Exercícios de Aprofundamento – 2015 – Qui – Equilibrio Quimico
1. (Fgv 2015) Os automóveis são os principais poluidores dos centros urbanos. Para diminuir a
poluição, a legislação obriga o uso de catalisadores automotivos. Eles viabilizam reações que
transformam os gases de escapamento dos motores, óxidos de nitrogênio e monóxido de
carbono, em substâncias bem menos poluentes.
Os catalisadores _______ a energia de ativação da reação no sentido da formação dos
produtos, _______ a energia de ativação da reação no sentido dos reagentes e _______ no
equilíbrio reacional.
No texto, as lacunas são preenchidas, correta e respectivamente, por:
a) diminuem … aumentam … interferem
b) diminuem … diminuem … não interferem
c) diminuem … aumentam … não interferem
d) aumentam … diminuem … interferem
e) aumentam … aumentam … interferem
2. (Unesp 2015) O ácido etanoico, popularmente chamado de ácido acético, é um ácido fraco
e um dos componentes do vinagre, sendo o responsável por seu sabor azedo. Dada a
constante de ionização, K a , igual a 1,8  105, assinale a alternativa que apresenta a
concentração em mo  L1 de H em uma solução deste ácido de concentração
2,0  102 mo  L1.
a) 0,00060 mo  L1
b) 0,000018 mo  L1
c) 1,8 mo  L1
d) 3,6 mo  L1
e) 0,000060 mo  L1
3. (Unifesp 2015) Um esquema com a escala de pH do nosso sangue está representado na
figura. O pH do sangue é mantido por volta de 7,4, devido à ação de vários tampões, que
impedem a acidose e a alcalose.
O principal tampão do plasma sanguíneo consiste de ácido carbônico e íon
hidrogenocarbonato. A equação que representa o equilíbrio é:
CO2 (g)  H2O( )
H2CO3 (aq)
H (aq)  HCO3 (aq)
a) Quando uma pessoa prende a respiração por alguns segundos, há uma variação no pH do
seu sangue. Nessa situação, ocorre alcalose ou acidose? Com base no equilíbrio reacional,
justifique sua resposta.
b) Explique como a presença de uma substância básica no sangue altera a concentração de
íons hidrogenocarbonato. Represente a fórmula estrutural deste íon.
4. (Ita 2015) Considere as seguintes reações químicas e respectivas constantes de equilíbrio:
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N2 (g)  O2 (g)
2NO(g)  O2 (g)
2NO(g)
2NO2 (g)
1
N2 (g)  O2 (g)
2
NO2 (g)
K1
K2
K3
Então, K 3 é igual a
1
a)
.
K
 1K 2 
b)
c)
1
 2K1K 2 
.
1
.
 4K1K 2 
 1 
d) 

