Capítulo 11 – Exercícios adicionais
Conceito de reação reversível e os equilíbrios
1. Por que os estados de equilíbrio são considerados dinâmicos? Por que as
concentrações das espécies participantes de um equilíbrio não se alteram?
2. Nos dois experimentos seguintes (feitos à mesma temperatura), qual a diferença em
se estabelecer o equilíbrio por meio do procedimento I ou do procedimento II?
I. Adiciona-se, aos poucos, um litro de água, a 1 kg de NaCℓ, que se dissolve
parcialmente.
II. Despeja-se, de uma vez, 1 L de água sobre 1 kg de NaCℓ. Afinal, a quantidade de sal
dissolvida é a mesma nos dois casos.
Energia livre e constantes de equilíbrio
3. Considere a reação em fase gasosa:
2NO2(g) = N2O4(g)
a) Calcule o Kp e o ∆Gº desta reação, a 25 ºC.
b) Calcule o Kp e o ∆Gº da reação inversa.
4. O ‘smog fotoquímico’, poluição marrom de grandes centros, é causado em grande
parte pela presença na atmosfera de dióxido de nitrogênio, NO2, que pode ser formado
pela oxidação de óxido de nitrogênio, NO (óxido nítrico). Se as energias livres padrão
de formação dos gases NO2 e NO são 51,8 e 86,7 kJ mol-1 respectivamente, a 25 ºC,
determine o valor da constante de equilíbrio Kp nessa temperatura para a reação 2NO(g)
+ O2(g) → 2NO2(g).
5. Determine o valor da constante de equilíbrio Kp, a 25 ºC, para a reação C(grafite) +
2H2(g) → CH4(g). (Os valores de energia livre encontram-se no Apêndice 6 do livro.)
Propriedades das constantes Kc e Kp
6. Escreva as expressões de Kc para os seguintes equilíbrios:
a) Fe2O3(s) + CO(g) = 2FeO(s) + CO2(g).
b) CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g).
c) 2NH3(g) = N2(g) + 3H2(g).
7. Escreva as equações químicas correspondentes às expressões das constantes de
equilíbrios dadas:
a) Kc = [NO2]2/[N2O4].
b) Kc = [NO]2 [O2]/[NO2]2.
c) Kc = [PCℓ3] [Cℓ2]/[PCℓ5].
8. Por que sólidos e líquidos, apesar de serem escritos na equação química da reação,
não entram na expressão da constante de equilíbrio?
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9. Se escrevermos a equação 2NOBr(g) → 2NO(g) + Br2(g) ou se escrevermos a mesma
reação da seguinte forma: 4NOBr(g) → 4NO(g) + 2Br2(g), serão obtidos os valores de
constantes de equilíbrio iguais nos dois casos, considerando-se a mesma temperatura?
Justifique.
Cálculos com constantes
10. Dada a reação X2 + 3Y2 → 2XY3, verificou-se no equilíbrio, a 1.000 °C, que as
concentrações em mol por litro são: [X2]= 0,20; [Y2] = 0,20; [XY3] = 0,60. Qual o valor
da constante de equilíbrio da reação química?
11. Em um recipiente de aço inox com capacidade de 1 L foram colocados 0,5 mol de
H2 e 0,5 mol de I2. A mistura alcança o equilíbrio à temperatura de 430 ºC. Calcule as
concentrações de H2, I2 e HI em equilíbrio, sabendo que Kc para a reação H2(g) + I2(g)
→ 2HI(g) é igual a 49 na temperatura em questão.
12. Se um mol de H2 e 1 mol de I2 em recipiente de 1 L alcançarem a condição de
equilíbrio a 500 ºC, qual a concentração de HI no equilíbrio? (Dado: Kc = 64 para a
equação do problema 11.)
13. Em um recipiente de volume constante igual a 1 L, inicialmente evacuado, foi
introduzido 1 mol de pentacloreto de fósforo (PCℓ5) gasoso e puro. O recipiente foi
mantido a 250 ºC e, no equilíbrio, foi verificada a existência de 0,47 mol de gás cloro.
