Questões Resolvidas de Equilíbrio Químico

Professora Sonia
Questões Resolvidas de Equilíbrio Químico - Parte 2
01. (Ufmg 2011) Observe este gráfico:
1. A análise das camadas de lixo em aterros e vazadouros a céu aberto, ou lixões, permite uma
visão sociológica de diferentes comunidades e, também, fornece subsídios para pesquisas
biológicas.
Em determinado aterro, por exemplo, além dos mais diversos materiais biodegradáveis, foram
recuperados jornais da década de 1970 perfeitamente legíveis.
Com base nessas informações e em outros conhecimentos sobre o assunto, EXPLIQUE por que
jornais com 40 anos de idade puderam ser encontrados, em condições de leitura, em aterros
sanitários.
2. No início de 2010, ocorreu um grave acidente em uma área da cidade de Niterói/RJ, em que
houve muitas mortes devido a deslizamentos de terra e a explosões. Divulgou-se, na época, que
essa área tinha sido utilizada, há 50 anos, como depósito de lixo urbano.
CITE uma substância que, nesse caso, pode contribuir para a ocorrência de explosões e
EXPLIQUE, do ponto de vista biológico, de que modo ela se forma.
3. O chorume é um líquido escuro formado em aterros sanitários como resultado da decomposição
de materiais orgânicos que constituem o lixo urbano. Por ser extremamente tóxico e poder
contaminar lençóis freáticos, esse produto deve ser devidamente tratado.
Em um dos processos utilizados, atualmente, no tratamento do chorume, uma das etapas
consiste na remoção da amônia, que, nesse material, se encontra em equilíbrio com o íon
amônio, em meio aquoso.
ESCREVA a equação química que representa esse equilíbrio.
4. A constante de basicidade para a equação do item anterior é, aproximadamente, 2 x 10-5 .
CALCULE o pH que esse sistema deve ter para que a concentração de amônia seja cinco vezes
maior que a concentração do íon amônio.
(Deixe seus cálculos indicados, explicitando assim seu raciocínio.)
5. A remoção da amônia, nesse caso, dá-se pela passagem de uma corrente de ar pelo chorume.
a) Assinalando com um X a quadrícula apropriada, INDIQUE se esse processo é mais eficiente em
meio básico ou em meio ácido.
A remoção da amônia é mais eficiente em meio: (
) básico; (
) ácido.
b) JUSTIFIQUE sua indicação, considerando o equilíbrio entre a amônia e o íon amônio, em
solução aquosa, bem como a interação dessas espécies químicas com a água.
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6. A amônia arrastada pelo fluxo de ar pode ser recuperada por absorção em uma solução de
ácido sulfúrico.
ESCREVA a equação química balanceada que representa a reação completa envolvida nesse
processo.
Resolução:
1. Jornais com 40 anos de idade puderam ser encontrados, em condições de leitura, em aterros
sanitários, pois neste caso predomina a decomposição anaeróbica, que é lenta.
2. O chorume produz metano (CH4) que é uma substância volátil e combustível, podendo causar
explosões. Essa substância é resultante da decomposição anaeróbica da matéria orgânica
presente no lixo. Bactérias metanogênicas atual na decomposição do lixo.
+
−
3. Teremos: NH3(aq) + H2O( ) NH4(aq) + OH(aq) .
4. Teremos:
K eq =
−
[NH+4(aq) ][OH(aq)
]
[NH3(g) ][H2O( ) ]
⇒ K eq × [H2O( ) ] =
+
−
[NH4(aq)
][OH(aq)
]
[NH3(g) ]
K b = K eq × [H2O( ) ]
+
−
[NH4(aq)
][OH(aq)
]
Kb =
[NH3(g) ]
Como a concentração de amônia é cinco vezes maior do que a de a concentração do íon amônio,
vem:
+
[NH3(g) ] = 5[NH4(aq)
]
Então,
Kb =
−
[NH+4(aq) ][OH(aq)
]
2 × 10
[NH3(g) ]
−5
=
+
−
[NH4(aq)
][OH(aq)
]
+
5[NH4(aq)
]
−
]
⇒ 5 × 2 × 10 −5 = [OH(aq)
−
[OH(aq)
] = 10 −4 ⇒ pOH = 4 (pOH = − log[OH− ])
pH + pOH = 14 ⇒ pH = 10
5. a) A remoção da amônia é mais eficiente em meio: ( x ) básico; (
b) A remoção da amônia é mais eficiente em meio
+
−
NH3(aq) + H2O( ) NH4(aq)
+ OH(aq)
é deslocado para a esquerda.
) ácido.
básico, pois
o
equilíbrio
6. Teremos:
2NH3(aq) + H2SO4(aq) → (NH4 )2 SO4(aq)
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02. (Fuvest 2011) Recifes de coral são rochas de origem orgânica, formadas principalmente pelo
acúmulo de exoesqueletos de carbonato de cálcio secretados por alguns cnidários que vivem em
colônias. Em simbiose com os pólipos dos corais, vivem algas zooxantelas. Encontrados somente
em mares de águas quentes, cujas temperaturas, ao longo do ano, não são menores que 20 ºC, os
recifes de coral são ricos reservatórios de biodiversidade. Como modelo simplificado para
descrever a existência dos recifes de coral nos mares, pode-se empregar o seguinte equilíbrio
químico:
CaCO3 ( s ) + CO2 ( g) + H2O ( ) Ca2 + ( aq) + 2HCO3− ( aq)
a) Descreva o mecanismo que explica o crescimento mais rápido dos recifes de coral em mares
cujas águas são transparentes.
b) Tomando como base o parâmetro solubilidade do CO2 em água, justifique por que ocorre a
formação de recifes de coral em mares de água quente.
Resolução:
a) Resposta sob o ponto de vista da Biologia. Os corais se desenvolvem melhor em águas
transparentes, pois estas deixam passar a luz necessária para que as algas que vivem
associadas aos corais realizem a fotossíntese. Esse processo produz matéria orgânica e oxigênio
necessários para a sobrevivência dos cnidários.
Resposta sob o ponto de vista da Química. Em águas transparentes há uma maior incidência
de luz, então as algas associadas aos pólipos de corais realizam fotossíntese consumindo o CO2,
isso faz com que o equilíbrio da reação desloque-se para a esquerda (princípio de Le Chatelier),
no sentido de formação do CaCO3, o qual é o principal constituinte inorgânico que entra na
formação das estruturas coralíneas.
CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(g) Ca2 +(aq) + 2HCO3−(aq)
esquerda
←

