol (CH2 = CHCH2OH), cujo nome comum é acroleína, pode ser realizada por dois processos: 3-cloroprop-1-eno op-1-eno (CH2 = CHCH2CL), composto perigoso para o Método 1 - No processo tradicional faz-se reagir o 3-cloropr ambiente, venenoso e inflamável, com água: CH2 = CHCH2CL + H2O → CH2 = CHCH2OH + HCL Método 2 - No processo que melhor respeita os princípios da química verde, o propeno reage com o ácido etanoico

e com o dioxigénio:

Etapa 1: CH2 = CHCH3 + CH3COOH + 1 O2 → CH2 = CHCH2OCOCH3 + H2O 2 Etapa 2: CH2 = CHCH2OCOCH3 + H2O → CH2 = CHCH2OH + CH3COOH

C H O) = 58,08 g/mol;

CH3CHCH2) = 42,08 g/mol;

M( 3 6

M(

CL2) = 70,90 g/mol;

M(

C H CL) = 76,52 g/mol

M( 3 5

3-cloroprop-1-eno, selecione o único pictograma de perigo que não deve surgir no frasco 1.1. Relativamente ao 3-cloroprop-1-eno,

8

deste reagente. (A)

(B)

(C)

(D)

(D). O enunciado afirma que o 3-cloropr 3-cloroprop-1-eno op-1-eno é um composto perigoso para o ambiente (C), venenoso (A) e inflamável (B). Assim, a resposta correta é a (D). 1.2. A produção de 3-cloroprop-1-eno, reagente do primeiro processo apresentado, pode ser realizada, a elevadas

temperaturas, de acordo com a seguinte equação química: CH3CH = CH2(g) + CL2(g) → CLCH2CH = CH2(g) + HCL(g) Determine a economia atómica percentual desta reação. Etapa A - massa de reagentes e produtos Na reação: CH3CH = CH2(g) + CL2(g) → CLCH2CH = CH2(g) + HCL(g) os reagentes são o C 3H6 e o CL2: mreagentes = mC H mCL ⇔ mreagentes = 42,08 + 70,90 ⇔ mreagentes = 112,98 g 3

70

6

2

12

Teste T este de Avaliação 1

O produto esperado é apenas o C3H5CL: mprodutos = mC H CL ⇔ mprodutos = 76,52 g 3

5

Etapa B - cálculo da economia atómica percentual e.a. (%) =

m total de átomos incorporados no produto desejado mtotal de átomos nos reagentes

⇔ e.a. (%) =

* 100 ⇔

76,52 * 100 ⇔ 112,98

⇔ e.a. (%) = 67,73% 1.3. Selecione a opção que completa corretamente corretamente a frase seguinte.

8

O método 2 é o processo que melhor respeita os princípios da química verde, porque… (A) … produz uma maior quantidade de resíduos indesejáveis. (B) … tem um maior número de passos. (C) … o processo tradicional produz um ácido forte (HCL). (D) … o processo tradicional utiliza reagentes não nocivos. (C). Os princípios da química verde recomendam o menor número de passos possível, mas sem produção de substâncias perigosas (o HCL é corrosivo). 1.4. A reação global do processo que melhor respeita os princípios da química verde inclui as etapas 1 e 2. 1.4.1. Justifique a seguinte afirmação verdadeira:

12

“A reação global do processo que melhor respeita os princípios da química verde tem economia atómica igual a 100%.”

s e t s e T

Tópico A Para se conhecer a reação global é necessário somar as reações parciais:

aCH = CHCH + CH COOH + 12 O 2

3

3

2

→ CH2 = CHCH2OCOCH3 + H2O

b

+ (CH2 = CHCH2OCOCH3 + H2O → CH2 = CHCH2OH + CH3COOH) CH2 = CHCH3 +

2

O2 → CH2 = CHCH2OH

Tópico B Dado que, na reação global, não se forma nenhum outro produto da reação para além do esperado, a reação tem economia atómica percentual igual a 100 %.

1.4.2. Determine a massa de prop-2-en-1-ol obtida quando se fazem reagir, reagir, pelo método 2, 85,16 g de propeno

com excesso de ácido etanoico e de dioxigénio. Etapa A - quantidade química de propeno n=

m M

⇔n=

85,16 ⇔ n = 2,024 mol 42,08

Etapa B - Massa de prop-2-en-1-ol Como a estequiometria da reação é 1:1: mo mo = ⇔ x = 2,024 mol x 2,024 mol a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

n=

m M

⇔ 2,024 =

m

58,08

⇔

⇔ m = 117,6 g

71

12

Teste T este de Avaliação 1 Grupo II

2. O fosgénio (COCL2) é um gás utilizado na indústria dos polímeros para produzir, produzir, entre outros, poliuretanos e policar-

bonatos. É também utilizado na indústria farmacêutica como espécie intermediária na produção de alguns medicamentos. O uso deste composto envolve envolve medidas de segurança s egurança elevadas elevadas pois é tóxico e corrosivo. Quando inspirado reage com a água presente nos pulmões produzindo ácido clorídrico e dióxido de carbono de acordo com a seguinte equação química: COCL2 g + H2O L → 2 HCL aq + CO2 g


Este gás é de tal forma letal que foi utilizado em ambiente de guerra. A inalação de uma dose de 25 mg por cada kg de massa corporal provoca a morte de metade dos indivíduos que inspirem esta dose. COCL2) = 98,92 g mol- ;

M(

HCL) = 36,46 gmol g mol-

M(

Considere a inalação de 1,00 * 10- 3 mol do gás por um indivíduo com 70 kg de massa corporal. completa. 2.1. Selecione a opção que contém a massa de ácido clorídrico produzido nesta inalação se a reação for completa. (A) 36,5 mg

(B) 72,9 mg

(C) 18,2 mg

(D) 54,7 mg

8

(B). Como a estequiometria da reação é de 1:2: mo

e

2

-3

1,00 * 10 mol de COC L2

=

2 mol de HCL x

⇔ x = 2,00 * 10- 3 mol de HCL

Então: n=

m M

⇔ 2,00 * 10- 3 =

m

36,46

⇔ m = 72,92 * 10- 3 g = 72,9 mg

2.2. Selecione a opção que contém o volume de dióxido de carbono, medido nas condições de pressão e temperatura

8

normais, produzido nesta inalação se a reação for completa. (A) 22,4 cm3

(B) 44,8 cm3

(C) 22,4 cm3 mol- 1

(D) 44,8 cm3 mol- 1

(A). Como a estequiometria da reação é de 1:1: 1 mol de COC L2 -3

1,00 * 10 mol de COC L2

=

1 mol de CO 2 x

⇔ x = 1,00 * 10- 3 mol de CO 2

Então: n=

V V m

⇔ 1,00 * 10- 3 =

V

22,4

⇔ V = 2,24 * 10- 2 dm3 = 22,4 cm3

2.3. Comprove, apresentando apresentando os cálculos que julgar convenientes, que a dose de fosgénio inalado pelo indivíduo não

é suficiente para atingir 25 mg por cada kg de massa corporal. Etapa A - massa do gás n=

m M

⇔ 1,00 * 10- 3 =

m

98,92

⇔ m = 9,892 * 10- 2 g = 98,92 mg

Etapa B - dose de fosgénio inalado 98,92 mg x ⇔ x = 1,4 mg = 70 kg 1 kg Por comparação: 1,4 mg 25 mg < 1 kg 1 kg pelo que o limite de exposição não foi ultrapassado. 72

12

Teste T este de Avaliação 1 Grupo III

3. A Lei de Lavoisier ou lei da conservação da massa foi enunciada no século XVIII. No contexto de uma reação química, a

aplicação desta lei determina que o número total de átomos de cada elemento presentes nos reagentes é igual ao número total de átomos desses elementos presentes nos produtos da reação. CH O

M ( 6 12 6) =

180,16 gmol g mol- 1;

H O) = 18,02 g mol- 1;

M( 2

CH4) = 16,04 g mol- 1

M(

Considere os seguintes esquemas químicos: (I)

Na2O(s) + H2O(L) → NaOH(aq)

(II) Cu(s) + AgNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + Ag(s) (III) MnO2(s) + HCL(aq) → MnCL2(aq) + CL2(g) + H2O(L) 3.1. Selecione a opção que contém os coeficientes estequiométricos que permitem acertar estes esquemas químicos.

8

(A) (I) 1:1:2; (II) 1:2:1:2; (III) 1:4:1:1:2 (B) (I) 2:1:2; (II) 1:2:1:1; (III) 1:4:1:1:1 (C) (I) 1:2:2; (II) 1:2:1:2; (III) 1:4:1:1:2 (D) (I) 2:1:2; (II) 1:2:1:1; (III) 1:4:1:2:2 (A). Na2O(s) + H2O(L) → 2 NaOH(aq) Cu(s) + 2 AgNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + 2 Ag(s) MnO2(s) + 4 HCL(aq) → MnCL2(aq) + CL2(g) + 2 H2O(L)

3.2. Considere a seguinte reação química em que metano e água são colocados a reagir para produzir di-hidrogénio

s e t s e T

gasoso, fundamental para a síntese de diversos compostos químicos. CH4(g) + 2 H2O(g) → CO2(g) + 4 H2(g) Nas condições de pressão e temperatura normais (PTN), na reação de 1,00 m3 de metano (CH4) com 10,0 kg de água obtiveram-se 100 L de di-hidrogénio di-hidrogénio.. 3.2.1. Comprove que o reagente limitante nesta reação é o metano.

12

Etapa A - quantidade química dos reagentes nH2O =

nCH4

m M

⇔n=

10,0 * 103 ⇔ n = 555 mol 18,02

1,00 * 103 ⇔n= ⇔ n = 44,6 mol = 22,4 V m V

Etapa B - reagente limitante Por comparação: 44,6 mol 555 mol de H2O > de CH4 2 1 Portanto, o metano é o reagente limitante.

3.2.2. Selecione a opção que contém o rendimento da reação de síntese. (A) 57,2%

(B) 0,401%

(C) 2,50%

(D) 3,57%

8

(C). a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

Dado que o metano é o reagente limitante e como a estequiometria da reação é de 1:4: 1 mol de CH4 4 mol de H2 = ⇔ x = 1,78 * 102 mol de H2 (teórico) x 44,6 mol de CH 4

73

Teste T este de Avaliação 1

A quantidade obtida foi: nH2

1,00 * 102 = ⇔n= ⇔ n = 4,46 mol V m 22,4 V


O rendimento foi: h (%) =

quantidade de produto obtido * 100 ⇔ quantidade de produto previsto

⇔ h (%) =

, * 100 ⇔ h (%) = 2,50% 178

3.3. Os seres vivos são exemplos de sistemas complexos complexos em que ocorrem imensas reações químicas. Uma das mais

importantes que ocorre ocorre no organismo humano é a que transforma transforma glicose C6H12O6 em dióxido de carbono e água, por reação com o dioxigénio do ar. Oxigénio Comburente

Glicose Combustível

Água Energia Dióxido de carbono

Óxidos

C6H12O6(s) + 6 O2(g) → 6 CO2(g) + 6 H2O(g) 3.3.1. Determine, para a reação completa completa com excesso de dioxigénio, o volume de dióxido de carbono libertado

12

para o ambiente na transformação dos 20 g de glicose, nas condições PTN. Etapa A - quantidade química de glicose n=

m M

⇔n=

20 ⇔ n = 0,11 mol 180,16

Etapa B - volume de CO2 Como a estequiometria é de 1:6: 1 mol 6 mol = ⇔ x = 0,66 mol x 0,11 mol V

n=

V m

⇔ 0,66 =

V

22,4

⇔ V = 15 dm3

3.3.2. Selecione a opção que contém a quantidade de dioxigénio que reagiu com os 20 g de glicose. (A) 0,66 mol (B) 0,33 mol (C) 0,11 mol (D) 15 L (A). n=

m M

⇔n=

20 ⇔ n = 0,11 mol 180,16

Como a estequiometria (também) é de 1:6: mo mo ⇔ x = 0,66 mol = x 0,11 mol

74

8

Teste de Avaliação 1 Grupo IV

4. A síntese do etanoato de etilo (CH3CO2C2H5) permite obter um solvente, com inúmeras aplicações industriais. Pode

ser utilizado para remover o verniz das unhas ou extrair a cafeína do café. É sintetizado fazendo reagir etanol (C2H5OH) com ácido acético (CH3CO2H). C2H5OH(L) + CH3CO2H(L) r (CH3CO2H)

= 1,0492 gmL- 1

r (C2H5OH)

CH3CO2H) = 60,05 g mol- 1

Ácidosulfúrico b

CH3CO2C2H5(aq) + H2O(L)

= 0,7893 gmL- 1

C H OH) = 40,07 g mol- 1

M(

M( 2 5

CH3CO2C2H5) = 88,11 g mol- 1

M(

H O) = 18,02 gmol- 1

M( 2

4.1. Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte.

8

Fazendo reagir igual volume de ambos os reagentes, é possível afirmar que… (A) … a quantidade química dos reagentes não é a mesma. (B) … ambos os reagentes são limitantes. (C) … o volume de solução final é igual ao volume de solução inicial. (D) … toda a massa inicial de reagentes é transformada em produtos da reação. (A). Como os reagentes não são gasosos, não se pode afirmar que a quantidade química seja a mesma para o mesmo volume (como se poderia se fossem gases nas mesma condições de pressão e temperatura ). Consequentemente, apesar de o volume ser o mesmo, não terão a mesma quantidade química e sendo a estequiometria a mesma (1:1) apenas um dos dois reagentes será limitante. Havendo um reagente limitante, o outro estará em excesso, pelo que a massa deste reagente não será completamente transformada em massa de produtos da reação. Por fim, não existem dados suficientes (massa volúmica da solução final ) para afirmar que o volume de solução final é igual ao volume de solução inicial. 4.2. Selecione a expressão que permite determinar o volume de etanol necessário para fazer reagir completamente

8

10 mL de ácido acético. 40,07 * 0,7893 mL 1,0492 * 10 * 60,05 1,0492 * 10 * 60,05 mL (C) 40,07 * 0,7893

0,7893 * 10 60,05 * mL 40,07 1,0492 1,0492 * 10 40,07 * mL (D) 60,05 0,7893 (B)

(A)

(B). Da estequiometria da reação (1:1) verifica-se que netanol = nácido acético. Como: r etanol * V 0,7893 * 10 m n * M r = ⇔ r = ⇔n= ⇔n= mol 40,07 V V M etanol Então: r =

m V

⇔ r =

n

* M V

⇔ V =

n

* M ácido rácido

⇔ V =

0,7893 * 10 60,05 mL * 40,07 1,0492

4.3. Selecione a expressão que permite determinar a massa de etanoato de etilo que se forma quando são produzi-

das 2,00 mol de água. (A)

a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

2,00 * 88,11 g 18,02

(B)

2,00 g 88,11

(C) 2,00 * 88,11 g

(D)

2,00 * 18,02 g 88,11

(C). Da estequiometria da reação (1:1) verifica-se que nágua = netanoatode etilo. Como: n=

m M

⇔ 2,00 =

m

88,11

⇔ m = 2,00 * 88,11 g

75

8

s e t s e T

Teste de Avaliação 1 Grupo V

5. Na síntese do ácido acetilsalicílico é adicionada aos reagentes uma pequena quantidade de ácido sulfúrico (H2SO4)

concentrado. A utilização de ácidos fortes obriga a cuidados especiais no seu manuseamento. Como referência, o valor-limite de exposição prolongada deste ácido não deve ultrapassar 0,2 mg/m 3. 5.1. Identifique a opção que contém medidas de segurança essenciais a implementar no laboratório escolar durante

8

a utilização deste ácido concentrado. (A) Afastar de fontes de combustão, fontes de calor e explosivos. (B) Guardar o frasco que contém a solução concentrada no fundo de uma prateleira contendo reagentes sólidos. (C) Colocar soluções de bases fortes junto desta solução para a poder neutralizar caso seja necessário. (D) Usar esta solução apenas na hotte, servindo-se de luvas, bata e óculos de segurança.


