Professora Sonia - Química para o Vestibular
Questões Resolvidas
Equilíbrio Químico
(com respostas e resoluções no final)
01. (Fuvest) A isomerização catalítica de parafinas de cadeia não ramificada, produzindo seus
isômeros ramificados, é um processo importante na indústria petroquímica. A uma
determinada temperatura e pressão, na presença de um catalisador, o equilíbrio
CH3 CH2 CH2 CH3 (g) (CH3 )2 CHCH3 (g)
n-butano
isobutano
é atingido após certo tempo, sendo a constante de equilíbrio igual a 2,5. Nesse processo,
partindo exclusivamente de 70,0 g de n-butano, ao se atingir a situação de equilíbrio, x gramas
de n-butano terão sido convertidos em isobutano. O valor de x é
a) 10,0
b) 20,0
c) 25,0
d) 40,0
e) 50,0
02. (Ufpr) O bicarbonato de sódio é um produto químico de grande importância. Ele possui
diversas aplicações, sendo largamente utilizado como antiácido, para neutralizar a acidez
estomacal, e como fermento químico, na produção de pães, bolos etc. Nos EUA, a produção
industrial do bicarbonato de sódio utiliza o método de extração do mineral Trona. Já no Brasil e
vários países da Europa, o bicarbonato de sódio é produzido industrialmente pelo Processo
Solvay, um dos poucos processos industriais não catalíticos. Esse processo consiste em duas
etapas. Na primeira, a salmoura é saturada com amônia. Na segunda, injeta-se gás carbônico
na salmoura saturada, o que provoca a precipitação do bicarbonato de sódio. As duas etapas
podem ser descritas pelas duas equações a seguir:
• NH3 (g) + H2 0( ) NH+ (aq) + OH- (aq)
4
∆H = −30,6 kJ.mol
−1
• CO2 (g) + OH- (aq) + Na+ (aq) NaHCO3 (s)
∆H = −130 kJ.mol−1
Sobre essas etapas, responda:
a) Por que se adiciona amônia na primeira etapa do processo?
b) Utilizando as informações fornecidas e os conceitos do Princípio de Le Châtelier, que
condições experimentais de temperatura e pressão favorecerão maior eficiência do processo
nas duas etapas?
03. (Ueg) Considere um recipiente fechado contendo 1,2 mol de uma espécie química AB(g), a
certa temperatura. Depois de certo tempo, verificou-se que AB(g) foi decomposto em A2(g) e B2(g)
até atingir o equilíbrio químico, em que se constatou a presença de 0,45 mol de B2(g). O grau de
dissociação, em porcentagem, de AB(g) nas condições apresentadas é igual a:
a) 25
b) 50
c) 75
d) 90
www.sotaodaquimica.com.br
Contato por e-mail: [email protected]
1
Professora Sonia - Química para o Vestibular
04. (Uespi) Um exemplo do impacto humano sobre o meio ambiente é o efeito da chuva ácida
sobre a biodiversidade dos seres vivos. Os principais poluentes são ácidos fortes que provêm
das atividades humanas. O nitrogênio e o oxigênio da atmosfera podem reagir para formar NO,
mas a reação, mostrada abaixo, endotérmica, é espontânea somente a altas temperaturas, como
nos motores de combustão interna dos automóveis e centrais elétricas:
N2(g) + O2(g) 2 NO(g)
Sabendo que as concentrações de N2 e O2 no equilíbrio acima, a 800 ºC, são iguais a 0,10 mol
L−1 para ambos, calcule a concentração molar de NO no equilíbrio se K = 4,0 x 10−20 a 800 ºC.
a) 6,0 x 10−7
b) 5,0 x 10−8
c) 4,0 x 10−9
d) 3,0 x 10−10
e) 2,0 x 10−11
05. (Ita) São descritos três experimentos (I, II e III) utilizando-se em cada um 30 mL de uma
solução aquosa saturada, com corpo de fundo de cloreto de prata, em um béquer de 50 mL a 25
°C e 1 atm:
I. Adiciona-se certa quantidade de uma solução aquosa 1 mol.L−1 em cloreto de sódio.
II. Borbulha-se sulfeto de hidrogênio gasoso na solução por certo período de tempo.
III. Adiciona-se certa quantidade de uma solução aquosa 1 mol.L−1 em nitrato de prata.
Em relação aos resultados observados após atingir o equilíbrio, assinale a opção que apresenta