b) Resposta sob o ponto de vista da Química. A solubilidade de um gás em um líquido é
diretamente proporcional à sua pressão parcial numa dada temperatura constante (lei de
Henry).
Sabemos também que quanto maior a temperatura, menor a solubilidade de um gás em um
líquido. Consequentemente, com o aumento da temperatura da água (mares de água quente) a
solubilidade do CO2 irá diminuir, fazendo com que o equilíbrio da equação acima seja deslocado
no sentido de produção de CaCO3, aumentando a formação de recifes de coral.
03. (Unesp 2013) Leia a notícia publicada em janeiro de 2013.
China volta a registrar níveis alarmantes de poluição atmosférica
Névoa voltou a encobrir céu de cidades chinesas, como a capital Pequim.
Governo chinês emitiu alerta à população para os próximos dias.
(g1.globo.com)
O carvão mineral é a principal fonte de poluição do ar na China. Diariamente, o país queima
milhões de toneladas de carvão para produzir energia elétrica, aquecer as casas e preparar
alimentos. Além do carvão, o aumento do número de carros movidos a gasolina tem papel
significativo no agravamento da poluição atmosférica.
Entre as substâncias que poluem o ar da China estão o SO2 e compostos relacionados. Considere
as equações seguintes:
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(1) 2 SO2 ( g) + O2 ( g) 2 SO3 ( g)
(2) SO3 ( g) + H2O ( g) H2SO4 ( g)
Escreva a equação química que expressa a constante de equilíbrio para a reação (1). Sabendo que
uma usina de geração de energia elétrica movida a carvão liberou SO2 suficiente para formar 1 kg
de SO3 e considerando a reação (2), calcule a massa de H2SO4, em g, que se forma quando há
vapor de água suficiente para reagir completamente com a quantidade de SO3 liberada pela usina.
Resolução:
Equações que podem expressar a constante de equilíbrio:
K=
[SO3 ]2
[SO2 ]2 [O2 ]
ou KP =
p2SO3
p2SO2 × pO2
Estequiometria da reação:
SO3 (g) + H2O( ) → H2SO4 (g)
80 g
1000 g
98 g
mH2SO4
mH SO = 1225 g
2
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04. (Ufpr 2013) O ácido fosfórico é um ácido inorgânico utilizado comumente como reagente e
possui diversas aplicações, como aditivo em refrigerantes, solução de limpeza de dentes etc. O
ácido fosfórico possui até três hidrogênios ionizáveis. Na tabela a seguir, estão relacionados os
valores de Ka e pKa a 25°C.
Ka
H3PO4
7,25 × 10
−3
pKa
2,12
H2PO4 −
6,31× 10−8
7,21
HPO4
2−
3,98 × 10
−13
12,67
a) Considere que inicialmente se tenha um grande volume de solução 0,1 mol.L–1 de ácido
fosfórico. O pH dessa solução foi ajustado com um pequeno volume de solução de hidróxido de
sódio até o valor de 2,12. Admita que não houve variação significativa de massa e volume da
solução (e a quantidade de hidróxido de sódio pode ser desprezada nos cálculos). Calcule a
concentração total de íons presentes nessa solução.
b) A respeito do efeito ebuliométrico da solução do item a, calcule qual seria o incremento
esperado na temperatura de ebulição. Admita que a solução é diluída e a concentração molar é
igual à molal. A quantidade de hidróxido de sódio adicionada pode ser desprezada nos cálculos.
Dados: ∆t e = K e Wi; i = 1 + α ( q − 1) ; K e = 0,52 °C.kg.mol−1.
Resolução:
a) Levando-se em conta, apenas, a equação da primeira etapa de ionização e sua constante ácida:
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H3PO4 → H+ + H2PO4 −
Ka =
[H PO ]
[H+ ][H2PO4 − ]
⇒ [H+ ] = 3 4 × K a
[H3PO4 ]
[H2PO4 − ]
Aplicando -log, vem:
 [H PO ]

