Centro Universitário Anchieta
Engenharia Química – Físico Química I
Prof. Vanderlei I Paula
GABARITO 6a lista de exercícios/ Data: ___/09/2014 // gabarito 04/10/2014
1. A ionização do ácido fluoretanoico é representada pela seguinte equação química:
Considere uma solução aquosa com concentração desse ácido igual a 0,05 mol.L-1 e grau de ionização
de 20%.
Calcule o pH desta solução e a constante de equilíbrio da reação de ionização.
Resposta da questão 1:
Equação de ionização do ácido fluoretanoico:
C2H3O2F  C2H2O2F  H
O grau de ionização será dado por:
0,05 mol  L1
x
100%
20%
x  0,01mol / L1
C2H3O2F
Início
Reação
Equilíbrio
0,05
0,01
0,04
C2H2O2F
0,01
0,01
H
0,01
0,01
Então, a concentração de ácido que não ionizou é a diferença entre a concentração inicial e a ionizada:
0,05  0,01  0,04 mol / L1.
O pH é calculado a partir da concentração de íons hidrogênio no equilíbrio:
pH   log H    log0,01   log10 2  2
 
Cálculo da constante de equilíbrio:
C H O F   H 
2 2 2
  
k 
C2H3O2F 
0,01  0,01
k 
 2,5  103 mol  L1
0,04 
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2. Um analista preparou um 1 L de uma solução aquosa de um ácido monoprótico (HX) na concentração
de 0,2 mol/L. Após o preparo, descobriu-se que apenas 1% do ácido encontrava-se ionizado. A partir das
informações fornecidas,
a) calcule o pH da solução. Considere log 2 = 0,30;
b) calcule a constante de ionização do ácido genericamente indicado como HX
Resposta da questão 2:
a) Teremos:
HX
0,2

H
0
0,01 0,2  0,01 0,2
0,198
0,002
X
0

(início)
 0,01 0,2
0,002
(durante)
(equilíbrio)
[H ]  0,002  2  10 3 mol / L
pH   log2  10 3  3  log2
pH  3  0,30  2,70
b) Cálculo da constante de ionização do ácido genericamente indicado como HX:
HX  H

X
0,2
0
0
0,01 0,2  0,01 0,2  0,01 0,2
0,198
0,002
0,002
Ki 
(início)
(durante)
(equilíbrio)
[H ][X ] 0,002  0,002

 2,02  105
[HX]
0,198
3. A produção de alimentos para a população mundial necessita de quantidades de fertilizantes em
grande escala, sendo que muitos deles se podem obter a partir do amoníaco.
Fritz Haber (1868-1934), na procura de soluções para a otimização do processo, descobre o efeito do
ferro como catalisador, baixando a energia de ativação da reação.
Carl Bosch (1874-1940), engenheiro químico e colega de Haber, trabalhando nos limites da tecnologia
no início do século XX, desenha o processo industrial catalítico de altas pressões e altas temperaturas,
ainda hoje utilizado como único meio de produção de amoníaco e conhecido por processo de HaberBosch.
Controlar as condições que afetam os diferentes equilíbrios que constituem o processo de formação
destes e de outros produtos, otimizando a sua rentabilidade, é um dos objetivos da Ciência/Química e
da Tecnologia para o desenvolvimento da sociedade.
Considere a reação de formação da amônia N2  g  3H2  g 2NH3  g e o gráfico, que mostra a
influência conjunta da pressão e da temperatura no seu rendimento.
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A análise do gráfico permite concluir, corretamente, que
a) a reação de formação da amônia é endotérmica.
b) o rendimento da reação, a 300 atm, é maior a 600°C.
c) a constante de equilíbrio ( K c ) não depende da temperatura.
d) a constante de equilíbrio ( K c ) é maior a 400°C do que a 500°C.
e) a reação de formação da amônia é favorecida pela diminuição da pressão.
Resposta da questão 3:
[D]

[NH3 ]2
A constante de equilíbrio  K c 

[N2 ][H2 ]3


 é maior a 400°C do que a 500°C, conforme o gráfico demonstra.


