QUÍMICA
PRÉ-VESTIBULAR
LIVRO DO PROFESSOR
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© 2006-2008 – IESDE Brasil S.A. É proibida a reprodução, mesmo parcial, por qualquer processo, sem autorização por escrito dos autores e do
detentor dos direitos autorais.
I229
IESDE Brasil S.A. / Pré-vestibular / IESDE Brasil S.A. —
Curitiba : IESDE Brasil S.A., 2008. [Livro do Professor]
832 p.
ISBN: 978-85-387-0577-2
1. Pré-vestibular. 2. Educação. 3. Estudo e Ensino. I. Título.
CDD 370.71
Disciplinas
Autores
Língua Portuguesa
Literatura
Matemática
Física
Química
Biologia
História
Geografia
Francis Madeira da S. Sales
Márcio F. Santiago Calixto
Rita de Fátima Bezerra
Fábio D’Ávila
Danton Pedro dos Santos
Feres Fares
Haroldo Costa Silva Filho
Jayme Andrade Neto
Renato Caldas Madeira
Rodrigo Piracicaba Costa
Cleber Ribeiro
Marco Antonio Noronha
Vitor M. Saquette
Edson Costa P. da Cruz
Fernanda Barbosa
Fernando Pimentel
Hélio Apostolo
Rogério Fernandes
Jefferson dos Santos da Silva
Marcelo Piccinini
Rafael F. de Menezes
Rogério de Sousa Gonçalves
Vanessa Silva
Duarte A. R. Vieira
Enilson F. Venâncio
Felipe Silveira de Souza
Fernando Mousquer
Produção
Projeto e
Desenvolvimento Pedagógico
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Equilíbrio
químico
Quando observamos malabaristas se apresentando, temos a ideia mais ligada à dinâmica e
movimento das partículas no equilíbrio químico.
Entender a natureza desse equilíbrio, é conseguir
entender o funcionamento de “n” processos, como,
por exemplo, como o limão retira o cheiro do peixe
das mãos, o que leva os mergulhadores a não voltar
rapidamente à superfície etc.
Conceitos iniciais
Existem reações que ocorrem nos dois sentidos
do processo, que passam a ser chamados de reversíveis, em que observamos reagentes e produtos
serem consumidos e produzidos simultaneamente
nos dois sentidos.
Em geral podemos representar: ou os processos reversíveis.
Ex.: CH3COOH + CH3OH
CH3COOCH3 + H2O
N2O4(g) 2 NO2
(incolor) (castanho)
Outro exemplo interessante é a convivência de
estados físicos diferentes no mesmo sistema, ou seja,
um sistema reversível.
Nesse sistema, temos moléculas de água passando continuamente do estado líquido para o de
vapor e do de vapor para o líquido.
H2O(v)
Vd
Vi
EM_V_QUI_021
H2O( )
H2O(I)
velocidade
Quando a velocidade de vaporização (vd) se
iguala à de condensação (vi), dizemos que o sistema
atingiu o equilíbrio. Graficamente, podemos representar esse e outros equilíbrios por:
Vdireita
Vd = Vi
Vinversa
equilíbrio
t
tempo
Uma consequência importante do fato de as
duas velocidades serem iguais na situação de equilíbrio é que as quantidades dos participantes permanecem constantes, porém não obrigatoriamente
iguais.
Podemos então dizer que esse equilíbrio é dinâmico.
``
Exemplo:
Dada a reação N2O4
incolor
2 NO2, observe:
castanho
O que acontece é que simultaneamente com a reação
N2O4(g)
2NO2(g)
ocorre a reação no sentido oposto
2NO2(g)
N2O4(g)
e ambas com a mesma velocidade.
Sendo v1 e v2 as velocidades das reações em cada
sentido:
v1
2NO2(g)
N2O4(g)
v2
v1 = v2
equilíbrio
Equação da velocidade:
vd
H2O (v)
vi
vd = velocidade de vaporização.
vi = velocidade de condensação.
decorrer do tempo:
v1 = k1[N2O4]
v2 = k2 [NO2]2
[N2O4] diminuiu v1 diminuiu
k2 [NO2]2 aumentou v2 aumentou
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1
equilíbrio
Observe o contexto citado a seguir, exemplo
típico de equilíbrio químico no nosso organismo:
CO2
velocidade de reação
Veja a seguir os gráficos mostrando a variação
em função do tempo das velocidades v1 e v2 e das
concentrações [N2O4] e [NO2]:
V1 = V2
CO2 oxigênio consumido
HbO2
Hb + O2
O2
V2 = k2[NO2]2
tempo (s)
sistema caminhando
para o equilíbrio
sistema em equilíbrio
0,100
0,080
0,060
0,040
0,020
N2O4
capilares
do corpo
das artérias para o corpo
(rico em O2, sangue vermelho
brilhante)
metade metade
direita
esquerda
músculo do coração
O2
CO2
0,080 mol de NO2
0,060 mol de N2O4(g)
NO2
sistema caminhando
para o equilíbrio
veia proveniente
do pulmão (rico em O2)
veia
proveniente
do corpo
(pobre
em O2)
0 30 63 100 142
quantidade (mol)
das artérias para
o pulmão (pobre
em O2,
sangue
azul)
O2 liberação O2
HbO2
Hb + O2
capilares
do pulmão
V1 = k1[N2O4]
0 30 63 100 142
tempo (s)
sistema em equilíbrio
Generalizando: equilíbrio químico é uma reação
r­ eversível na qual a velocidade da reação direta é
igual à da reação inversa e, consequentemente, as
concentrações das substâncias participantes permanecem constantes.
Temos a velocidade nos dois sentidos, quando
atingido o equilíbrio, são iguais, elas perdem de certa
forma seu significado, dando origem às constantes
de equilíbrio. Mas devemos lembrar sempre das
seguintes características:
a)as reações direta e inversa continuam ocorrendo ­simultaneamente;
b)nos equilíbrios, a velocidade da reação
direta é sempre igual à velocidade da
inversa;
c) a não-ocorrência de mudança no sistema
significa que as concentrações no equilíbrio
permanecem constantes;
d)esse tipo de equilíbrio somente é obtido
em sistema fechado, a uma dada temperatura.
2
capilares
do corpo
A reversibilidade química é ilustrada por este
diagrama simplificado da circulação do sangue
no corpo humano. O coração é dividido em duas
metades. A metade da direita envia sangue pobre
em O2 aos pulmões; a metade esquerda bombeia
sangue rico em O2 ao corpo. O oxigênio liga-se
quimicamente à hemoglobina (Hb) nos pulmões
e, sob condições diferentes, é liberado nos tecidos
do corpo.
O transporte do oxigênio atmosférico a várias
partes do organismo é um processo reversível. Esse
transporte é feito por uma molécula de estrutura
complexa encontrada no sangue, denominada hemoglobina. A hemoglobina combina-se com o oxigênio nos pulmões, formando a oxiemoglobina, que
é transportada pelo sistema circulatório a todas as
partes do corpo onde o oxigênio é usado nos processos metabólicos.
Hb + O
2
hemoglobina
HbO2
oxiemoglobina
Constantes de equilíbrio
a)Constante de equilíbrio em função das concentrações molares (Kc)
Consideremos o equilíbrio representado pela
v1
equação geral: aA + bB
cC + dD (sistema
v2
homogêneo).