(D). Como o ácido é corrosivo e volátil deve ser utilizado na hotte, servindo-se de luvas, bata e óculos de segurança. Reagentes aquosos não devem ser guardados junto de reagentes sólidos. A neutralização é realizada com bases mas a neutralização de ácidos fortes com bases fortes é exotérmica, portanto, deve ser evitada. Embora o ácido não deva estar junto de fontes de calor e explosivos, não é (geralmente) um combustível. 5.2. Determine se o valor-limite de exposição é ultrapassado quando 2 gotas da solução ácida concentrada são dei-

xadas cair num laboratório escolar cujas dimensões são: comprimento: 10 m, largura: 8,0 m e altura: 3,0 m. Considere que uma gota contém aproximadamente 0,050 mL de solução e que é totalmente evaporada. % (m/m) = 98%

r (H2SO4) = 1,84

H SO4) = 98,08 g mol- 1

g/mL

M( 2

Etapa A - massa H2SO4 presente nas 2 gotas r =

m V

⇔ m = 1,84 * (2 * 0,050) ⇔ m = 0,18 g = 1,8 * 102 mg de solução

% m/m =

msoluto msolução

⇔ msoluto =

* 100 ⇔ msoluto =

% m/ m * msolução ⇔ 100

98 * 1,8 * 102 = 1,8 * 102 mg 100

Etapa B - volume da sala V = 10

* 8,0 * 3,0 ⇔ V = 240 m3

Etapa C - concentração mássica cm =

m V

⇔ cm =

1,8 * 102 mg 240 m

3

= 0,75 mg m- 3

Como este valor é superior a 0,2 mg m- 3, o valor-limite de exposição foi ultrapassado.

5.3. Para sintetizar o ácido acetilsalicílico um grupo de alunos dissolveu 2,027 g de ácido salicílico (reagente limitante) em 5 mL de anidrido acético e adicionou 5 gotas de ácido sulfúrico. O

O

O

O

O

C OH

C +

H3C

C O

C

H2SO4

OH

CH3

OH

O C O

76

C +

CH3

H3C

OH

16

Teste de Avaliação 1

5.3.1. Selecione a opção que identifica a função do ácido sulfúrico.

8

(A) É o reagente limitante. (B) Serve de catalisador. (C) Serve para aquecer a solução pois a sua dissolução em água é exotérmica. (D) É o reagente em excesso. (B). O ácido sulfúrico atua como catalisador da reação, isto é, não atua como reagente.

5.3.2. Determine o rendimento da síntese efetuada sabendo que se obteve a massa de 2,522 g do conjunto sal e

16

papel de filtro, este último de massa 0,401 g. CHO

M ( 7 6 3) =

138,12 g mol- 1;

CHO

M ( 4 6 3) =

102,09 g mol- 1;

CHO

M ( 9 8 4) =

180,16 g mol- 1

Etapa A - quantidade química do reagente limitante n=

m M

⇔n=

2,027 ⇔ n = 1,468 * 10- 2 mol 138,12

Etapa B - massa prevista Como a estequiometria é de 1:1: n=

m M

⇔ 1,468 * 10- 2 =

m

180,16

⇔ m = 2,645 g

Etapa C - rendimento h (%) =

quantidade de produto obtido 2,522 - 0,401 * 100 ⇔ h (%) = * 100 ⇔ quantidade de produto previsto 2,645 s e t s e T

⇔ h (%) = 80,19%


77

TA


Escola

Data

Nome

N.º

Professor

Turma

Classificação


Grupo I

1.

Cotações

No equilíbrio químico o quociente entre o produto da concentração dos reagentes e o produto da concentração dos produtos de uma reação química, elevados aos seus respetivos coeficientes estequiométricos, mantém-se constante ao longo do tempo, embora a reação continue a ocorrer. Teoricamente, todas as reações químicas ocorrem nos dois sentidos: os reagentes transformam-se em produtos e os produtos transformam-se em reagentes. Estas reações são reversíveis. Contudo, em certas reações, como a de combustão, praticamente 100% dos reagentes são convertidos em produtos, e não se observa a reação no sentido contrário (ou pelo menos não em escala mensurável ); tais reações são chamadas de irreversíveis. O conceito de equilíbrio químico restringe-se às reações reversíveis. Adaptado de https://pt.wikipedia.org/wiki/Equil%C3%ADbrio_qu%C3%ADmico (01/02/2016)

1.1. Existem vários fatores que podem afetar o equilíbrio químico e/ou o rendimento de uma reação química.

8

Selecione a opção correta. (A) A alteração da temperatura apenas influencia o equilíbrio químico mas não altera o valor da constante de equilíbrio. (B) Alterações de pressão e temperatura alteram o valor do rendimento da reação e a constante de equilíbrio. (C) A alteração da concentração de um reagente ou produto da reação não altera o valor do rendimento da reação nem da constante de equilíbrio químico. (D) Alterações na temperatura influenciam geralmente o rendimento da reação, alteram o estado de equilíbrio químico e o valor da constante de equilíbrio químico. (D). Os fatores que afetam o equilíbrio químico e o rendimento da reação são: – temperatura; – concentração; – pressão e volume (para reações com compostos gasosos ). Destes, apenas a temperatura altera o valor da constante de equilíbrio. Excetuam-se nesta generalidade as reações atérmicas.

1.2. Comente a seguinte afirmação:

12

“Reações reversíveis nunca podem ter um rendimento de 100%, ao contrário das reações de combustão.” a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

Tópico A Nas reações reversíveis, logo que uma certa quantidade de produto(s) é formada, passa a verificar-se a formação de reagente(s). Nas reações de combustão esta reversibilidade praticamente não existe. 87

s e t s e T


Tópico B Na reação reversível, como a quantidade de todo(s) o(s) reagente(s) nunca é nula, a transformação de reagentes em produtos também nunca é total. Assim, o rendimento (calculado a partir do reagente limitante) não pode ser 100% e a afirmação é verdadeira. Nas reações de combustão, como a reversibilidade praticamente não existe, o rendimento pode ser de 100%.

1.3. O equilíbrio químico em que o tetróxido de dinitrogénio (N2O4) se transforma em dióxido de nitrogénio (NO2) está


apresentado na equação seguinte: N2O4(g) ⇌ 2 NO2(g)

DH

>0

O tetróxido de dinitrogénio gasoso apresenta-se incolor e o dióxido de nitrogénio vermelho-acastanhado. Considere dois equilíbrios químicos alcançados, à mesma temperatura, em duas situações diferentes. No gráfico A, partindo de uma concentração inicial de 0,0500 mol/L de tetróxido de dinitrogénio e, no gráfico B, partindo de uma concentração inicial de 0,1000 mol/L de dióxido de nitrogénio. A

Equilíbrio ) 0,10 L / l o 0,09 m ( o 0,08 ã ç a 0,07 r t n 0,06 e c n 0,05 o C

B

Equilíbrio ) 0,10 L / l o 0,09 m ( o 0,08 ã ç a 0,07 r t n 0,06 e c n 0,05 o C

[N2O4]

0,04

0,04 0,03

0,03

0,02

0,02

0,01

0,01

[NO2]

[N2O4]

[NO2]

0

0 1750

Tempo (ns)

1750

Tempo (ns)

Fonte: “General Chemistry – principles, patterns and applications”, The Saylor Foundation

Em ambas as situações, a concentração no equilíbrio químico foi: [ NO2 ] e = 0,0156 moldm- 3 e [ N2O4 ] e = 0,0422 moldm- 3. 1.3.1. Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte.

8

É possível concluir que… (A) … o equilíbrio químico é atingido mais rapidamente quando no início da reação apenas existe o reagente (N2O4). (B) … o equilíbrio químico é atingido mais rapidamente quando no início da reação apenas existe o produto da reação (NO2). (C) … a constante de equilíbrio é a mesma quer apenas exista inicialmente reagente ou produto da reação. (D) … a velocidade da reação no sentido direto aumenta sempre com o decorrer da reação, até que se es-

tabeleça o equilíbrio químico. (C). O valor da constante de equilíbrio para uma qualquer reação é sempre o mesmo, apenas varia se for alterada a temperatura. Relativamente à velocidade da reação, esta apenas é alterada por uso de um catalisador, ou por alteração da temperatura, do estado de divisão dos reagentes, agitação, fatores que não estão em estudo nesta questão. 1.3.2. Indique a relação que existe (maior, menor ou igual) entre o quociente da reação no início da reação des-

crita pelo gráfico A e a constante de equilíbrio. No início não existem produtos da reação, pelo que Qc < K c.

88

8


1.3.3. Selecione a opção que permite obter uma cor vermelho-acastanhada mais intensa.

8

(A) Aumento da pressão do sistema reacional. (B) Diminuição da concentração do produto da reação (NO2). (C) Aumento da temperatura. (D) Diminuição da temperatura. (C). Para obter a cor vermelho-acastanhada é necessário que a reação evolua no sentido direto. Para tal, é necessário que a concentração do reagente aumente, que a temperatura aumente (favorecendo o sentido endotérmico) ou que a pressão diminua. 1.3.4. Selecione a opção que contém a expressão que permite determinar o valor da constante de equilíbrio à

8

temperatura considerada. 2

0,0156 (A) 0,0422 0,0422 (C) 2 (0,0156)

(B)

(0,0156)

0,0422 2 0,0156 (D) 0,0422

a

b

(B). 2

K c =

[ NO2 ] e [ N2O4 ] e

⇔ K c =

( 0,0156)2 0,0422

Grupo II s e t s e T

2. A reação de formação do amoníaco é uma das mais importantes da indústria mundial.

0 0

DH = 92 kJ 3 H2(g) + N2(g) ⇌ 2 NH3(g) com Os valores da constante de equilíbrio do sistema em equilíbrio, a diferentes temperaturas, para o equilíbrio apresentado surgem na tabela seguinte.

Temperatura (K)

K c

500

90

600

3

700

0,3

800

0,04

2.1. Justifique, com base nos valores da tabela, que a reação de síntese do amoníaco é exoenergética.

12

Tópico A Da análise da tabela verifica-se que o aumento da temperatura provoca a diminuição do valor da constante de equilíbrio químico. A diminuição do valor da constante significa que a reação evoluiu no sentido inverso. Tópico B De acordo com o Princípio de Le Châtelier, um aumento de temperatura favorece o sentido endoenergético que, neste caso, é o inverso. Conclui-se, assim, que a reação é exoenergética no sentido direto.


89


2.2. Selecione a opção que contém o gráfico que melhor traduz a variação da concentração em função do tempo de

todas as espécies químicas presentes neste equilíbrio reacional, quando a um sistema em equilíbrio químico se adiciona amoníaco. (A)

o ã ç a r t

n e c n o C

(B)

o ã ç a r t n e c n o C

t1

H2

n e c n o C

H2

NH3

NH3

N2

N2

t1

(C)

o ã ç a r t

t2

t3

Tempo

t1

(D) H2

o ã ç a r t n e c n o C

NH3

N2

N2

t3

Tempo

t3

Tempo

t2

t3

Tempo


H2

NH3

t2

t2

8

t1

(A). A adição de amoníaco faz aumentar, no instante t2, a sua concentração, o que exclui o gráfico D. Depois, a reação evolui no sentido inverso, diminuindo a concentração de amoníaco e aumentando a concentração de di-hidrogénio e dinitrogénio. 2.3. A adição de ácido clorídrico ao equilíbrio químico leva à formação de cloreto de amónio de acordo com a se-

guinte equação: NH3 aq + HCL aq ⇌ NH4CL aq Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte. A adição de ácido clorídrico ao equilíbrio inicial… (A) … faz diminuir o rendimento da reação de síntese de amoníaco. (B) … aumenta o valor da constante de equilíbrio da síntese de amoníaco. (C) … obriga a reação de síntese a evoluir no sentido direto. (D) … aumenta a concentração de reagentes na reação de síntese de amoníaco. (C). A adição de um reagente ao equilíbrio químico favorece sempre o sentido direto da reação.

Grupo III

3. O pentacloreto de fósforo (PCL5) é utilizado na química orgânica para substituir grupos hidróxilo de álcoois por

átomos de cloro. Este composto não deve ser exposto a elevadas temperaturas porque se decompõe libertando “gás cloro” (CL2) extremamente venenoso. PCL5(g) ⇌ PCL3(g) + CL2(g) K c = 0,0420 a 250 °C 90

8


3.1. Determine a concentração de tricloreto de fósforo (PCL3) em equilíbrio químico, quando num recipiente fechado de 1,00 L de capacidade se introduzem, inicialmente, 52,0 g de pentacloreto de fósforo e se aquece o recipiente até uma temperatura de 250 °C.

12

Etapa A – concentração de PCL5 n=

c=

m M

n V

⇔n=

⇔c=

52,0 ⇔ n = 0,250 mol 208,24

0,250 ⇔ c = 0,250 mol L - 1 1,00

Etapa B – concentração de PCL3 PCL3 e * CL2

K c =

e

[ PCL5 ] e

⇔ 0,0420 =

x * x

(0,250 - x )

⇔ x = 0,0835 mol L- 1 = [ PCL3 ] e

3.2. Selecione a opção que permite aumentar o rendimento da reação apresentada.

8

(A) Adicionar mais pentacloreto de fósforo à mistura. (B) Aumentar a pressão dentro do vaso reacional por adição de um gás inerte. (C) Diminuir a temperatura do vaso reacional. (D) Diminuir a concentração de dicloro. (D). Para aumentar o rendimento da reação é necessário que a reação evolua no sentido direto. Para tal é necessário que a temperatura aumente (favorecendo o sentido endotérmico), que a pressão diminua ou que a concentração de um dos produtos da reação diminua. 3.3. Determine a concentração em equilíbrio químico de pentacloreto de fósforo quando, numa outra experiência, se 12 adiciona inicialmente 1,00 mol de todas as espécies químicas da mistura, nas mesmas condições de temperatura e volume da alínea 3.1.. -1 M (PCL5) = 208,24 g mol Etapa A – identificação da evolução do sentido d a reação A concentração inicial de todas as espécies é a mesma: c=

n V

Qc =

⇔

c=

1,00 ⇔ 1,00

[ PCL3 ] * [ CL2 ] [ PCL5 ]

c = 1,00 mol L

⇔ Qc =

-1

1,00 * 1,00 ⇔ Qc = 1,00 1,00

Como Qc > K c, a reação evolui no sentido inverso. Etapa B – concentração de PCL5 K c =

PCL3 e * CL2

[ PCL5 ] e

e

⇔ 0,0420 =

(1,00 - x ) * ( 1,00 - x ) (1,00 + x )

⇔

⇔ x = 0,730 mol L- 1 = [ PCL3 ] e

Grupo IV

4. Considere a reação entre o vapor de água e o monóxido de carbono:

H2O(g) + CO(g)  H2(g) + CO2(g) a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

Nesta reação elimina-se um composto altamente tóxico, o monóxido de carbono, e obtém-se hidrogénio molecular, substância com elevado valor comercial. 4.1. Adicionou-se vapor de água a monóxido de carbono num recipiente fechado a temperatura constante, com concentrações iniciais destes reagentes iguais a 36,0 g/L e 1,00 mol/L, respetivamente. Atingido o equilíbrio químico, determinou-se o rendimento da reação, obtendo-se o valor de 90%.