o(s) experimento(s) no(s) qual(is) houve aumento da quantidade de sólido.
a) Apenas I
b) Apenas I e II
c) Apenas I e III
d) Apenas II e III
e) Apenas I, II e III
06. (Uftm) Uma forma de obter ferro metálico a partir do óxido de ferro(II) é a redução deste
óxido com monóxido de carbono, reação representada na equação:
FeO( s ) + CO( g) Fe( s ) + CO2( g)
∆H0 > 0
a) Escreva a expressão da constante de equilíbrio (K C ) da reação apresentada. Como varia essa
constante em função da temperatura? Justifique.
b) De que forma a adição de FeO e o aumento de pressão interferem no equilíbrio representado?
Justifique.
07. (Ufjf) 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?
www.sotaodaquimica.com.br
Contato por e-mail: [email protected]
2
Professora Sonia - Química para o Vestibular
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.
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.
08. (Ita) Considere uma amostra aquosa em equilíbrio a 60 °C, com pH de 6,5, a respeito da
qual são feitas as seguintes afirmações:
I. A amostra pode ser composta de água pura.
II. A concentração molar de H3 O+ é igual à concentração de OH− .
III. O pH da amostra não varia com a temperatura.
IV. A constante de ionização da amostra depende da temperatura.
V. A amostra pode ser uma solução aquosa 0,1 mol ⋅ L−1 em H2CO3 , considerando que a constante
de dissociação do H2CO3 é da ordem de 1⋅ 10−7 .
Das afirmações acima está(ão) correta(s) apenas
a) I, II e IV.
b) I e III.
c) II e IV.
d) III e V.
e) V.
09. (Ita) Considere dois lagos naturais, um dos quais contendo rocha calcária (CaCO3 e MgCO3)
em contato com a água.
Discuta o que acontecerá quando houver precipitação de grande quantidade de chuva ácida
(pH<5,6) em ambos os lagos. Devem constar de sua resposta os equilíbrios químicos envolvidos.
10. (Udesc) Com relação às propriedades dos compostos pouco solúveis em equilíbrio com seus
íons em solução aquosa, considere a seguinte reação:
CaCO3(s) + CO2(g) + H2O( ) Ca2+(aq) + 2 HCO3 −(aq)
K eq = 2,13 × 10−14
Analise as proposições sobre o valor da constante de equilíbrio estimada e de todos os
equilíbrios
envolvidos.
I. É possível dissolver o carbonato de cálcio sólido borbulhando dióxido de carbono gasoso à
solução, pois o valor da constante de equilíbrio torna o processo favorável.
www.sotaodaquimica.com.br
Contato por e-mail: [email protected]
3
Professora Sonia - Química para o Vestibular
II. Constantes de equilíbrio maiores que 1 tendem a favorecer a posição do equilíbrio para os
produtos.
III. Não é possível a dissolução completa do carbonato de cálcio sólido pela passagem de gás
carbônico gasoso pela solução, como sugerido pelo baixo valor da constante de equilíbrio
para a reação.
IV. A adição de bicarbonato de sódio no sistema reacional vai causar um deslocamento do
equilíbrio para a direita.
V. A adição de CO2(g) ao sistema vai causar mais precipitação de carbonato de cálcio.
VI. A remoção do dióxido de carbono dissolvido na solução vai aumentar a solubilidade do
carbonato de cálcio.
Assinale a alternativa correta.
a) Somente as afirmativas I e IV são verdadeiras.
b) Somente as afirmativas II e III são verdadeiras.
c) Somente as afirmativas II e V são verdadeiras.
d) Somente as afirmativas III e V são verdadeiras.
e) Somente as afirmativas II e VI são verdadeiras.
11. (Ufrn) Os Ciclos Globais desempenham um papel essencial para a atmosfera terrestre e
para a vida na Terra. Entre esses ciclos, o do enxofre compreende um conjunto de
transformações ocorridas entre as espécies desse elemento, presentes na litosfera, hidrosfera,
biosfera e atmosfera, conforme representado na figura abaixo.