 K1K 2 
1
2
.
2
 1 
e) 
 .
 K1K 2 
5. (Mackenzie 2015) Determine, respectivamente, o pH e a constante de ionização de uma
solução aquosa de um ácido monocarboxílico 0,01M, a 25C, que está 20% ionizado, após
ter sido atingido o equilíbrio.
Dado: log2  0,3
a) 3,3 e 5  104.
b) 2,7 e 2  103.
c) 1,7 e 5  104.
d) 2,7 e 5  104.
e) 3,3 e 2  103.
6. (Fuvest 2015) Coloca-se para reagir, em um recipiente isolado e de volume constante, um
mol de gás hidrogênio e um mol de vapor de iodo, ocorrendo a formação de HI (g), conforme
representado pela equação química
H2 (g)  I2 (g)
2HI (g)
Atingido o equilíbrio químico, a uma dada temperatura (mantida constante), as pressões
parciais das substâncias envolvidas satisfazem a igualdade
PHI 2
PH2  PI2
 55
a) Calcule a quantidade de matéria, em mol, de HI (g) no equilíbrio.
b) Expresse o valor da pressão parcial de hidrogênio como função do valor da pressão total da
mistura, no equilíbrio.
7. (Ita 2015) Considere a reação química hipotética realizada em sistema fechado à pressão e
W  Z. Supondo que no início da
temperatura constantes representada pela equação X  Y
reação haja apenas os reagentes X e Y, e considerando um intervalo de tempo que se
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estende de t  0 até um instante t após o equilíbrio ter sido atingido, assinale a opção que
apresenta a variação da energia livre de Gibbs.
a)
b)
c)
d)
e)
8. (Ita 2015) Considere uma reação genérica A  B
direta (D) e inversa (I) :
Sentido da reação
A  B  2C
2C  A  B
Constante de velocidade
kD
kI 
3
kD
2
2C e os dados cinéticos para a reação
Energia de ativação
Ea,D
Ea,I 
1
Ea,D
2
a) Desenhe o gráfico de energia potencial versus coordenada da reação direta.
b) Determine o valor numérico da constante de equilíbrio da reação.
c) Qual sentido da reação é endotérmico?
9. (Fgv 2015) Estudos ambientais revelaram que o ferro é um dos metais presentes em maior
quantidade na atmosfera, apresentando-se na forma do íon de ferro 3  hidratado,
[Fe(H2O)6 ]3 . O íon de ferro na atmosfera se hidrolisa de acordo com a equação
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[Fe(H2O)6 ]3  [Fe(H2O)5 OH]2  H
(Química Nova, vol. 25, nº. 2, 2002. Adaptado)
Um experimento em laboratório envolvendo a hidrólise de íons de ferro em condições
atmosféricas foi realizado em um reator de capacidade de 1,0L. Foi adicionado inicialmente
1,0mol de [Fe(H2O)6 ]3 e, após a reação atingir o equilíbrio, havia sido formado 0,05mol de
íons H . A constante de equilíbrio dessa reação nas condições do experimento tem valor
aproximado igual a
a) 2,5  101.
b) 2,5  103.
c) 2,5  104.
d) 5,0  102.
e) 5,0  103.
10. (Fuvest 2014) Algumas gotas de um indicador de pH foram adicionadas a uma solução
aquosa saturada de CO2, a qual ficou vermelha. Dessa solução, 5 mL foram transferidos para
uma seringa, cuja extremidade foi vedada com uma tampa (Figura I). Em seguida, o êmbolo da
seringa foi puxado até a marca de 50 mL e travado nessa posição, observando‐se liberação de
muitas bolhas dentro da seringa e mudança da cor da solução para laranja (Figura II). A tampa
e a trava foram então removidas, e o êmbolo foi empurrado de modo a expulsar totalmente a
fase gasosa, mas não o líquido (Figura III). Finalmente, a tampa foi recolocada na extremidade
da seringa (Figura IV) e o êmbolo foi novamente puxado para a marca de 50 mL e travado
(Figura V). Observou‐se, nessa situação, a liberação de poucas bolhas, e a solução ficou
amarela. Considere que a temperatura do sistema permaneceu constante ao longo de todo o
experimento.
a) Explique, incluindo em sua resposta as equações químicas adequadas, por que a solução
aquosa inicial, saturada de CO2, ficou vermelha na presença do indicador de pH.
b) Por que a coloração da solução mudou de vermelho para laranja ao final da Etapa 1?
c) A pressão da fase gasosa no interior da seringa, nas situações ilustradas pelas figuras II e V,
é a mesma? Justifique.
11. (Ita 2014) São feitas as seguintes comparações de valores de pK a de compostos
orgânicos:
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I. pK a  CH3COOH  pK a  C CH2COOH
II. pK a F3CCOOH  pK a  C 3CCOOH
III. pK a  CH3CH2CHC COOH  pK a  CH3CHC CH2COOH
Das comparações acima, está(ão) CORRETA(S) apenas
a) I.
b) I, II e III.
c) I e III.
d) II.
e) II e III.
12. (Enem PPL 2014) A formação de estalactites depende da reversibilidade de uma reação
química. O carbonato de cálcio (CaCO3 ) é encontrado em depósitos subterrâneos na forma
de pedra calcária. Quando um volume de água rica em CO2 dissolvido infiltra-se no calcário, o
minério dissolve-se formando íons Ca2 e HCO3 . Numa segunda etapa, a solução aquosa
desses íons chega a uma caverna e ocorre a reação inversa, promovendo a liberação de CO2
e a deposição de CaCO3 , de acordo com a equação apresentada.
Ca2 (aq)  2HCO3 (aq)
CaCO3 (s)  CO2 (g)  H2O( )
ΔH  40,94kJ mol
Considerando o equilíbrio que ocorre na segunda etapa, a formação de carbonato será
favorecida pelo(a)
a) diminuição da concentração de Íons OH no meio.
b) aumento da pressão do ar no interior da caverna.
c) diminuição da concentração de HCO3 no meio.
d) aumento da temperatura no interior da caverna.
e) aumento da concentração de CO2 dissolvido.
13. (Unesp 2014) Para a produção de energia, os mamíferos oxidam compostos de carbono
nos tecidos, produzindo dióxido de carbono gasoso, CO2 (g), como principal subproduto. O
principal meio de remoção do CO2 (g) gerado nos tecidos envolve sua dissolução em água,
seguida da reação do gás dissolvido com a água, sob a ação de um catalisador biológico, a
enzima anidrase carbônica, como representado a seguir.
H O
2 