Supondo que as reações nos dois sentidos sejam
elementares, temos:
v1 = k1[A]a[B]b Equilíbrio
v1 = v2
v2 = k2[C]c[D]d
k1[A]a[B]b = k2[C]c[D]d
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EM_V_QUI_021
[N2O4] e [NO2]
permanecem constantes
IESDE Brasil S.A.
No instante em que v1 = v2
c
d
k1
= [C] [D]
k2
[A]a [B]b
Kc =
[C]c [D]d
[A]a [B]b
Kc = constante de equilíbrio
A expressão da constante de equilíbrio (Kc) é a
lei da ação das massas ou lei de Guldberg e Waage
do equilíbrio, porque foi estabelecida por esses cientistas noruegueses em 1863.
Na dedução da expressão do Kc, admitimos que
as ­reações nos dois sentidos são elementares. Na
maioria dos casos, porém, elas ocorrem em várias
etapas. Esse fato pode afetar a interpretação cinética
da dedução da expressão do Kc, mas não a expressão
final do Kc, deduzido pela termodinâmica por intermédio da energia livre da reação.
O valor do Kc varia muito de um equilíbrio para
outro. Para um mesmo equilíbrio, o valor de Kc varia
com a temperatura, mas não com a concentração das
substâncias participantes nem com a pressão.
Veja a expressão da lei da ação das massas de
Guldberg e Waage aplicada aos equilíbrios seguintes,
ou seja, a expressão das respectivas constantes de
equilíbrio (Kc):
[HI]2
H2(g) + I2(g)
2HI(g)
Kc =
[H2] [I2]
2NH3(g)
N2(g) + 3H2(g)
Kc =
[N2] [H2]3
[NH3]2
Interpretação do valor do Kc
e a extensão da reação
Considere os exemplos e situação de equilíbrio
a seguir e suas respectivas constantes.
2NO(g) + O2(g)
2NO2 (g)
[NO2]2
Kc = 6,45 . 105
[NO2] [O2]
Kc > 1: a concentração dos “produtos” (indicados no numerador) é maior que a dos “reagentes”
(indicados no ­denominador), informando que a reação direta prevalece sobre a inversa.
N2(g) + 3H2 (g)
2NH3(g)
Kc =
Kc =
[NH3]2
[N2] [H2]3
Kc = 2,37 . 10-3
EM_V_QUI_021
Kc < 1: a concentração dos “reagentes” (denominador) é maior que a maioria dos “produtos” (numerador), indicando que a reação inversa prevalece
sobre a direita.
Quanto maior for o valor de Kc, maior será
a extensão da ocorrência da reação direta.
Quanto menor for o valor de Kc, maior será
a extensão da ocorrência da reação inversa.
Grau de equilíbrio (α)
Grau de equilíbrio ( ) é a relação entre a quantidade em mol consumida de um reagente e a quantidade em mol inicial desse reagente.
Grau de equilíbrio
quantidade em mol consumida de um reagente
=
quantidade em mol inicial desse reagente
O grau de equilíbrio é um número puro (não tem
unidade) e sempre menor que 1 ( < 1). É comumente
expresso em porcentagem (%).
É importante não confundir grau de equilíbrio
com constante de equilíbrio. O grau de equilíbrio
varia com a temperatura e com as concentrações
das substâncias participantes. No caso de equilíbrio
do qual participam gases, ele varia também com a
pressão.
Constante de
equilíbrio
Grau de equilíbrio
( )
Varia com a temperatura
Varia com a temperatura
Não varia com as concentrações das substâncias
Varia com as concentrações das substâncias
Não varia com a pressão,
mesmo que no equilíbrio
haja substâncias gasosas.
Varia com a pressão, quando pelo menos uma das
substâncias for gasosa.
Constante de equilíbrio em função das pressões parciais (Kp)
Até agora, a expressão do equilíbrio foi dada
em termos de concentração mol/L (Kc). No entanto,
em equilíbrios nos quais pelo menos um dos participantes é um gás, a constante de equilíbrio pode ser
expressa em termos de pressões parciais dos gases
envolvidos e, nesse caso, será representada por Kp.
Podemos, então dizer, que, nos equilíbrios gasosos homogêneos, a constante de equilíbrio pode
ser expressa em função das pressões parciais dos
gases participantes. Essa constante de equilíbrio é
representada por Kp. Por exemplo:
(pNH )2
2NH3(g) Kp =
N2 + 3H2(g)
3
(pN ) (pH )3
2
Generalizando:
aA(g) + bB(g)
cC(g) + dD(g) Kp =
2
(p )c (p )d
c
D
,
(p )a (p )b
A
B
em que pA, pB, pC e pD são as pressões parciais de A,
B, C e D, no sistema em equilíbrio.
Kp, assim como Kc, varia com a temperatura, mas
não com as concentrações nem com as pressões das
substâncias participantes.
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3
Assim, as expressões de Kc e Kp para os equilíbrios a seguir, por exemplo, são dadas por:
2CO(g) + O2(g)
2CO(g)
[CO2]2
[CO2] [O2]
Kp =
(PCO2)2
(PCO ) (PO )
2
2
onde PCO, PO e PCO são as pressões parciais
2
2
dos gases.
•• 2C(s) + O2(g)
Kc =
2CO(g)
[CO2]2
Kp =
[O2]
•• Zn(s) + 2HCl(aq)
Kc =
2
ZnCl2(aq) + H2(g)
Kc = [ZnCl2] [H2] [HCl2]
•• Zn(s) + Cu2+
(aq)
onde n indica a variação do número de mol.
(PCO2)
(PO )
Kp = PH
2
Zn2+
+ Cu(s)
(aq)
[Zn2+
]
(aq) K não é definido.
p
[Cu2+(aq)]
1)Na expressão de Kc não devem ser representados os componentes sólidos.
2)Na expressão de Kp só devem ser representados os componentes gasosos.
3)Tanto Kc quanto Kp (constantes de equilíbrio)
só variam com a temperatura.
Relação entre Kc e Kp
Uma vez que em alguns exercícios é comum dar
uma das constantes e se calcular a outra, temos a
equação de uma reação genérica:
aA(g) + bB(g)
cC(g)
Kc =
[C]c
[A]a [B]b
Kp =
(pC)c
(pA)a (pB)b
4
PBV = nB RT
n
PB = B RT
V
n
Como [gás] =
, temos:
V
PA = [A] RT
PB = [B] RT
Equilíbrios heterogêneos são aqueles nos quais
os reagentes e os produtos formam um sistema heterogêneo. Veja os quatro exemplos seguintes:
1.
C(s) + CO2(g)
2.
CaCO3(s)
3.
Cu2+(aq) + Zn(s)
4.
AgCl(s) + 2NH3(aq)
2CO(g)
CaC(s) + CO2(g)
Cu(s) + Zn2+(aq)
[Ag(NH3)2]+(aq) + Cl–(g)
Em um sólido, como a quantidade de partículas
por unidade de volume é constante, sua concentração
também é constante e não deve aparecer na expressão da constante de equilíbrio. As expressões do KC
e Kp (se houver) dos equilíbrios acima serão:
[CO]2
1. Kc = [CO ]
Kp =
2. Kc = [CO2]
Kp = pCO
]
[Zn2+
(aq)
3. Kc =
2+
[Cu (aq)]
–
]
[Ag(NH3)+2(aq)][Cl(aq)
4. Kc =
2
[NH3(aq)]
Kp não existe porque o
equilíbrio não é gasoso.