Na faixa de pH da água atmosférica (pH entre 2 e 4), o SO2 pode reagir segundo as reações de
equilíbrio representadas a seguir:
I. SO2( aq) + 2H2O( ) HSO3−( aq) + H3O(+aq)
K eq = 1,32 × 10−2 mol.L−1
II. HSO3−( aq) + H2O( ) SO32(−aq) + H3 O(+aq)
K eq = 6,42 × 10 −8 mol.L−1
www.sotaodaquimica.com.br
Contato por e-mail: [email protected]
4
Professora Sonia - Química para o Vestibular
a) Nessas condições de equilíbrio, qual a espécie química que se encontra em maior proporção
HSO3−( aq) ou SO32−aq . Justifique.
( )
b) No ciclo apresentado, justifique por que a diminuição da quantidade de enxofre presente no
petróleo pode ser uma medida correta para reduzir a chuva ácida na atmosfera.
12. (Unb) 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.
13. (Mackenzie) O equilíbrio químico estabelecido a partir da decomposição do gás amônia,
ocorrida em condições de temperatura e pressão adequadas, é representado pela equação
química 2NH3(g) N2(g) + 3H2(g) . Considerando que, no início, foram adicionados 10 mol de gás
amônia em um recipiente de 2 litros de volume e que, no equilíbrio, havia 5 mol desse mesmo
gás, é correto afirmar que
a) ao ser estabelecido o equilíbrio, a concentração do gás N2 será de 1,25 mol/L.
b) foram formados, até ser estabelecido o equilíbrio, 15 mol de H2(g).
c) a concentração do gás amônia no equilíbrio será de 5 mol/L.
d) haverá, no equilíbrio, maior quantidade em mols de gás amônia do que do gás hidrogênio.
e) a concentração do gás hidrogênio no equilíbrio é 2,5 mol/L.
14. (Unioeste) Na tabela abaixo são dadas as reações de ionização e os respectivos valores de
pK a para alguns compostos aromáticos.
Reação
pK a
I.
4,19
II.
9,89
III.
0,38
IV.
4,58
Fonte: Solomons & Fryhle, Química Orgânica, vols. 1 e 2, 7ª edição. LTC.
www.sotaodaquimica.com.br
Contato por e-mail: [email protected]
5
Professora Sonia - Química para o Vestibular
Os compostos que apresentam a maior e a menor acidez são, respectivamente,
a) I e III.
b) II e III.
c) IV e I.
d) III e II.
e) III e IV.
15. (Ufpr) A forma dos fios do cabelo (liso ou ondulado) se deve à forma das estruturas
proteicas da queratina. Promovendo reações químicas nas ligações dissulfeto (RSSR) presentes
na proteína, é possível alterar sua estrutura e com isso mudar a forma do cabelo. O método
baseia-se na redução dos grupos RSSR a RSH, por uma solução do ácido tioglicólico (também
conhecido como ácido 2-mercaptoacético ou ácido 2-mercaptoetanoico) em uma solução de
amônia (pH 9). Feito isso, os fios de cabelo ficam “livres” para serem moldados na forma
desejada. Na sequência, uma solução de água oxigenada (solução de peróxido de hidrogênio,
H2O2) promove a oxidação dos grupos RSH novamente a RSSR, “congelando” a estrutura das
proteínas na forma moldada.
Acerca das informações fornecidas, pede-se:
a) Desenhe as estruturas (em grafia de bastão) para o ácido tioglicólico.
b) Sabendo que o pKa do ácido tioglicólico é 3,73, calcule a razão de concentração entre as
espécies desprotonada e protonada do ácido tioglicólico em pH 9, condição da solução de
amônia descrita no texto.
16. (Uftm) A água dos oceanos tem pH próximo de 8, que se mantém por meio do equilíbrio
entre os íons carbonato e bicarbonato, representado na equação.
CO2 (g) + H2O( ) + CO32− (aq) 2 HCO3− (aq)
Os corais são formados de carbonato de cálcio, substância praticamente insolúvel em água.
Algumas pesquisas recentes indicam que o aumento da concentração de CO2 na atmosfera
pode provocar o aumento da concentração de CO2 nos oceanos, o que contribuiria para o
desaparecimento dos corais dos oceanos, e perturbaria o equilíbrio ecológico da vida marinha.