− log[H+ ] = − log  3 4 × K a 
 [H PO − ]

 2 4

[H3PO4 ] = 0,1 − [H2PO 4 − ], então :
(
)
 0,1 − [H PO − ]

2
4


− log[H ] = − log 
× Ka 
[H2PO4 − ]




+
0,1 − [H2PO4 − ] )
(
pH = − log
− logK
a
[H2PO 4 − ]
(
)
pK a
−
−
pH
a
= − log 0,1 − [H2PO4 ] + log[H2PO 4 ] − pK
2,12
2,12
(
)
2,12 − 2,12 = − log 0,1 − [H2PO 4 − ] + log[H2PO 4 − ]
(
)
0 = − log 0,1 − [H2PO 4 − ] + log[H2PO 4 − ]
(
)
log 0,1 − [H2PO 4 − ] = log[H2PO 4 − ]
0,1 − [H2PO 4 − ] = [H2PO 4 − ]
2[H2PO 4 − ] = 0,1
[H2PO 4 − ] = 0,05 mol / L
Voltando à equação inicial:
H3PO4 → H+ + H2PO4 −
[H+ ][H2PO4 − ]
Ka =
[H3PO4 ]
e fazendo [H3PO4 ] = 0,1 − [H2PO4 − ], teremos :
Ka =
[H+ ][H2PO4 − ]
0,1 − [H2PO4 − ]
Como descobrimos que [H2PO4 − ] = 0,5 mol / L, vem :
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Ka =
[H+ ][H2PO 4 − ]
0,1 − [H2PO 4 − ]
7,25 × 10
−3
[H+ ] × 0,05
[H+ ] × 0,05
−3
=
⇒ 7,25 × 10 =
0,1 − 0,05
0,05
[H+ ] = 7,25 × 10 −3 mol / L
Concentração total dos íons = [H+ ] + [H2PO−4 ]
Concentração total dos íons = 7,25 × 10−3 mol / L + 0,05 mol/L
Concentração total dos íons = 7,25 × 10−3 mol / L + 50 × 10−3 mol / L
Concentração total dos íons = 57,25 × 10−3 mol / L = 5,275 × 10−2 mol / L
b) No cálculo do efeito ebuliométrico a quantidade total de partículas é levada em consideração.
[H3PO4 ] = 0,05 mol / L
[H2PO4 − ] = 0,05 mol / L
[H+ ] = 7,25 × 10−3 mol / L
Total ≈ 107,25 × 10 −3 mol / L ≈ 0,107 mol / L
1 mol / kg (partículas)
0,52 °C
0,107 mol / kg (partículas)
∆T
∆T = 0,05564 °C
05. (Fatec 2013) 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 Haber-Bosch.
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.
(nautilus.fis.uc.pt/spf/DTE/pdfs/fisica_quimica_a_11_homol.pdf Acesso em: 28.09.2012.)
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.
Resolução: alternativa D

