Resoluções de Exercícios
EA: EXERCÍCIOS DE APRENDIZAGEM
EH: EXERCITANDO HABILIDADES
TC: TAREFA DE CASA
QUÍMICA II
TC – BLOCO
TRANSFORMAÇÃO QUÍMICA
Capítulo
06
EA – BLOCO
01
Deslocamento de Equilíbrio
01
01 C
02 A
EA – BLOCO
02
01 D
O catalisador não desloca o equilíbrio, acelera a reação, fazendo com
que o equilíbrio aconteça mais rápido.
02 D
Um aumento da temperatura desloca o equilíbrio no sentido em que
o calor é consumido, aumentando a concentração do CO, consequentemente altera a constante de equilíbrio.
O equilíbrio se desloca para a direita (lado de maior volume).
O equilíbrio se desloca para a esquerda (lado exotérmico).
O equilíbrio se desloca para a esquerda (para o outro lado).
O equilíbrio se desloca para a esquerda (para o mesmo lado).
A)
B)
C)
D)
O equilíbrio se desloca para a direita (menor volume).
O equilíbrio se desloca para a esquerda (endotérmica).
O equilíbrio se desloca para a direita (para o outro lado).
O equilíbrio se desloca para a direita (para o mesmo lado).
03
A) O equilíbrio se desloca para a esquerda, para o lado de menor
volume (consequências: [PC5]; [PC3]; [C2]).
B) O equilíbrio se desloca para o lado endotérmico, para a direita
(consequências: [PC5]; [PC3]; [C2]).
C) O equilíbrio se desloca para o lado exotérmico, para a esquerda
(consequências: [PC5]; [PC3]; [C2]).
D) O equilíbrio se desloca para o outro lado, para o lado esquerdo
(consequências: [PC5]; [PC3]; [C2]).
E) O equilíbrio se desloca para o mesmo lado, para a direita (consequências: [PC5]; [PC3]; [C2]).
04 D
03 C
Aumentando a concentração de H2, o equilíbrio se desloca para a direita.
EA – BLOCO
A)
B)
C)
D)
02
Com a elevação da concentração de H2, o equilíbrio desloca para a
direita, pois a velocidade da reação direta aumenta.
Alternativa A está correta, pois de acordo com o Princípio de Le
Châtelier, o equilíbrio de uma reação se desloca de forma a repor uma
substância retirada ou a consumir uma substância adicionada, então
a adição de H2CO3 irá deslocar o equilíbrio no sentido de consumi-lo.
01
03
01 D
A diminuição de temperatura favorece o equilíbrio para o lado que o
calor é liberado. Formação da amônia.
Para que a variação da pressão total do sistema desloque o equilíbrio,
o volume dos reagentes e produtos deve ser diferente. Como estamos
procurando um equilíbrio que não se desloque com o aumento da
pressão total, o volume dos reagentes e dos produtos deve ser igual,
o que ocorre no item D.
A)
B)
02 C
A baixa temperatura e o aumento da umidade fazem com que o
equilíbrio se desloque para a esquerda.
EH – BLOCO
01
01 C
C)
D)
E)
Aumento da concentração de N2O – forma NH4NO3.
EH – BLOCO
02
01 A
O catalisador pode diminuir a energia de ativação, aumentando assim
a velocidade da reação.
O catalisador aumenta igualmente a velocidade da reação direta e
da reação inversa, através do abaixamento da energia de ativação
das duas reações.
EH – BLOCO
03
01 B
O equilíbrio químico sofre influência pelo aumento de temperatura,
pela pressão e também pela concentração.
10
Ciências da Natureza e suas Tecnologias
QUÍMICA – Volume 03
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05 C
A)
B)
C)
D)
E)
O equilíbrio se desloca para a esquerda.
O equilíbrio não se desloca.
O equilíbrio se desloca para a direita.
O equilíbrio não se desloca.
O catalisador não desloca o equilíbrio.
06 D
Observamos que quanto maior a temperatura, maior o valor de KC, o
que caracteriza uma reação endotérmica.
QUÍMICA II
27/05/2013 10:30:21
A) F: A formação de NO2(g) é endotérmica.
B) F: Aumentando a pressão, o equilíbrio se desloca para a esquerda,
diminuindo a intensidade da cor castanha.
C) F: Aumentando-se a temperatura, o equilíbrio se desloca para o
lado endotérmico, aumentando a intensidade da cor castanha.
07 D
Teremos:
X(g) + Y(g)
1,8
1,5
–0,5
–0,5
1,3
1,0
TC – BLOCO
D
Z(g)
0
+0,5
0,5
08 E
Em um recipiente aberto, o eteno, sendo gasoso, desloca o equilíbrio
para a direita.
09 A
As duas substâncias deslocam o equilíbrio para a esquerda.
anidro (azul)
A diminuição da temperatura desloca o equilíbrio no sentido exotérmico.Deslocamento no sentido de formação de HBr.