a) Estime a concentração de íons OH– numa amostra de água dos oceanos, considerando Kw =
10–14.
b) A partir do equilíbrio químico apresentado, explique como o aumento da concentração de
CO2 atmosférico pode contribuir para o desaparecimento dos corais dos oceanos.
17. (Uftm) Em soluções aquosas de acetato de sódio, o íon acetato sofre hidrólise:
CH3 COO− (aq) + H2O( ) CH3 COOH (aq) + OH− (aq)
O hidróxido de magnésio é pouco solúvel em água: Mg(OH)2 (s) Mg2+ (aq) + 2 OH− (aq)
Considere as seguintes afirmações:
I. Solução aquosa de acetato de sódio tem pH acima de 7,0.
II. Quando são adicionadas gotas de ácido clorídrico na solução de acetato de sódio, o equilíbrio
da equação de hidrólise é deslocado para o lado da formação dos íons acetato.
III. Quando se adiciona solução de nitrato de magnésio na solução de acetato de sódio, o
equilíbrio da equação de hidrólise é deslocado para o lado da formação do ácido acético.
Está correto o que se afirma em
a) I, II e III.
b) I e II, apenas.
c) I e III, apenas.
www.sotaodaquimica.com.br
Contato por e-mail: [email protected]
6
Professora Sonia - Química para o Vestibular
d) II e III, apenas.
e) III, apenas.
18. (Unb) O fogo é um drástico agente de perturbação na vegetação do bioma cerrado, com
grande impacto na dinâmica das populações de plantas do cerradão, como Emmotum nitens,
Ocotea pomaderroides e Alibertia edulis. No cerradão, o fogo causa até dez vezes mais
mortalidades de plantas lenhosas que as observadas em áreas protegidas. Pela ação do fogo, o
cerradão pode dar lugar às fisionomias abertas do bioma cerrado (campo limpo, campo sujo).
Inicialmente, essas fisionomias abertas eram atribuídas à limitação de água no período seco e à
precipitação menor que a das áreas de florestas, como a da Mata Atlântica. Essa hipótese foi
refutada a partir de estudos que demonstraram que a maioria das plantas lenhosas possuía
sistemas radiculares profundos e, portanto, tinha acesso às camadas de solo com água.
Considerando o texto acima e os aspectos a ele relacionados, julgue os itens a seguir.
a) Se o bicarbonato de sódio (NaHCO3), principal constituinte de alguns tipos de extintores de
incêndio, for obtido a partir da reação exotérmica de neutralização, conforme equilíbrio químico
representado pela equação
H2CO3 (aq) + NaOH(aq) NaHCO3 (aq) + H2O( ),
então o rendimento da reação seria maior se a temperatura aumentasse e o pH diminuísse.
b) A água não deve ser usada para apagar certos tipos de incêndios, porque a molécula de H2O,
quando exposta a altas temperaturas, decompõe-se em gás hidrogênio, um explosivo, e em gás
oxigênio, que aumenta a chama, por ser comburente.
19. (Uepa) As estalactites são formações que ocorrem em tetos de cavernas, ao longo dos anos,
em função da decomposição do bicarbonato de cálcio dissolvido na água que, após evaporação
desta, leva à cristalização do carbonato de cálcio, segundo a equação química 1, representada
abaixo.
Equação 1: Ca (HCO3 )2( aq) → CaCO3( s) + H2O( g) + CO2( g)
A dissolução de CaCO3( s) em água (equação química 2) é muito baixa e é uma das etapas de
formação de estalactite. A dissociação iônica do carbonato de cálcio está representada na
equação química 3.
Equação 2: CaCO3 s CaCO3 aq
( )
( )
+
Equação 3: CaCO3( aq) Ca2aq
+ CO32–aq
( )
( )
Analisando as reações de equilíbrio representadas pelas equações 2 e 3, a alternativa correta é:
a) na equação 2, a velocidade de dissolução é maior do que a de precipitação.
b) na equação 3, a adição de CaCO3 aq desloca o equilíbrio para a direita.
( )
c) a constante de equilíbrio K c da equação 3 é K c
d) a constante de equilíbrio K c da equação 3 é K c
+ 
2 Ca2aq
CO32–aq 
( ) 
 ( )  