Calcule o valor da constante do equilíbrio estabelecido dentro do cilindro, considerando
a equação química PCℓ5(g) → PCℓ3(g) + Cℓ2(g).
14. O valor de Kp para a reação NOCℓ(g) → NO(g) + ½Cℓ2(g), é igual a 1,8 × 10–2
quando a temperatura é de 800 ºC. NOCℓ foi adicionado a um recipiente e esperou-se
que se estabelecesse o equilíbrio. Se a pressão parcial do NOCℓ ficou em 0,657 atm,
qual a pressão parcial do NO?
Le Chatelier
15. Considere o equilíbrio a seguir, a 150 oC, em recipiente fechado:
Fe3O4(s) + 4H2(g) → 3Fe(s) + 4H2O(g)
Escreva a expressão da constante de equilíbrio da reação. Tente prever, justificando,
qual será o efeito da adição ao sistema em equilíbrio de:
a) Mais H2(g).
b) Mais Fe(s).
c) Um catalisador.
16. A oxi-hemoglobina é o transportador de oxigênio dos pulmões às células. Ela é o
resultado da associação da hemoglobina ao oxigênio que chega aos pulmões, como
mostra a equação simplificada abaixo:
Hb(aq) + O2 = HbO2(aq)
hemoglobina
oxi-hemoglobina
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Com base no equilíbrio apresentado e sabendo que, a grandes altitudes, a quantidade de
oxigênio diminui na atmosfera, explique por que esportistas que atuam em regiões de
baixa altitude têm seu desempenho atlético diminuído e sofrem para se adaptar às
condições de uma competição em elevada altitude, enquanto os cidadãos locais nada
sofrem.
17. Em um cilindro de pistão móvel provido de torneira, conforme a figura abaixo, foi
estabelecido o seguinte equilíbrio:
Mantendo a temperatura constante, pode-se realizar as seguintes modificações:
a) Reduzir o volume, por deslocamento do pistão.
b) Introduzir mais NO2 pela torneira, com o pistão permanecendo fixo.
c) Introduzir mais N2O4 pela torneira, com o pistão permanecendo fixo.
d) Introduzir argônio pela torneira, com o pistão permanecendo fixo.
O que acontecerá com o equilíbrio em cada um desses procedimentos?
18. O ozônio existe na alta atmosfera graças à reação endotérmica 3O2(g) = 2O3(g).
a) Na alta atmosfera, sob condições de baixa pressão, a formação de ozônio é favorecida
ou desfavorecida?
b) A formação de ozônio deve ocorrer em maior intensidade no período noturno ou
diurno?
19. Na fabricação de cerveja, adiciona-se gás carbônico durante o processo de
engarrafamento (parte do CO2 já é produzida durante a fermentação). Isso faz com que o
produto final apresente uma acidez maior. Por outro lado, o CO2 em solução fica em
equilíbrio com o CO2 não solubilizado, como representado a seguir:
CO2(g) = CO2(aq)
∆H = –14,8 kJ mol-1
a) Suponha que a geração de espuma esteja relacionada à quantidade de gás liberado
durante a abertura da garrafa. Se duas garrafas são abertas no mesmo bar, uma a 6 ºC e
outra a 25 ºC, qual apresentará maior quantidade de espuma?
b) Explique por que o CO2 em solução aquosa é considerado um ácido.
20. Considere que a seguinte reação da fotossíntese esteja em equilíbrio em uma célula
vegetal:
6CO2(g) + 6H2O(ℓ) → C6H12O6(s) + O2(g) ∆Hº = 2.802 kJ mol–1
Como esta reação será afetada se:
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a) A pressão atmosférica aumentar.
b) A temperatura diminuir.
c) A concentração de oxigênio diminuir nas redondezas.
Auto-ionização da água/pH e pOH
21. A 60 oC, o produto iônico da água é [H+] × [OH–] = 1 × 10-13. Com relação a
soluções aquosas nessa temperatura, qual o pH dessa solução? Quanto vale pH + pOH?
Neste caso, uma solução com pH = 6,5 é neutra?
22. A constante ácida Ka de um ácido monocarboxílico de massa molar 60 g mol é 4 ×
10-5. Dissolvem-se 6 g (0,1 mol) desse ácido em água até completar 1 L de solução.
