SOCIEDADE PORTUGUESA DE QUÍMICA
PROPOSTA DE RESOLUÇÃO DA PROVA nº 142- QUÍMICA de 3 de Setembro de 2002
GRUPO I
VERSÃO I
1.
2.
3.
4.
5.
6.
VERSÃO II
(D)
(B)
(E)
(C)
(C)
(C)
(B)
(C)
(D)
(B)
(C)
(E)
GRUPO II
1.1
2 NO (g) + C2(g)
2 NOC(g)
Quantidades no início :
2 mol
1 mol
0 mol
Na reacção, por cada x mol de C2(g) consumidos, consomem-se 2x mol de NO (g) e formamse 2x mol de NO C (g). Designando, por xe a correspondente quantidade consumida quando
se atinge o equilíbrio, tem-se:
Quantidades no equilíbrio:
(2- 2xe) mol
(1- xe) mol
2 xe mol
Afirma-se que a quantidade de NO(g) no equilíbrio é 0,5 mol, isto é, 2- 2xe= 0,5 mol. Por
conseguinte, xe= 0,75 mol. No equilíbrio, a quantidade de C2(g) é 0,25 mol e a de NO C (g) é
de 1,5 mol.
Como o volume é de 1 dm3, as concentrações serão:
[NO C (g)]= 1,5 mol dm-3
[NO (g)]= 0,5 mol dm-3
[C2 (g)]= 0,25 mol dm-3
Verifica-se que é no gráfico I que estas concentrações estão assinaladas quando se passou
tempo suficiente para se atingir o equilíbrio. As concentrações iniciais estão certas em todos os
gráficos.
O gráfico I traduz, portanto, a variação das concentrações com o tempo até se atingir o
equilíbrio.
1.2
A constante de equilíbrio KC é dada por.
Kc
[NOC( g )]e2
=
[C 2 ( g )]e [NO( g )]e2
=
(1,5) 2
= 36 dm3 mol-1
0,25 × (0,5) 2
Nota: Tal como foi calculado, Kc tem as unidades referidas. É no entanto prática comum
apresentar constantes de equilíbrio adimensionais, K0c =36 (colocámos o índice superior para
distinção). Tal prática supõe cada uma das concentrações dividida por uma concentração c0 =
1mol dm-3.
1.3.1 A adição de um gás inerte não vai alterar as concentrações no equilíbrio dos reagentes e
produtos de reacção, uma vez que o volume é constante.
1.3.2. A adição de 1,0 mol de NO (g) vai alterar o quociente reaccional. No instante da adição
as concentrações são:
[NO(g)]= 1,5 mol dm-3
[C2(g)]= 0,25 mol dm-3
[NOCl (g)]= 1,5 mol dm-3
O quociente reaccional é
QC =
[NOC (g)]2 = (1,5)2 = 4,0 dm3mol-1
[NO (g)]2 [C 2 ( g )] (1,5)2 × 0,25
Como QC<KC a reacção vai evoluir no sentido directo. Portanto vão ser consumidos
reagentes e a quantidade de C2(g) diminui.
A mesma conclusão poderia ser obtida invocando o princípio de Le Châtelier: o
equilíbrio foi modificado pela introdução de substâncias do lado dos reagentes. O sistema
responde no sentido de repor o equilíbrio, ou seja, a reacção prossegue no sentido directo
com consumo de reagentes e consequente diminuição da concentração de C2(g).
2. 1 Vamos verificar quais seriam as concentrações de ião carbonato necessárias para
precipitar, respectivamente, o carbonato de chumbo e o carbonato de prata.
As equações e constantes que traduzem os equilíbrios de solubilidade são, a 25ºC:
Para o carbonato de chumbo
CO32- (aq) + Pb2+(aq)
PbCO3 (s)
(1)
2-
com Ks (1)= [CO3 (aq)]e [ Pb2+(aq)]e= 7,4×10-14
Para o carbonato de prata
CO32- (aq) + 2 Ag+(aq)
Ag2CO3 (s)
2-
+
2
(2)
-12
com Ks (2)= [CO3 (aq)]e [ Ag (aq)]e = 8,5×10
Para o equilíbrio (1) a concentração de ião carbonato quando se atinge o equilíbrio seria:
[CO32- (aq)]e(1)= 7,4×10-14/10-6= 7.4×10-8 mol dm-3
Para o equilíbrio (2) a respectiva concentração seria
[CO32- (aq)]e(1)= 8,5×10-12 /(10-3)2= 8,5×10-6 mol dm-3
Como para o primeiro equilíbrio a concentração de ião carbonato requerida é menor, dá-se em
primeiro lugar a precipitação de carbonato de chumbo.
2.2 Atendendo às condições do problema, a quantidade de carbonato de chumbo que se
dissolve a 25ºC por dm3 de solução (solubilidade, S) é dada pela concentração de ião chumbo
em solução ou de ião carbonato em solução no equilíbrio, S =[CO32- (aq)]e= [Pb2+(aq)]e.
Atendendo à definição de definição de Ks (1), tem-se S= (Ks (1))1/2 ou seja
S= (7,4×10-14)1/2= 2,7×10-7 mol dm-3
2.3.1
Ag+(aq) + 2 CN- (aq)
[Ag(CN)2]- (aq)
Como o ião complexo é muito estável, o equilíbrio estará bastante deslocado para o lado
direito. Pode escrever-se a reacção de formação com a seta apenas para o lado direito →.