=
CaCO

3( aq) 

CaCO3 aq 
( )

=
Ca2 +  CO2 – 
 ( aq )   3 ( aq ) 
e) na equação 2, a velocidade de dissolução é diferente da de precipitação.
www.sotaodaquimica.com.br
Contato por e-mail: [email protected]
7
Professora Sonia - Química para o Vestibular
20. (Uerj) Em motores de combustão interna, o óxido nítrico é produzido a partir da reação
representada pela seguinte equação química:
N2( g) + O2( g) 2NO( g)
Em condições ambientes, a concentração de NO na atmosfera corresponde a 10-13 mol.L-1,
sendo a constante de equilíbrio da reação, Kc, igual a 5 x 10-31. Entretanto, sob temperatura
elevada, como nos motores de veículos, essa concentração é de 10-5 mol.L-1.
Admitindo-se que não há variação nas concentrações de N2 e O2, calcule o valor de Kc sob
temperatura elevada.
Apresente, ainda, as fórmulas estruturais planas das moléculas apolares presentes na equação
química.
Resoluções
1. Alternativa E
Teremos:
CH3 CH2CH2CH3(g) (CH3 )CHCH3(g)
Início
70,0 g
Durante
−m
Equilíbrio
0
+m
(70,0 − m)
m
MCH3 CH2 CH2 CH3 = M(CH3 )CHCH3 = M
70,0 − m
M× V
m
[(CH3 )CHCH3(g) ] =
M× V
[CH3 CH2 CH2CH3(g) ] =
A constante de equilíbrio é dada por:
m
m
M
×V =
Ke =
=
[CH3 CH2CH2 CH3(g) ] 70,0 − m 70,0 − m
M× V
m
m
Ke =
⇒ 2,5 =
⇒ m = 50,0 g
70,0 − m
70,0 − m
[(CH3 )CHCH3(g) ]
2. a) Adicionando-se amônia, o primeiro equilíbrio desloca para a direita:
desloca para a direita

→ NH4+ (aq) + OH- (aq)
NH3 (g) + H2O( ) ←

Amônia ↑
Hidróxido
Consequentemente aumenta a concentração do ânion hidróxido e o segundo equilíbrio,
também, desloca para a direita e a formação do NaHCO3 é favorecida.
desloca para a direita

→ NaHCO3 (s)
CO2 (g) + OH- (aq) + Na+ (aq) ←

Hidróxido ↑
www.sotaodaquimica.com.br
Contato por e-mail: [email protected]
8
Professora Sonia - Química para o Vestibular
b) A diminuição da temperatura favorece a reação exotérmica. Neste caso os dois equilíbrios são
favorecidos e deslocam para a direita (reações exotérmicas).
A elevação da pressão favorece o deslocamento de equilíbrio no sentido da reação que produz
menor número de mols de gás, ou seja, menor volume. Neste caso os dois equilíbrios são
favorecidos e deslocam para a direita.
desloca para a direita

→ NH4+ (aq) + OH- (aq)
NH3 (g) + H2O( ) ←

zero mol de gás
ou menor volume
1 mol de gás
ou maior volume
desloca para a direita