CO2 (g) 
 CO2 (aq)  calor
catalisador
biológico

 HCO3 (aq)  H (aq)
CO2 (aq)  H2O( ) 

(etapa 1)
(etapa 2)
A respeito desse processo, é correto afirmar que
a) a reação de formação de HCO3 (aq) na etapa 2 só ocorre na presença do catalisador
biológico.
b) a concentração de CO2 (aq) não influi na acidez do meio.
c) a concentração de H+ (aq) aumenta com a elevação da temperatura.
d) a concentração de H+ (aq) não varia com a elevação da temperatura.
e) o aumento da concentração de CO2 (aq) aumenta a acidez do meio.
14. (Unicamp 2014) A equação abaixo mostra o equilíbrio químico em meio aquoso de uma
droga muito utilizada no tratamento de náuseas e vômitos e também como antialérgico. Essa
droga, dependendo da finalidade, pode ser comercializada na sua forma protonada (A) ou na
sua forma neutra (B).
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a) Sabendo-se que em meio aquoso a constante de equilíbrio para essa equação é igual a
1,2  109 , qual espécie estaria em maior concentração no intestino (cujo pH é igual a 8): a
protonada (A), a neutra (B) ou ambas estariam na mesma concentração? Justifique sua
resposta com base em cálculos matemáticos.
b) Supondo que a droga seria absorvida de forma mais completa e com melhor efeito
terapêutico se fosse mais solúvel em lipídios, qual forma seria preferível numa formulação, a
protonada ou a neutra? Justifique sua resposta em termos de interações intermoleculares.
15. (Mackenzie 2014) Considere o processo representado pela transformação reversível
equacionada abaixo.
A2(g)  B2(g)
2 AB(g)
ΔH  0
Inicialmente, foram colocados em um frasco com volume de 10 L, 1 mol de cada um dos
reagentes. Após atingir o equilíbrio, a uma determinada temperatura T, verificou-se
experimentalmente que a concentração da espécie AB(g) era de 0,10 mol/L.
São feitas as seguintes afirmações, a respeito do processo acima descrito.
I. A constante KC para esse processo, calculada a uma dada temperatura T, é 4.
II. A concentração da espécie A2(g) no equilíbrio é de 0,05 mol/L.
III. Um aumento de temperatura faria com que o equilíbrio do processo fosse deslocado no
sentido da reação direta.
Assim, pode-se confirmar que
a) é correta somente a afirmação I.
b) são corretas somente as afirmações I e II.
c) são corretas somente as afirmações I e III.
d) são corretas somente as afirmações II e III.
e) são corretas as afirmações I, II e III.
16. (Ime 2014) 1,0 mol de ácido acético é adicionado a uma solução de 1,0 mol de álcool
etílico e 36 g de água. Aguarda-se que o meio formado atinja o equilíbrio à temperatura Teq ,
quando se verifica que a sua composição contém 0,5 mol de éster e o restante de ácido
acético, etanol e H2O. Calcule quantos mols de éster poderiam ser formados no equilíbrio, à
mesma temperatura Teq , se 2,0 mols de etanol puro fossem misturados a 1,0 mol de ácido
acético num recipiente seco.
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Gabarito:
Resposta da questão 1:
[B]
Os catalisadores diminuem a energia de ativação da reação no sentido da formação dos
produtos, diminuem a energia de ativação da reação no sentido dos reagentes (criando um
caminho alternativo para a reação) e não interferem no equilíbrio reacional, ou seja, não
deslocam o equilíbrio químico.
Resposta da questão 2:
[A]
A partir da análise do equilíbrio, vem:
K a  1,8  105 ; [CH3COOH]  2,0  10 2 mo  L1
CH3COOH
H
2,0  102
0
 CH3COO 
0
início (mo  L1)
gasta
forma
forma
y
y
y
durante (mo  L1)
( 2,0  102  y)
y
y
equilíbrio (mo  L1)
 2,0102
Ka 
[H ][CH3COO ]
[CH3COOH]
1,8  105 
yy
2,0  102
y 2  1,8  105  2,0  102  36  108
y  [H ]  36  108  6,0  104
[H ]  6,0  104  0,00060 mo  L1
Resposta da questão 3:
a) Quando uma pessoa prende a respiração ocorre aumento na concentração de gás
carbônico (CO2 ). O equilíbrio desloca para a direita.
direita
direita