A constante de equilíbrio  K c =


[NH3 ]2 
 é maior a 400°C do que a 500°C, conforme o gráfico
[N2 ][H2 ]3 
demonstra.
06. (Fuvest 2013) A uma determinada temperatura, as substâncias HI, H2 e I2 estão no estado
gasoso. A essa temperatura, o equilíbrio entre as três substâncias foi estudado, em recipientes
fechados, partindo-se de uma mistura equimolar de H2 e I2 (experimento A) ou somente de HI
(experimento B).
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Pela análise dos dois gráficos, pode-se concluir que
a) no experimento A, ocorre diminuição da pressão total no interior do recipiente, até que o
equilíbrio seja atingido.
b) no experimento B, as concentrações das substâncias (HI, H2 e I2) são iguais no instante t1.
c) no experimento A, a velocidade de formação de HI aumenta com o tempo.
d) no experimento B, a quantidade de matéria (em mols) de HI aumenta até que o equilíbrio seja
atingido.
e) no experimento A, o valor da constante de equilíbrio (K1) é maior do que 1.
Resolução: alternativa E
Teremos:
K1 =
[Pr odutos]
>1
[Re agentes]
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K2 =
[Pr oduto]
<1
[Re agente]
A pressão total se mantém constantes durante o experimento, pois a pressão parcial é
proporcional à concentração dos componentes gasosos.
No experimento B teremos em t1 :
[HI] > [H2 ] = [I2 ] .
No experimento A, a velocidade de formação de HI é constante com o passar do tempo.
No experimento B, a quantidade de matéria de HI diminui até que o equilíbrio seja atingido.
07. (Ufsj 2013) A equação química abaixo representa a dissociação do PC 5
PC 5( g ) PC 3( g ) + C 2( g )
Para se deslocar o equilíbrio para a direita, deve-se
a) adicionar um catalisador.
b) diminuir a pressão do sistema.
c) diminuir a concentração de PC 5
d) aumentar a concentração de C 2
Resolução: alternativa B
Para se deslocar o equilíbrio para a direita, deve-se diminuir a pressão do sistema (pressão e
volume são grandezas inversamente proporcionais):
diminuição
da pressão

→ PC
PC 5( g) ←

3( g ) + C 2( g)
aumento
1 mol
1 volume
da pressão
2 mols
2 volumes
08. (Ufpr 2013) Muitas pessoas têm como hobby manter aquários plantados que retratam
paisagens aquáticas de rios e lagos. Existem equipamentos e suprimentos específicos para esses
aquários, sendo os mais comuns: lâmpadas que simulam o espectro solar, suprimento
(borbulhador) de gás carbônico e termostatos. Na figura a seguir, está esquematizado um aquário
desse tipo.
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O equilíbrio que envolve o gás carbônico em água está descrito a seguir:
CO2 ( g ) + H2O ( ) HCO3 − ( aq ) + H+ ( aq ) CO3 2− ( aq ) + 2H+ ( aq )
a) Nos períodos noturnos, quando as lâmpadas são desligadas, caso se mantenha o
borbulhamento de gás carbônico, o que ocorrerá com o pH do aquário? Explique.
b) Em condições adequadas de luz e suprimento de gás carbônico, caso a temperatura se eleve em
alguns °C, ocorrerá variação do pH? Caso ocorra, qual será a alteração?
Resolução:
a) Nos períodos noturnos, quando as lâmpadas são desligadas, caso se mantenha o
borbulhamento de gás carbônico o equilíbrio será deslocado para a direita e a concentração de
cátions H+ aumentará, consequentemente o pH diminuirá.
direita
direita

→ HCO3 − ( aq ) + H+ ( aq ) ←

→ CO32− ( aq ) + 2H+ ( aq )
CO2 ( g) + H2O ( ) ←


aumenta
aumenta
b) A solubilidade do gás carbônico diminuirá com a elevação da temperatura, consequentemente o
equilíbrio deslocará para a esquerda, a concentração de cátions H+ diminuirá e o pH aumentará.
CO2 ( g )

→ HCO3 − ( aq ) + H+ ( aq ) ←

→ CO32− ( aq ) + 2H+ ( aq )
+ H2O ( ) ←


esquerda
esquerda
A concentração
diminui com a
elevação da
temperatura
diminui
09. (Ufrgs 2013) O sulfeto de cádmio, CdS, é um sal pouco solúvel, e o gás sulfídrico, H2S,
comporta-se, em solução aquosa, como um ácido muito fraco.
Considere as afirmações abaixo sobre o acréscimo de CdS à água.
I. A solução é básica.
II. A adição de H2S aumenta a concentração de íons cádmio em solução.
III. A adição de ácido forte à solução provoca a liberação de gás sulfídrico.
Quais estão corretas?
a) Apenas I.
b) Apenas II.
c) Apenas III.
d) Apenas I e III.
e) Apenas II e III.
Resolução: alternativa D
Análise das afirmações:
[I] Correta. A solução é básica:
CdS + H2O H2S(g) + Cd2+ +
−
2OH
meio básico
[II] Incorreta. A adição de H2S diminui a concentração de íons cádmio em solução:
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→ H2S(g) + Cd2+ +
CdS + H2O ←
deslocamento
para a esquerda
devido à adição
de H2S
adição
−
2OH
meio básico
[III] Correta. A adição de ácido forte à solução provoca a liberação de gás sulfídrico, pois ocorre o
consumo de ânions hidróxido do meio.
deslocamento
para a direita
devido ao
consumo de OH−