→
CO2 (g) + OH- (aq) + Na+ (aq) ←

1 mol de gás
ou maior volume
NaHCO3 (s)
zero mol de gás
ou menor volume
3. Alternativa C
Teremos:
2AB
A2 +
1,2 mol
B2
0
0 (início)
Gasta
Forma
Forma
−2 × 0,45 mol
0,45 mol
0,45 mol (durante)
0,3 mol
0,45 mol
0,45 mol (equilíbrio)
1,2 mol
100 %
0,9 mol
p ⇒ p = 75 %
4. Alternativa E
Teremos:
N2 (g)
+
−1
2NO(g)
−1
0,1mol ⋅ L
K eq =
O2 (g)
0,1mol ⋅ L
[NO]
[NO]2
[N2 ]1 × [O2 ]1
4,0 × 10−20 =
[NO]2
⇒ [NO] = 4,0 × 10−20 × 10−1 × 10 −1
0,1× 0,1
[NO] = 2,0 × 10−11 mol L
5. Alternativa E
O produto de solubilidade do cloreto de prata é muito baixo ( ≈ 1,0 × 10−10 ), ou seja, este sal é
muito pouco solúvel.
I. Adiciona-se certa quantidade de uma solução aquosa 1 mol.L−1 em cloreto de sódio:
AgC(s) Ag+ (aq) + C − (aq)
O equilíbrio desloca para a esquerda e ocorre a formação de precipitado, pois aumentará a
concentração de íons C − na solução. A quantidade de sólido aumentará.
II. Borbulha-se sulfeto de hidrogênio gasoso na solução por certo período de tempo:
Teremos as seguintes reações:
www.sotaodaquimica.com.br
Contato por e-mail: [email protected]
9
Professora Sonia - Química para o Vestibular
H2S(g) + 2Ag+ (aq) + 2C − (aq) → Ag2S(s) + 2HC(aq)
ou H2S(g) + 2Ag+ (aq) + 2C − (aq) → Ag2S(s) + 2H+ (aq) + 2C − (aq)
H2S(g) + 2Ag+ (aq) → Ag2S(s) + 2H+ (aq) .
Ocorrerá a formação de precipitado e a quantidade de sólido aumentará.
III. Adiciona-se certa quantidade de uma solução aquosa 1 mol.L−1 em nitrato de prata.
O nitrato de prata é um sal muito solúvel em água: AgNO3 → Ag+ (aq) + NO3 − (aq) .
Com o aumento da concentração de cátions Ag+, o equilíbrio AgC(s) Ag+ (aq) + C − (aq) será
deslocado para a esquerda e a quantidade de sólido aumentará.
6. a) Expressão da constante de equilíbrio (K C ) da reação apresentada:
K eq =
[CO2 ]
[CO]
Como a variação de entalpia da reação direta é positiva, o valor constante aumenta com a
elevação da temperatura (favorecimento da reação endotérmica) e diminui com a diminuição da
temperatura (favorecimento da reação exotérmica).
b) A adição de FeO não altera o equilíbrio, pois está no estado sólido e apresenta concentração
constante.
O aumento da pressão não interfere no equilíbrio, pois, verifica-se a presença de 1 mol de CO
(g) em equilíbrio com 1 mol de CO2 (g), ou seja, os volumes são iguais.
7. 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 (NH3 ) = − 44 kJ
c) Teremos:
www.sotaodaquimica.com.br
Contato por e-mail: [email protected]
10
Professora Sonia - Química para o Vestibular
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
2
3
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 × vincial
8. Alternativa A
Análise das afirmações:
I. Correta. A amostra pode ser composta de água pura ou por uma solução neutra.
A 60 ºC, simplificadamente, teremos:
H2O + H2O H3O+ + OH−
K W = [H3 O+ ] × [OH− ] = 10−13
10 −pH × 10−pOH = 10 −13
−pH − pOH = −13
pH + pOH = 13
pH = 6,5 (solução neutra)
II. Correta. A concentração molar de H3 O+ é igual à concentração de OH− .
Numa solução neutra [H3 O+ ] = [OH− ] = 10−13 mol / L .
III. Incorreta. O pH da amostra varia com a temperatura, pois a 25 ºC o valor de KW (10-14) é
diferente daquele comparado a 60 ºC (10-13).
IV. Correta. A constante de ionização da amostra depende da temperatura.
V. Incorreta. Teremos:
www.sotaodaquimica.com.br
Contato por e-mail: [email protected]
11
Professora Sonia - Química para o Vestibular
H2CO3
(início)
0,1 mol / L
(durante)
−x
(equilíbrio) 0,1 − x
H+ + HCO3 −
0
0
+x
+x
x
x
( ∼ 0,1)
Ka =
[H+ ] × [HCO3 − ]
[H2CO3 ]
1,0 × 10−7 =
x
⇒ x = 1,0 × 10−4
0,1
[H+ ] = 1,0 × 10−4 mol / L ⇒ pH = 4
pH = 4 ≠ pH = 6,5
9. No lago que contém rocha calcária, a chuva ácida, de ácido carbônico (H2CO3 (aq)), dissolve a
rocha calcária:
2H2CO3 (aq) 2H+ (aq) + 2HCO3− (aq)