2
p2CO
pCO
2
2
Kp não existe porque o
equilíbrio não é gasoso.
Le Châtelier
Lembrando que a equação geral dos gases é:
PV = n RT,
e aplicando essa expressão para os componentes da
reação genérica, temos:
PAV = nA RT
nA
PA =
RT
V
Equilíbrios heterogêneos
PC V = nC RT
n
PC = C RT
V
PC = [C] RT
Henry Louis Le Châtelier (1850-1936), cuja
influência do pai – que trabalhava como inspetor
geral das minas, na França – fora fundamental no
direcionamento de seus estudos, tornou-se, em 1877,
professor da École des Mines, em Paris. No entanto,
com o passar do tempo, o seu interesse começou a
se voltar para outras áreas.
Le Châtelier foi um dos primeiros cientistas a
relacionar os princípios da termodinâmica com as reações químicas. Seu mérito e importância foi ter percebido que nem todas as reações consomem totalmente
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EM_V_QUI_021
Kc =
Substituindo esses dados na expressão do KP
iremos obter:
([C] RT)c
Kp =
([A] RT)a . ([B] RT)b
[C]c (RT)c
Kp =
a
[A] [B]b (RT)a . (RT)b
[C]c
Kp =
(RT)(c) – (a + b)
Kp = Kc (RT) n ,
[A]a [B]b
os reagentes, ou seja, em muitas reações ocorre uma
situação de equilíbrio, na qual reagentes e produtos
permanecem juntos, reagindo e se transformando.
Uma vez estabelecido um equilíbrio, podemos
quebrá-lo e observar que ele se restabelece.
Quando um sistema está em equilíbrio, a velocidade da reação direta (1) é igual à velocidade da
reação inversa (2), e as concentrações molares de
todos os participantes permanecem constantes.
Observamos que um sistema em equilíbrio
pode ser deslocado no sentido direto ou inverso por
meio de variações da temperatura, da pressão ou da
concentração.
Entretanto, observe que se, sobre esse equilíbrio, não ocorrer a ação de nenhum agente externo,
ele tende a permanecer nessa situação indefinidamente. Mas, se for exercida uma ação externa sobre
esse equilíbrio, ele tende a reagir de maneira a minimizar os efeitos dessa ação.
Esse é o tema do Princípio de Le Châtelier, também chamado de princípio da fuga diante da força.
Princípio de Le Châtelier: “Quando se aplica uma força em um sistema em equilíbrio, ele
tende a se deslocar no sentido de diminuir ou
fugir dos efeitos dessa força”.
Mas quais são as forças que podem deslocar o
equilíbrio?
Para deslocar um equilíbrio químico, é necessário alterar as velocidades da reação.
Concentração, pressão, temperatura são fatores
preponderantes nessa alteração.
a) Concentração
Quando se adiciona um reagente ou produto a
um sistema em equilíbrio, esse equilíbrio se desloca
no sentido oposto ao do membro em que ocorre a
adição.
adição de reagentes
aumento da
reação direta
reagentes
produtos
remoção de reagentes
Fatores que alteram
o equilíbrio químico
EM_V_QUI_021
remoção de produtos
diminuição da
reação direta
produtos reagentes
• concentração
• pressão
• temperatura
O Princípio de Le Châtelier é fácil de ser entendido quando se considera que a constante de equilíbrio
depende somente da temperatura.
A constante de equilíbrio não se altera com
variações das concentrações dos participantes, com
variações do volume nem com a pressão exercida.
O deslocamento de um equilíbrio químico
obedece à lei de Le Châtelier: “Se a um equilíbrio
químico for aplicada uma força externa, este se
desloca no sentido oposto dessa força, de modo a
minimizá-la.”
produtos
reagentes
Por sua vez, a retirada de um reagente ou produto faz com que o equilíbrio se desloque no sentido
do membro em que ocorreu a retirada.
reagentes
Fatores que alteram o equilíbrio
adição de produtos
produtos
diminuição da
reação direta
A adição ou retirada de um sólido não desloca
o equilíbrio.
b) Pressão
Como a pressão está diretamente ligada à ideia
do volume, podemos dizer que a diminuição de volume em um sistema gasoso geralmente provoca um
aumento da pressão e vice-versa.
Desta forma, temos que:
•• se a pressão for aumentada, o equilíbrio será
deslocado no sentido do menor volume. Mas,
se ela for diminuída, o equilíbrio será deslocado no sentido de maior volume.
Em resumo:
aumento da pressão
contração do volume
diminuição da pressão
expansão do volume
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5
``
A variação da pressão não tem influência nos
equilíbrios não-gasosos, nem nos gasosos que ocorrem sem variação de volume:
H2(g)+ I2(g)
2 mols
Cu2+(aq)+2Ag(s)
Fe2+(aq)+6CN–(aq)
[Fe(CN6)]4 –(aq)
Fe2O3(s)+3CO(g)
2FeO(s)+ 3CO2(g)
3 mol
3 mol
3Fe(s)+4H2O(g)
a) aumentando a concentração [H2O], o equilíbrio é
deslocado para a esquerda;
c) se aumentarmos a temperatura, o equilíbrio é deslocado no sentido da reação endotérmica, ou seja, para
a esquerda;
d) se diminuirmos a temperatura, o equilíbrio é deslocado no sentido da reação exotérmica, ou seja, para a
direita;
e) a adição de um catalisador aumenta as velocidades
direta e inversa na mesma proporção e, consequentemente, o equilíbrio não é deslocado.
Fe3O4 (s)+ 4H2(g)
4 mol
4 mol
c) Temperatura
Alterar a temperatura mexe diretamente na
cinética das colisões das moléculas, alterando a
frequência dos choques, logo:
•• o aumento da temperatura desloca o equilíbrio no sentido da reação endotérmica, e a
redução da temperatura desloca o equilíbrio
no sentido da reação exotérmica.
Em resumo:
aumento da temperatura
Catalisadores
São substâncias que aumentam a velocidade da
reação pela diminuição da energia de ativação (Eat),
como no equilíbrio, ele atua de igual forma, nos dois
sentidos, não irá alterar o equilíbrio.
Uma reação genérica está representada pela
equação e pelo gráfico a seguir:
A
endotérmica
diminuição da temperatura
exotérmica
B
energia de ativação
Exemplo:
Dado o equilíbrio:
2H2(g)+O2(g)
2H2O(g)+ calor,
em que sentido ele é deslocado quando:
a) se aumenta a concentração da água?
b) se diminui a pressão do sistema?
Ea (direta)
sem
catalisador
Ea (direta)
com
catalisador
Ea (inversa)
sem
catalisador
Ea (inversa)
com
catalisador
reagentes
c) se aumenta a temperatura do sistema?
d) se diminui a temperatura do sistema?
e) se adiciona um catalisador?
6
produtos
caminho da reação
Como o aumento de velocidade da reação
produzido pelo catalisador é o mesmo tanto para a
reação direta como para a inversa, ele não altera o
equilíbrio.