2.3.2 Os iões Ag+(aq) obtidos por dissolução do carbonato de prata participam também no
equilíbrio de formação do complexo [Ag(CN)2]- (aq), muito estável. Devido a este segundo
equilíbrio, são retirados iões Ag+(aq) do meio aquoso. destruindo o primeiro equilíbrio (de
dissolução do carbonato de prata). De acordo com o princípio de Le Châtelier, o sistema evolui
no sentido de repor o equilíbrio. Isso é conseguido a partir da dissolução do carbonato de prata
que se encontrava na forma de sólido. Assim, a solubilidade do carbonato de prata aumenta.
3.1
O equilíbrio de dissociação ácida do ácido metanóico (cujo nome vulgar é ácido
fórmico) é dado por:
HCOOH(aq) + H2O(l)
HCOO- (aq) + H3O+(aq)
com
[HCOO ] [H O ]
+
-
Ka =
e
3
[HCOOH ]e
e
= 1,8 × 10 − 4
x2
, conduzindo à equação de 2ºgrau
Se designarmos [H3O ]e por x, K a =
0,200 − x
+
x2 + 1,8×10-4x -3,6×10-4=0
cuja solução com significado físico é x=5,9×10-3
Como pH= -log[H3O+]e
tem-se pH≈ 2,2
3.2 A reacção de titulação do ácido metanóico é
HCOOH (aq) + OH-(aq) → HCOO- (aq) + H2O ()
Como o hidróxido de potássio é uma base forte, portanto completamente dissociada em
solução aquosa, escrevemos a equação na forma iónica, não incluindo o ião K+(aq), que
figura como ião espectador. O metanoato de potássio fica também completamente
dissociado em HCOO- (aq) e K+(aq).
Ao atingir-se o ponto de equivalência a quantidade de hidróxido de potássio (base, índice
inferior b) iguala a de ácido metanóico.
nácido= nKOH
Mas, nácido= ca× va= 0,200×0,0200= 0,0040 mol
Por sua vez nKOH= cb × vb.
Donde, vb= 0,0040/ 0,250= =0,0160 dm3
Assim, confirma-se que o volume de base necessário para a titulação era de 16,0 cm3.
3.3 Pela estequiometria da reacção da alínea anterior, a quantidade de sal obtida no ponto de
equivalência seria 0,0040 mol. Esta quantidade está num volume de 36,0 cm3, isto é, a
concentração de sal
[K(HCOO) (aq)]= 0,0040/ 0,0360= 0,111 mol dm-3
4.1 Das equações (1) e (2) verifica-se que os iões Fe2+(aq) são reduzidos a Fe(s) quer pelo
A(s) quer pelo Zn(s). Logo dos três metais é o Fe(s) que tem menor poder redutor.
A equação (3) mostra que os iões Zn2+(aq) são reduzidos a Zn(s) pelo A(s). Portanto é o A(s)
que tem maior poder redutor.
4.2 A força electromotriz da célula galvânica correspondente à reacção global dada, nas
condições padrão, seria obtida pela diferença entre os potenciais de redução padrão,
E0célula= E0 (MnO4-(aq)/Mn2+(aq) - E0(O2(g)/H2O2 (aq)= 1,51 - 0,68 = 0,83 V
Como essa força electromotriz é positiva, isso quer dizer que a reacção se processa
espontaneamente nesse sentido directo.
4.3 Sabemos que na forma oxidada, MnO4- o Mn está no estado de oxidação +7 e na forma
reduzida, Mn2+, está no estado de oxidação +2. Isso implica que por átomo de Mn serão
necessários 5 electrões para se dar a redução.
O acerto do oxigénio faz-se mediante a adição de moléculas de água
MnO4-(aq)
→ Mn2+(aq) + 4 H2O()
e o acerto de H é feito por meio da adição de H+(aq)
MnO4-(aq) + 8 H+(aq) → Mn2+(aq) + 4 H2O()
Como se pode constatar os 5 e- equilibram a carga.
A semi-equação da reacção de redução será:
MnO4-(aq) + 8 H+(aq) + 5 e- → Mn2+(aq) + 4 H2O()
Grupo III
1. O óxido de alumínio é catalisador, não figura na equação química
Pela diferença entre a fórmula do reagente, CH3CH2OH e do produto de reacção obtido, C2H4,
pode verificar-se que o outro produto de reacção é a água, H2O.
2. Atendendo a que a molécula de eteno é apolar, não tem dipolos permanentes, portanto a
hipótese A fica excluída. Como a molécula de água é polar, existem as interacções da hipótese
B. A hipótese C está sempre presente. A hipótese D não se verifica porque não há no eteno, ao
contrário do que acontece na água, átomos de hidrogénio ligados a átomos muito
electronegativos. Uma vez que se tratam de moléculas pequenas as interacções C não são
muito fortes, pelo que as interacções dominantes são as B.
3.1 Trata-se do bromo, Br.
3.2. É uma reacção de adição (C).
4. O composto é o 2-buteno.
CH3
CH3
\
/
C=C
/
\
H
H
cis-2-buteno
CH3
H
\
/
C=C
/
\
H
CH3
trans-2-buteno