→ H2S(g) + Cd2+ +
CdS + H2O ←

−
2OH
consumido
pelo ácido forte
10. (Uepg 2013) NH3 , O2 , NO e H2O encontram-se misturados em um meio reacional em
equilíbrio, que pode ser expresso pela equação:
4NH3( g) + 5 O2( g ) 4NO( g ) + 6H2 O( g)
Mantendo-se a temperatura e o volume constantes, e considerando-se alterações que podem
ocorrer neste equilíbrio e os possíveis efeitos, assinale o que for correto.
01) A adição de NO não provoca mudança na quantidade H2O no meio reacional.
02) A adição de NO provoca um aumento na concentração de O2 .
04) A remoção de O2 provoca um aumento na concentração de NH3 .
08) A adição de NH3 faz com que haja um aumento no valor da constante de equilíbrio da reação,
Kc .
16) A remoção de NO provoca uma diminuição na concentração de NH3 .
Resolução:
02 + 04 + 16 = 22.
01) Falsa. A adição de NO provoca aumento da velocidade da reação inversa, o que acarretará
deslocamento de equilíbrio para a esquerda. Esse deslocamento provocará diminuição na
quantidade de água, pois estimulará seu consumo.
02) Verdadeira. O deslocamento para a esquerda provoca aumento na produção de O2,
aumentando sua concentração.
04) Verdadeira. A remoção de O2 provocará deslocamento para a direita, de acordo com o princípio
de Le Chatelier. Esse deslocamento provocará aumento na concentração de NH3.
08) Falsa. O valor de Kc somente será alterado por mudanças de temperatura no sistema.
16) Verdadeira. A remoção de NO causa deslocamento para a direita, o que estimulará o consumo
de NH3.
11. (Ibmecrj 2013) Num recipiente fechado, de volume constante, hidrogênio gasoso reage com
excesso de carbono sólido, formando gás metano, como descrito na equação:
C(s) + 2H2(g) ↔ CH4(g)
Essa reação foi realizada em duas temperaturas, 800 a 900 K e, em ambos os casos, a
concentração de metano foi monitorada, desde o inicio do processo, até certo tempo após o
equilíbrio ter sido atingido. O gráfico apresenta os resultados desse experimento:
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Após as informações, foram feitas algumas considerações. Assinale a alternativa que indica
considerações corretas:
I. A adição de mais carbono, após o sistema atingir o equilíbrio, favorece a formação de mais gás
metano.
II. A reação de formação do metano é exotérmica.
III. O número de moléculas de metano formadas é o mesmo de moléculas de hidrogênio
consumidas na reação.
IV. O resfriamento do sistema em equilíbrio de 900 K para 800 K provoca uma diminuição da
concentração de metano.
a) I
b) II
c) I e II
d) II e III
e) III
Resolução: alternativa B
A reação de formação do metano é exotérmica, pois, verifica-se pelo gráfico que a concentração de
metano é maior a 800 K do que a 900 K:
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12. (Uem 2013) Analise os seguintes sistemas em equilíbrio e assinale o que for correto.
I. C ( s ) + H2 O ( g) CO ( g) + H2 ( g)
II. H2 ( g ) + Br2 ( g ) 2HBr ( g)
01) No sistema I, tem-se uma reação de equilíbrio químico heterogêneo.