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EM_V_QUI_021
``
Observe que a reação direta libera calor. Portanto,
temos:
reação exotérmica
2H2O(g)
2H2(g)+ O2(g)
reação endotérmica
b) se diminuirmos a pressão, o equilíbrio é deslocado
no sentido do maior volume. Os reagentes possuem 3
volumes (2 de hidrogênio e 1 de oxigênio) e o produto,
2. Logo, o equilíbrio é deslocado para a esquerda;
2HI(g)
2 mols
Equilíbrios que não são deslocados por variação
da pressão:
Cu(s)+2Ag+(aq)
Resposta:
Catalisadores não deslocam equilíbrio
Se o catalisador aumenta a velocidade das reações direta e inversa, o único efeito que ele provoca
num equilíbrio é a diminuição do tempo necessário
para que esse equilíbrio seja atingido.
Observe nos gráficos que, tanto numa reação
como na outra – com e sem catalisador –, o número
de mol de A e de B no equilíbrio é igual:
B
A
(sem catalisador)
no. de mol
B
teq
tempo
teq < teq
B
A
(com catalisador)
n . de mol
o
CH3 – COO – C2H5 + H2O
Início
1 mol
1 mol
0 mol
0 mol
Equilíbrio
1
mol
3
?
?
?
Quantidade de C2H5OH que reagiu = 1 –
2
2
mol de C2H5OH reagem com mol de CH3
3
3
2
– COOH, produzindo mol de CH3 – COO – C2H5 e
3
2
mol de H2O.
3
2
1
Estabelecido o equilíbrio, resta 1 – = mol de CH3
3
3
– COOH.
C2H5OH + CH3 – COOH
B
Y
Início
A
X
Reagem
Formam-se
teq
tempo
1. Um mol de álcool etílico (C2H5OH) é adicionado a um
mol de ácido acético (CH3 – COOH). Depois de um certo
tempo, estabelece-se o equilíbrio:
C2H5OH + CH3 – COOH
1
2
= mol.
3
3
Esquematizando:
Z
CH3 – COO – C2H5 + H2O
acetato de etila
Verifica-se que no equilíbrio existe 1 de mol de C2H5OH.
3
Pede-se:
a) o valor numérico da constante de equilíbrio Kc
(constante de esterificação);
EM_V_QUI_021
C2H5OH + CH3 – COOH
Portanto,
A
X
Solução:
A equação química mostra que 1 mol de C2H5OH reage
com 1mol de CH3 – COOH, produzindo 1 mol de CH3
– COO – C2H5 e 1 mol de H2O.
Z
Y
``
b) um esboço do gráfico de variação do número de
mols dos reagentes e produtos em função do tempo, indique nesse gráfico o tempo (teq) depois do
qual é atingido o equilíbrio.
CH3 – COO – C2H5 + H2O
1 mol
1 mol
0 mol
0 mol
2/3 mol
2/3 mol
-
-
-
-
2/3 mol
2/3 mol
1/3 mol
2/3 mol
2/3 molt
No equilíbrio 1/3 mol
Sendo V litros o volume do sistema, as concentrações
em mol/L no equilíbrio serão:
1
3
[C2H5OH] =
mol . L–1
V
1
[CH3 – COOH] = 3 mol . L–1
V
2
[CH3 – COO – C2H5] = 3 mol . L–1
V
2
[H2O] = 3 mol . L-–
V
2
3
a) Kc = [C H OH] [ CH – COOH] = V
2 5
3
1
3
V
Kc = 4
[CH3 – COO – C2H5] [H2O]
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.
.
2
3
V
1
3
V
7
1
Como o volume do sistema é igual a 10,0L, as concentrações em mol/L serão:
0,080
[SO3] =
= 0,0080 mol . L–1
10,0
quantidade (mol)
CH3 – COO – C2H5 e H2O
2/3
1/3
C2H3OH e CH3 – COOH
0
teq
tempo
[SO3] =
2. 16,0g de SO3 são aquecidos num tubo de capacidade
igual a 10,0L, à temperatura constante de 1 000°C.
Estabelecido o equilíbrio, verifica-se a formação de
1,92g de O2.
[O2] =
b) Esboce um gráfico mostrando a variação do número de mols dos reagentes e produtos em função
do tempo.
``
0,200
16,0g
= 0,200 mol
80,0g . mol–1
Massa molar do O2 = 32,0g . mol-1
0,080
0,060
3
0
1,92g
nO = 32,0g . mol–1 = 0,060 mol
2
2SO3
2SO2 + O2
No início
No equilíbrio
0,200 mol
0 mol
0 mol
?
?
0,060 mol
Em contrapartida, a equação mostra que a formação de
1mol de O2 é acompanhada da decomposição (dissociação) de 2 mols de SO3. Portanto, a formação de 0,600 mol
de O2 é acompanhada da dissociação de 2 . 0,0600 =
0,120 mol de SO3.
nSO inicial = 0,200
nSO dissociado = 0,120
3
nSO no equilíbrio = 0,200 – 0,120 = 0,080
3
2SO2 + O2
0,200 mol
0 mol
0 mol
Reagem
0,120 mol
-
-
-
0,120 mol
0,060 mol
0,120 mol
0,060 mol
Formam-se
concentração(mol/L)
SO2
SO3
O2
teq
tempo
2SO3(g)
2SO2(g) + O2(g)
a) Calcule o valor da constante de equilíbrio nas condições em que reagindo-se 6 mol . L–1 de SO2 com
5mol . L–1 de O2, obtêm-se 4 mol . L–1 de SO3 quando o sistema atinge o equilíbrio.
b) Construa um gráfico para esse equilíbrio representando as concentrações em mol/L na ordenada e
o tempo na abscissa, e indique o ponto onde foi
estabelecido o equilíbrio.
``
Solução:
Pelos dados, temos que:
[SO2] = 6 mol . L–1 e [O2] = 5 mol . L–1
Concentração no equilíbrio:
[SO3] = 4 mol . L–1
No início
No equilíbrio 0,08 mol
0,0080 . 0,0080
Concentrações iniciais:
3
2SO3
0,00802
3. (Vunesp) Na precipitação de chuva ácida, um dos ácidos
responsáveis pela acidez é o sulfúrico. Um equilíbrio
envolvido na formação desse ácido na água da chuva
está representado pela equação:
A equação mostra que a formação de 1mol de O2 é
acompanhada da formação de 2 mols de SO2. Portanto,
a formação de 0,0600 mol de O2 é acompanhada da
formação de 2 . 0,0600 = 0,120 mol de SO2.
8
Kc = 1,35 . 10-2
0,120
0,0122 . 0,060
0,012 . 0,012 0,060
Massa molar do SO3 = 80,0g . mol–1
nSO =
[SO3]2
[O2] =
Kc =
b)
2SO2 + O2
[SO2]2
Solução:
2SO3
0,060
= 0,0060 mol . L–1
10,0
a) Kc =
a) Calcule o Kc de dissociação do SO3, a 1 000°C.
0,12
= 0,012 mol . L–1
10,0
Para que possamos determinar o valor da constante de
equilíbrio (Kc), devemos conhecer as concentrações em
mol/L de todos os participantes no equilíbrio. Para isso,
construímos a tabela:
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EM_V_QUI_021
b)
2 SO2(g) + O2(g)
Início
Inicialmente, devemos determinar a pressão parcial (P)
de cada gás:
4,0 mol – 6,0atm
PSO2 = 0,6atm
SO2
0,4 mol – x
2SO3(g)
6 mol
5 mol
0
Proporção
gasta X mol
gasta Y mol
forma 4mol
Equilíbrio
?