Determine:
a) A concentração de H+ na solução.
b) O pH da solução.
c) O pH da solução se o ácido fosse totalmente ionizado.
23. A aspirina e o ácido acético são ácidos monopróticos fracos, cujas constantes de
dissociação são iguais a 3,4 × 10-4 e 1,8 × 10-5, respectivamente. Considere soluções 0,1
mol L-1 de cada um desses ácidos. Qual solução apresentará o menor pH? Justifique.
24. Qual a diferença de pH de duas soluções ácidas em que uma é 100 vezes mais
concentrada em íons hidrônio H+ do que a outra?
25. Alguns ácidos estão listados abaixo, com seus respectivos valores de Ka (a 25 oC):
HSO4-(aq) + H2O(ℓ) → SO42-(aq) + H3O+(aq)
HF(aq) + H2O(ℓ) → F-(aq) + H3O+(aq)
H3PO4(aq) + H2O(ℓ) → H2PO4-(aq) + H3O+(aq)
K2 = 1,2 × 10-3
Ka = 7,2 × 10-4
K1 = 7,5 × 10-3
Qual é o ácido mais forte? Qual é o mais fraco? Justifique suas respostas.
Tampão
26. O pH do sangue humano é mantido dentro de um estreito intervalo (7,35-7,45) por
diferentes sistemas tamponantes. Aponte, entre as opções abaixo, qual par pode
representar um desses sistemas tamponantes.
I. CH3COOH/NaCℓ.
II. HCℓ/NaCℓ.
III. H3PO4/NaNO3.
IV. H2CO3/NaHCO3.
27. Calcule a relação entre as concentrações dos íons CO32-(aq) e HCO3-(aq) necessária
para a obtenção de um tampão em pH 9,5. A segunda constante de ionização (Ka2) do
ácido carbônico é igual a 5,6 × 10-11 a 25 ºC.
28. Quantos mols de CH3COO-Na+ deveriam ser adicionados a 275 mL de CH3COOH,
a 0,2 mol L-1, para preparar um tampão com pH = 4,5? Suponha que não haja variação
de volume nessa adição.
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Solubilidade
29. Se a constante do produto de solubilidade do cloreto de prata, AgCℓ, é Kps = 1,7 ×
10-10, qual a solubilidade desse sal em mol por litro?
30. Compostos de chumbo podem provocar danos neurológicos gravíssimos em homens
e animais. Por essa razão, é necessário um controle rígido sobre os teores de chumbo
liberados para o ambiente. Um dos meios de se reduzir a concentração do íon Pb2+ em
solução aquosa consiste em precipitá-lo, pela formação de compostos poucos solúveis,
antes do descarte final dos efluentes. De acordo com a tabela abaixo, qual ânion (todos
na mesma concentração) seria o agente precipitante mais eficiente na remoção do Pb2+
do efluente?
Ânion
CO32CrO42SO42S2PO43-
Composto precipitado
PbCO3
PbCrO4
PbSO4
PbS
Pb3(PO4)2
Kps a 25 oC
1,5 × 10-13
1,8 × 10-14
1,3 × 10-19
7,0 × 10-29
3,0 × 10-44
31. Em um béquer que contém água a 25 ºC, adiciona-se, sob agitação, BaSO4 até que
se obtenha uma solução saturada.
a) Escreva a expressão do produto de solubilidade para o BaSO4 em água.
b) Calcule o valor do Kps do BaSO4 a 25 ºC, sabendo que sua solubilidade em água é 1,0
× 10-5 mol L-1.
32. A constante do produto de solubilidade (Kps) do PbCO3 é igual a 1,5 × 10-13. Qual o
volume mínimo de água necessário para dissolver 3 g desse sal? (Dados: Pb = 207; C =
12; O = 16.)
33. A massa molar do Mg(OH)2 é 58,3 g mol-1 e seu produto de solubilidade em água, a
25 ºC, é 4,6 × 10-24. Colocando excesso de hidróxido de magnésio sólido em contato
com um litro de água pura, qual é a quantidade máxima de Mg(OH)2, em mols, que se
dissolverá nesse volume de água?
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