(ENEM 2023 PPL) Equilíbrio Químico

Papanico escreveu:

Ácido nítrico é um importante reagente usado no preparo de nitrato de amônio, NH₄NO₃, um fertilizante nitrogenado. Industrialmente, o ácido nítrico é obtido a partir da reação da amônia com gás oxigênio, um processo que ocorre em três etapas, todas exotérmicas.

 

Etapa 1: 4 NH₃ (g) + 5 O₂ (g) -> 4 NO (g) + 6 H₂O (l)

Etapa 2: 2 NO (g) + O₂ (g) -> 2 NO₂ (g)

Etapa 3: 3 NO₂ (g) + H₂O (l) -> 2 HNO₃ (aq) + NO (g)

 

Na primeira etapa, forma-se NO, o qual reage com mais oxigênio formando NO₂, um óxido ácido, que reage com a água formando HNO₃ e NO. O composto NO é, portanto, um subproduto da reação. É importante o seu reaproveitamento, senão ele pode ser liberado para o ambiente, onde reagirá com o oxigênio, formando NO₂.

ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2006 (adaptado).

 

O procedimento que permite diminuir a quantidade formada do subproduto NO é aumentar a

a) pressão de oxigênio, na etapa 1.

b) concentração de NO2 , na etapa 3. 

c) quantidade de amônia, na etapa 1.

d) quantidade de oxigênio, na etapa 2. 

e) temperatura dos reagentes, na etapa 1. 

OBS: notei que não havia as duas setas de equilíbrio, portanto, entendi que essas reações não estão em equilíbrio.

O gabarito é a letra D, mas acho que não entendi 100% o raciocínio. 

Eu compreendi da seguinte forma:

Aumentando a quantidade de oxigênio na etapa 2, você vai precisar consumir mais NO do que o disponível. Para isso, você pode reutilizar o subproduto da etapa 3 (NO) como reagente na etapa 2, consumindo ainda mais NO, como se estivesse em "excesso".

Esse é o raciocínio?

matheus_feb escreveu:

Papanico escreveu:

Ácido nítrico é um importante reagente usado no preparo de nitrato de amônio, NH₄NO₃, um fertilizante nitrogenado. Industrialmente, o ácido nítrico é obtido a partir da reação da amônia com gás oxigênio, um processo que ocorre em três etapas, todas exotérmicas.

 

Etapa 1: 4 NH₃ (g) + 5 O₂ (g) -> 4 NO (g) + 6 H₂O (l)

Etapa 2: 2 NO (g) + O₂ (g) -> 2 NO₂ (g)

Etapa 3: 3 NO₂ (g) + H₂O (l) -> 2 HNO₃ (aq) + NO (g)

 

Na primeira etapa, forma-se NO, o qual reage com mais oxigênio formando NO₂, um óxido ácido, que reage com a água formando HNO₃ e NO. O composto NO é, portanto, um subproduto da reação. É importante o seu reaproveitamento, senão ele pode ser liberado para o ambiente, onde reagirá com o oxigênio, formando NO₂.

ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2006 (adaptado).

 

O procedimento que permite diminuir a quantidade formada do subproduto NO é aumentar a

a) pressão de oxigênio, na etapa 1.

b) concentração de NO2 , na etapa 3. 

c) quantidade de amônia, na etapa 1.

d) quantidade de oxigênio, na etapa 2. 

e) temperatura dos reagentes, na etapa 1. 

OBS: notei que não havia as duas setas de equilíbrio, portanto, entendi que essas reações não estão em equilíbrio.

O gabarito é a letra D, mas acho que não entendi 100% o raciocínio. 

Eu compreendi da seguinte forma:

Aumentando a quantidade de oxigênio na etapa 2, você vai precisar consumir mais NO do que o disponível. Para isso, você pode reutilizar o subproduto da etapa 3 (NO) como reagente na etapa 2, consumindo ainda mais NO, como se estivesse em "excesso".

Esse é o raciocínio?

Na verdade o raciocínio é mais simples do que isso. Com mais oxigênio, eu consigo consumir mais NO, diminuindo sua concentração reagente e deslocando o equilíbrio para o lado dos produtos.

matheus_feb escreveu:

Papanico escreveu:

Ácido nítrico é um importante reagente usado no preparo de nitrato de amônio, NH₄NO₃, um fertilizante nitrogenado. Industrialmente, o ácido nítrico é obtido a partir da reação da amônia com gás oxigênio, um processo que ocorre em três etapas, todas exotérmicas.

 

Etapa 1: 4 NH₃ (g) + 5 O₂ (g) -> 4 NO (g) + 6 H₂O (l)

Etapa 2: 2 NO (g) + O₂ (g) -> 2 NO₂ (g)

Etapa 3: 3 NO₂ (g) + H₂O (l) -> 2 HNO₃ (aq) + NO (g)

 

Na primeira etapa, forma-se NO, o qual reage com mais oxigênio formando NO₂, um óxido ácido, que reage com a água formando HNO₃ e NO. O composto NO é, portanto, um subproduto da reação. É importante o seu reaproveitamento, senão ele pode ser liberado para o ambiente, onde reagirá com o oxigênio, formando NO₂.

ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2006 (adaptado).

 

O procedimento que permite diminuir a quantidade formada do subproduto NO é aumentar a

a) pressão de oxigênio, na etapa 1.

b) concentração de NO2 , na etapa 3. 

c) quantidade de amônia, na etapa 1.

d) quantidade de oxigênio, na etapa 2. 

e) temperatura dos reagentes, na etapa 1. 

OBS: notei que não havia as duas setas de equilíbrio, portanto, entendi que essas reações não estão em equilíbrio.

O gabarito é a letra D, mas acho que não entendi 100% o raciocínio. 