 H2CO3 (aq) 

 H (aq)  HCO3 (aq)
CO2 (g)  H2O( ) 


aumenta;
pH diminui
aumenta
O pH do sangue diminui e ocorre acidose.
b) Com a adição de uma substância básica o equilíbrio desloca para a direita devido ao
consumo de cátions H . Consequentemente a concentração de ânions HCO3 no sangue
aumenta.
direita
direita

 H2CO3 (aq) 

 H (aq)  HCO3 (aq)
CO2 (g)  H2O( ) 


diminui
devido
à presença
de OH
aumenta
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Exercícios de Aprofundamento – 2015 – Qui – Equilibrio Quimico
Fórmula estrutural do ânion HCO3 :
Resposta da questão 4:
[D]
A partir das reações fornecidas, vem:
N2 (g)  O2 (g)
2NO(g)
K1 
[NO]2
[N2 ][O2 ]
2NO(g)  O2 (g)
K2 
2NO2 (g)
[NO2 ]2
[NO]2 [O2 ]
1
N2 (g)  O2 (g)
2
NO2 (g)
1
[N ] 2 [O2 ]
K3  2
[NO2 ]
Relacionando as constantes, teremos:
K1  K 2 
K1  K 2 
[NO]2
[N2 ][O2 ]

[NO2 ]2
[NO]2 [O2 ]
[NO2 ]2
[N2 ][O2 ]2
[N2 ][O2 ]2
1

K1  K 2
[NO2 ]2
1
1

1  2 [N2 ] 2 [O2 ]

 
[NO2 ]
 K1  K 2 
K3
Conclusão:
1

1 2
K3  

 K1  K 2 
Resposta da questão 5:
[D]
Teremos:
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Exercícios de Aprofundamento – 2015 – Qui – Equilibrio Quimico
H  E
HE
K ionização 
α 2  [HE]
(1  α )
K ionização 
(0,20)2  0,01
(1,00  0,20)
K ionização 
4,0  104
0,80
K ionização  5  104
[H ]  α  [HE]
[H ]  0,20  0,01  2,0  10 3
pH   log(2,0  10 3 )
pH  3  log2  3  0,3
pH  2,7
Resposta da questão 6:
a) Teremos:
H2 (g)  I2 (g)
2HI (g)
1 mol
1 mol
0
x
x
2x
(durante  estequiometria)
(início)
(1  x)
(1  x)
2x
(equilíbrio)
Δn
KP  K eq  (RT)
KP 
(PHI )2
 55
PH2  PI2
Δn  2  (1  1)  0
55  K eq  (RT)0
K eq  55
(2x)2
 55
(1  x)  (1  x)
(2x)2
(1  x)2
 55
Extraindo a raiz quadrada, vem:
(2x)2
(1  x)2
 55
(2x)
(2x)
 7,416 
 7,416
(1  x)
(1  x)
2x  7,416  7,416x
9,416x  7,416
x
7,416
 0,78759  0,79
9,416
nHI  2x  2  0,79  1,58
nHI  1,58 mol
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b) Valor da pressão parcial de hidrogênio como função do valor da pressão total da mistura no
equilíbrio:

H2 (g)
I2 (g)
2HI (g)
(1  x)
(1  x)
2x
(equilíbrio)
(1  0,79)
(1  0,79)
1,58
(equilíbrio)
0,21
1,58
(equilíbrio)
0,21
nmistura
XH2 
XH2 
PH2
Pmistura
nH2
nmistura
nH2
nmistura