16

91

s e t s e T


Comprove que o valor da constante de equilíbrio para esta reação, à temperatura considerada, é 7,4. M (H2O) = 18,02

g mol- 1

M (CO) = 28,01

g mol- 1

Etapa A – identificação do reagente limitante Considerando o volume de 1,00 L: 36,0 18,02 n cágua = ⇔c= ⇔ c = 2,00 mol L- 1 1,00 V Como a estequiometria da reação é 1:1 e o volume é 1,00 L, a quantidade química é numericamente igual ao valor da concentração:


2,00 1,00 > 1 1 pelo que o monóxido de carbono é o reagente limitante. Etapa B – determinação das concentrações em equilíbrio químico nproduto obtido cproduto obtido * V c produto obtido ⇔ cproduto obtido = 0,90 mol Lh (%) = * 100 ⇔ h (%) = * 100 ⇔ 0,90 = nproduto esperado 1,00 cproduto esperado* V

[ H2 ] e = [ CO2 ] e = 0,90 mol L- 1 [ CO ] e = 1,00 - 0,90 = 0,10 mol L- 1 [ H2O ] e = 2,00 - 0,90 = 1,10 mol L- 1 Etapa C – determinação do valor da constante de equilíbrio K c =

[ H2 ] e * [ CO2 ] e [ H2O ] e * [ CO ] e

⇔ K c =

0,90 * 0,90 = 7,4 1,10 * 0,10


8

Com base no Princípio de Le Châtelier, é possível prever que adicionando sentido .

a reação vai evoluir no

(A) … di-hidrogénio… direto

(B) … monóxido de carbono… inverso

(C) … vapor de água… direto

(D) … dióxido de carbono… direto

(C). Adicionando um dos reagentes, a reação irá evoluir no sentido direto; adicionando um dos produtos da reação, esta evoluirá no sentido inverso. 4.3. Ao sistema são adicionados todos os componentes da mistura, à mesma temperatura da alínea 4.1., de forma que as concentrações da mistura neste instante sejam as expressas na tabela seguinte (em mol/L). [ H2O ]

[ CO ]

[ H2 ]

[ CO2 ]

10

10

2,0

2,0

Determine o quociente da reação para este instante e indique, justificando, em que sentido irá evoluir esta reação até atingir um novo equilíbrio químico. Etapa A – determinação do quocien te da reação Qc =

H2 * CO2

[ H2O ] * [ CO ]

⇔ Qc =

2,0 * 2,0 ⇔ Qc = 0,040 10 * 10

Etapa B – sentido da evolução Como

92

c

<

, a reação irá evoluir no sentido direto, até qu e

c

c

=

.

c

12


5. Para investigar alterações de equilíbrios químicos em sistemas aquosos por variação da concentração de reagentes

e produtos, um grupo de alunos resolveu alterar a concentração das espécies químicas envolvidas no seguinte equilíbrio químico: Fe3 + (aq) + SCN- (aq) ⇌ FeSCN2 + (aq) (Amarelo)

(Incolor)

(Vermelho)

Para cumprir com este objetivo, os alunos puderam utilizar as soluções aquosas, com iguais concentrações, dos seguintes sais: Nitrato de prata (AgNO3) Tiocianato de sódio (NaSCN) Cloreto de potássio (KCL) Nitrato de ferro(III) [ Fe(NO3)3 ] Hidróxido de sódio (NaOH) Começaram por colocar 4 gotas da solução contendo o tiocianoferrato(III), catião ferro(III) e tiocianato em várias concavidades de uma placa de microescala, devidamente numerada, tendo o cuidado de deixar como teste de controlo a concavidade 1. 5.1. Explique a necessidade da existência de uma concavidade de controlo. Identifique o conteúdo desta concavidade.

12

Tópico A A concavidade de controlo serve para comparar a cor obtida em cada um dos restantes ensaios com a cor de referência e, assim, poder concluir se a reação evoluiu no sentido direto ou no sentido inverso. Tópico B A esta concavidade apenas foi adicionado o equilíbrio químico inicial que contém o catião ferro(III), o tiocianato e o tiocianoferrato(III).

5.2. Sabendo que:

8

A adição de nitrato de prata à solução em equilíbrio forma o tiocianato de prata: AgNO3(aq) + SCN- (aq) ⇌ AgSCN(s) + NO-3(aq) e a adição de cloreto de potássio à solução em equilíbrio forma o tetracloroferrato (III): Fe3 + (aq) + 4 KCL(aq) ⇌ FeCL4- (aq) + 4 K+ (aq) selecione a opção que indica em que sentido irá evoluir o equilíbrio químico a estudar pela adição de nitrato de prata e cloreto de potássio. (A) A adição de ambos leva o equilíbrio químico a evoluir no sentido direto. (B) A adição de ambos leva o equilíbrio químico a evoluir no sentido inverso. (C) A adição de nitrato de prata leva o equilíbrio químico a evoluir no sentido direto e a adição de cloreto de

potássio leva o equilíbrio químico a evoluir no sentido inverso. (D) A adição de nitrato de prata leva o equilíbrio químico a evoluir no sentido inverso e a adição de cloreto de

potássio obriga o equilíbrio químico a evoluir no sentido direto. (B). A adição de agentes sequestrantes (catião prata e cloreto) diminui a concentração dos reagentes. De acordo com o Princípio de Le Châtelier, sempre que se introduz uma alteração ao equilíbrio químico, este evolui no sentido de contrariar essa perturbação. Neste caso, a perturbação foi a diminuição da concentração do(s) reagente(s) – Qc > K c – e o sentido é o inverso – até que Qc = K c. 5.3. Os alunos verificaram que a adição das soluções de nitrato de ferro (III) e tiocianato de sódio tornaram a solução

mais vermelha. A adição de hidróxido de sódio tornou a solução final mais amarela. a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

5.3.1. Escreva a reação de captura do catião ferro (III) que ocorre na solução contendo o equilíbrio químico por

8

adição de hidróxido de sódio. Fe3 + (aq) + 3 NaOH(aq) ⇌ Fe(OH)3(aq) + 3 Na+(aq)

93

s e t s e T


5.3.2. Selecione a opção que contém os termos que completam corretamente a frase seguinte.

Por mudança da concentração dos reagentes, a cor mais vermelha resulta da evolução do equilíbrio químico no sentido e a cor mais amarela da evolução do equilíbrio químico no sentido . (A) … direto… inverso

(B) … direto… direto

(C) … inverso… inverso

(D) … inverso… direto

8 E Q 1 1 D P © P o r t o E d i t o r a

(A). A cor vermelha resulta de um aumento da concentração do catião tiocianoferrato(III) e a cor amarela de um aumento da concentração do catião ferro(III). Assim, a evolução no sentido direto aumenta a cor vermelha e, no sentido inverso, a cor amarela. 5.4. Depois de refletirem sobre os resultados, os alunos preveem que a adição de um sal contendo tiocianoferrato(III) iria tornar, no novo estado de equilíbrio químico, a cor vermelha da solução ainda mais

intensa do que antes da perturbação. Elabore um texto onde explique se concorda ou não com esta conclusão, justificando convenientemente. Tópico A A adição de um sal contendo tiocianoferrato(III) irá aumentar a concentração desta espécie química. Assim, no instante em que a espécie é adicionada, a cor da solução será vermelha, mais intensa. Tópico B Após a alteração ao equilíbrio químico, a adição de um produto da reação fez com que Qc > K c, pelo que a reação irá evoluir no sentido inverso, diminuindo a intensidade da cor vermelha. Tópico C A concentração do produto da reação no novo equilíbrio químico será, contudo, sempre superior à concentração desta espécie no equilíbrio químico inicial, bem como a intensidade da cor vermelha. A conclusão dos alunos está, por isso, correta.

94

16

TA


Escola

Data

Nome

N.º

Professor

Turma

Classificação


Grupo I

1.

Cotações

Considere o seguinte texto. Há muito tempo que os químicos se preocupam em perceber a razão pela qual algumas substâncias, em solução aquosa, possuem a propriedade de, por exemplo, apresentarem um sabor azedo, dissolverem o mármore, reagirem com metais, como o zinco, libertando di-hidrogénio, e ainda possuírem a propriedade de tornar vermelha a cor de determinados pigmentos vegetais azuis. Por outro lado, existe outro conjunto de materiais que, em solução aquosa, possuem um sabor amargo, são escorregadios ao tato e são capazes de devolver a cor azul a pigmentos vegetais previamente avermelhados por adição de um ácido. São exemplo destes materiais as cinzas e os sabões. Arrhenius, em 1887, apresentou uma explicação teórica para a definição de ácido e de base, mas foi Brönsted e Lowry, em 1923, que proposeram uma definição de ácido e de base mais abrangente. 8

1.1. Selecione a opção que contém os termos que completam corretamente a frase seguinte.

Segundo a teoria de Arrhenius, é toda a substância que, sendo constituída por átomos de hidrogénio, em solução aquosa ioniza-se originando . (A) … ácido… iões H + (B) … base… iões H + (C) … ácido… iões OH(D) … base… iões OH (A).

Segundo a teoria de Arrhenius, ácido é toda substância que, sendo constituída por átomos de hidrogénio, em solução aquosa ioniza-se originando iões H +. 1.2. Das seguintes afirmações, relativas ao amoníaco, NH 3, e ao hidróxido de sódio, NaOH, selecione a verdadeira. (A) NH3 é uma base segundo a teoria de Arrhenius. (B) NH3 e NaOH são bases segundo Arrhenius e segundo a teoria de Brönsted-Lowry. (C) NH3 e NaOH apenas são bases segundo a teoria de Brönsted-Lowry. (D) NH3 apenas é uma base segundo a teoria de Brönsted-Lowry. (D).

O amoníaco é uma base segundo a teoria de Brönsted Lowry pois é capaz de captar um protão, H +, cedido por um ácido. a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

121

8

s e t s e T

Teste de Avaliação 3 Grupo II

2. O valor do pH de uma solução aquosa depende da concentração em iões hidrónio, H3O+.

Considere 500 mL de uma solução aquosa de um detergente amoniacal, cujo valor de pH é 1 1,3, à temperatura de 25 °C (K w = 1,0 * 10- 14, a 25 °C).

2.1. Selecione a opção que contém a expressão que permite determinar o valor da concentração em iões hidrónio.


8

(A) [ H3O+ ] e = 11,3 mol dm- 3 (B) [ H3O+ ] e = 1011,3 mol dm- 3 (C) [ H3O+ ] e = 10- 11,3 mol dm- 3 (D) [ H3O+ ] e = - log (11,3) mol dm- 3 (C).

pH = - log H3O+ e ⇒ [ H3O+ ] e = 10- pH [ H3O+ ] e = 10- 11,3 mol dm - 3 2.2. Determine o valor da concentração em iões hidróxido, OH-, à temperatura considerada.

12

Apresente o resultado com um número correto de algarismos significativos.

pH = 11,3 ⇒ [ H3O+ ] e = 10- 11,3 mol dm- 3 + K w = [ H3O ] e * [ OH ] e ⇔ ⇔ 1,0 * 10- 14 = 10- 11,3 * [ OH- ] e ⇔ 1,0 * 10- 14 ⇔ [ OH- ] e = = 2,0 * 10- 3 mol dm- 3 10- 11,3 2.3. Um outro detergente aplicado na lavagem de loiça apresenta um valor de pH igual a 7,00, à temperatura de 25 °C.

Das seguintes afirmações, selecione a correta. (A) O detergente da loiça possui maior acidez do que o detergente amoniacal. (B) O detergente da loiça possui maior alcalinidade do que o detergente amoniacal. (C) Os dois detergentes possuem carácter químico semelhante. (D) O detergente da loiça é um ácido e o detergente amoniacal é uma base. (A).

O detergente amoniacal possui um pH = 11,3. Uma solução é tanto mais ácida quanto mais baixo for o valor do pH da solução. Assim, o detergente da loiça possui maior acidez que o detergente amoniacal.

122

8


8

2.4. Considere a mistura de iguais volumes de duas soluções de ambos os detergentes sem que exista qualquer reação entre eles.

Selecione a opção que contém os termos que completam corretamente a frase. O valor do pH da mistura assume um valor… (A) … maior do que 11,3.

(B) … menor do que 7,00.

(C) … compreendido entre 7,00 e 11,3.

(D) … impossível de prever.

(C).

À temperatura considerada, a solução do detergente da loiça é neutra e a solução do detergente amoniacal, é alcalina. O carácter químico da solução que resulta dos dois volumes das duas soluções resulta do efeito da quantidade de iões OH – em excesso que existe na solução do detergente amoniacal. Em consequência da mistura das duas soluções, o volume aumenta, pelo que a concentração de iões OH – diminui. Assim, o valor do pH da mistura assume um valor compreendido entre 7,00 e 11,3. 8

2.5. Selecione a opção que completa corretamente a frase.

Atendendo a que a autoprotólise da água líquida é um processo endotérmico, o valor do pH da água, a 100 °C, é… (A) … igual 7,0.

(B) … maior que 7,0.

(C) … menor que 7,0.

(D) … imprevisível.

(C).

Sendo a autoprotólise da água um processo endotérmico, para temperaturas mais elevadas, o valor da concentração de H 3O+ aumenta, pelo que o valor do pH da água diminui. Assim, o valor do pH da água a 100 °C é menor que 7,0. s e t s e T

Grupo III

3. A autoionização da água, também designada de autoprotólise, é um processo endotérmico.

Considere os valores da constante de autoprotólise da água, referentes a três temperaturas distintas. K w1 = 7,0 * 10

- 15

;

K w2 = 1,0 * 10

- 14

;

K w3 = 3,0 * 10

- 14

3.1. Escreva a expressão que permite calcular o valor da constante de autoprotólise da água. K w =

H3O+ e * OH-

8

e

3.2. Selecione a opção que contém, por ordem sequencial, os valores da temperatura correspondentes aos valores de K w apresentados. (A) 20 °C - 40 °C - 25 °C

(B) 25 °C - 40 °C – 20 °C

(C) 40 °C - 20 °C - 25 °C

(D) 20 °C - 25 °C - 40 °C

8

(D).

Atendendo a que a autoprotólise da água é um processo endotérmico, um aumento da temperatura favorece a reação da autoprotólise da água. Assim, com o aumento da temperatura verifica-se um aumento do valor da constante de autoprotólise. 3.3. Calcule o valor do pH da água à temperatura a que K w = 3,0 * 10- 14.

12

H3O+ ] e * [ OH- ] e - 14 K w = 3,0 * 10 mas para a água pura [ H3O+ ] e = [ OH- ] e + + 2 K w = [ H3O ] e * [ OH ] e = [ H3O ] e 2 3,0 * 10- 14 = [ H3O+ ] e ⇔ [ H3O+ ] e = " 3,0 * 10- 14 = 1,7 * 10- 7 mol dm- 3 pH = - log [ H3O+ ] e = - log (1,7 * 10- 7) = 6,8 K w = [


123


4. O ácido acético, CH3COOH, é um ácido fraco que se pode encontrar no vinagre.

Considere uma solução deste ácido, de concentração 0,100 mol dm- 3 (K a (CH3COOH) = 1,8 * 10- 5, a 25 °C).


4.1. Escreva a equação química que traduz a ionização do ácido acético. CH3COOH(aq) + H2O(L) ⇌ CH3COO-(aq) + H3O+(aq)

8

4.2. Selecione a opção que contém a expressão que permite calcular o valor da constante de acidez.

8

(A)

K a =

(C)

K a =

[ CH3COO- ] e + [ H3O+ ] e [ CH3COOH ] e [ CH3COOH ] e [ CH3COO- ] e * [ H3O+ ] e

(B)

K a =

(D)

K a =

[ CH3COO- ] e * [ H3O+ ] e [ CH3COOH] e [ CH3COO- ] e [ CH3COOH ] e * [ H3O+ ] e

(B). 4.3. Determine o grau de ionização do ácido acético, à temperatura de 25 °C.

16

CH3COOH(aq) + H2O(L) ⇌ CH3COO-(aq) + H3O+(aq) cinício/mol dm 0,100 – – - 3 cequil./mol dm x x 0,100 - x - 3

K a =

[ CH3COO- ] e * [ H3O+ ] e [ CH3COOH ] e

1,8 * 10- 5 =

⇔

2 x

=

2 x

0,100 - x

⇔

⇔

0,100 - x -5 2 ⇔ 1,8 * 10 * (0,100 - x ) = x ⇔ -3 -3 ⇔ x = 1,3 * 10 mol dm [ CH3COO- ] e = [ H3O+ ] e = 1,3 * 10- 3 mol dm- 3 [ CH3COOH ] e = 0,100 - 1,3 * 10- 3 = 9,87 * 10- 2 mol dm- 3 O grau de ionização pode ser calculado a partir de: a

(%) =

n ionizado ninicial

%) =

⇔ a (

* 100 ⇔ a (%) =

c ionizado * V cinicial * V

* 100

⇔

1,3 * 10- 3 * V * 100 = 1,3% 0,100 * V

4.4. Selecione a opção que indica os pares conjugados ácido-base. (A) CH3COO-(aq)/CH3COOH(aq) e H3O+(aq)/H2O(L)

(B) CH3COO-(aq)/CH3COOH(aq) e H2O(L)/H3O+(aq)

(C) CH3COOH aq /CH3COO- aq e H3O+ aq /H2O L

(D) CH3COOH aq /CH3COO- aq e H2O L /H3O+ aq

(C). 124

8


4.5. Calcule o valor da constante de ionização do ião acetato, CH3COO-, à temperatura considerada. K a * K b = K w ⇔ K b =

12

K w K a

Substituindo, vem: K b =

1,0 * 10- 14 = 5,6 * 10- 10 -5 1,8 * 10

Grupo V

5. O ácido clorídrico, HCL, é obtido pela queima de dicloro e di-hidrogénio, que depois de absorvido em água, origina uma solução fortemente ácida, cuja constante de equilíbrio, a 25 °C, tem o valor de 1,3 * 106.