Eu compreendi da seguinte forma:

Aumentando a quantidade de oxigênio na etapa 2, você vai precisar consumir mais NO do que o disponível. Para isso, você pode reutilizar o subproduto da etapa 3 (NO) como reagente na etapa 2, consumindo ainda mais NO, como se estivesse em "excesso".

Esse é o raciocínio?

Na verdade o raciocínio é mais simples do que isso. Com mais oxigênio, eu consigo consumir mais NO, diminuindo sua concentração reagente e deslocando o equilíbrio para o lado dos produtos.

matheus_feb escreveu:

matheus_feb escreveu:

Papanico escreveu:

Ácido nítrico é um importante reagente usado no preparo de nitrato de amônio, NH₄NO₃, um fertilizante nitrogenado. Industrialmente, o ácido nítrico é obtido a partir da reação da amônia com gás oxigênio, um processo que ocorre em três etapas, todas exotérmicas.

 

Etapa 1: 4 NH₃ (g) + 5 O₂ (g) -> 4 NO (g) + 6 H₂O (l)

Etapa 2: 2 NO (g) + O₂ (g) -> 2 NO₂ (g)

Etapa 3: 3 NO₂ (g) + H₂O (l) -> 2 HNO₃ (aq) + NO (g)

 

Na primeira etapa, forma-se NO, o qual reage com mais oxigênio formando NO₂, um óxido ácido, que reage com a água formando HNO₃ e NO. O composto NO é, portanto, um subproduto da reação. É importante o seu reaproveitamento, senão ele pode ser liberado para o ambiente, onde reagirá com o oxigênio, formando NO₂.

ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2006 (adaptado).

 

O procedimento que permite diminuir a quantidade formada do subproduto NO é aumentar a

a) pressão de oxigênio, na etapa 1.

b) concentração de NO2 , na etapa 3. 

c) quantidade de amônia, na etapa 1.

d) quantidade de oxigênio, na etapa 2. 

e) temperatura dos reagentes, na etapa 1. 

OBS: notei que não havia as duas setas de equilíbrio, portanto, entendi que essas reações não estão em equilíbrio.

O gabarito é a letra D, mas acho que não entendi 100% o raciocínio. 

Eu compreendi da seguinte forma:

Aumentando a quantidade de oxigênio na etapa 2, você vai precisar consumir mais NO do que o disponível. Para isso, você pode reutilizar o subproduto da etapa 3 (NO) como reagente na etapa 2, consumindo ainda mais NO, como se estivesse em "excesso".

Esse é o raciocínio?

Na verdade o raciocínio é mais simples do que isso. Com mais oxigênio, eu consigo consumir mais NO, diminuindo sua concentração reagente e deslocando o equilíbrio para o lado dos produtos.

Mas a ideia é justamente essa. Com mais NO2, podemos reagir este com água e gerar ácido nítrico - útil em outros processos industriais e químicos. A terceira reação exemplifica essa reação de síntese. Depois o NO é novamente colocado para reação, reduzindo sua presença no meio natural.

Papanico escreveu:

matheus_feb escreveu:

matheus_feb escreveu:

Papanico escreveu:

Ácido nítrico é um importante reagente usado no preparo de nitrato de amônio, NH₄NO₃, um fertilizante nitrogenado. Industrialmente, o ácido nítrico é obtido a partir da reação da amônia com gás oxigênio, um processo que ocorre em três etapas, todas exotérmicas.

 

Etapa 1: 4 NH₃ (g) + 5 O₂ (g) -> 4 NO (g) + 6 H₂O (l)

Etapa 2: 2 NO (g) + O₂ (g) -> 2 NO₂ (g)

Etapa 3: 3 NO₂ (g) + H₂O (l) -> 2 HNO₃ (aq) + NO (g)

 

Na primeira etapa, forma-se NO, o qual reage com mais oxigênio formando NO₂, um óxido ácido, que reage com a água formando HNO₃ e NO. O composto NO é, portanto, um subproduto da reação. É importante o seu reaproveitamento, senão ele pode ser liberado para o ambiente, onde reagirá com o oxigênio, formando NO₂.

ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2006 (adaptado).

 

O procedimento que permite diminuir a quantidade formada do subproduto NO é aumentar a

a) pressão de oxigênio, na etapa 1.

b) concentração de NO2 , na etapa 3. 

c) quantidade de amônia, na etapa 1.

d) quantidade de oxigênio, na etapa 2. 

e) temperatura dos reagentes, na etapa 1. 

OBS: notei que não havia as duas setas de equilíbrio, portanto, entendi que essas reações não estão em equilíbrio.

O gabarito é a letra D, mas acho que não entendi 100% o raciocínio. 

Eu compreendi da seguinte forma:

Aumentando a quantidade de oxigênio na etapa 2, você vai precisar consumir mais NO do que o disponível. Para isso, você pode reutilizar o subproduto da etapa 3 (NO) como reagente na etapa 2, consumindo ainda mais NO, como se estivesse em "excesso".

Esse é o raciocínio?

Na verdade o raciocínio é mais simples do que isso. Com mais oxigênio, eu consigo consumir mais NO, diminuindo sua concentração reagente e deslocando o equilíbrio para o lado dos produtos.

Mas a ideia é justamente essa. Com mais NO2, podemos reagir este com água e gerar ácido nítrico - útil em outros processos industriais e químicos. A terceira reação exemplifica essa reação de síntese. Depois o NO é novamente colocado para reação, reduzindo sua presença no meio natural.

Pq não poderia ser essa b) concentração de NO2 , na etapa 3.
Já que aumentaria o NO2 e ele seria consumido para formar o HNO3 anyway, seguindo esse raciocínio o NO seria produzido e seria novamente colocado para a reação