PH2
Pmistura
PH2  Pmistura 
nH2
nmistura
0,21
0,21
 PH2  Pmistura 
(0,21  0,21  1,58)
2
PH2  Pmistura  0,105
PH2  Pmistura 
PH2  0,105  Pmistura
Resposta da questão 7:
[E]
A energia livre de Gibbs dos reagentes e produtos puros é maior do que do que a energia livre
de Gibbs no equilíbrio.
O gráfico que indica a menor energia livre de Gibbs em relação ao tempo é:
Resposta da questão 8:
a) Gráfico de energia potencial versus coordenada da reação direta:
Ea,D  energia de ativação da reação direta
1
Ea,D  energia de ativação da reação inversa
2
Ea,D  Ea,I
Conclusão : a reação é endotérmica.
Ea,I 
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Exercícios de Aprofundamento – 2015 – Qui – Equilibrio Quimico
b) Cálculo do valor numérico da constante de equilíbrio da reação:
Direta
 2C
A  B 
Inversa
[C]2
[A][B]
vDireta  kD [A][B]
K equilíbrio 
vInversa  kI [C]2
kI 
3
kD
2
vInversa 
3
kD [C]2
2
No equilíbrio vDireta  vInversa , então:
3
kD [A][B]  kD [C]2
2
[C]2
2

[A][B] 3
K equilíbrio 
2
3
c) O sentido direto é endotérmico, pois Ea,D  Ea,I .
Resposta da questão 9:
[B]
Teremos:
Gasta
Forma
3
[Fe(H2O)6 ]
 [Fe(H2O)5 OH]
1 mol / L
2

0
Forma

H
0
(início)
0,05 mol / L
 0,05 mol / L
 0,05 mol / L
(durante)
(1  0,05) mol / L
 0,05 mol / L
 0,05 mol / L
(equilíbrio)
0,95
K equilíbrio 
K equilíbrio 
[[Fe(H2O)5 OH]2 ]  [H ]
[[Fe(H2O)6 ]3 ]
0,05  0,05
 0,0026315  2,6  103
0,95
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Exercícios de Aprofundamento – 2015 – Qui – Equilibrio Quimico
Resposta da questão 10:
a) Equações químicas adequadas:
CO2 (g)
CO2 (aq)
CO2 (aq)  H2O( )
H2CO3 (aq)
H (aq)  HCO3 (aq)
De acordo com a reação química descrita pela equação acima se percebe que o meio fica
ácido. De acordo com o enunciado a solução ficou vermelha, isto significa que houve
saturação, ou seja, que o pH é inferior a 4,5 (vide tabela).
b) No final da etapa I se observou a liberação de muitas bolhas de gás carbônico, isto significa
que o equilíbrio foi deslocado para a esquerda e que a concentração de íons H diminui:

 CO2 (aq)
CO2 (g) 

esquerda

 H2CO3 (aq) 

 H (aq)  HCO3 (aq)
CO2 (aq)  H2O( ) 


esquerda
esquerda
Consequentemente o pH aumenta e supera 4,5. A solução muda da coloração vermelha
para laranja.
c) Foram feitas as seguintes observações:
Etapa 1: liberação de bolhas de gás carbônico e a solução ficou laranja.
Etapa 4: houve liberação de poucas bolhas e a solução ficou amarela.
Conclui-se que a pressão da fase gasosa no interior da seringa, nas situações ilustradas
pelas figuras II e V, não é a mesma:
P
V
cons tan te
P
V
cons tan te
 nCO2  R  T
cons tan te
 nCO2  R  T
cons tan te
nCO2  k  P
nCO2  k  P 
nCO2  k  P 
Resposta da questão 11:
[A]
pK a   logK a
pK a  logK a
K a  10pKa
Conclusão: quanto maior o valor de pK a , menor será o valor da constante ácida e mais fraco
será o ácido.
Teremos:
I. pK a  CH3COOH; mais fraco   pK a  C CH2COOH; mais forte 
Maior efeito indutivo devido à presença do cloro ligado à carboxila.
II. pK a F3CCOOH; mais forte   pK a  C 3CCOOH
O flúor é mais eletronegativo do que o cloro.
III. pK a  CH3CH2CHC COOH;mais forte   pK a  CH3CHC CH2COOH
O cloro está mais próximo da carboxila (CH3 CH2CHC COOH).
Resposta da questão 12:
[D]
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Endotérmico;
favorecido pelo
aumento da
temperatura