?
?
O2
Como, no início, a quantidade de SO3 era igual a zero e,
no equilíbrio, a sua quantidade é de 4 mol, isso significa
que foram formados 4 mol de SO3. Para que isso aconteça, devem ser consumidos 4 mols de SO2 e 2 mols de
O2, devido à proporção 2 : 1 : 2, dada pelos coeficientes
da equação. Assim, a tabela completa será:
SO3
4,0 mol – 6,0atm
1,6 mol – x
4,0 mol – 6,0atm
1,6 mol – x
Início
6 mol
5 mol
0
gasta 4 mol gasta 2 mol
forma 4 mol
Equilíbrio
2 mol
4 mol
3 mol
O número de mol determinado corresponde às concentrações em mol/L dos componentes da reação, conforme
dado no enunciado. Logo:
b)
[SO3]2
[SO2]2 [O2]
Kc =
(4)2
(2)2 (3)
Kc =
4
3
= 1,33
O2
teq
2SO2(g) + O2(g)
SO2
b) A formação de WI6(g), a partir dos elementos
conforme a equação acima, é exotérmica ou
endotérmica? Justifique a resposta.
tempo
2SO3(g),
Solução:
Numa mistura gasosa, a pressão parcial de um gás é
proporcional ao seu número de mol. O número total de
mol na mistura é:
n.° de mol de SO2 + n.° de mol de O2 + n.° de mol de SO3
0,4
+ 1,6
``
Solução:
a) 1W(s) + 3I2(g)
Kc =
sob pressão de 6,0atm e constituído por 0,4 mol de
SO2, 1,6 mol de O2 e 2,0 mol de SO3. Determine o valor
da constante de equilíbrio do sistema em termos de
pressões parciais.
EM_V_QUI_021
1W(s) + 3I2(g) WI6(g)
Na superfície do filamento (região de temperatura
elevada), o equilíbrio está deslocado para a esquerda.
Próximo à superfície do bulbo (região mais fria), o
equilíbrio está deslocado para a direita.
a) Escreva a expressão para a constante de equilíbrio.
SO3
4. (FAAP) Um recipiente fechado contém o sistema gasoso
representado pela equação:
``
5. Nas lâmpadas comuns, quando estão acesas, o
tungstênio do filamento sublima, depositando-se
na superfície interna do bulbo. Nas chamadas “lâmpadas halógenas”, existe, em seu interior, iodo para
diminuir a deposição de tungstênio. Estas, quando
acesas, apresentam uma reação de equilíbrio que
pode ser representada por:
[]
6
5
4
3
2
1
0
2
2SO3(g)
Proporção
Kc =
PSO3 = 3,0atm
A seguir, substituímos esses valores na expressão de Kp:
(PSO )2
(3,0)2
3
Kp =
Kp = 10,4
Kp =
2
(PSO ) . (PO )
(0,6)2 . (2,4)
2
2 SO2(g) + O2(g)
PO2 = 2,4atm
+ 2,0
= 4,0
[ WI6 ]
WI6(g)
e Kp =
pWI6
[ I ]2
( pI )2
b) De acordo com o texto: uma diminuição da temperatura desloca o equilíbrio no sentido da reação
direta e uma elevação de temperatura, no sentido
da reação inversa.
1W(s) + 3I2(g)
abaixamento da temperatura
elevação da temperatura
WI6(g)
De acordo com o Princípio de Le Châtelier, a diminuição da temperatura desloca o equilíbrio no sentido
da reação exotérmica.
Como a diminuição da temperatura desloca o equilíbrio no sentido da formação do WI6(g), esta formação
é exotérmica (Δ H < 0).
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9
6. O que acontece com a constante do equilíbrio
2NO2(g)
alaranjado
2SO3(g) H
Η <0
2SO2(g)+ O2(g)
quando:
a) se aumenta a concentração do dióxido de enxofre
(SO2)?
a) Quando a ampola é resfriada num banho com gelo
picado, a cor alaranjada tende a desaparecer. Com
base nessa experiência, escreva a reação no sentido em que é deslocada, indicando se é endotérmica ( ΗH > 0) ou exotérmica ( ΗH < 0) .
b) se aumenta a pressão do sistema?
c) se aumenta a temperatura?
b) Imagine que nosso sistema seja transferido para
uma outra ampola (inicialmente com vácuo) de capacidade maior, na mesma temperatura. Escreva a
reação indicando o sentido em que é deslocada e a
sua cor predominante. Justifique, também, a intensidade dessa cor.
Solução:
a) se a concentração de SO2 aumentar, o equilíbrio se
deslocará para a direita, fazendo aumentar a concentração de SO3 e diminuir a concentração de O2.
Vamos analisar essas alterações na expressão da
constante de equilíbrio:
c) Escreva a expressão da constante de equilíbrio da
reação proposta anteriormente, em termos das
pressões parciais.
aumentou
Kc =
``
[SO3]2
[SO2] . [O2]
aumentou
Um aumento de temperatura favorece a reação endotérmica, enquanto uma diminuição favorece a exotérmica.
A partir disso, temos:
diminuiu
Como uma alteração neutraliza a outra, o valor de Kc
não será alterado.
b)Kc também não se altera, pois depende apenas da
temperatura.
c) Como o ΗH é menor que zero, a reação direta é
exotérmica:
2SO2(g)+ O2(g)
reação exotérmica
reação endotérmica
2SO3(g)
[SO3]
[SO2]2 . [O2]
2
Kc =
Portanto, se aumentarmos a temperatura, o equilíbrio
será deslocado para a esquerda (sentido da reação
endotérmica), acarretando diminuição da concentração
[SO3]. Como Kc é diretamente proporcional a [SO3], seu
valor diminuirá.
7.
(UFV) O equilíbrio de qualquer sistema reativo é de
natureza dinâmica, isto é, não existem reações 100%
quantitativas. Por outro lado, conhecida a reação e aplicando o Princípio de Le Châtelier, poderíamos deslocar
a condição de equilíbrio do lado das espécies químicas
mais desejáveis.
A adição de HNO3 concentrado sobre cobre metálico
produz o gás NO2, que, quando recolhido e fechado
numa ampola, dimeriza-se de tal forma a apresentar o
seguinte equilíbrio:
10
Solução:
a) como a cor alaranjada tende a desaparecer quando a
ampola é resfriada, o equilíbrio está se deslocando para
a direita, pois a concentração de NO2 (alaranjado) diminui, favorecendo a formação de N2O4. Assim, a reação
direta foi favorecida por um abaixamento de temperatura,
sendo, pois, exotérmica:
2NO2
exotérmica
endotérmica
N2O4
b) se há um aumento de volume, temos uma diminuição
de pressão, fazendo com que o equilíbrio se desloque no
sentido do maior número de mol, ou seja, nesse caso,
para a esquerda:
2NO2(g)
2V
N2O4(g)
1V
Devido à maior formação de NO2(g), a cor alaranjada
tende a se intensificar.