HC’

c

= 0,061 mol dm- 3 8


O facto de o ácido clorídrico possuir um elevado valor de K a significa que… (A) … se trata de um ácido fraco. s e t s e T

(B) … a reação de ionização é muito rápida. (C) … é elevada a extensão da reação inversa. (D) … a reação direta é muito mais extensa do que a reação inversa. (D).

Quanto maior for o valor da constante de acidez, maior será a concentração dos produtos da reação, o que corresponde a uma elevada extensão da reação direta. 5.2. Determine o valor do pH de uma solução de HCL de concentração 0,061 mol dm- 3.

12

elevado significa que a ionização de HC L é elevada. [ H3O+ ] e ≈ [ HCL] i = 0,061 mol dm- 3 Assim, o valor do pH pode ser calculado a partir da expressão: pH = - log [ H3O+ ] e ⇔ ⇔ pH = - log (0,061) = 1,2 K a

5.3. Considere uma solução de ácido fórmico, HCOOH, de igual volume e concentração da solução de ácido clorídrico.

Sabendo que, no estado de equilíbrio, a concentração de HCOOH é de 5,78 * 10- 2 mol dm- 3, determine o valor do pH no equilíbrio químico.

O valor [ H3O + ] no equilíbrio pode ser calculada a partir de: /mol dm- 3 - 3 cequil./mol dm cinício


HCOOH(aq) + H2O(L) ⇌ HCOO-(aq) + H3O+(aq) 6,1 * 10- 2 – – x x 6,1 * 10- 2 - x

6,1 * 10- 2 - x = 5,78 * 10- 2 ⇔ -2 -2 -3 -3 ⇔ x = 6,1 * 10 - 5,78 * 10 = 3,2 * 10 mol dm O valor do pH pode ser calculado a partir de: pH = - log [ H3O+ ] e = - log (3,2 * 10- 3) = 2,5 125

12

Teste de Avaliação 3 Grupo VI

6. Com o objetivo de determinar a concentração de uma solução aquosa de hidróxido de sódio, NaOH, de volume 50,0 mL, um grupo de alunos realizou uma titulação ácido-base, utilizando, como titulante, a solução aquosa de ácido clorídrico, HCL, de concentração 0,100 mol dm- 3. Até atingir o ponto de equivalência, verificaram ter-se consumido 10,0 mL de titulante.


Para a realização da atividade, os alunos procederam à preparação do esquema de montagem, conforme mostra a figura.

10

11

6.1. Selecione a opção que identifica o tipo de titulação.

8

(A) Titulação ácido forte-base forte. (B) Titulação ácido forte-base fraca. (C) Titulação base forte-ácido forte. (D) Titulação ácido fraco-base forte. (C).

O titulado é uma base forte e o titulante é um ácido forte, assim a titulação em causa é uma titulação base forte-ácido forte. 6.2. Apresente o resultado da medida do volume de titulante no ponto de equivalência. V =

10,0 ± 0,1 mL

6.3. Determine o valor da concentração da solução de hidróxido de sódio obtida experimentalmente pelos alunos.

Partindo da equação química que traduz a reação de titulação, NaOH(aq) + HCL(aq) → NaCL(aq) + H2O(L) e dada a estequiometria, no ponto de equivalência: nNaOH = nHCL

A quantidade de NaOH neutralizada é: -3 -3 nNaOH = nHCL = [ HCL] * V = 0,100 * 10,0 * 10 = 1,00 * 10 mol A concentração da solução titulada será: -3 n NaOH 1,00 * 10 [ NaOH ] = = = 2,00 * 10- 2 mol dm- 3 -3 V 50,0 * 10

126

8

12

TA



Escola

Data

Nome

N.º

Professor

Turma

Classificação


Grupo I

1.

Cotações

Considere o seguinte texto. As reações de oxidação-redução, também conhecidas por reações redox, são reações que ocorrem por transferência de eletrões. Para que exista uma reação redox, no sistema deve haver uma espécie que ceda eletrões e outra que os aceite. Por essa razão, ao mergulhar uma placa de zinco numa solução que contenha iões cobre (II), verifica-se um atenuar da cor azul da solução e, simultaneamente, um depósito acobreado na placa de zinco, como mostra a figura seguinte. Placa de zinco

Solução de iões Cu 2

+

1.1. Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte. A oxidação é um processo que consiste .

8

de eletrões. A espécie que sofre oxidação designa-se por

(A) … no ganho… oxidante (B) … no ganho… redutor (C) … na cedência… oxidante (D) … na cedência… redutor (D). A oxidação é um processo que consiste na cedência de eletrões. A espécie que sofre oxidação designa-se por redutor. 1.2. Escreva a equação química que representa a reação química observada na figura e identifique a espécie que sofre redução e a espécie que sofre oxidação.

O zinco metálico, Zn, oxida-se e o catião cobre(II), Cu2+(aq), é reduzido a cobre sólido. Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)

134

12


1.3. Das seguintes afirmações, selecione a verdadeira.

8

(A) O número de oxidação do zinco diminui. (B) O número de oxidação do cobre aumenta. (C) O número de oxidação do zinco aumenta. (D) O número de oxidação do cobre não sofre alteração. (C). O número de oxidação do zinco aumenta: Dn.o = + 2 - 0 = + 2. 1.4. A que se deve o atenuar da cor azul da solução? Escreva a semiequação química que traduz essa alteração.

12

O atenuar da cor da solução deve-se à diminuição da concentração do catião Cu 2+. A semiequação química que traduz o processo descrito é: Cu2+(aq) + 2 e- → Cu(s)

Grupo II

2. Os pigmentos à base de óxido de ferro são utilizados pelo ser humano desde a Pré-História, quando pintavam os seus desenhos nas paredes das cavernas. Este pigmento é tratado a altas temperaturas, de acordo com a reação química traduzida pela seguinte equação química: Fe2O3(s) + 3 CO(s) → 2 Fe(s) + 3 CO2(g)

2.1. Indique os números de oxidação de todos os elementos intervenientes na reação química.

12

Fe2O3(s) + 3 CO(s) → 2 Fe(s) + 3 CO2(g) (+ 3) (- 2)

(+ 2)(- 2)

(0)

(+ 4) (- 2)

2.2. Determine a variação dos números de oxidação do carbono e do ferro e indique a espécie que sofre redução.

12

A variação dos números de oxidação dos elementos envolvidos é: Dn.o. (Fe) = 0 - (+ 3) = - 3 Dn.o. (C) = 4 - (+ 2) = + 2 Como o número de oxidação do ferro diminui, o ferro sofre redução e dado que o número de oxidação do carbono aumenta, o carbono sofre oxidação. Assim, Fe 2O3 é a espécie que sofre redução, pois possui o elemento que sofre redução - o Fe. 2.3. Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte. Dado que o monóxido de carbono, CO, contém o elemento que sofre , sendo, por isso, o .

8

, é a substância que se

(A) … redução… oxida… agente redutor (B) … redução… reduz… agente oxidante (C) … oxidação… oxida… agente redutor (D) … oxidação… reduz… agente oxidante (C). Dado que o monóxido de carbono, CO, contém o elemento que sofre oxidação, é a substância que se oxida, sendo, por isso, designado espécie redutora (ou agente redutor ). a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

135

s e t s e T

Teste de Avaliação 4 Grupo III

3. Quando se mergulha uma moeda de cobre numa solução de nitrato de prata, AgNO 3, verifica-se, ao fim de um dado tempo, a deposição de uma camada metálica sobre a moeda.

3.1. Identifique o constituinte da camada metálica que se deposita sobre a moeda de cobre.


8

Prata metálica. 3.2. Escreva as semiequações de oxidação e de redução associadas à reação descrita.

12

Cu(s) → Cu2+(aq) + 2 eAg+ aq + 1 e- → A g s 3.3. Das seguintes equações, selecione aquela que traduz a reação de oxidação-redução apresentada. (A) Cu(s) + Ag+(aq) → Cu2+(aq) + Ag(s)

(B) Cu(s) + 2 Ag+(aq) → Cu2+(aq) + 2 Ag(s)

(C) Cu2+(aq) + Ag(s) → Cu(s) + Ag+(s)

(D) Cu2+(aq) + 2 Ag(s) → Cu(s) + 2 Ag+(aq)

8

(B). Cu(s) + 2 Ag+(aq) → Cu2+(aq) + 2 Ag(s) 3.4. Identifique os pares conjugados de oxidação-redução. Cu2+(aq)/Cu(s) e Ag+(aq)/Ag(s)

8

Grupo IV

4. Colocaram-se pequenos pedaços de zinco metálico, Zn, numa solução aquosa de sulfato de cobre (II), CuSO4, e numa solução aquosa de nitrato de magnésio, Mg (NO3)2, de igual concentração. Passado algum tempo, registaram-se as seguintes observações. Solução que contém Mg2 +

Solução que contém Cu 2 +

Não houve reação

Formou-se um depósito acastanhado sobre o zinco, apresentando este metal um aspeto bastante corroído. A solução inicial era azul e, no final, ficou praticamente incolor.

4.1. Das seguintes afirmações, selecione a correta. (A) O zinco metálico na presença do catião cobre(II) sofre uma redução. (B) O catião cobre (II) reduz o zinco metálico. (C) O catião cobre (II) é capaz de oxidar o zinco metálico. (D) O catião cobre (II) é oxidado na presença de zinco metálico. (C). O catião cobre(II) é capaz de oxidar o zinco metálico, uma vez que na presença deste sofre redução. 136

8


4.2. Selecione a semiequação química que traduz a redução ocorrida.

8

(A) Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e-

(B) Cu(s) → Cu2+(aq) + 2 e-

(C) Zn2+(aq) + 2 e- → Zn(s)

(D) Cu2+(aq) + 2 e- → Cu(s)

(D). Cu2+(aq) + 2 e- → Cu(s) 4.3. Compare o poder redutor do zinco com o do cobre.

12

O zinco metálico, na presença do catião cobre (II), Cu2+, é oxidado a Zn 2+ e o catião cobre (II) é reduzido a Cu(s). Como a reação observada corresponde à redução do catião cobre (II), conclui-se que o poder redutor do zinco é maior do que o poder redutor do cobre. 4.4. Justifique a não ocorrência de reação química do Zn na presença do catião magnésio.

12

O zinco metálico, na presença do catião magnésio, Mg 2+, não é capaz de sofrer oxidação, pelo que o catião Mg 2+ não pode ser reduzido pelo zinco. A não ocorrência de reação permite concluir que o poder redutor do zinco é menor que o poder redutor do magnésio.

Grupo V

5. Com o objetivo de organizar uma série eletroquímica a partir da reação entre metais e soluções aquosas de sais contendo catiões de outros metais, um grupo de alunos utilizou pequenos pedaços de cobre, ferro, chumbo e zinco e soluções de catiões dos mesmos metais, numa placa de microescala. Seguiram o seguinte procedimento:

s e t s e T

Etapa 1 - Colocar, em cada concavidade da fila vertical, uma amostra de cada metal. Etapa 2 - Usando pipetas de Pasteur, colocar em cada concavidade da fila horizontal a mesma quantidade de solução aquosa contendo catião cobre (II). Repetir o procedimento para as filas s eguintes, com cada uma das restantes soluções. Etapa 3 - Registar numa tabela a ocorrência, ou não, de reação, passados cerca de 30 minutos. No quadro seguinte, registam-se algumas observações no final da atividade. Cu Cu2+

Fe

Pb

Zn

1

3

5

4

Ocorre reação

Fe2+

Não ocorre reação

Pb2+


Ocorre reação

Zn2+


2

Ocorre reação Não ocorre reação

5.1. Selecione a opção que completa corretamente a frase.

8

Não se verifica ocorrência de reação de oxidação-redução no (s) ensaio(s)… a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

(A) … 1, 2 e 3.

(B) … 3 e 5.

(C) … 1 e 4.

(D). No ensaio 3 verifica-se ocorrência de reação, pois o chumbo, na presença do catião Cu também ocorre reação, pelo facto de o catião cobre (II), Cu2+, oxidar o zinco.

(D) … 2 e 4. 2+

, é oxidado; no ensaio 5

137


5.2. Escreva a equação química que traduz a reação de oxidação-redução do zinco numa solução de nitrato de chumbo(II). Comece por escrever as semiequações de oxidação e de redução.

O zinco metálico, quando mergulhado numa solução de nitrato de chumbo (II), sofre oxidação, enquanto que o catião chumbo(II), Pb2+, é reduzido.


– Semiequação de oxidação Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e– Semiequação de redução Pb2+(aq) + 2 e- → Pb(s) – Equação química global Zn(s) + Pb2+(aq) → Pb(s) + Zn2+(aq) 5.3. Compare o poder redutor do ferro com o do chumbo.

12

Fundamente a resposta com base nos resultados do quadro.

Da análise do quadro, quando se mergulha a amostra de ferro metálico numa solução contendo catiões chumbo(II), Pb2+, verifica-se a ocorrência de reação, ou seja, o ferro sofre oxidação e o catião chumbo (II) é reduzido. Dado que o ferro é capaz de reduzir o catião chumbo (II), conclui-se que o poder redutor do ferro é maior que o do chumbo. 5.4. Selecione a opção que dispõe os metais por ordem crescente de poder redutor.

8

(A) Cu - Zn - Pb (B) Pb - Cu - Zn (C) Cu - Pb - Zn (D) Zn - Cu - Pb (C). O chumbo sofre oxidação na presença do catião cobre (II), por isso, o poder redutor do chumbo é maior que o poder redutor do cobre. O zinco sofre oxidação na presença do catião chumbo (II), por isso, o poder redutor do zinco é maior que o poder redutor do chumbo. Por ordem crescente de poder redutor pode escrever-se: Cu < Pb < Zn 5.5. Selecione a opção que dispõe os catiões metálicos por ordem crescente de poder oxidante. (A) Zn2+ - Fe2+ - Pb2+ - Cu2+ (B) Fe2+ - Pb2+ - Cu2+ - Zn2+ (C) Pb2+ - Cu2+ - Zn2+ - Fe2+ (D) Cu2+ - Zn2+ - Fe2+ - Pb2+ (A). O catião ferro(II) na presença do zinco metálico é capaz de lhe provocar oxidação, por isso possui maior poder oxidante que o catião zinco. O catião chumbo(II) é capaz de provocar oxidação do ferro metálico, o que permite concluir que o poder oxidante do catião chumbo(II) é maior que o poder oxidante do catião ferro (II). O catião cobre(II) oxida o chumbo metálico, permitindo concluir que o poder oxidante do catião cobre (II) é maior que o poder oxidante do catião chumbo(II). Por ordem crescente de poder oxidante pode escrever-se: Zn2+ < Fe2+ < Pb2+ < Cu2+

138

8

TA



Escola

Data

Nome

N.º

Professor

Turma

Classificação


Grupo I

1.

Cotações

Considere o seguinte texto. Os oceanos têm um papel importante no equilíbrio do dióxido de carbono na atmosfera terrestre devido à capacidade que este composto tem de reagir com os iões presentes na água. Na água do mar, o dióxido de carbono desempenha um papel fundamental no controlo do seu pH. O esquema da figura pretende ilustrar algumas das etapas descritas. Atmosfera

H3O + CO23 +

-

CO2(g)

H3O + HCO3

H2CO3

-

+

CO2(aq) + H2O

-

-

HCO3

Oceano

HCO3

H+ Ca2 + CO32 +

-

Ca2 + CO32

H

+

+

P

o

r

e c

ã

ç u l s o

i p

Sedimento

-

i t a ç

ã o

CaCO3

D i s

1.1. A percentagem, em volume, de dióxido de carbono na atmosfera é apenas cerca de 0,04 %. Na água dos oceanos, 12

o CO2 está presente numa concentração máxima de 107 ppm . m

Determine a percentagem em massa (% m/m) de CO2 dissolvido nas águas dos oceanos. Comece por deduzir a relação entre a percentagem em massa e as partes por milhão em massa. Estabelecendo a relação entre ppm e % (m/m) vem: m

msoluto

ppm = m m

solução

* 106

m

m

% (m/m) = m soluto * 100 = m soluto * 102 solução

ppm = m

msoluto msolução

solução

* 102 * 104 ⇔

ppm = % (m/m) * 104 ⇔ ppm ⇔ % (m/m) = 104 ppm = 107 ppm ppm 107 % (m/m) = = 4 = 1,07 * 10- 2% 4 10 10 m

m

m

m

146


1.2. Selecione a opção que contém a equação química que representa a absorção do dióxido de carbono pela água do

8

oceano e que justifica o seu papel regulador do pH da água. (A) CO2(g) + H2O(L) ⇌ HCO3(aq)

(B) CO2(g) + H2O(L) ⇌ H3CO3(aq)

(C) CO2 g + H2O L ⇌ HCO-3 aq

(D) CO2 g + H2O L ⇌ H2CO3 aq

(D).