 CaCO3 (s)  CO2 (g)  H2O( ); ΔH  40,94kJ mol
Ca2 (aq)  2HCO3 (aq) 

Exotérmico;
favorecido pela
diminuição da
temperatura
A formação de carbonato será favorecida pelo aumento da temperatura, ou seja, o equilíbrio
será deslocado para a direita.
Resposta da questão 13:
[E]
Um aumento na temperatura diminui a concentração de gás carbônico na água (a solubilidade
de um gás diminui com a elevação da temperatura).
O aumento da concentração de CO2 (aq) aumenta a acidez do meio, pois desloca o equilíbrio
da etapa 2 para a direita, consequentemente elevando a concentração de cátions H (aq).
Deslocamento
para a direita

 HCO3 (aq)  H (aq)
CO2 (aq)  H2O( ) 

(etapa 2)
Elevação
da
concentração
Resposta da questão 14:
a) Teremos:
pH  8  [H ]  10 8 mol / L
A
H  B
1,2  109 
K eq  1,2  10 9
108 [B]
[A]
[B] 1,2  109

 1,2  101  0,12
[A]
108
0,12  1
[B]  [A] ou [A]  [B]
Conclusão: a concentração da forma A (protonada) é maior do que a concentração da forma
B (neutra).
b) A forma neutra seria absorvida de forma mais completa e com melhor efeito terapêutico em
lipídios (predominantemente apolares), pois é menos polarizada do que a forma protonada,
tendo em vista que semelhante tende a dissolver semelhante.
Resposta da questão 15:
[E]
A constante KC para esse processo, calculada a uma dada temperatura T, é 4.
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Exercícios de Aprofundamento – 2015 – Qui – Equilibrio Quimico

A 2(g)
B2(g)
2 AB(g)
0,10mol / L
0,10mol / L
0,05 mol / L
 0,05 mol / L
0,10 mol / L
0,05 mol / L
0,05 mol / L
0,10 mol / L
K eq 
2
0
(início)
(durante)
(equilíbrio)
2
[AB]
(0,10)

4
[A 2 ][B2 ] 0,05  0,05
A concentração da espécie A2(g) no equilíbrio é de 0,05 mol/L.
Um aumento de temperatura faria com que o equilíbrio do processo fosse deslocado no sentido
da reação direta (processo endotérmico).
endotérmico; T
 2AB
A 2(g)  B2(g) 
exotérmico; T
ΔH  0
Resposta da questão 16:
Cálculo do número de mols de água:
36
nH2O 
 2 mols
18
Então,
ácido acético  e tanol
e tanoato de etila  água
1,0 mol V
1,0 mol V
0,0 mol V
0,5 mol V
0,5 mol V
 0,5 mol V
 0,5 mol V (durante)
0,5 mol V
0,5 mol V
 0,5 mol V
 2,5 mol V (equilíbrio)
K eq 
[é tanoato de etila][água]
[ácido acético][e tanol]
K eq 
0,5 / V  2,5 / V
5
0,5 / V  0,5 / V
2,0 mol V (início)
2,0 mols de etanol puro são misturados a 1,0 mol de ácido acético num recipiente seco, com
isso temos uma nova situação:
ácido acético  e tanol
e tanoato de etila  água
1,0 mol V
2,0 mol V
0,0 mol V
0,0 mol V (início)
 c mol V
 c mol V
 c mol V
 c mol V (durante)
(2,0  c) mol V
 c mol V
 c mol V (equilíbrio)
(1,0  c) mol V
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Exercícios de Aprofundamento – 2015 – Qui – Equilibrio Quimico
K eq 
[é tanoato de etila][água]
[ácido acético][e tanol]
5
c / V c / V
(1,0  c) / V  (2,0  c) / V
5
c2
(1,0  c)  (2,0  c)
c 2  5(1,0  c)  (2,0  c)
c 2  5(2,0  1,0c  2,0c  c 2 )
4c 2  15c  10  0
15  152  4  4  10
2 4
c  2,883 mol (valor sup erior a 2,0 mol do e tanol e 1 mol do ácido)
c
c  0,867 mol
Número de mols de e tanoato de etila formado : 0,867 mol.
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