11 D
A redução da pressão desloca o equilíbrio para o lado do volume maior,
quantidade total de mols.
12 E
Um aumento da concentração dos produtos (gasoso), o equilíbrio se
desloca no sentido dos reagentes.
13 D
Aumento da concentração de CO2 desloca-se no sentido de formação
do ácido carbônico, diminuindo o pH.
14 B
Dobrando o valor das concentrações no equilíbrio, o valor de KC não
vai alterar.
15 A
A redução da pressão desloca o equilíbrio para o lado do volume maior, o
equilíbrio 2 se desloque para esquerda e consequentemente o 1 também.
9H2O C
? 3 Fe
(s)
+ 4H2O(g)
4
9H2 C
4
A) O equilíbrio se desloca para a direita, o aumento da concentração
de um reagente desloca o equilíbrio para o lado do produto.
B) O equilíbrio não se desloca, pois a adição de um sólido não altera
o equilíbrio químico.
C) O equilíbrio não se desloca, pois a adição de um catalisador aumenta
igualmente a velocidade da reação direta e da reação inversa.
17 D
? CoCl
2
. 2H2O(s)
hidratado (rosa)
B) Tempo úmido: o aumento da concentração de água desloca o
equilíbrio para a direita, predominando a cor rosa.
Tempo seco: a diminuição da concentração da água desloca o
equilíbrio para a esquerda, predominando a cor azul.
02 CO2(g) + H2O(l)
?
+
HCO 3 (aq) + H (aq)
• A pressão diminui, deslocando o equilíbrio para a esquerda, além
de diminuir a solubilidade do CO2(g).
• A temperatura aumenta, diminuindo a solubilidade do CO2(g).
• O aumento da concentração de H +
(aq) desloca o equilíbrio para a
esquerda.
Exotérmica
03 1N2(g) + 3 H2(g)
Endotérmica
1 444 2 444 3
2 NH3(g)
S
H = –26,2Kcal
2V
4V
Compressão
4V
10 D
16 Fe3O4(s) + 4H2(g)
02
01 A) CoCl2(s) + 2H2O(g)
A mesma quantidade de matéria de X e Y (0,5 M) é gasta para se
obter o produto Z.
Kc =
D) F: O aumento da temperatura desloca o equilíbrio para o lado
endotérmico, ou seja, para o lado direito.
E) F: Um sistema só atinge o equilíbrio químico em frasco fechado.
2V
Expansão
A) O aumento da temperatura desloca o equilíbrio químico para o
lado endotérmico, ou seja, para o lado esquerdo (V2 > V1).
B) A diminuição da pressão total do sistema desloca o equilíbrio
químico para o lado de maior volume (para o lado da expansão
volumétrica), ou seja, para o lado esquerdo (V2 > V1).
C) O aumento da concentração de N2(g) desloca o equilíbrio no sentido
de consumi-lo, ou seja, para o lado direito (V1 > V2).
04 Apesar de o aumento da temperatura diminuir o rendimento da reação,
pois o aumento de temperatura favorece a reação endotérmica, ou
seja, a reação inversa (deslocamento do equilíbrio para a esquerda),
o aumento da temperatura aumenta a velocidade da reação.
05 A
Pelo gráfico, notamos que, à medida que a temperatura aumenta,
o Kc diminui:
9NH3 C
2
Kc =
9N2 C9H2 C
3
Isso nos leva a concluir que a elevação da temperatura favorece a
formação de N2 e H2 e o consequente consumo de NH3, sendo o
equilíbrio deslocado para a esquerda, indicando que a reação inversa
é endotérmica.
N2(g) + 3H2(g)
Exotérmica
Endotérmica
2 NH3(g)
Logo, o aumento da temperatura provoca diminuição do rendimento
da reação direta.
O aumento da temperatura aumenta a velocidade de todas as reações.
06 C
• Dado o equilíbrio: N2(g) + 3H2(g)
? 2 NH
3(g)
?
2NaHCO3(s)
Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g)
I. Sistema fechado: desfavorece a reação, pois o acúmulo de gases
desloca o equilíbrio químico para a esquerda.
II. Sistema aberto: favorece a reação.
III. A presença adicional de CO2 desfavorece a reação, pois desloca o
equilíbrio químico para a esquerda.
IV. A remoção de água desloca o equilíbrio químico para a direita,
favorecendo a reação.
O item D é correto.
18 C
9NH3 C
2
a expressão da constante de equilíbrio é dada por: KC =
9N2 C9H2 C
3
• Pelo gráfico, quanto menor a temperatura, maior o valor da constante de equilíbrio, portanto, maior a concentração dos produtos,
maior o rendimento da reação.
• A diminuição da temperatura no equilíbrio favorece a reação
exotérmica.