02) Um aumento da pressão do sistema II não altera a condição de equilíbrio da reação.
04) Se um aumento da temperatura do sistema I desloca a reação no sentido de formação de CO e
H2, a reação no sentido direto é endotérmica.
08) Para deslocar o equilíbrio no sentido da produção de CO e H2, podemos adicionar carvão ao
sistema.
16) Devido a todos os componentes do sistema II serem gasosos, o Kp para essa reação é
independente da temperatura.
Resolução: 01 + 02 + 04 = 07.
Análise das afirmações:
[01] Correta. No sistema I, tem-se uma reação de equilíbrio químico heterogêneo, pois existem dois
estados de agregação no sistema (sólido e gasoso).
[02] Correta. Um aumento da pressão do sistema II não altera a condição de equilíbrio da reação,
pois o número de mols de gás é igual dos dois lados do equilíbrio.
II. H2 ( g) + Br2 ( g ) 2HBr ( g )
2 mols
2 mols
[04] Correta. Se um aumento da temperatura do sistema I desloca a reação no sentido de
formação de CO e H2, a reação no sentido direto é endotérmica, pois é favorecida com a
elevação da temperatura, ou seja, absorve calor neste sentido.
[08] Incorreta. Substâncias no estado sólido não deslocam o equilíbrio.
I. C ( s ) + H2O ( g) CO ( g) + H2 ( g)
K=
[CO] × [H2 ]
[H2O ( g) ]
[16] Incorreta. A constante de equilíbrio depende da temperatura do sistema.
13. (Espcex (Aman) 2013) Considere a seguinte reação química em equilíbrio num sistema
fechado a uma temperatura constante:
1H2 O( g ) + 1C( s ) + 31,4 kcal 1CO( g ) + 1H2( g)
A respeito dessa reação, são feitas as seguintes afirmações:
I. A reação direta trata-se de um processo exotérmico;
II. O denominador da expressão da constante de equilíbrio em termos de concentração molar (K c )
é igual a [H2O] ⋅ [C];
III. Se for adicionado mais monóxido de carbono
( CO( g) )
ao meio reacional, o equilíbrio será
deslocado para a esquerda, no sentido dos reagentes;
IV. O aumento na pressão total sobre esse sistema não provoca deslocamento de equilíbrio.
Das afirmações feitas, utilizando os dados acima, está(ão) correta(s):
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a) Todas.
b) apenas I e II.
c) apenas II e IV.
d) apenas III.
e) apenas IV.
Resolução: alternativa D
Análise das afirmações:
I. Incorreta. A reação direta trata-se de um processo endotérmico, pois ocorre a absorção de 31,4
kcal pelos reagentes.
II. Incorreta. O denominador da expressão da constante de equilíbrio em termos de concentração
molar (K c ) é igual a [H2O].
KC =
[CO][H2 ]
[H2O]
III. Correta. Se for adicionado mais monóxido de carbono ( CO( g) ) ao meio reacional, o equilíbrio
será deslocado para a esquerda, no sentido dos reagentes.
→
1H2O( g) + 1C( s ) + 31,4 kcal ←
Deslocamento
para a esquerda
1CO( g)
+ 1H2( g)
Aumento da
concentração
IV. Incorreta. O aumento na pressão total sobre esse sistema desloca o equilíbrio no sentido do
menor número de mols de gás (menor volume), ou seja, para a esquerda:
1H2O( g) + 1C( s ) 1CO( g) + 1H2( g)
1 mol
de gás
2 mols de gás
1 mol 2 mols
1 volume 2 volumes
Elevação da pressão (P ↑ ×V ↓ = K):