CO2(g) + H2O(L) ⇌ H2CO3(aq) 1.3. Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte.

8

As ligações que se estabelecem entre as moléculas de água e as moléculas de CO 2 são ligações… (A) … dipolo instantâneo-dipolo induzido. (B) … dipolo-dipolo induzido. (C) … por pontes de hidrogénio. (D) … covalentes. (B).

As ligações que se estabelecem entre as moléculas de água e as moléculas de CO 2 são ligações dipolo-dipolo induzido.

Grupo II

2. Adicionando gradualmente um composto sólido a um determinado solvente, a temperatura e pressão constantes e

sob agitação contínua, verifica-se que a partir de um dado momento o soluto não se dissolve mais. s e t s e T

I

II

III

Num volume de 250 mL de água destilada foi possível dissolver uma massa máxima de 5 0,0 g de sulfato de cobre(II), CuSO4, à temperatura de 20 °C, sem ocorrer formação de precipitado. 2.1. Indique, justificando, qual das situações I, II ou III pode corresponder ao momento em que se conclui a prepara- 12

ção da solução. Situação II. Atendo a que deixa de ser possível dissolver mais soluto no volume de água considerada, a solução preparada diz-se de saturada, não existindo sólido por dissolver. Macroscopicamente, constata-se que a solução apresenta a mesma cor que a solução saturada com depósito, ilustrada na situação III. 2.2. Determine a solubilidade de CuSO 4 à temperatura de 20 °C, expressa em g/100 g de H 2O.

12

A solubilidade traduz a massa de soluto que é possível dissolver, no máximo, em 100 g de água destilada. Conhecendo a massa de soluto que é possível dissolver em 250 mL de água, é possível calcular a massa de soluto que é possível dissolver em 100 mL de água, de modo a obter uma solução saturada. rH2O = 1,00


g/mL ⇒ 250 mL ⇔ 250 g

r =

m V

⇔

m = r * V

⇔

m = 1,00 * 250 = 250

g

50,0 g 250 g ⇔ = x 100 g 50,0 * 100 ⇔ x = = 20,0 g 250 s = 20,0 g 100 gde H2O 147


2.3. Selecione a opção que contém a expressão numérica que corresponde ao valor da concentração de CuSO 4, expressa em mol dm- 3, à temperatura considerada (M (CuSO4) = 159,61 g mol- 1). (A)

50 159,61

(C)

200 159,61

159,61 50 159,61 (D) 200 (B)


(C).

20,0 g

100 g 20,0 * 1000 = 200 g ⇔ x = 1000 g 100 200 159,61 n 200 c = = = V 1 159,61 x

=

2.4. Suponha que foram dissolvidos 150 g de sulfato de cobre(II), num balão de 500 mL de água, a 20 °C.

16

Classifique a solução de insaturada ou saturada e determine a massa de CuSO 4 que existe em excesso ou que ainda é possível dissolver. A massa se soluto que é possível dissolver nos 500 mL pode ser calculada a partir de: rH2O = 1,00

c

g/mL ⇒ 500 mL ⇔ 500 g

r =

m V

⇔

m = r * V

⇔

m = 1,00 * 500 = 500

g

d

50,0 g 250 g 50,0 * 500 = = 100 g de CuSO4 ⇔ x = x 500 g 250 É possível dissolver 100 g de CuSO 4 em 500 mL e de água. Dado que foram utilizados 150 g de soluto e apenas é possível dissolver 100 g, conclui-se que ficaram por dissolver 50 g de CuSO 4. Assim, a solução encontra-se saturada e existe soluto por dissolver.

Grupo III

3. A mistura de duas soluções aquosas, de nitrato de prata, AgNO 3, e cloreto de sódio, NaC L, conduz à formação de um precipitado de cloreto de prata, AgC L, sal muito pouco solúvel, cujo equilíbrio pode ser traduzido pela seguinte

equação química: AgCL(s) ⇌ Ag+(aq) + CL-(aq) - 10

K s (AgCL) = 1,8 * 10

, a 25 °C

e

–1

M (AgCL) = 143,32 g mol

3.1. Selecione a opção que contém a expressão da constante de produto de solubilidade, [ Ag+ ] e * [ CL- ] e

(A)

K s =

(C)

K s = [ Ag ] e

[ AgCL] e +

* [ CL- ] e

(C). + K s = Ag e * CL

K s,

para o equilíbrio descrito.

[ AgCL] e

(B)

K s =

(D)

K s = [ Ag ] e + [ CL ] e

[ Ag+ ] e * [ CL- ] +

e

-

e

3.2. Comprove, apresentando os cálculos necessários, que o valor da solubilidade do cloreto de prata, expresso em g/dm3, à temperatura considerada, é 1,9 * 10- 3 g dm- 3. +

-

K s = [ Ag ] e * [ CL

] e = s * s = s2 ⇔

2

K s = s

⇔ s = " K s ⇔

⇔ s = " 1,8 * 10- 10 ⇔ s = 1,3 * 10- 5 mol dm- 3

Para 1,0 dm3 de solução: n=

m M

⇔ 1,3 * 10- 5 = -3

s = 1,9 * 10

148

8

g/dm3

m

143,32

⇔

-3

m = 1,9 * 10

g

12


3.3. Selecione a opção que representa a massa de AgC L que é possível dissolver em 250 mL de água destilada. (A)

m=

" Ks * 143,32 g 250 * 10- 3

(B)

m=

(C)

m=

" Ks * 250 * 10- 3 g 143,32

(D)

m = " Ks * 250 * 10

250 * 10- 3 * 143,32 " Ks -3

8

g

* 143,32 g

(D). n=

m M

⇔

m = n * M = s * V * M

⇔

⇔ m = " K s * V * M ⇔ ⇔ m = " K s * 250 * 10- 3 * 143,32 g 3.4. Determine a massa de AgNO3 que é possível dissolver em 500 mL de uma solução cuja concentração em anião cloreto, CL-, seja igual a 1,0 * 10- 5 mol dm- 3. +

-

K s = [ Ag ] e * [ CL ] e

16

⇔

⇔ 1,8 * 10- 10 = [ Ag+ ] e * 1,0 * 10- 5 ⇔ ⇔ [ Ag+ ] e =

1,8 * 10- 10 = 1,8 * 10- 5 mol dm- 3 -5 1,0 * 10

A quantidade quantidade química de AgNO 3 a utilizar pode determinar-se a partir de: [ AgNO3 ] = [ Ag+ ] e = 1,8 * 10- 5 mol dm- 3 +

n (AgNO3) = [ Ag ] e * V -5

n (AgNO3) = 1,8 * 10

* 0,500 = 9,0 * 10- 6 mol

s e t s e T

A massa de AgNO 3 que é possível dissolver é obtida por: -1 M (AgNO3) = 169,87 g mol n=

m M

⇔

m = n * M ⇔

⇔ m = 9,0 * 10- 6 * 169,87 = 1,5 * 10- 3 g ⇔ m = 1,5

⇔

mg

3.5. Classifique a solução que resulta da mistura de 100 mg de NaC L com 1,0 dm3 de uma solução aquosa, cuja concentração em catião prata é igual a 1,3 * 10- 5 mol dm- 3.

12

Justifique a resposta, estabelecendo a comparação entre os valores de Q e K . s

s

A concentração do anião cloreto pode determinar-se por: M (NaCL) = 58,44

g mol- 1 -3

m = 100 mg = 100 * 10 n=

m

=

M

g

100 * 10- 3 = 1,71 * 10- 3 mol 58,44

1,71 * 10- 3 [ CL ] = = = 1,71 * 10- 3 mol dm- 3 V 1,000 -

n

Comparando Q com K , vem: s

Q s = [ Ag a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

+

s

] * [ CL- ] ⇔

⇔ Q s = 1,3 * 10- 5 * 1,71 * 10- 3 = 2,2 * 10- 8

Como Q > K , a solução encontra-se saturada com depósito de AgC L por dissolver. s

s

149


4. Na preparação de 500,0 mL de uma solução saturada de hidróxido de magnésio, Mg (OH)2, verifica-se a deposição de

sólido por dissolver, a partir do momento em que é adicionada uma dada quantidade de soluto. - 1

M (Mg(OH)2) = 58,32 g mol

e

- 11

K s (Mg(OH)2) = 1,5 * 10

4.1. Escreva a equação de dissociação do hidróxido de magnésio.


8

Mg(OH)2(s) ⇌ Mg2+(aq) + 2 OH-(aq) 4.2. Selecione a opção que contém a expressão numérica que permite obter o valor da solubilidade, expressa

8

em mol dm- 3, do hidróxido de magnésio. (A) " 1,5 * 10- 11

(B) " 1,5 * 10- 11

3

(C) (C).

Ç 3

1,5 * 10- 11 4 2+

K s = [ Mg

(D)

2

2

] e * [ OH- ] e = s * (2 s) ⇔ s =

Å 3

K s

4

⇔ s =

3

Ç

1,5 * 10- 11 4

1,5 * 10- 11 mol dm- 3 4

4.3. Suponha que à solução saturada com depósito de hidróxido de magnésio são adicionadas umas gotas de ácido

clorídrico concentrado, como mostra a figura.

HC’

?? Solução saturada com depósito de Mg(OH) 2

O que será de esperar que aconteça à quantidade de sólido não dissolvido? Justifique, com base no Princípio de Le Châtelier. A adição de ácido clorídrico concentrado faz aumentar a concentração de H + e, em consequência, a concentração de OH - irá diminuir: HCL(aq) → H+(aq) + CL-(aq) OH-(aq) + H+(aq) ⇌ H2O(L) De acordo com o Princípio de Le Châtelier, a reação Mg (OH)2(s) ⇌ Mg2+(aq) + 2 OH-(aq) irá evoluir no sentido direto, sentido que corresponde à solubilização do hidróxido de magnésio. Assim, a quantidade de sólido não dissolvido irá diminuir. 150

12


5. Com o objetivo de estudar o efeito da temperatura na solubilidade de um soluto sólido em água, um grupo de alu-

nos realizou uma atividade laboratorial, cumprindo o seguinte procedimento: 1) Colocar 3,35 g de AL2(SO4)3, em 10,0 mL de água, num tubo de ensaio. 2) Mergulhar o tubo de ensaio em banho-maria e registar o valor da temperatura à qual se verifica a dissolução total. 3) Repetir os passos 1 e 2 com massas sucessivamente maiores. 4) Calcular o valor da solubilidade do A L2(SO4)3 a cada temperatura. 5) Construir uma curva de solubilidade com os valores dos ensaios realizados. Simultaneamente, os alunos construíram uma tabela onde registaram, para cada ensaio, o valor da temperatura a que se verificou a solubilização do sal. Ensaio

Massa de AL2(SO4)3 / g

Volume / mL

Temperatura / °C

1

3,35

10,0

10

2

4,04

10,0

30

3

5,22

10,0

50

4

6,62

10,0

70

5.1. Indique de que forma varia a solubilidade do sulfato de alumínio, A L2(SO4)3, com o aumento da temperatura.

8

Aumenta com o aumento da temperatura. 5.2. Complete a tabela seguinte, calculando a solubilidade de A L2(SO4)3 para as temperaturas de 10 °C e 70 °C. Ensaio

1

2

3

4

Temperatura (°C)

10

30

50

70

,

Solubilidade (g/100 g de água)

rH2O = 1,00

g

, m ⇔ x 100 mL ⇔ x = , g s = 33,5 g 100 g de gua

,

=

40,4

52,2

g

12 s e t s e T

, m ⇔ 100 mL ⇔ x = 66,2 g s = 66,2 g 100 g de gua x

=

g/mL

m ⇔ m = 100 g de H 2O 100 5.3. Considere que a quantidade de soluto utilizada no ensaio 4 era dissolvida num volume de 20,0 mL de água destilada. rH2O = 1,00

g/mL ⇒

r=

m

V

⇔ 1,00 =

5.3.1. Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte.

8

À temperatura de 70 °C, a solução preparada classifica-se de… (A) … insaturada.

(B) … saturada sem soluto sólido por dissolver.

(C) … saturada com soluto sólido por dissolver.

(D) … diluída.

(A).

À temperatura de 70 ºC, a solução preparada classifica-se de insaturada, pois foi dissolvida uma quantidade inferior àquela que é possível dissolver. 5.3.2. A solução referida em 5.3. foi arrefecida até uma temperatura de 10 °C.


12

Comprove que ainda é possível dissolver mais soluto e determine a massa que ainda é possível dissolver. A massa de soluto que é possível dissolver a 10 °C pode ser calculada a partir da proporção: 10,0 mL 3,35 g = ⇔ x = 6,70 g x 20,0 mL A massa de soluto que ainda é possível dissolver é obtida pela diferença entre a massa determinada para a solução saturada e a massa de soluto dissolvida nesse volume. m = 6,70 - 6,62 = 0,08 g 151

TG


Teste de Avaliação Global 1

Escola

Data

Nome

N.º

Professor

Turma

Classificação


Grupo I

1.

Cotações

Na produção industrial do vinho, uma das principais etapas do processo de vinificação é a fermentação alcoólica. Neste processo, participam agentes microbiológicos e, por isso, o local da fermentação deve ter boas condições de higiene. Uma das operações a realizar para controlar o processo de produção de um vinho de qualidade envolve a determinação do teor de açúcar no mosto em fermentação. Do ponto de vista químico, a fermentação anaeróbia da glicose é um processo de transformação do açúcar do sumo de uva em álcool etílico, na ausência de dioxigénio. Esta fermentação pode ser representada pela seguinte equação química: C6H12O6(aq) → 2 C2H5OH(aq) + 2 CO2(g) O local da fermentação deve ser arejado para facilitar a libertação do dióxido de carbono formado no processo. A fermentação pode ter um rendimento próximo dos 100% (reação completa) ou inferior a 100% (reação incompleta). M (C6H12O6) = 180,16

g mol- ;

M (CO2) = 44,01

gmol- ;

M (C2H5OH) = 46,08

g mol- ;

r (C2H5OH) = 0,789

gmL-

1.1. A fermentação completa de 15,7 g de glicose (C6H12O6), existente em 100 mL de uma mistura, resultou na formação de 8,01 g de etanol (C2H5OH). 1.1.1. Selecione a opção que contém o volume de dióxido de carbono (CO2), medido nas condições de pressão e temperatura normais, que se formou nesta reação. (A) 7,80 dm3

(B) 3,90 dm3

(C) 15,6 dm3

(D) 22,4 dm3

(B). nobtido =

m M

⇔

n=

15,7 ⇔ 180,16

n = 0,0871

mol de glicose

Da estequiometria da reação: 1 mol de C6H12O6 2 mol de CO 2 ⇔ = x 0,0871 mol de C6H12O6 ⇔ x = 0,174 mol de CO2 Por fim: V = n * V m

104

⇔ V = 0,174 * 22,4 ⇔ V = 3,90 dm3

8


1.1.2. Define-se teor alcoólico de uma bebida como o volume medido de álcool etílico, em dm3, contido em 100 dm3 da bebida.

12

Determine o teor de álcool etílico resultante deste processo de fermentação. Etapa A – determinação do volume de álcool 8,01 m r = ⇔ 0,789 = ⇔ V = 10,2 mL de álcool V

V

Etapa B – teor alcoólico 10,2 mL de álcool x ⇔ x = = 100 mL de solução 100 L de solução Teor alcólico =

,

de álcool

10,2 L 100 L

1.2. A fermentação incompleta de glicose, com um rendimento igual a 80,0%, existente em 100 mL de uma mistura, também resultou na formação de 8,01 g de etanol (C2H5OH).

12

Determine a massa de glicose existente na mistura antes do início da fermentação. Etapa A – quantidade química de etanol prevista 8,01 m nproduto obtido = ⇔n= ⇔ n = 0,174 mol M 46,08 h (%) =

nproduto obtido nproduto previsto

* 100 ⇔ 80,0 =

0,174 nproduto previsto

* 100 ⇔

⇔ nproduto previsto = 0,218 mol de etanol s e t s e T

Etapa B - massa de glicose a utilizar Como a estequiometria da reação é 1:2: 1 mol de C6H12O6 x

⇔ x = n=

m M

=

2 mol de C2H5OH 0,218 mol de C2H5OH

0,218 = 0,109 mol de C6H12O6 2

⇔ 0,109 =

m

180,16

⇔ m = 19,6 g

1.3. Das seguintes afirmações selecione a correta.

8

(A) A reação ocorre em sistema fechado. (B) A adição de etanol aumenta o rendimento da reação. (C) A mistura reacional é homogénea. (D) A mistura reacional é heterogénea. (D). Uma mistura reacional heterogénea contém reagentes/produtos da reação em fases diferentes (simultaneamente em estado líquido/sólido, por exemplo ). Neste caso, o dióxido de carbono libertado é gasoso e as restantes substâncias aquosas.