P O
c) Kp = N2 4 2
(PNO )
2
8. Os gráficos abaixo, todos na mesma escala, indicam as
concentrações molares dos reagentes e produtos em
função do tempo numa reação genérica A B.
Em relação às condições da reação do gráfico I, que
modificações devem ter sido feitas para a obtenção dos
gráficos II e III? A reação no sentido direto (A B) é
endotérmica ou exotérmica?
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EM_V_QUI_021
``
N2O4(g)
incolor
[ ] mol . L–1 (I)
[ ] mol . L–1 (II)
[A]
[A]
[B]
[B]
tempo
tempo
[ ] mol . L–1 (III)
•• O CO2(g) é engarrafado nos refrigerantes sob alta
pressão. Quando o líquido é ingerido, a pressão diminui o suficiente para provocar o escape do gás.
[A]
•• A maior temperatura do organismo em relação
ao refrigerante, em geral consumido gelado,
também provoca uma diminuição na solubilidade
do CO2(g).
[B]
tempo
``
tração de íons H3O(aq)1+ no estômago provoca o deslocamento do equilíbrio para a esquerda, aumentando
a quantidade de gás carbônico, CO2(g), desprendido
e causando o arroto. Esse desprendimento ainda é
favorecido pela diminuição da pressão e pelo aumento
da temperatura.
Solução:
No gráfico II, o equilíbrio foi estabelecido num tempo
menor que no I e [A] e [B] não foram alteradas; portanto,
não houve deslocamento de equilíbrio. Isso indica que
a reação referente ao gráfico II ocorreu na presença de
catalisador.
No gráfico III, o equilíbrio também foi estabelecido em
tempo menor, mas, como [A] e [B] foram alteradas, a
reação ocorreu numa temperatura mais alta que em (I).
Como a elevação da temperatura aumentou [B], o equilíbrio foi deslocado para a direita ( ); portanto, a reação
é endotérmica.
A
B
ΔH > 0
1. (Elite) Escreva a expressão da constante de equilíbrio em
termos de concentração (Kc) dos seguintes equilíbrios:
a)
b)
c)
2. (Cesgranrio) O gráfico seguinte refere-se ao sistema
ao qual se aplica o
químico
Princípio de Le Châtelier.
9. Refrigerantes possuem grandes quantidades de gás
carbônico dissolvido.
A equação abaixo representa, simplificadamente, o
equilíbrio envolvendo esse gás em solução aquosa.
1CO2(g) + 2H2O(l)
1HCO3(aq)1– + 1H3O(aq)1+
A dissolução de gases em líquidos é favorecida
pelo aumento da pressão e pela diminuição da
temperatura. Por outro lado, a concentração de íons
hidrogênio no estômago é elevada.
À luz desses fatos, explique a eructação (arroto)
provocada pela ingestão do refrigerante.
``
Solução:
EM_V_QUI_021
Considerando o equilíbrio que envolve o gás carbônico em solução aquosa:
1CO2(g) + 2H2O(l)
1HCO3(aq)1– + 1H3O(aq)1+
Quando o refrigerante é ingerido, a elevada concen-
Analise o gráfico e indique a opção correta:
a) A adição de I2(g) em t1 aumentou a concentração
de HI(g).
b) A adição de H2(g) em t2 aumentou a concentração
de I2(g).
c) A adição de H2(g) em t2 levou o sistema ao equilíbrio.
d) A adição de H2(g) em t1 aumentou a concentração
de HI(g).
e) A adição de HI(g) em t2 alterou o equilíbrio do sistema.
3. A seguir são apresentados a equação química da síntese da amônia na indústria, a relação da constante de
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11
equilíbrio (Kc) e os seus valores determinados experimentalmente. Analise esses dados.
5. Considere as seguintes afirmações sobre equilíbrios
químicos:
I. As velocidades das reações opostas são iguais.
II. No equilíbrio não existem reações químicas.
Temperatura (ºC)
III. As concentrações dos participantes são iguais entre si.
Kc (L/mol)2
25
5,0 . 108
500
6,0 . 10
IV. As concentrações dos participantes são constantes
ao longo do tempo.
1 000
2,4 . 10–3
Estão corretas somente as afirmativas:
–2
a) I e II.
b) I e III.
Julgue os itens a seguir, colocando V para verdadeiro
e F para falso.
a) Na reação em questão, os reagentes não são totalmente transformados em amônia.
b) No estado de equilíbrio, em um sistema fechado,
estão presentes a amônia (NH3) ou os gases hidrogênio (H2) e nitrogênio (N2).
c) I e IV.
d) II e III.
e) III e IV.
6. A expressão de equilíbrio do processo
pode ser dada por:
a)
c) Analisando os valores de Kc da tabela, conclui-se
que o rendimento da reação na indústria será maior
na temperatura de 25ºC do que na temperatura de
1 000ºC.
b)
c)
d) A uma mesma temperatura, o aumento na concentração dos gases hidrogênio (H2) e nitrogênio (N2)
alterará a concentração da amônia (NH3) no novo
estado de equilíbrio sem alterar o valor de Kc.
4. (UFRJ) O gráfico ao lado representa alterações na
concentração das espécies N2, H2 e NH3, que estão
em equilíbrio no instante t0, sob pressão e temperatura
constantes. Analise o gráfico e responda:
d)
e)
7.
admita que
No processo reversível
a constante de equilíbrio seja igual a 4, em uma dada
temperatura.
Sabendo que a concentração de N2O4 vale 0,5 mol/L, a
concentração de NO2 valerá:
a)
2 mol/L
b) 2 mol/L
c) 2,5 mol/L
d) 3 mol/L
e) 3,5 mol/L
b) Que variação sofre a constante de equilíbrio (Kc)
quando variam as concentrações em t2?
c) Como variam as concentrações de N2 e H2 em t3?
d) Como variam as concentrações de NH3 e de H2 em
t4, quando N2 é retirado?
12
8. Escreva a expressão da constante de equilíbrio (Kc)
para as seguintes reações genéricas de equilíbrios
homogêneos:
a)
b)
9. Considere o processo
No equilíbrio, uma análise revela:
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.
EM_V_QUI_021
a) Que substância foi adicionada ao sistema em t1?
d) O aumento da temperatura do sistema diminui a
quantidade de amônia produzida.
Determine o valor da constante de equilíbrio (Kc) na
temperatura do processo.
10. Um equilíbrio homogêneo possui, a 25ºC, uma
constante Kc = 10. A equação química é dada por
. No equilíbrio tem-se:
e) A constante de equilíbrio da reação expressa, em termos de pressões parciais, Kp, é dada pela expressão:
15. (Cesgranrio) Assinale a opção que apresenta o gráfico
que relaciona, qualitativamente, o efeito da temperatura
(T) sobre a constante de equilíbrio (K) de uma reação
endotérmica.
a)
Determine [D].

→ H2O
11. (Cesgranrio) Considere a reação: H+ + OH− ←

2
em equilíbrio, a 25ºC. Sabendo que, para a reação H+
+ OH– → H2O, a velocidade é v1 = 1 . 10-11[H+][OH–] e
para a reação H2O → H+ + OH–, a velocidade é v2 = 2 .
