Química 2º Ano

Em uma das etapas da fabricação do ácido sulfúrico ocorre a reação: SO2(g) + 1/2 O2(g) ⇌ SO3(g) Sabendo-se que a constante de equilíbrio da reação diminui com o aumento da temperatura e que o processo de fabricação do ácido sulfúrico ocorre em recipiente fechado, conclui-se que a reação anterior

• é favorecida pelo aumento do volume do recipiente

• é desfavorecida pelo aumento da pressão total exercida sobre o sistema.

• é exotérmica

• não é afetada pelo aumento parcial de SO3.

• tem seu rendimento do equilíbrio que é estabelecido em presença de um catalisador.

O processo Haber-Bosch, para a síntese da amônia, foi desenvolvido no início desse século, sendo largamente utilizado hoje em dia. Nesse processo, a mistura de nitrogênio e hidrogênio gasosos é submetida a elevada pressão, na presença de catalisadores em temperatura de 500°C. A reação pode ser representada a seguir: N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g) ∆H = - 100 kJ; P = 200 atm Com relação ao processo Haber-Bosch é incorreto afirmar que:

• a alta temperatura tem como objetivo aumentar a concentração de amônia obtida no equilíbrio

• o uso do catalisador e a alta temperatura permitem que a reação ocorra em uma velocidade economicamente viável

• a alta pressão desloca o equilíbrio no sentido de produzir mais amônia

• o catalisador não influi na concentração final de amônia obtida após atingido o equilíbrio

• para separar a amônia dos reagentes resfriam-se os gases, obtendo amônia líquida a – 33°C, retornando o H2 e o N2 que não reagiram para a câmara de reação

Considere o seguinte equilíbrio, estabelecido à temperatura T: CO(g) + H2O(g) ⇌ CO2(g) + H2(g) Sem alterar a temperatura, é possível aumentar a concentração de dióxido de carbono, deslocando o equilíbrio: I. acrescentando mais monóxido de carbono à mistura em equilíbrio. II. acrescentando um gás inerte à mistura em equilíbrio. III. aumentando a pressão da mistura em equilíbrio.

• Somente II é certa

• Somente I é certa

• Somente III é certa

• Todas erradas

• Outra combinação.

ndique em qual das reações abaixo o aumento de pressão deslocará o equilíbrio para a direita:

1. 2 H2(g) + O2(g) ⇌ 2 H2O(g)

2. NH3(g) + HCℓ(g) ⇌ NH4Cℓ(s)

3. CaCO3(s) ⇌ CaO(s) + CO2(g)

• 1, 2, 3

• 1, 3

• 1, 2

• 2, 3

• Todas as reações estarão deslocadas à esquerda.

O equilíbrio gasoso representado pela equação: N2 + O2 ⇌ 2 NO ∆H =+ 88kJ é deslocado no sentido de formação de NO, se:

• for adicionado um catalisador sólido ao sistema

• N2 for retirado do sistema

• a pressão for abaixada.

• a temperatura for aumentada.

• o volume do recipiente for diminuído.

Abaixo é apresentada uma reação química em equilíbrio: 2 NO(g) + O2(g) ⇌ 2 NO2(g) ∆H < 0 Com o objetivo de deslocar esse equilíbrio no sentido da formação de dióxido de nitrogênio, deve-se:

• aumentar a pressão e diminuir a temperatura

• diminuir a pressão e a temperatura.

• aumentar a pressão e a temperatura.

• aumentar a pressão e diminuir as concentrações de NO e O2.

• aumentar a temperatura e as concentrações de NO e O2.

O decréscimo da massa do monóxido de carbono no sistema em equilíbrio: 2 CO(g) + O2(g) ⇌ 2 CO2(g) pode ser obtido através da seguinte modificação imposta ao sistema:

• decréscimo na pressão total, à temperatura constante.

• aquecimento da mistura gasosa, à pressão constante

• adição de um catalisador sólido.

• adição de hidróxido de sódio sólido.

• adição de dióxido de carbono gasoso.