Assim, a mistura reacional também tem duas fases (aquosa e gasosa), pelo que se trata de uma mistura heterogénea. a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

105

Teste de Avaliação Global 1 Grupo II E Q 1 1 D P © P o r t o E d i t o r a

2. A novocaína foi inventada em 1905 para substituir, como analgésico local injetável, a cocaína que, para além do efeito analgésico, provocava também uma sensação de euforia e dependência. Atualmente, pode ainda ser utilizada por dentistas e em pequenas cirurgias. No laboratório, o principal componente ativo deste medicamento, a procaína, pode ser preparada, em meio ácido, pela reação química entre o ácido aminobenzoico C 7H7NO2 e o 2-dietilaminoetanol (C6H15NO). H

H C

H2N

C

C

C C

H

H O C

OH

+

H C

H2SO4 HOCH2CH2N(C2H5)2

H2N

C

C

C C

H

H

+

C7H7NO2(aq)

C6H15NO(aq)

M (C7H7NO2) = 137,14 g mol- 1;

H2SO4

b

O

C

C

CH2CH2N(C2H5)2

+

H2O

C H

C13H20N2O2(aq)

M (C6H15NO) = 117,20 g mol- 1;

O

+

H2O (L)

M (C13H20N2O2) = 236,31 g mol- 1

2.1. Determine o rendimento da síntese da novocaína sabendo que foram adicionados 5,00 g de cada um dos reagentes, tendo sido obtidos 3,32 * 10- 2 mol do produto desejado.

12

Etapa A – identificação do reagente limitante 5,00 m ⇔ n = 3,64 * 10- 2 mol n(C H NO ) = ⇔ n = M 137,14 7

7

2

n(C6H15NO) =

5,00 m ⇔n= ⇔ n = 4,27 * 10- 2 mol M 117,20

Como a estequiometria da reação é 1:1, 3,64 * 10- 2 4,27 * 10- 2 < 1 1 pelo que o ácido aminobenzoico é o reagente limitante. Tópico B – rendimento da reação Como a estequiometria da reação é 1:1: nprevisto = 3,64 * 10- 2 mol nproduto obtido h (%) = * 100 ⇔ nproduto previsto

⇔ h (%) =

3,32 * 10- 2 3,64 * 10- 2

* 100 ⇔ h (%) = 91,2%

2.2. Selecione a expressão que permite determinar a economia atómica percentual deste processo de síntese. (A)

(C)

M C13H20N2O2 M (C7H7NO2) + M (C6H15NO) M (C7H7NO2) + M (C6H15NO) M (C13H20N2O2)

* 100

(B)

* 100

(D)

(A).

e.a. (%) =

m total de átomos incorporados no produto desejado * 100 ⇔ mtotal de átomos nos reagentes

⇔ e.a. (%) =

106

M (C13H20N2O2) M (C7H7NO2) + M (C6H15NO)

* 100

M C13H20N2O2 + M H2O M (C7H7NO2) + M (C6H15NO) M (C7H7NO2) + M (C6H15NO) M (C13H20N2O2) + M (H2O)

* 100

* 100

8


2.3. Um dos substitutos atuais da novocaína é a lidocaína ou xilocaína. Este novo composto é um anestésico menos suscetível de provocar reações alérgicas. Pode ser sintetizado a partir do 2,6-dimetilnitrobenzeno, de acordo com o seguinte esquema químico simplificado:

CH3 NO2 CH3

1) SnC’2/HC’ CH3COOH

CH3

CH3 NH2 C’CH COC’ 2

2) KOH

CH3 C’

(CH3CH2)2NH

O CH3

CH3COOH

CH3

H N

8

H N N O CH3

CH3 CH3

Neste processo de síntese são libertadas substâncias como o cloreto de hidrogénio (HCL), água (H2O), etanoato (CH3COO-) e hidrogenossulfato (HSO-4). Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte. Da análise do esquema é possível concluir que a síntese deste novo medicamento… (A) … obedece ao princípio da síntese segura, pois envolve substâncias com pouca ou nenhuma toxicidade para o ser humano. (B) … garante a eliminação da produção de resíduos. (C) … não evita a formação de derivados. (D) … utiliza reagentes e processos menos poluentes do que a síntese da novocaína. (C). O ácido clorídrico e o hidróxido de sódio são, respetivamente, um ácido e uma base muito fortes. O cloreto de estanho(II) é nocivo por inalação e pode provocar queimaduras na pele e lesões oculares graves, pelo que esta síntese envolve risco para a saúde e segurança humanas e não elimina a produção de resíduos ou a formação de derivados.

s e t s e T

Grupo III

3. Considere as reações que ocorrem na atmosfera, representadas pelas seguintes equações químicas: Reação 1: N2(g) + O2(g) ⇌ 2 NO(g)

DH

Reação 2: 2 SO2(g) + O2(g) ⇌ 2 SO3(g)

= 181 kJ DH

Reação 3: 2 NOCL(g) ⇌ 2 NO(g) + CL2(g) Reação 4: 2 NO(g) ⇌ N2(g) + O2(g)

= - 198 kJ -5

K c = 1,6 * 10 31

K c = 1 * 10

3.1. De acordo com os dados apresentados, selecione a opção correta.

8

(A) A reação 1 é mais extensa do que a reação 2. (B) A reação 4 é mais rápida do que a reação 3. (C) Colocadas iguais concentrações iniciais de todas as espécies químicas presentes na reação 4 num recipiente fechado, atingido o equilíbrio químico, as espécies químicas mais concentradas são o dinitrogénio e o dioxigénio. (D) Colocadas iguais concentrações iniciais de todas as espécies químicas presentes na reação 3 num recipiente fechado, atingido o equilíbrio químico, a espécie química menos concentrada é o cloreto de nitrosilo.


(C). A variação da entalpia da reação não permite concluir sobre a extensão ou rapidez da reação. Os valores de das reações 3 e 4 permitem concluir que a reação 3 é mais extensa no sentido inverso e a reação 4 é mais extensa no sentido direto.

K c

107


3.2. Determine o valor de K c associado ao equilíbrio químico representado pela seguinte equação química:

N2 g + O2 g ⇌ 2 NO g K 'c =

1 K c

⇔ K 'c

⇔ K 'c =

1 1 * 1031

⇔

= 1 * 10- 31


16 3.3. Determine a energia libertada quando dióxido de enxofre, SO2, em excesso, reage com 10,0 g de ar, contendo dioxigénio com um grau de pureza igual a 23 % em massa, em condições que garantem um rendimento de 70,0% (reação 2). M (O2) = 32,00 gmol- 1

Etapa A – quantidade química de O 2 % (m/m) = n=

m M

m O2 mar

⇔n

=

* 100 ⇔ 23 =

m O2

10

* 100 ⇔ mO = 2,3 g 2

2,3 ⇔ n = 0,072 mol de O 2 32,00

Etapa B - quantidade de 2 que reagiu 0,072 mol de O2 100% 0,072 * 70 ⇔ x = ⇔ x = 0,050 mol de O 2 que reagiu = x 70% 100 Etapa C - energia libertada 1 mol 198 kJ ⇔ x = 9,9 kJ = x 0,050 mol 3.4. Num recipiente fechado, com 1,00 L de volume, ocorrem as reações 3 e 4 a temperatura constante. As concentrações de todas as espécies químicas presentes são constantes. As concentrações de cloreto de nitrosilo (NOCL) e dicloro (CL2) têm valor igual a 0,100 mol/L.

Determine a concentração de N2 e O2 na mistura em equilíbrio expressa em fração molar. Etapa A – concentração de NO 2 2 [ NO ] e * [ CL2 ] e - 5 [ NO ] e * 0,100 -3 -3 K c = ⇔ 1,6 * 10 = ⇔ [ NO ] e = 1,3 * 10 mol dm 2 2 0,100 [ NOCL] e Etapa B – concentração de O 2 e N2 2 N2 e * O2 e x 31 12 12 -3 -3 ⇔ 1 * 10 = ⇔ x = 4,1 * 10 mol dm ⇒ [ O2 ] e = [ N2 ] e = 4,1 * 10 mol dm K c = 2 -3 2 [ NO ] e (1,3 * 10 ) Etapa C – fração molar e O 2 e N2 Como a concentração de O 2 e N2 é cerca de 10 13 vezes superior à dos outros componentes da mistura, estes últimos podem ser desprezados na determinação da fração molar. Como a concentração é a mesma para O 2 e N2, a fração molar é igual a 0,50 para O 2 e N2.

Grupo IV

4. Com o objetivo de estudar o efeito da alteração da concentração de produtos e reagentes num equilíbrio químico, um grupo de alunos realizou uma atividade laboratorial realizando seis ensaios. Para tal introduziram, em recipientes fechados e de volume fixo, iguais quantidades de di-hidrogénio (H2) e diiodo (I2). Após algum tempo foi atingido o equilíbrio químico com o iodeto de hidrogénio (HI) em todos os ensaios.

H2(g) + (Incolor)

I2(g)

(Violeta)

⇌ 2 HI(g) (Incolor)

O conteúdo do primeiro ensaio serviu de controlo. Ao segundo, terceiro, quarto e quinto ensaios, os alunos destinaram testes diferentes. Por fim, num sexto ensaio, adicionaram quantidades diferentes de reagentes e produto da reação. 108

16


4.1. O quadro seguinte refere a composição do sistema à temperatura de 425 °C.

12

[ H2 ] / mol dm- 3

[ I2 ] / mol dm- 3

[ HI ] / mol dm- 3

0,469

0,469

0,0000

- y

- y

+ 2 y

x

x

0,0738

Início

Equilíbrio químico

Determine o valor da constante de equilíbrio para esta reação, à temperatura considerada.

Etapa A - composição no estado de equilíbrio Sendo 2 y a quantidade de H I formada até se atingir o equilíbrio químico, então, é possível determinar a composição do sistema no estado de equilíbrio. 2 y = 0,0738 ⇔ y = 0,0369 mol dm- 3 Então: x = 0,469 - 0,0369 = 0,432 mol dm- 3 Etapa B – valor da constante de equilíbrio 2 [ HI ] e 0,07382 K c = ⇔ K c = ⇔ K c = 2,92 * 10- 2 [ H2 ] e * [ I2 ] e 0,4322 4.2. A única espécie química que apresenta cor visível é o diiodo (violeta), pelo que os alunos puderam visualizar alterações no estado de equilíbrio químico pela alteração de cor, de acordo com o s eguinte exemplo.

H2

I2

I2

H2

Incolor

HI

I2

s e t s e T HI

H2

Violeta-escuro

4.2.1. Mantendo a temperatura constante, no segundo ensaio, ao estado de equilíbrio, os alunos adicionaram di-hidrogénio e observaram a alteração de cor; ao terceiro ensaio, no estado de equilíbrio, os alunos adicionaram diiodo. Esperaram até que não se verificasse alteração de cor. Compararam a cor final de cada mistura com a amostra de controlo. Das seguintes afirmações selecione a opção correta.

(A) A cor da mistura, no segundo ensaio, ficou violeta mais claro; no terceiro ficou violeta mais escuro. (B) A cor da mistura, no segundo ensaio, ficou violeta mais escuro; no terceiro ficou violeta mais claro. (C) No segundo ensaio o valor da constante de equilíbrio aumentou; no terceiro diminuiu. (D) No segundo ensaio o valor da constante de equilíbrio diminuiu; no terceiro aumentou. (A).

H2(g) +

I2(g)

(Incolor) (Violeta)

⇌ 2 HI(g) (Incolor)

Mantendo a temperatura constante, no segundo ensaio, ao estado de equilíbrio, os alunos adicionaram di-hidrogénio (Qc < K c); a reação evoluiu no sentido direto até que Qc = K c, tendo ficado violeta mais claro (consumo de diiodo e diminuição da sua concentração ). a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

Ao terceiro ensaio, no estado de equilíbrio, os alunos adicionaram diiodo (Qc < K c); a reação evoluiu no sentido direto até que Qc = K c, mas a concentração de diiodo não diminuiu até ao valor que tinha no equilíbrio químico inicial, pelo que, globalmente, a mistura ficou violeta mais escuro.

109

8


4.2.2. De modo a estudar o efeito da temperatura no equilíbrio químico, os alunos realizaram o quarto ensaio a uma temperatura inferior às dos anteriores. Verificaram que a cor do sistema no novo equilíbrio químico ficou mais violeta. Classifique a reação química de endo ou exotérmica.

Endotérmico.


Por arrefecimento, a reação evoluiu no sentido inverso (ficou mais violeta; ficou com maior concentração de diiodo). O aumento de temperatura favorece sempre o sentido endoenergético. 4.2.3. No quinto ensaio, mantendo a temperatura constante, os alunos adicionaram hélio, um gás inerte, provo- 12 cando um aumento da pressão do sistema reacional, e esperaram até que se atingisse um novo estado de equilíbrio químico. Escreva um pequeno texto comparando a cor da mistura neste novo equilíbrio químico com o controlo. Justifique, convenientemente, a sua resposta.

Tópico A Ao adicionar um gás inerte, os alunos aumentaram a pressão do sistema, mantendo a temperatura constante. De acordo com o Princípio de Le Châtelier, a reação terá de evoluir no sentido de contrariar esta perturbação, ou seja, no sentido na menor quantidade química total de componentes gasosos. Tópico B Como, na reação apresentada, a quantidade química total de produtos e reagentes é a mesma, o sistema não irá evoluir favoravelmente em nenhum dos sentidos, pelo que a concentração da espécie corada não varia. Conclui-se que a cor permanecerá igual à cor da amostra utilizada como controlo. 4.2.4. No sexto ensaio, mantendo a temperatura constante, os alunos adicionaram um dos componentes da mistura e esperaram que fosse atingido um novo estado de equilíbrio químico, de acordo com o gráfico seguinte: o ã ç a r t n e c n o C

A

B

C

t0

t1

t2

Tempo

Das seguintes afirmações selecione a opção correta.

(A) A substância adicionada ao equilíbrio químico foi o iodeto de hidrogénio. (B) No instante t1 é atingido o novo estado de equilíbrio químico. (C) No intervalo de tempo entre t1 e t2, Qc > K c. (D) No intervalo de tempo entre t1 e t2, a reação evolui no sentido direto. (D).

No instante t1 é adicionada uma substância (A) que obriga à diminuição da concentração de duas substâncias (A e C) e ao aumento da terceira (B). Para contrariar a perturbação introduzida, o sistema só poderia ter evoluído num de dois sentidos (direto/inverso). Como existem dois reagentes e apenas um produto da reação, a reação evoluiu no sentido direto (Qc < K c), até que Qc = K c.

110

8

Teste de Avaliação Global 1 Grupo V

5. Aspirina é o nome comercial do ácido acetilsalicílico, um composto orgânico com propriedades analgésicas e antipiréticas. Pode ser sintetizado no laboratório misturando ácido salicílico com anidrido acético, na presença de um ácido forte (ácido sulfúrico ou fosfórico), com elevação da temperatura num banho-maria. O

O

O

O

O

C OH

C

C O

H3C

+

C

H2SO4

OH

CH3

C +

OH

H3C

OH

O C O

CH3

Suponha que se misturaram 2,00 g de ácido salicílico com excesso de anidrido acético em meio ácido e com aquecimento.