CaCO3 (s) + 2H+ (aq) Ca2+ (aq) + H2O( ) + CO2 (aq) Ca2+ (aq) + 2H+ (aq) + 2HCO3 − (aq)
MgCO3 (s) + 2H+ (aq) Mg2+ (aq) + H2O( ) + CO2 (aq) Mg2+ (aq) + 2H+ (aq) + 2HCO3 − (aq)
Ocorrerá diminuição do pH devido à elevação da concentração dos íons H+.
No outro lago, a chuva ácida aumentará a concentração de íons H+:
H2CO3 (aq) H+ (aq) + HCO3 − (aq)
consequentemente o equilíbrio H2O( ) H+ (aq) + OH− (aq) será deslocado para a esquerda. A
concentração de íons H+, neste caso, será maior do que no lago de rocha calcária.
10. Alternativa B
Análise das proposições:
I. Falsa. É possível dissolver o carbonato de cálcio sólido borbulhando dióxido de carbono
gasoso à solução, pois o equilíbrio desloca para a direita, devido à elevação na concentração
do gás carbônico.
Observação: Como a constante de equilíbrio é menor do que 1, o equilíbrio é favorecido no
sentido da formação de carbonato de cálcio:
K eq =
[Ca2+ ] × [HCO3− ]2
= 2,13 × 10−14
[CO2 ]
K eq < 1
[Ca2+ ] × [HCO3 − ]2 < [CO2 ] ⇒ favorecimento para a esquerda (reagentes).
II. Verdadeira. Constantes de equilíbrio maiores que 1 tendem a favorecer a posição do
equilíbrio para os produtos, pois:
aA + bB cC
K eq =
K eq
[C]c
[A]a × [B]b
>1
[C]c > [A]a × [B]b ⇒ favorecimento para a direita (produtos).
www.sotaodaquimica.com.br
Contato por e-mail: [email protected]
12
Professora Sonia - Química para o Vestibular
III. Verdadeira. Não é possível a dissolução completa do carbonato de cálcio sólido pela
passagem de gás carbônico gasoso pela solução, como sugerido pelo baixo valor da constante
de equilíbrio para a reação.
IV. Falsa. A adição de bicarbonato de sódio no sistema reacional vai causar um deslocamento
do equilíbrio para a esquerda, devido à elevação da concentração do ânion bicarbonato
(HCO3− ) :
2+
−
CaCO3(s) + CO2(g) + H2O( ) Ca (aq) + 2 HCO3 (aq)
esquerda
(aumenta)
V. Falsa. A adição de CO2(g) ao sistema vai causar consumo de carbonato de cálcio:
direita
Ca2+(aq) + 2 HCO3 −(aq)
CaCO3(s) + CO2(g) + H2O( ) (aumenta)
VI. Falsa. A remoção do dióxido de carbono dissolvido na solução vai diminuir a solubilidade do
carbonato de cálcio, pois o equilíbrio vai deslocar para a esquerda:
2+
−
CaCO3(s) + CO2(g) + H2O( ) Ca (aq) + 2 HCO3 (aq)
esquerda
(remoção)
11. a) Analisando as reações de equilíbrio, percebe-se que a constante de equilíbrio de I
(K eq = 1,32 × 10 −2 mol.L−1) é maior do que de II (K eq = 6,42 × 10−8 mol.L−1).
Conclusão: a espécie HSO3−( aq) encontra-se em maior proporção.
b) A queima dos combustíveis fósseis libera SO2 e SO3 , e estes óxidos em contato com a água
presente na atmosfera formam a chuva ácida. A diminuição da quantidade de enxofre no
petróleo pode reduzir a ocorrência deste fenômeno.
12. Teremos:
Em 1 L, teremos :
nN O = 0,22 mol
2
nO = 0,055 mol
2
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.
Multiplicando por 104 : 0,0385 × 104 = 385 mol / L.
www.sotaodaquimica.com.br
Contato por e-mail: [email protected]
13
Professora Sonia - Química para o Vestibular
13. Alternativa A
Teremos:
[NH3(g) ]início =
10
mol / L = 5,0 mol / L
2
[NH3(g) ]equilíbrio =
2NH3(g)
5
mol / L = 2,5 mol / L
2
N2(g)
5,0 mol / L
+
0
3H2(g)
0
(início)
−2,5 mol / L
+ 1,25 mol / L
+ 3,75 mol / L
(durante)
2,5 mol / L
+ 1,25 mol / L
+ 3,75 mol / L
(equilíbrio)
Conclusão: [N2 ]equilíbrio = 1,25 mol / L.
14. Alternativa D
pK a = − logK a
— Quanto maior o pKa menor a acidez do composto.
— Quanto menor o pKa maior a acidez do composto.
Maior acidez: III (0,38).
Menor acidez: II (9.89).
15. a) O ácido tioglicólico pode ser representado por:
b) A equação de ionização do ácido é HSCH2COOH H+ + HSCH2COO− .
Sabemos que a constante de ionização ácida é dada por:
Ka =
[H+ ][HSCH2 COO− ]
[HSCH2 COOH]
Aplicando log, vem:
− logK a = − log
[H+ ][HSCH2COO− ]
[HSCH2COOH]
 