10-5[H2O], a constante em equilíbrio, a 25ºC, será:
1
b)
a) 5,0 . 10-10
b) 5,0 . 10-5
c) 5,0 . 105
d) 5,0 . 1010
c)
e) 5,0 . 10
15
12. Em determinadas condições de temperatura e pressão,
existem 0,5mol/L de N2O4 em equilíbrio com2 mols/L de
. Qual o
NO2, segundo a equação
valor da constante (Kc) desse equilíbrio nas condições
da experiência?
13. No sistema
a relação
d)
é igual a:
a) RT
b) (RT)–1
e)
c) (RT)2
d) (RT)–2
e) (RT)3
EM_V_QUI_021
14. Considere a reação de equilíbrio
,
na qual a formação da amônia é acompanhada de desprendimento de calor. Com respeito a essa reação, realizada em um recipiente fechado de volume constante, a uma
dada temperatura, são feitas as afirmações a seguir.
Assinale a afirmação incorreta.
a) A formação de amônia leva à diminuição da pressão inicial reinante dentro do recipiente.
16. O hidrogênio molecular pode ser obtido industrialmente
pelo tratamento do metano com vapor de água. O processo envolve a seguinte reação endotérmica:
b) Se a pressão parcial de H2 for aumentada, a quantidade de NH3 produzida aumenta.
Com relação ao sistema em equilíbrio, pode-se afirmar
corretamente que:
a) a presença de um catalisador afeta a composição
da mistura.
c) A adição de um catalisador ao sistema aumenta o
valor da constante de equilíbrio da reação.
b) a presença de um catalisador afeta a constante de
equilíbrio.
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13
c) o aumento da pressão diminui a quantidade de CH4(g).
a)
d) o aumento da temperatura afeta a constante de
equilíbrio.
b)
e) o aumento da temperatura diminui a quantidade
de CO2(g).
17. O equilíbrio químico:
pode ser deslocado para a direita:
c)
, deter3. Dado o equilíbrio genérico
mine a constante de equilíbrio, considerando os dados
abaixo:
[A] = 2mol/L
[B] = 1mol/L
[C] = 1mol/L
[D] = 0,5mol/L
a) aumentando-se a temperatura, sob a pressão
constante.
b) aumentando-se a pressão, sob temperatura constante;
c) removendo-se o AB(g) formado.
d) diminuindo-se a pressão, sob temperatura constante.
e) introduzindo-se um catalisador.
18. Considere o sistema em equilíbrio:
Aumentando a pressão desse sistema:
a) o equilíbrio se deslocará para a direita.
b) o equilíbrio se deslocará para a esquerda.
c) o equilíbrio não será influenciado.
d) aumentará a concentração de O2.
e) diminuirá a concentração de H2O.
4. Admita que o equilíbrio
Kc = 0,1.
Sabendo que no equilíbrio há 0,2 mol/L de H2 e 0,5 mol
de N2, determine a concentração de amônia.
5. A uma dada temperatura, um recipiente de paredes
rígidas, com volume de 2,0L, contém o equilíbrio:
Determine a constante de equilíbrio desse processo,
sabendo que o recipiente contém 32g de cada gás.
6. Um balão de vidro possui um volume constante de 5L
e encerra o equilíbrio
. Na temperatura do processo, sabe-se que o valor da constante
de equilíbrio é igual a 0,1.
19. Considere o sistema em equilíbrio:
Aumentando a pressão total, a alternativa correta é:
a) a massa total do sistema diminuirá.
apresente
7.
Admitido que as concentrações molares das espécies
HI e I2 sejam, respectivamente, iguais a 1,0M e 0,2M,
determine a massa do gás hidrogênio presente no
equilíbrio (dada a massa atômica: H = 1).
O diagrama a seguir representa as condições do equilíbrio
realizado a uma certa
temperatura.
b) a quantidade de oxigênio no sistema aumentará.
c) a quantidade de água no sistema aumentará.
d) a quantidade de hidrogênio no sistema aumentará.
1. (Elite) Um químico deseja alcançar o equilíbrio
a partir de 3,0 mol de gás NO2,
em um recipiente de 4 . Chamando de n a quantidade
de mols de N2O4 que se forma no equilíbrio, determine
a concentração molar de cada gás no equilíbrio, em
função de n.
14
2. (Elite) Escreva a expressão da Lei da Ação das Massas
para os equilíbrios homogêneos:
Utilizando as informações do diagrama, determine o
valor da constante de equilíbrio.
8. A uma dada temperatura, o equilíbrio
pode ser representado pelo
diagrama.
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EM_V_QUI_021
e) o número total de moléculas no sistema permanecerá constante.
N2O4, gás incolor. Dois tubos fechados foram preparados
com a mesma coloração inicial. Um deles foi mergulhado
em banho de gelo + água e o outro em água 80 ºC.
O tubo frio se tornou incolor e o quente assumiu uma
coloração castanho-avermelhada mais intensa.
a) Com base nas observações descritas, explique se a
reação de dimerização é endotérmica ou exotérmica.
b) Em qual das duas temperaturas o valor numérico da
constante de equilíbrio é maior? Explique.
14. (UFRJ) Uma das causas de incêndios em florestas é
a combustão espontânea dos compostos orgânicos,
genericamente representada pela equação abaixo:
Utilizando as informações do diagrama, determine o
valor da constante de equilíbrio.
9. (UFRJ) Em um recipiente de um litro foi adicionado um
mol de uma substância gasosa A, que imediatamente
passou a sofrer uma reação de decomposição. As concentrações molares de A foram medidas em diversos
momentos e verificou-se que, a partir do décimo minuto,
a sua concentração se tornava constante, conforme os
dados registrados no gráfico a seguir:
Observe que o deslocamento do ponto de equilíbrio
da reação pode tornar a combustão mais intensa. Dois
fatores, entre outros, que podem contribuir para tal
fato são:
I. O aumento da pressão parcial do O2(g).
II. A baixa umidade relativa do ar em dias quentes.
Explique por que esses fatores deslocam o equilíbrio da
equação no sentido da combustão.
15. Considere a reação representada pela equação:
Assinale a alternativa que não apresenta fatores que
aumentam a velocidade da reação direta.
a) Aumento da concentração do oxigênio.
b) Diluição do sistema.
c) Elevação da temperatura.
d) Presença de um catalisador.
A decomposição de A ocorre segundo a equação:
e) Pulverização do carbono.
16. (Cesgranrio) Considere o equilíbrio
a) Determine a velocidade média de decomposição
de A durante os primeiros quatro minutos.
b) Calcule a constante de equilíbrio Kc.
10. (Elite) A reação para quando o equilíbrio é estabelecido?
I. Um aumento da pressão sobre o sistema desloca o
equilíbrio no sentido (1).
II. Aumentando-se a pressão sobre o sistema, as concentrações de N2 e O2 diminuem.
11. Observe a reação:
.
Explique esse equilíbrio.
12. A uma certa temperatura, 2 mols de NH3 estão a 20%
dissociados em N2 e H2.
EM_V_QUI_021
e as seguintes afirmativas:
Sabendo que o volume do recipiente é igual a 5L, determine
.
o valor de Kc para o equilíbrio
13. A temperatura ambiente, o NO2, gás castanho-avermelhado, está sempre em equilíbrio com o seu dímero, o
III. Diminuindo-se a pressão sobre o sistema, o equilíbrio é deslocado no sentido (1).
IV. Diminuindo-se a pressão sobre o sistema, diminuem as concentrações de N2 e O2.
Estão corretas:
a) apenas I e II.
b) apenas I e III.