5.1. Determine a massa de ácido acetilsalicílico que se espera obter nesta reação de síntese. M (C7H6O3) = 138,12 g mol- 1

12

M (C9H8O4) = 180,14 g mol- 1

Etapa A – quantidade química de ácido acetilsalicílico 2,00 m n= ⇔n= ⇔ n = 1,45 * 10- 2 mol M 138,12 Como a estequiometria da reação é 1:1: 1 mol de C7H6O3 -2

1,45 * 10 mol de C 7H6O3

=

1 mol de C9H8O4 x

⇔

s e t s e T

⇔ x = 1,45 * 10- 2 mol de C 9H8O4 nácido acetilsalicílico = 1,45 * 10- 2 mol

Etapa B – determinação da massa prevista n=

m m ⇔ 1,45 * 10- 2 = ⇔ m = 2,61 g M 180,14

5.2. Das seguintes afirmações selecione a opção correta.

8

(A) O ácido forte funciona como catalisador da reação aumentando o rendimento químico da síntese. (B) O ácido forte funciona como catalisador da reação aumentando o valor da constante de equilíbrio. (C) A presença do ácido forte aumenta a velocidade da reação em ambos os sentidos. (D) A presença do ácido forte aumenta a velocidade da reação apenas no sentido direto. (C). O ácido sulfúrico é o catalisador da reação. Um catalisador, por definição, é uma substância que aumenta a velocidade da reação em ambos os sentidos. 5.3. No final do procedimento pode ser adicionado um pequeno volume de água ao sal formado para decompor qualquer excesso de anidrido acético. Se houver excesso de anidrido, a água provocará a formação de vapores de ácido acético, reconhecido pelo seu odor característico. Todo o procedimento deve, portanto, ser realizado na hotte. a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

Explique, sucintamente, por que razão não é necessário um procedimento semelhante para identificar a presença de ácido salicílico em excesso no final da síntese.

O ácido salicílico é o reagente limitante nesta atividade laboratorial, a reação é (aproximadamente) irreversível, pelo que não é previsível a sua existência no final da reação.

111

8


5.4. Na determinação do ponto de fusão do ácido acetilsalicílico obteve-se o gráfico seguinte: E Q 1 1 D P © P o r t o E d i t o r a

a r u t a r e p m e T Fusão

Tempo

Selecione a opção que justifica o facto de o valor da temperatura de fusão não ser constante.

(A) O ácido acetilsalicílico é uma molécula composta e moléculas compostas têm pontos de fusão e ebulição variáveis. (B) O ácido acetilsalicílico obtido é uma substância pura. (C) O grau de pureza do ácido acetilsalicílico obtido é 100 %. (D) O ácido acetilsalicílico obtido tem ainda impurezas. (D). Uma substância pura tem pontos de fusão e de ebulição constantes no intervalo de tempo que dura a mudança de estado físico. Neste caso, a temperatura de fusão não é constante, pelo que a substância não é pura.

112

8

TG



Escola

Data

Nome

N.º

Professor

Turma

Classificação


Grupo I

1.

Cotações

Considere o seguinte texto. O pH de uma solução é uma medida da sua acidez. À temperatura de 25 °C, uma solução aquosa com um valor de pH inferior a 7 é ácida, enquanto que acima de 7 é básica. Geralmente pensa-se que a água é neutra, o que significa que o seu pH será equivalente a 7, não sendo nem ácida nem básica. Contudo, tal só é verdade para a água pura e apenas a uma determinada temperatura, pois variações de temperatura alteram o seu valor de pH. No quadro seguinte apresentam-se valores do pH da água pura, a diferentes temperaturas. T /

°C

pH

0

10

20

25

30

40

50

100

7,5

7,3

7,1

7,0

6,9

6,8

6,6

6,1

1.1. Escreva a equação que traduz a autoprotólise da água.

8

2 H2O(L) ⇌ H3O+(aq) + OH-(aq)

1.2. Selecione a opção que contém a expressão que permite calcular a constante de autoprotólise da água. (A) (B)

H2O

8

e

+

[ H3O ] e * [ OH- ] e

H3O+ e * OH-

e

(C) [ H3O+ ] e + [ OH- ] e (D)

[ H3O+ ] e * [ OH- ] e [ H2O ] e

(B). + K w = [ H3O ] e * [ OH ] e 1.3. Selecione a opção que completa corretamente a frase seguinte.

Uma amostra de água pura, à temperatura de 50 °C, é… (A) … ácida. (B) … básica. (C) … neutra. (D) … alcalina. (C). Uma amostra de água pura, a qualquer temperatura, é neutra.

160

8


16

1.4. Determine o valor da constante de autoprotólise da água às temperaturas de 0 °C e 100 °C e classifique o processo de endotérmico ou exotérmico.

pH = - log [ H3O+ ] e ⇔ [ H3O+ ] e = 10- pH [ H3O+ ] 0 °C = 10- 7,5 = 3,2 * 10- 8 mol dm- 3 [ H3O+ ] 100 °C = 10- 6,1 = 7,9 * 10- 7 mol dm- 3 Tratando-se de água pura, [ H3O+ ] e = [ OH- ] e [ H3O+ ] 0 °C = [ OH- ] 0 °C = 3,2 * 10- 8 mol dm- 3 [ H3O+ ] 100 °C = [ OH- ] 100 °C = 7,9 * 10- 7 mol dm- 3 + -8 2 - 15 K w = [ H3O ] e * [ OH ] e = (3,2 * 10 ) = 1,0 * 10 2 = (7,9 * 10- 7) = 6,2 * 10- 13 K w 0 °C

100 °C

Como o valor de K w aumenta com o aumento da temperatura, conclui-se que a autoprotólise da água é endotérmica. 1.5. Uma solução aquosa, à temperatura de 50 °C, apresenta uma concentração de anião hidróxido de [ OH- ] e = 1,0 * 10- 6 mol dm- 3. Calcule o valor da concentração de iões H3O+ na solução em causa.

12

Comece por calcular o valor da constante de autoprotólise da água à temperatura considerada.

O valor de K w a 50 °C pode determinar-se a partir do conhecimento dos valores das concentrações dos iões hidrónio e hidróxido. [ H3O+ ] e = 10- 6,6 = 2,5 * 10- 7 mol dm- 3 [ OH- ] e = [ H3O+ ] e = 2,5 * 10- 7 mol dm- 3 + -7 2 - 14 K w = [ H3O ] e * [ OH ] e = (2,5 * 10 ) = 6,2 * 10 Conhecida a constante de autoprotólise da água, à temperatura considerada, é possível calcular a concentração do ião hidrónio: + K w = [ H3O ] e * [ OH ] e ⇔ 6,2 * 10- 14 = [ H3O+ ] e * 1,0 * 10- 6 ⇔ 6,2 * 10- 14 ⇔ [ H3O+ ] e = = 6,2 * 10- 8 mol dm- 3 1,0 * 10- 6

s e t s e T

Grupo II

2. O rótulo de um produto de limpeza, de uso doméstico, indica a presença de 4,26 * 10- 2 g de amoníaco, NH3, por cada litro do produto.

A ionização do amoníaco ocorre de acordo com a seguinte equação química: NH3(aq) + H2O(L) ⇌ NH+4(aq) + OH-(aq) 8

2.1. Selecione a opção que contém a expressão que permite calcular a concentração inicial de amoníaco em solução (M (NH3) = 17,03 g mol- 1).

4,26 * 10- 2 * 17,03 mol/L 1 4,26 * 10- 2 17,03 (B) mol/L 1 4,26 * 10- 2 (C) * 1 mol/L 17,03 (A)

(D) a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

a

b

a

b

a

1 mol/L 4,26 * 10- 2 17,03

(B). c=

EQ11DP – 11

b

n

=

V

4,26 * 10- 2 17,03 mol/L = 1

ab a m

M V

b

161


2.2. Uma análise de 250 mL de uma amostra da solução em estudo indica a presença de 2,5 * 10- 5 mol de NH+4. 2.2.1. Determine o grau de ionização do amoníaco naquelas condições.

Calculando a quantidade dissolvida vem: 4,26 * 10- 2 = 2,5 * 10- 3 mol ndissolvido = 17,03 e a quantidade ionizada: 2,5 * 10- 5 mol 0,250 dm3 = ⇔ x 1,000 dm3

12


⇔ x = 1,0 * 10- 4 mol

É possível calcular o grau de ionização: a (%) =

nionizado * ndissolvido

⇔ a (%) =

100 ⇔

1,0 * 10- 4 * 100 = 4,0% 2,5 * 10- 3

2.2.2. Indique a opção que indica o valor do pH da solução.

8

(A) 10

(B) 4,0

(C) 9,4

(D) 4,6

(A). [ OH- ] e = [ NH+4 ] e = 1,0 * 10- 4 mol dm- 3 pOH = - log [ OH- ] e = - log (1,0 * 10- 4) = 4,0 pH + pOH = 14 ⇔ ⇔ pH = 14 - pOH = 14 - 4,0 = 10 2.2.3. Determine o valor da constante de equilíbrio do amoníaco à temperatura a que a análise foi efetuada.

NH3(aq) + H2O(L) ⇌ NH+4(aq) + OH-(aq) - 3 2,5 * 10- 3 – – cinício/mol dm - 3 - 3 cequil./mol dm x x 2,5 * 10 - x -3 -4 -4 (2,5 * 10 - 1,0 * 10 ) (1,0 * 10 ) (1,0 * 10- 4) Conhecida a composição do sistema no estado de equilíbrio é possível calcular a constante de equilíbrio: [ NH+4 ] e * [ OH- ] e K = ⇔ [ NH3 ] e 1,0 * 10- * 1,0 * 10 = 4,2 * 10- 6 ⇔ K = -3 -4 2,5 * 10 - 1,0 * 10 c

c

Grupo III

3. A figura seguinte representa duas barras de ferro mergulhadas numa solução aquosa de nitrato de zinco e numa solução aquosa de nitrato de chumbo. Verifica-se a ocorrência de reação química apenas na situação (II).

162

Fe

Fe

Zn(NO3)2

Pb(NO3)2

(I)

(II)

12


8


Relativamente à situação (II), o ferro sofre

e o catião chumbo(II)

.

(A) … redução … oxida-se

(B) … redução … reduz-se

(C) … oxidação … oxida-se

(D) … oxidação … reduz-se

(D).

Relativamente à situação (II), o ferro sofre oxidação [ Fe(s) → Fe2+(aq) + 2 e- ] e o catião chumbo (II) reduz-se [ Pb2+(aq) + 2 e- → Pb(s)] . 8

3.2. Das seguintes afirmações, selecione a correta. (A) O poder redutor do Fe é maior do que o poder redutor do Zn. (B) O poder redutor do Pb é maior do que o poder redutor do Zn. (C) O poder redutor do Fe é maior do que o poder redutor do Pb. (D) O poder redutor do Pb é maior do que o poder redutor do Fe. (C).

Dado que o ferro sofre oxidação e o catião chumbo (II) se reduz, o poder redutor do Fe é maior do que o poder redutor do Pb. 3.3. Apresente a equação química que traduz a reação que ocorre na situação (II). Fe(s) + Pb2+(aq) → Pb(s) + Fe2+(aq)

8

3.4. Das seguintes opções, selecione a que ordena os catiões Fe 2+, Pb2+ e Zn2+ por ordem crescente de poder oxidante.

8

(A) Zn2 + - Pb2 + - Fe2 +

(B) Fe2 + - Pb2 + - Zn2 +

(C) Pb2 + - Zn2 + - Fe2 +

(D) Zn2 + - Fe2 + - Pb2 +

(D).

s e t s e T

O poder oxidante do catião ferro (II), Fe2+, é menor que o poder oxidante do catião chumbo (II), Pb2+, pois o catião chumbo(II) é capaz de oxidar ferro. O poder oxidante do catião zinco, Zn 2+, é menor que o poder oxidante do catião ferro(II), pois o catião zinco não oxida o ferro metálico. Assim, por ordem crescente de poder oxidante vem: Zn 2+ < Fe2+ < Pb2+ 3.5. Escreva os pares conjugados de oxidação-redução associados à situação (II).

8

Fe2+(aq)/Fe(s) e Pb2+(aq)/Pb(s)

Grupo IV

4. Ao dissolver um soluto num solvente pode obter-se uma solução saturada ou insaturada, dependendo da quantidade de soluto utilizada.

A figura seguinte representa três ensaios, (I), (II) e (III), nos quais são utilizadas diferentes quantidades de sulfato de cobre penta-hidratado em 50 mL de água destilada. Dados: rágua = 1,00 g/mL e M (CuSO4.5 H2O) = 249,68 g mol- 1 (I)


0,40 g

(II)

0,60 g

(III)

0,80 g

163


Atendendo a que o rótulo do reagente indica que a solubilidade do sal é 10,4 g/L de água, a 18 °C. 8

4.1. Selecione a expressão que permite determinar a solubilidade, expressa em g/100 g de água. (A) (C)

10,4 * 100 1000

(B)

10,4 * 1,00 100

(D)

10,4 * 100 1,0


10,4 * 1000 100

(A). r =

m V

⇔

m

= 1,00 * 1000 = 1000 g

10,4 g 1000 g 10,4 * 100 = ⇔ x = x 100 g 1000 4.2. Classifique a solução (I) de insaturada, saturada ou saturada com sólido por dissolver.

12

Apresente todos os cálculos que tiver de efetuar.

A massa que é possível dissolver nos 50 mL de água é: 10,4 g 1000 mL ⇔ = x 50 mL 10,4 * 50 ⇔ x = = 0,52 g 1000 Como é possível dissolver 0,52 g de soluto nos 50 mL de água destilada, e tendo-se dissolvido apenas 0,40 g, conclui-se que a solução (I) encontra-se insaturada. 8


Na solução (I)

de soluto e na solução (III)

de soluto.

(A) … existem 0,12 g por dissolver… existem 0,28 g por dissolver (B) … existem 0,12 g por dissolver… é possível dissolver 0,28 g (C) … é possível dissolver 0,12 g… existe 0,28 g por dissolver (D) … é possível dissolver 0,12 g… é possível dissolver 0,28 g (C).

1,04 g 100 mL = ⇔ x 50 mL 1,04 * 50 = 0,52 g ⇔ x = 100 Na situação (I), foram adicionados 0,40 g e é possível dissolver 0,52 g. Assim, na situação (I) ainda é possível dissolver 0,52 - 0,40 = 0,12 g de soluto. Na situação (III), foram adicionados 0,80 g e sendo possível dissolver apenas 0,52 g, ficarão por dissolver 0,80 - 0,52 = 0,28 g de soluto. 4.4. Exprima a concentração da solução saturada de sulfato de cobre penta-hidratado em mol/dm3.

Apresente o resultado com o número correto de algarismos significativos.

A massa de soluto que é possível dissolver em 1,00 L de água é: 10,4 g/L m = 10,4 * 1,00 = 10,4 g A quantidade de soluto é obtida pela relação: 10,4 m n= = = 4,16 * 10- 2 mol M 249,68

s =

A concentração da solução é: 4,16 * 10- 2 n = 4,16 * 10- 2 mol dm- 3 c = = V 1,00 164

12

Teste de Avaliação Global 2 Grupo V

5. Com o objetivo de determinar o valor da constante de acidez do ácido acético, um grupo de alunos utilizou 50 mL desta solução aquosa, de concentração 0,100 mol dm- 3.

Após a colocação da solução preparada num Erlenmeyer, os alunos mediram o valor do pH da solução e recolheram os dados que constam da tabela seguinte.

2,88

Volume da solução concentrada (mL)

Incerteza inscrita na bureta (mL)

Valor do pH da solução diluída

50,00

± 0,04

2,88

8

5.1. Apresente o resultado da medição do pH da solução de ácido acético.

pH = 2,88 ± 0,01 5.2. Selecione a expressão que permite determinar o valor de [ CH3COOH ] e .

8

(A) 10- 2,88 mol dm- 3 (B) (0,100 - 10- 2,88) mol dm- 3 (C) 0,100 * 10- 2,88 mol dm- 3 (D)

10- 2,88 mol dm- 3 0,100

(B).

/mol dm- 3 - 3 cequil./mol dm cinício

CH3COOH(aq) + H2O(L) ⇌ CH3COO-(aq) + H3O+(aq) 0,100 – – x x 0,100 - x

pH = - log [ H3O+ ] e + - pH = 10- 2,88 x = [ H3O ] e = 10 [ CH3COOH ] e = 0,100 - 10- 2,88 mol dm- 3 12

5.3. Calcule o valor da constante de acidez, K a, para o ácido acético à temperatura do laboratório.

/mol dm- 3 - 3 cequil./mol dm cinício

CH3COOH(aq) + H2O(L) ⇌ CH3COO-(aq) + H3O+(aq) 0,100 – – x x 0,100 - x

pH = - log H3O+ e + - pH x = [ H3O ] e = 10 = 10- 2,88 a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

Conhecida a concentração de todos os componentes do sistema, é possível determinar a constante de acidez: [ CH3COO- ] e * [ OH- ] e 10- 2,88 * 10- 2,88 K a = ⇔ = [ CH3COOH ] e 0,100 - 10- 2,88 ⇔ K a = 1,76 * 10- 5 165

s e t s e T

TG

Teste de Avaliação Global (D1 + D2)

Escola

Data

Nome

N.º

Professor

Turma

Classificação


Grupo I

1.