[HSCH2COO− ]  
− logK a = − log  [H+ ] ×


[HSCH2COOH]  
 

− logK a = − log[H+ ] − log
[HSCH2COO− ]
[HSCH2COOH]
www.sotaodaquimica.com.br
Contato por e-mail: [email protected]
14
Professora Sonia - Química para o Vestibular
pKa = pH − log
3,73 = 9 − log
log
[HSCH2COO − ]
[HSCH2COOH]
[HSCH2COO − ]
[HSCH2COOH]
[HSCH2COO − ]
= 5,27
[HSCH2COOH]
[HSCH2COO − ]
= 105,27 = 186.208,71
[HSCH2COOH]
16. a) Nos oceanos pH = 8, então [H+ ] = 10−8 mol / L .
K W = [H+ ] × [OH− ]
10−14 = 10−8 × [OH− ]
[OH− ] =
10−14
10
−8
= 10−6 mol / L
b) Teremos:
CO2 (g) + H2O( ) + CO32− (aq) 2 HCO3− (aq)
[CO2 ] ↑ 
→ [HCO3− ]
2−
o equilíbrio desloca para a direita
os íons CO3 são consumidos
O CO2 (g) reage com os íons carbonato ( CO32− (aq) ) que são repostos pela degradação do
carbonato de cálcio (CaCO3 ) presente nos corais.
17. Alternativa C
Análise das afirmações:
I. Correta. Solução aquosa de acetato de sódio tem pH acima de 7,0, pois o meio fica básico.
II. Incorreta. Quando são adicionadas gotas de ácido clorídrico na solução de acetato de sódio, o
equilíbrio da equação de hidrólise é deslocado para a direita devido ao consumo dos ânions
OH-.
III. Correta. Quando se adiciona solução de nitrato de magnésio na solução de acetato de sódio,
a solução fica ácida e o equilíbrio da equação de hidrólise é deslocado para o lado da
formação do ácido acético devido ao consumo de OH-:
Mg2+ + 2NO3− + 2H2O → Mg(OH)2 + 2H+ + 2NO3−
Mg2+ + 2H2O → Mg(OH)2 + 2H+
(meio ácido)
18. a) Incorreto. Se o bicarbonato de sódio (NaHCO3), principal constituinte de alguns tipos de
extintores de incêndio, for obtido a partir da reação exotérmica de neutralização, conforme
equilíbrio químico representado pela equação H2CO3 (aq) + NaOH(aq) NaHCO3 (aq) + H2O( ), então o
rendimento da reação seria maior se a temperatura diminuísse (favorecimento da reação
exotérmica – deslocamento para a direita) e o pH aumentasse (meio básico – deslocamento para
a direita).
b) Incorreto. A água não se decompõe em gás hidrogênio e oxigênio num incêndio.
www.sotaodaquimica.com.br
Contato por e-mail: [email protected]
15
Professora Sonia - Química para o Vestibular
19. Alternativa B
Na equação 3, a adição de CaCO3 aq desloca o equilíbrio para a direita:
( )
vd

→ Ca2 + + CO2 –
CaCO
←

3 ( aq )
3 ( aq)
( aq)
vi

→
Direita
v d > vi
20. Teremos:
Kc =
[NO]2
[N2 ] × [O2 ]
Em condições ambientes:
Kc = 5 x 10−31 e [NO] = 10−13, logo
5 × 10 −31 =
(10 −13 )2
[N2 ] × [O2 ]
[N2 ] × [O2 ] = 2 × 10 4
Sob temperatura elevada: [NO] = 10−5 e [N2] × [O2] = 2 x 104, logo
Kc =
(10 −5 )2
= 5 × 10 −15
2 × 10 4
Fórmulas estruturais planas das moléculas apolares presentes na equação:
N≡N
O=O
www.sotaodaquimica.com.br
Contato por e-mail: [email protected]
16