→ 2 mols
1 mol ←

Esquerda

→ 2 volumes
1 volume ←

Esquerda
14. (Ita 2013) A reação química de um ácido fraco (com um hidrogênio dissociável) com uma base
forte produziu um sal. Uma solução aquosa 0,050 mol ⋅ L−1 desse sal puro é mantida à temperatura
constante de 25°C. Admitindo-se que a constante de hidrólise do sal é K h, 25°C = 5,0 × 10−10 ,
determine o valor numérico da concentração, em mol ⋅ L−1, do íon hidróxido nessa solução aquosa.
Resolução:
A reação química de um ácido fraco (com um hidrogênio dissociável; HA) com uma base forte
(COH) produziu um sal (CA), então teremos uma hidrólise do tipo sal derivado de ácido fraco +
base forte.
Generalizando:
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CA + H2O HA + COH
C+ + A − + H2O HA + C+ + OH−
A − + H2O HA + OH−
Kh =
[HA][OH− ]
[A − ]
M = mol / L
A − + H2O HA + OH−
0,050M
0
0
−η
+η
+η
+η
+η
(0,050 − η)
( η deve ser desprezado, pois seu
(início)
(durante)
(equilíbrio)
valor é muito pequeno)
Como,
A − + H2O HA + OH−
Kh =
[HA][OH− ]
[A − ]
Vem:
K h, 25°C = 5,0 × 10−10
5,0 × 10 −10 =
η× η
0,050
η2 = 0,25 × 10 −10 = 25 × 10−12
η = 25 × 10−12 = 5,0 × 10−6 mol / L
η = [OH− ] = 5,0 × 10−6 mol / L
15. (Pucrj 2013) O NO pode ser produzido, numa certa temperatura, como indicado na equação
termoquímica abaixo:
4 NH3( g ) + 5 O2( g) 4 NO( g) + 6 H2O( g)
∆H = -900 kJ
Sobre a reação, é correto afirmar que:
a) ela é endotérmica na formação de NO e H2O.
b) ela requer 900 kJ de energia na formação de 1 mol de NO.
c) em temperaturas mais baixas aumenta o rendimento da formação de NO e H2O.
d) ao alcançar o equilíbrio, a expressão da constante de equilíbrio, em função das pressões
parciais, será KP = {[H2O] x [NO]} / {[O2] x [NH3]}.
e) se trata de um equilíbrio heterogêneo.
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Resolução: alternativa C
Comentários das alternativas:
[A] Falsa. O sinal negativo da variação de entalpia refere-se a uma reação exotérmica.
[B] Falsa. 900 kJ de energia são liberados na formação de 4 mols de NO(g).
[C] Verdadeira. Como a reação direta é exotérmica, ela é favorecida pela diminuição de
temperatura do sistema, isto é, uma diminuição na temperatura desloca o equilíbrio para a
direita.
[D] Falsa. A expressão correta da constante de equilíbrio em função das pressões é:
Kp =
pNO4 ⋅ pH2O6
pNH3 4 ⋅ pO25
.
[E] Falsa. O equilíbrio é homogêneo, pois apresenta todos os seus constituintes na mesma fase,
gasosa.
TEXTO PARA A PRÓXIMA QUESTÃO:
Considere o equilíbrio químico abaixo:
H2PO4−(aq) + NH3(aq) HPO42−(aq) + NH4 +(aq)
16. (Pucrj 2013) Cristais de cloreto de amônio são adicionados a uma solução aquosa contendo
as espécies presentes no equilíbrio.
Após a dissolução total do sal e o restabelecimento de uma nova situação de equilíbrio, é correto
afirmar, sobre as concentrações das espécies nesse novo equilíbrio, que:
a) elas não se alteraram, pois as concentrações são constantes.
b) há um aumento da concentração de H2PO4−
c) há diminuição da concentração de NH3
d) há um aumento da concentração de HPO42−
e) há diminuição da concentração de NH4 +
Resolução: alternativa B
Cloreto de amônio: NH4 C.
NH4 C → NH+4 + C −
2−
+

→
H2PO4 −(aq) + NH3(aq) ←
 HPO4 (aq) + NH4 (aq)
Esquerda
Aumenta a
concentração
Aumenta
a concentração
17. (Uepb 2013)
Contrastes de Várzea Alegre
(Composição: Zé Clementino e Luiz Gonzaga)
Elegeram pra prefeito
Numa só semana
Quatro nobres cidadãos
Meu amigo em minha terra
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Já pegou fogo no gelo
Apagaram com carbureto
Foi o maior desmantelo
A partir do texto, extrato da música “Contrastes da Várzea Alegre”, responda à(s) questão(ões).
Considerando que a reação é exotérmica e o princípio de Le Chatelier, qual a condição em que é
possível, mesmo que não executável, permitir a partir do etino produzir carbeto de cálcio?
a) Aumento da quantidade de água adicionada ao carbeto de cálcio.
b) Borbulhar etino no hidróxido de cálcio e fornecimento de energia do universo ao sistema.
c) Borbulhar etino no hidróxido de cálcio e fornecimento de energia do sistema ao universo.
d) Fornecimento de energia do universo ao sistema.
e) Fornecimento de energia do sistema ao universo.
Resolução: alternativa B
Teremos:
reação
exotérmica