Cotações

Considere o seguinte texto. O processo químico ideal foi definido por Sir John Cornforth (Prémio Nobel da Química em 1975 ) como sendo aquele em que “um técnico laboratorial/funcionário fabril com apenas um braço consegue colocar todos os reagentes numa banheira e recolher o produto puro do ralo da banheira”. Esta forma brejeira de comunicar resume os princípios básicos da Química Verde: ter 100 % de economia atómica, reações que ocorrem em apenas um passo, s imples e seguras, económicas no tempo e ambientalmente seguras. Adaptado de Electronic Supplementary Material (ESI) for Chemical Society Reviews. The Royal Society of Chemistry, 2011

1.1. Considere dois processos de síntese do fenol (C6H5OH) representados pelas seguintes equações químicas. s e t s e T

Processo A:

C6H6 + H2SO4 + 2 NaOH → C6H5OH + Na2SO3 + 2 H2O Processo B:

C6H6 + CH3CH = CH2 + O2 → C6H5OH + CH3COCH3 1.1.1. Das seguintes opções, selecione a correta.

8

(A) A economia atómica dos dois processos é igual pois ambos formam produtos não desejados. (B) O processo A envolve reagentes não corrosivos. (C) A propanona (CH3COCH3) ou acetona é um produto da reação sem qualquer aplicação prática no dia a dia. (D) O processo B está mais de acordo com os princípios da química verde do que o processo A. (D). Embora ambos os processos A e B formem produtos não desejados, a economia atómica de ambos não é igual pois M (Na2SO3) + M (H2O) é diferente de M (CH3COCH3). O ácido sulfúrico e o hidróxido de sódio são corrosivos. A propanona é utilizada como solvente no dia a dia, por exemplo para retirar o verniz das unhas. 1.1.2. Identifique a opção que contém ácidos e bases fortes intervenientes nestes processos de síntese.

8

(A) H2SO4 e NaOH (B) C6H5OH e CH3COCH3 (C) Na2SO3 e H2O (D) C6H6 e CH3CH = CH2 a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

(A). C6H5OH e CH3COCH3 são compostos orgânicos; C 6H6 e CH3CH = CH2 são hidrocarbonetos; Na2SO3 e H2O são um sal e água, respetivamente. Qualquer um destes compostos ou não tem propriedades ácidas/básicas ou tem estas características mas de forma muito reduzida. 175


1.2. Das opções seguintes, selecione a que está de acordo com um dos 12 princípios da química verde.


(A) Síntese com o maior número de passos intermédios possíveis. (B) Reações que sintetizem o maior número de produtos da reação possível. (C) Uso de catalisadores. (D) Uso de agentes oxidantes e/ou redutores muito fortes. (C). Sínteses mais simples, uso de substâncias pouco perigosas para o ambiente e a maior economia atómica possível, são princípios da química verde contrários aos apresentados nas alíneas (A), (B) e (D). Grupo II

2. As reações químicas podem classificar-se de diferentes formas: se envolverem trocas de catiões hidrogénio, são reações ácido-base; se envolverem trocas de eletrões, são reações de oxidação-redução; se dois iões em solução aquosa formarem um sal sólido, são reações de precipitação. Considere o seguinte conjunto de reações químicas.

(I) HNO3 aq + H2O L ⇌ NO-3 aq + H3O+ aq (II) HF(aq) + H2O(L) ⇌ F-(aq) + H3O+(aq) (III) 2 HNO3 aq + Fe s ⇌ Fe NO3 2 aq + H2 g ( IV) H3PO4(aq) + 3 NaOH(aq) ⇌ Na3PO4(aq) + 2 H2O(L) (V) Fe(OH)3(s) ⇌ Fe3+(aq) + 3 OH-(aq) 2.1. Das seguintes afirmações, identifique a opção correta.

8

(A) A equação química (I) representa uma reação de oxidação-redução e a equação química (IV) uma reação ácido-base. (B) A equação química (II) representa uma reação de oxidação-redução e a equação química (IV) uma reação ácido-base. (C) As equações químicas (IV) e (V) representam reações de precipitação. (D) As reações químicas (II) e (IV) representam reações ácido-base. (D). As equações químicas (I), (II) e (IV) representam reações ácido-base. A equação química (III) representa uma reação de oxidação-redução. A equação química (V) representa uma reação de solubilização. 2.2. Para a reação química (II), K a é igual a 6,8 * 10- 4, à temperatura de 25 °C. 2.2.1. Selecione a opção que contém a expressão que permite determinar o valor da constante de basicidade da seguinte reação: F-(aq) + H2O(L) ⇌ HF(aq) + OH-(aq) (A) K b = K w * K a

(B) K b =

1 K a

(C) K b =

K w K a

(D) K b =

8

K a K w

(C). A equação apresentada é a de ionização da base conjugada do ácido fluorídrico (K a * K b = K w). 2.2.2. Determine o pOH de uma solução com concentração de fluoreto de hidrogénio (HF) igual a 0,100 mol L - 1, a 25 °C.

Etapa A - concentração de oxónio 2 [ H3O+ ] e * [ F- ] e x ⇔ 6,8 * 10 - 4 = ⇔ x = [ H3O+ ] e = 7,9 * 10- 3 mol dm- 3 K a = 0,100 - x [ HF ] e Etapa B – valor do pOH pOH = 14 - pH ⇔ pOH = 14 - (- log 7,9 * 10- 3) ⇔ pOH = 12 176

12


2.3. À temperatura de 20 °C, a constante de equilíbrio associada à reação representada por (V) tem o valor de 2,1 * 10- 9. 2.3.1. Selecione a opção que contém a expressão que permite calcular o valor da solubilidade do hidróxido de ferro(III). (A)

s=

(C)

s=

Å 4 Å 4

K s

4

K s

(B)

s=

(D)

s=

8

Å 27 Å 27 3

K s

4

K s

(D). Fe(OH)3(s) ⇌ Fe3+(aq) + 3 OH-(aq) K s = [ Fe

3+

3

] e * [ OH- ] e ⇔ 3

⇔ K s = s * (3 s) ⇔ ⇔ s =

Å 4

K s

27

2.3.2. Determine a concentração de catião ferro (III) numa solução de hidróxido de ferro(III) com pH = 10.

12

Etapa A - concentração de hidróxido pOH = 14 - 10 ⇔ pOH = 4 [ OH- ] e = 10- pOH ⇔ [ OH- ] e = 10- ⇔

⇔ [ OH- ] e = 1 * 10- 4 mol dm - 3

Etapa B - valor da solubilidade K s = [ Fe

3+

3

] e * [ OH- ] e ⇔ 3

⇔ 2,1 * 10- 9 = [ Fe3+ ] e * (1 * 10- 4) ⇔ -9 2,1 * 10 3 = 2 * 10 mol dm- 3 ⇔ [ Fe3+ ] e = - 12 1 * 10

s e t s e T

Grupo III

3. A reação de formação do brometo de hidrogénio

H2 g + Br2 g ⇌ 2 HBr g tem uma constante de equilíbrio igual a 3,5 * 104, à temperatura de 1495 K. 3.1. Na tabela seguinte apresentam-se valores de concentração das três espécies químicas, à temperatura de

1495 K, expressos em moldm- 3. [ H2 ]

[ Br2 ]

[ HBr ]

0,200

0,200

0,400

3.1.1. Justifique, apresentando os cálculos que julgar convenientes, que a reação irá evoluir no sentido direto

12

até atingir o equilíbrio químico. Etapa A - valor do quociente da reação 2 0,4002 [ HBr ] Qc = ⇔ Qc = ⇔ 0,200 * 0,200 [ H2 ] * [ Br2 ] ⇔ Qc = 4,00 Etapa B – comparação de Qc com K c Como Qc < K c, a reação terá que evoluir no sentido direto até atingir um novo estado de e quilíbrio químico, ou seja, até que Qc = K c.


EQ11DP – 12

177


3.1.2. Demonstre que para esta temperatura a reação é praticamente completa.

Etapa A – quantidade química de cada reagente que reage por unidade de volume 2 [ HBr ] e K c = ⇔ [ H2 ] e * [ Br2 ] e (0,400 + 2 x )

4

⇔ 3,5 * 10 =

2

(0,200 - x ) * (0,200 - x )

⇔ " 3,5 * 10 = 4

Ç

⇔


2

(0,400 + 2 x ) (0,200 - x )

2

⇔ x = 0,20 mol dm - 3

Etapa B – concentração das espécies químicas em equilíbrio quí mico [ HBr ] e = 0,400 + 2 * 0,20 = 0,80 mol dm- 3 [ H2 ] e = 0,200 - 0,20 ≈ 0,00 mol dm - 3 [ Br2 ] e = 0,200 - 0,20 ≈ 0,00 mol dm - 3

Como a concentração das espécies reagentes é (praticamente) nula, a reação é praticamente completa. 3.2. Quando em solução aquosa, o brometo de hidrogénio origina uma solução ácida - o ácido bromídrico.

O ácido bromídrico é mais forte do que o ácido clorídrico e menos forte do que o ácido iodídrico. 3.2.1. Selecione a opção que contém uma expressão coerente com “O ácido bromídrico é mais forte do que o

8

ácido clorídrico”. (A) O grau de ionização do ácido clorídrico é maior do que grau de ionização do ácido bromídrico. (B) Em solução aquosa, a ionização do ácido bromídrico é mais extensa do que a ionização do ácido clorídrico. (C) Iguais concentrações de ácido clorídrico e de ácido bromídrico libertam exatamente o mesmo número

de catiões hidrogénio para a solução. (D) Para iguais concentrações de ácido clorídrico e de ácido bromídrico, o número de iões hidróxido na

primeira solução é inferior ao número de iões hidróxido na segunda solução. (B). A expressão “O ácido bromídrico é mais forte do que o ácido clorídrico” significa que o pri meiro ácido se ioniza com maior extensão do que o ácido clorídrico. Assim, o primeiro origina maior concentração em iões oxónio e menor concentração em iões hidróxido. 3.2.2. Indique os pares conjugados ácido-base intervenientes na reação química:

HBr(aq) + H2O(L) ⇌ Br-(aq) + H3O+(aq) HBr(aq)/Br-(aq) H3O+(aq)/H2O(L)

Grupo IV

4. O titânio é um metal com uma resistência mecânica semelhante à do aço mas é 45 % mais leve. As suas ligas são

muito resistentes à corrosão e a altas temperaturas, pelo que este tem aplicações importantes na indústria aeroespacial, no fabrico de computadores portáteis e na produção de implantes na medicina. Apesar de ser o nono elemento mais abundante na crusta terreste, o titânio é bastante caro pois o processo de purificação envolve uma reação com o magnésio (outro elemento com um custo elevado), a temperaturas muito elevadas, de acordo com a seguinte equação química: TiCL4(g) + 2 Mg(L) → Ti(s) + 2 MgCL2(L) M(

178

TiCL4) = 189,68 gmol- ;

TiO2) = 79,87 gmol- ;

M(

H O) = 18,02 g mol-

M( 2

8


4.1. Das seguintes expressões, selecione a correta.

8

(A) Nesta reação o cloreto de titânio (IV) é o agente oxidante e o magnésio sofre redução. (B) Nesta reação o cloreto de titânio (IV) é o agente redutor e o magnésio sofre oxidação. (C) Nesta reação o magnésio é o agente oxidante e o cloreto de titânio (IV) é reduzido. (D) Nesta reação o magnésio é o agente redutor e o cloreto de titânio(IV) é reduzido. (D). O número de oxidação do titânio no tetracloreto de titânio(IV) é + 4; o do cloro, – 1; e o do magnésio, 0. Nos produtos da reação 0, – 1 e + 2, respetivamente. Portanto o titânio reduziu-se (é o agente oxidante) e o magnésio oxidou-se (é o agente redutor). 4.2. Determine a massa de titânio sólido que é possível obter a partir de 100 g de magnésio, com grau de pureza 95%, e 500 g de cloreto de titânio(IV), considerando a reação com um rendimento de 90 %.

16

Etapa A – quantidade química de magnésio GP (%) =

m substância pura mamostra

* 100 ⇔ 95 =

m substânciapura

100

* 100 ⇔

⇔ msubstânciapura = 95 g n=

m M

⇔n=

95 ⇔ n = 3,9 mol de Mg 24,31

Etapa B - identificação do reagente limitante 500 ⇔ 189,68 M ⇔ n = 2,64 mol de TiCL4 n=

m

⇔n=

s e t s e T

Como: 2,64 mol de TiCL4 3,9 mol de Mg > 1 2 o reagente limitante é o magnésio. Etapa C - massa prevista de MgCL2 Da estequiometria da reação: 2 mol de Mg 1 mol de Ti = ⇔ x 3,9 ⇔ x = 2,0 mol de Ti A massa prevista é: n=

m M

⇔ m = n * M ⇔

m = 2,0 * 47,88

⇔ m = 96 g

A massa obtida será: massa e pro uto o t a h (%) = * 100 ⇔ massa de produto prevista ⇔ 90 =

m obtida

96

* 100 ⇔ mobtida = 86 g de Ti

4.3. A maior parte do cloreto de titânio(IV) é, no entanto, transformada em dióxido de titânio (IV), TiO2. Este composto

tem diversas aplicações, sendo utilizado, por exemplo, como pigmento branco ou como protetor solar. O TiO2 é obtido pela reação representada pela seguinte equação química: TiCL4 g + 2 H2O g → TiO2 s + 4 HCL g a r o t i d E o t r o P © P D 1 1 Q E

4.3.1. Determine a economia atómica percentual desta reação. c .e. * M produto desejado 79,87 e.a. (%) = * 100 ⇔ e.a. (%) = * 100 ⇔ 189,68 + 2 * 18,02 c.e. * M reagente 1 + p ⇔ e.a (%) = 35,38%

8

179


4.3.2. Selecione a opção que contém a variação do número de oxidação que o elemento titânio sofreu nesta reação. (A) 0

(B) - 2

(C) + 2

(D) + 4

(A). O número de oxidação do titânio no tetracloreto de titânio(IV) é + 4; o do cloro, – 1; o do hidrogénio, + 1; e o do oxigénio – 2. Nos produtos da reação são + 4, – 1, + 1 e – 2, respetivamente. Portanto, o titânio não sofreu variação do seu número de oxidação.


Grupo V

5. Considere a reação de síntese do ácido acetilsalicílico (C9H8O4) representada pela equação química: ácido

C7H6O3(aq) + C4H6O3(aq) → C9H8O4(aq) + C2H4O2(aq) Na tabela seguinte encontram-se registados alguns dos dados obtidos durante a síntese. Massade C7H6O3

0,330 g

C4H6O3

Reagente em excesso

Valor previsto da massa de C9H8O4

X

Massade C9H8O4 obtida

Y

Rendimento da reação de síntese

92,0%

5.1. Comprove que X = 0,430 g e Y = 0,396 g.

CHO

M ( 7 6 3) =

138,12 gmol- 1;

12

CHO

M ( 4 6 3) =

102,09 g mol- 1;

CHO

M ( 9 8 4) =

180,16 g mol- 1

Etapa A - valor de X 0,330 m ⇔n= ⇔ nC H O = 138,12 M 7

6

3

⇔ n = 2,39 * 10- 3 mol

Da estequiometria da reação (1:1): nácido acetilsalicílico = 2,39 * 10 m = n * M = 2,39 * 10

-3

-3

mol

* 180,16 = 0,430 g

Etapa B - valor de Y h

(%) =

nproduto obtido nproduto previsto

⇔ 92,0 =

* 100 ⇔

nproduto obtido

2,39 * 10- 3

* 100 ⇔

⇔ nproduto obtido = 2,20 * 10- 3 mol n=

m M

⇔ 2,20 * 10- 3 =

m

180,16

⇔

⇔ m = 0,396 g 5.2. Para determinar o grau de pureza do ácido acetilsalicílico obtido realizou-se uma titulação com uma solução

hidróxido de sódio (NaOH), com concentração mássica igual a

0,40 g , tendo ocorrido a seguinte neutralização: 100 mL

C6H4(OCOCH3)COOH(aq) + NaOH(aq) → C6H4(OCOCH3)COONa(aq) + H2O(L) Na atividade foi utilizado o azul de tornesol, tendo a solução inicial, de cor vermelha, mudado para a cor azul após a realização de cada ensaio.

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Testes de Avaliação

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