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c) apenas II e III.
a) a retirada do metano.
d) apenas II e IV.
b) a adição do hidrogênio.
e) apenas III e IV.
c) a diminuição da temperatura.
17. (Cesgranrio) O sistema representado pela equação
estava em equilíbrio. No entanto, esse
estado de equilíbrio foi alterado bruscamente pela adição da substância G. Sabendo que o sistema reage no
sentido de restabelecer o equilíbrio, assinale o gráfico
que melhor representa as modificações ocorridas ao
longo do processo descrito.
d) a adição de um catalisador.
e) o aumento de pressão total.
19. (Cesgranrio) Em um sistema em equilíbrio, a 25ºC, as contrações de NOCI(g), NO(g) e CI2(g) são, respectivamente, iguais
a 5M, 5 . 10-1M e 2M. Calcule a constante de equilíbrio Kc,
a 25ºC, para a reação
.
20. (PUC-RJ) O gráfico mostra a variação das concentrações
de H2, I2 e HI, durante a reação de 1 mol de H2 com 1mol
de I2, num balão de 1L, a uma temperatura de 100ºC, em
função do tempo. A equação da reação é:
a)
b)
c)
Qual é a constante de equilíbrio dessa reação?
21. O equilíbrio químico
tem
constante em termos de pressões parciais, Kp, expressa
pela relação:
d)
a)
b)
e)
c)
Para aumentar a produção do metanol, uma das
modificações abaixo pode ser aplicada, exceto:
16
d)
e)
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EM_V_QUI_021
18. O metanol (CH3OH) é um combustível alternativo que
pode ser produzido, em condições adequadas, a partir
do gás de água, de acordo com a reação:
22. O gráfico abaixo ilustra a variação da concentração,
no equilíbrio, de um determinado produto X de uma
reação química, com as variações de pressão e
temperatura. Reagentes e produtos são todos gasosos. Do exposto e da análise do gráfico, pode-se
concluir que:
300°C
400°C
500°C
500°C
a) a reação, na direção da produção de X, é endotérmica.
b) o aumento da pressão faz o equilíbrio deslocar-se
na direção das reagentes.
c) na equação química balanceada, o número total de
mols dos produtos é menor que o de reagentes.
d) sob temperaturas suficientemente baixas, poderia
ser obtido 100% de X.
EM_V_QUI_021
e) a adição de um catalisador aumentaria a concentração de X, em qualquer temperatura.
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de equilíbrio, demonstrada graficamente por uma reta
paralela à abscissa.
a) No instante t1 ocorreu um aumento brusco na concentração do N2.
1.
a) K c =
[NO2 ]2
[NO]2 [O2 ]
b) A variação de concentração não altera a constante
de equilíbrio (Kc).
b) K c =
[PC 3 ]2 [C 2 ]
[PC 5 ]
c) K c =
[H2O]2 [C 2 ]2
[HC ]4 [O2 ]
c) No instante t3 ocorreu um aumento brusco na concentração de NH3, o que provocou um deslocamento

→ 2NH3
do equilíbrio para a esquerda: N2 + 3H2 ←
fazendo com que as concentrações de N2 e H2 aumentassem.
d) Se o N2 for retirado no instante t4, o equilíbrio se
desloca para a esquerda e, com isso, a concentração NH3 diminui e a de H2 aumenta.
3.
18
a) V
5. C
b) F
6. E
c) V
7.
d) V
8.
4. Considerando que, quando ocorre a adição de qualquer
participante do equilíbrio, há um aumento brusco em sua
concentração (↑) nesse instante e que sua concentração
diminui gradativamente até atingir uma nova situação
A
a) K c =
[C].[D]4
[A]2 .[B]3
b) K c =
[Y]2 .[M]
[X]
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EM_V_QUI_021
2. D
9.
(3 − 2n)mol 3 − 2n
3 − 2n
mol /L ou
M
=
4L
4
4
n
n
[N2O4 ] = mol /L ou M
4
4
3 − 2n
n
Resposta: [NO2 ] =
M e [N2O4 ] = M
4
4
[NO2 ] =
2.
10.
a) K c =
[NO]2
[N2 ][O2 ]
b) K c =
[NOC ]2
[C 2 ][NO]2
c) K c =
[HBr]2
[Br2 ][H2 ]
3.
11. E
12. N2O4
2NO2
KC =
22
=8
0,5
a)
4.
13. B
14. C
15. B
16. D
17. C
18. A
19. C
5.
1 mol SO2 _____ 64g
x _____ 32g
1.
2NO2
N2O4
Quantidade (inicial)
3 mol
0
Forma
--
n
Reagem
(esta linha obedece aos coeficientes)
2n
--
No equilíbrio
3 – 2n
n
0,5 mol
2
x = 0,25 mol / L
x=
1 mol O2 _____ 32g
1 mol SO3 _____ 80g
z _____ 32g
0,4 mol
2
z=0,2 mol/L
z=
EM_V_QUI_021
Logo, no equilíbrio, temos [gás] =
quantidade de mols
volume do recipiente
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19
6.
2NH3
7.
Início
2 mols
Reagem
0,4 mol
N2
0
3H2
0
--
--
Formam (esta linha -obedece aos coeficientes 2 : 1 : 3
0,2 mol
0,6 mol
No equilíbrio
2 – 0,4 =
1,6 mol
0,2 mol
0,6 mol
Concentração no
equilíbrio (V = 5L)
1,6 mol/5L
0,2 mol/5L
0,6 mol/5L
Importante: não se esqueça de dividir a quantidade de mols
pelo volume do sistema.
A constante do equilíbrio é, então, dada pela expressão:
8.
13.
9.
a) v=
b)
2A –
B
+
C
Início
1
-
-
Reage
0,8
0,4
0,4
Equilíbrio
0,2
0,4
0,4
Kc =
a) Exotérmica.
Dn 1-0,4 0,6
=
=
=0,15 mol/L.min
Dt
4
4
0,4 ⋅ 0,4
2
(0,2)
=
0,16
=4
0,04
b) 0°C.
14. De acordo com o Princípio de Le Châtelier, ao mexer
em um lado do sistema, o equilíbrio se deslocará para
o lado oposto. Tratando-se de uma reação exotérmica,
a baixa umidade favorece a combustão.
15. B
16. A
17. D
18. D
19.
10. Não, na verdade, são duas reações opostas que ocorrem
com a mesma velocidade.
20.
12. A questão fornece o grau de equilíbrio, ou seja, a porcentagem de mols de NH3 que reage:
Kc =
•• Reagem: 20% de 2 mol = 0,2(2 mol) = 0,4 mol
Kc =
•• Restam no equilíbrio: 2 – 0,4 = 1,6 mol
Construindo a tabela, temos:
[Hl]2
[H2 ][l2 ]
[1,2]2
[0,4]2
Kc = 9
21. C
20
22. C
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EM_V_QUI_021
11. O cloreto de cobalto é um sal que muda de cor de
acordo com a umidade do ar. Em dias úmidos, o vapor
da água desloca o equilíbrio para a direita, de modo
que o sal fique rosa. Em dias secos, há perda de água
e o equilíbrio desloca-se para a esquerda. Assim, o sal
fica azul.