→ Ca(OH)2(aq) + C2H2(g) + calor
CaC2(s) + 2H2O( ) ←

reação
carbeto de
cálcio
endotérmica
hidróxido
de
cálcio
gás
acetileno
(etino)
O borbulhamento de etino desloca o equilíbrio para a esquerda (no sentido da produção do
carbeto de cálcio). Como a reação direta é exotérmica (libera calor), conclui-se que a inversa é
endotérmica, isto significa que ela absorve energia.
18. (Ufmg 2012) Na estrutura do metabólito I, há dois grupos com características acidobásicas: o
+
pKa do grupo COOH é de 4, 2; e pKa do grupo guanidino protonado, [ −NH − C(NH2 )2 ] , é de 13,1.
Sabe-se que grupos com pKa menor que 7 se apresentam desprotonados em pH = 7, e que os com
pKa maior que 7 se apresentam protonados.
Represente a estrutura do estado de protonação mais provável do metabólito I em pH fisiológico
de 7,4.
Observação: nessa representação, utilize apenas fórmulas estruturais de traços e/ou linhas.
Resolução:
Pelas informações do enunciado, teremos:
• O pKa do grupo COOH é de 4, 2 (o grupo é ácido e cede o próton (H+)).
+
• O pKa do grupo guanidino protonado, [ −NH − C(NH2 )2 ] , é de 13,1 (o grupo é básico e recebe o
próton (H+)).
Então:
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19. (Unb 2012) Em um frasco de 1,0 L, foram colocados, a determinada temperatura, 0,880 g de
N2O e 1,760 g de O2 gasosos, para reagir. Após se estabelecer o equilíbrio químico, foi formado
1,012 g de gás NO2. Considerando essas condições, calcule a concentração molar de equilíbrio do
O2 e multiplique o resultado por 104. Despreze, caso exista, a parte fracionária do resultado
obtido, após ter efetuado todos os cálculos solicitados.
Resolução:
Teremos:
Em 1 L, teremos :
nN O = 0,22 mol
2
nO2 = 0,055 mol
nNO2 = 0,02 mol
3N2O
+
0,02 mol
3O2
0,055 mol
−0,0165 mol − 0,0165 mol
0,0035 mol
0,0385 mol
4NO2
0 mol (início)
+ 0,022 mol (durante)
0,022 mol (equilíbrio)
Restarão 0,0385 mol de oxigênio no sistema.
4
Multiplicando por 104: 0,0385 × 10 = 385 mol/L.
20. (Ufjf 2012) A síntese da amônia foi desenvolvida por Haber-Bosh e teve papel importante
durante a 1ª Guerra Mundial. A Alemanha não conseguia importar salitre para fabricação dos
explosivos e, a partir da síntese de NH3, os alemães produziam o HNO3 e deste chegavam aos
explosivos de que necessitavam. A equação que representa sua formação é mostrada abaixo:
3H2(g) + N2(g) 2NH3(g)
a) A partir da equação química para a reação de formação da amônia, descrita acima, e sabendo
que a reação apresenta ∆H < 0, o que aconteceria com o equilíbrio, caso a temperatura do sistema
aumentasse?
b) Calcule a variação de entalpia da formação da amônia, a partir das energias de ligação
mostradas na tabela a seguir, a 298K:
Ligação
H−H
N≡N
H−N
Energia de
Ligação (kJ.mol1)
436
944
390
c) Suponha que a uma determinada temperatura T foram colocados, em um recipiente de 2,0
litros de capacidade, 2,0 mols de gás nitrogênio e 4,0 mols de gás hidrogênio. Calcule o valor da
constante de equilíbrio, Kc, sabendo que havia se formado 2,0 mols de amônia ao se atingir o
equilíbrio.
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d) Considere que a lei de velocidade para a reação de formação da amônia é v = k [H2 ]3 [N2 ]. Calcule
quantas vezes a velocidade final aumenta, quando a concentração de nitrogênio é duplicada e a de
hidrogênio é triplicada, mantendo-se a temperatura constante.
Resolução:
a) Como a reação de formação de amônia é exotérmica, com a elevação da temperatura o
equilíbrio deslocaria no sentido endotérmico, ou seja, para a esquerda.

→ 2NH3(g) + calor
3H2(g) + N2(g) ←

esquerda
b) Teremos:
3
1
H2(g) + N2(g) 1NH3(g)
2
2
3
3
+ × (H − H) = + ( × 436) kJ (quebra)
2
2
1
1
+ × (N ≡ N) = + ( × 944) kJ (quebra)
2
2
− 3 × (N − H) = − (3 × 390) kJ (formação)
( + 654 + 472 − 1170) kJ = − 44 kJ
ΔHformação (NH ) = − 44 kJ
3
c) Teremos:
3H2(g) + N2(g) 2NH3(g)
−
4 mol
2 L
2 mol
2 L
3 mol
2 L
−
1 mol
2 L
KC =
KC =
1 mol
2 L
0 (início)
+
1 mol
2 L
2 mol
2 L
(início)
2 mol
2 L
(início)
[NH3 ]2
[H2 ]3 [N2 ]1
2
 
2
3
2
1
= 16
 1  1
   
2 2
d) A velocidade final aumenta 54 vezes:
vincial = k[H2 ]3 [N2 ]1
v final = k(3[H2 ]3 )(2[N2 ]1 )
v final = 27k[H2 ]3 × 2[N2 ]1 ⇒ v final = (27 × 2)k[H2 ]3 [N2 ]1
v final = 54 × k[H2 ]3 [N2 ]1
v final = 54 × v incial
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