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4. Uma forma de obter ferro metálico a partir do óxido de ferro(II) é a redução deste óxido com
monóxido de carbono, reação representada na equação:
FeO s  CO g
Fe s  CO2 g
H0  0
a) Escreva a expressão da constante de equilíbrio KC  da reação apresentada. Como varia essa
constante em função da temperatura? Justifique.
b) De que forma a adição de FeO e o aumento de pressão interferem no equilíbrio representado?
Justifique.
Resposta da questão 4:
a) Expressão da constante de equilíbrio KC  da reação apresentada:
K eq 
[CO2 ]
[CO]
Como a variação de entalpia da reação direta é positiva, o valor constante aumenta com a elevação da
temperatura (favorecimento da reação endotérmica) e diminui com a diminuição da temperatura
(favorecimento da reação exotérmica).
b) A adição de FeO não altera o equilíbrio, pois está no estado sólido e apresenta concentração constante.
O aumento da pressão não interfere no equilíbrio, pois, verifica-se a presença de 1 mol de CO (g) em equilíbrio
com 1 mol de CO2 (g), ou seja, os volumes são iguais.
5. A produção de grafita artificial vem crescendo significativamente, uma vez que grafita natural de
boa qualidade para uso industrial é escassa. Em atmosferas ricas em dióxido de carbono, a 1000°C, a
grafita reage segundo a reação:
C(grafita)  CO2 (g)
2CO(g)
A 1000°C, no estado de equilíbrio, as pressões parciais de CO e CO2 são 1,50 atm e 1,25 atm,
respectivamente. Calcule o valor da constante de equilíbrio ( Kp ) para a reação nessa temperatura.
Resposta da questão 5:
Observe para uma reação genérica aA  bB
cC  dD.
A constante de equilíbrio em função das pressões parciais dos gases (KP) é dada por:
KP 
PCc  PDd
PAa  PBb
A partir da reação dada: C(grafita)  CO2 (g)
2CO(g), vem:
2
KP =
PCO
PCO2
KP =
(1,50)2
 1,80
(1,25)
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6. O metanol pode ser obtido industrialmente pela reação entre o monóxido de carbono e o
hidrogênio conforme a equação adiante:
CO(g) + 2 H2(g)
CH3OH(g)
Há uma certa temperatura, em um recipiente de 2 L, são introduzidos 4,0 mols de monóxido de
carbono e 4,0 mols de hidrogênio. Após um certo tempo, o processo atinge um equilíbrio quando são
formados 1 mol de metanol.
Calcule a constante de equilíbrio (Kc) nas condições para a reação anterior.
Resposta da questão 6:
Kc = 1/3 ou 0,33 (mol.L1)2.
7. Compostos nitrogenados são utilizados em diversos segmentos da sociedade. Na produção agrícola,
por exemplo, NH3, NH4NO3, (NH4)2SO4 e H2NCONH2 são utilizados como adubos. Para suprir a demanda
desses compostos, Fritz Haber e Carl Bosh desenvolveram um processo industrial que converte o
nitrogênio atmosférico em amônia. Esse processo, conhecido como Haber-Bosh, pode ser
representado através da equação química
N2(g) + 3H2(g)
2NH3(g)
∆H = - 92,4 kJ/mol
Dado: Kc = 1,5 × 10-5 (500 °C)
De acordo com os dados anteriores,
a) escreva a expressão da constante de equilíbrio (Kc) para essa reação e explique por que o aumento
da temperatura diminui o valor da constante de equilíbrio;
b) calcule a concentração de equilíbrio de NH3, em mol/L, a 500 °C, a partir da mistura de 1,0 mol de N2
e 3,0 moles de H2 em um recipiente de 1,0 L;
c) explique por que o processo Haber-Bosh é mais vantajoso, industrialmente, quando são utilizadas
pressões elevadas.
Resposta da questão 7:
a) Kc = [NH3]2/[N2].[H2]3
Quando aumentamos a temperatura de um sistema em equilíbrio, este se desloca para o sentido
endotérmico, ou seja, neste caso para a esquerda, aumentando a concentração dos reagentes e com isso Kc
diminui.
b) 1N2 + 3H2
2NH3
1M
3M
0
(início)
-x
- 3x
2x
(durante)
(1 - x) (3 - 3x)
2x
(equilíbrio)
Como a constante de equilíbrio (Kc = 1,5 × 105) a 500 °C é muito pequena, isto significa que a quantidade de
reagentes, nesta temperatura, que é consumida é muito pequena, ou seja, é aproximadamente igual a zero.
Podemos fazer x = 0.
1N2 + 3H2
(1 - 0) (3 - 3.0)
2NH3
2x
(equilíbrio)
Como Kc = [NH3]2/[N2].[H2]3, então:
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1,5 × 105 = (2x)2/(1)(3)3
(2x)2 = 27 × 1,5 × 105
(2x)2 = 40,5 × 105
(2x)2 = 4,05 × 104
2x = 2,0 × 102
Como 2x = [NH3], temos:
[NH3] = 2,0 × 102 mol/L.
c) Porque, com o aumento da pressão do sistema em equilíbrio, este se desloca para o sentido de menor volume,
aumentando a produção de amônia.
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