A síntese da amônia é favorecida pela diminuição da temperatura,
logo, é exotérmica.
A elevação da temperatura favorece a formação de N2 e H2.
07 A
Resolução:
A) F: A adição de C2(g) desloca o equilíbrio para a esquerda.
B) F: A adição de uma substância sólida não desloca o equilíbrio químico.
C) V: O aumento da pressão total desloca o equilíbrio para o lado de
menor volume, o lado esquerdo, favorecendo a formação de PC5(s).
QUÍMICA II
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1 H2
+I2
 2HI
1
mol . L-1
10
1
mol . L-1
10
0
Ciências da Natureza e suas Tecnologias
QUÍMICA – Volume 03
11
27/05/2013 10:30:25
f
Então, a constante de equilíbrio pode ser calculada pela seguinte
equação matemática:
1 H2
+I2
 2HI
Gasta
Gasta
Forma
–x
–x
+2x
1
- x p mol . L-1
10
0, 40
mol . L-1
10
1
- x p mol . L-1
10
f
K=
Substituindo os valores encontrados no gráfico, teremos:
+I2
 2HI
0,1 M
0,1 M
0 (início)
Gasta
Gasta
Forma
–0,02 M
–0,02 M
+0,04 M (durante)
0,08 M
0,08 M
0,04 M (equilíbrio)
08 D
K=
92 C 93 C
2
= 1,33
10 D
I.
C2H4(g) + C2(g)
1 444 2 444 3
2V
?
De acordo com a equação fornecida (2NH3(g)
N2(g) + 3H2(g)), teremos
a seguinte representação da constante de equilíbrio:
9N2 C9H2 C
3
Kc =
94 C
2
Teremos:
1 H2
[SO3] 2
[SO2] 2 [O2]
9NH3 C
2
Através do gráfico dado podemos obter a quantidade, em mols, dos
compostos químicos:
II. C2H4 (g)C2 (g)
1 44 2 44 3
IV
? C1 44H 2C44

3
2
4 (g)
2 (g)
IV
? C1 444
H C +HC
4 2 4444 3
2
3
(g)
(g)
2V
O item D é correto, pois um aumento na pressão total do sistema
desloca o equilíbrio químico para a esquerda, no sentido da formação
do 1,2-dicloroetano (C2H4C2).
11 C
Os experimentos X e Z ocorrem a 20 ºC, o KC é o mesmo; as concentrações A e B no equilíbrio são as mesmas nos dois experimentos, então,
gráfico I: presença de catalisador.
O experimento y ocorre em temperatura mais elevada e favorece a
reação que absorve calor (gráfico II)
12 C
Lavando as mãos com vinagre o equilíbrio se desloca para a direita, os
íons H+ do vinagre removem os íons OH– do equilíbrio.
10
Número de mols
8
13 E
O benzeno remove I2, e o equilíbrio desloca-se para direita.
6
H2
4
NH3
2
N2
14 B
A reação direta não é favorecida com o aumento da temperatura, isto
quer dizer que a reação é exotérmica.
15 A
A reação direta é endotérmica.
O experimento 2 apresenta maiores concentrações de produtos.
0
Tempo
Dividindo pelo volume encontraremos a concentração molar de cada
substância:
[H2] = 6 mol/2 L = 3 mol/L
[NH3] = 4 mol/2 L = 2 mol/L
[N2] = 2 mol/2 L = 1 mol/L
03
01 D
I. V; II. V; III. F; IV. V
02 E
Aumentando o peróxido de hidrogênio.
Substituindo na equação da constante de equilíbrio, teremos:
91 C93 C
TC – BLOCO
3
KC =
92 C
2
09 C
03 C
= 6,75 = 6,8
A partir do gráfico obtemos as concentrações das substâncias no
equilíbrio:
Evolução da reação
7
6
5
[ ]
4
SO3
3
O2
2
SO2
1
0
04 E
0
10
20
30
40
50
tempo
60
70
80
teq
[SO3] = 4 mol/L
[O2] = 3 mol/L
[SO2] = 2 mol/L
A equação do equilíbrio é dada por: 2 SO2(g) + O2(g)
12
Análise das afirmações:
FALSA. O único fator capaz de alterar uma constante de equilíbrio é
a temperatura.
FALSA. Como foi explicado acima, o único fator capaz de alterar KC
é a temperatura.
VERDADEIRA. De acordo com o Princípio de Le Chatelier, uma adição
de acetato de etila (produto) causa deslocamento no sentido de um
maior consumo desse produto, favorecendo assim a produção de
reagente, ou seja, deslocando o sistema para a esquerda.
FALSA. A adição de ácido acético (reagente) provocará um deslocamento no sentido da formação e produtos.
FALSA. O único fator que afeta KC é a mudança de temperatura. A
adição de ácido acético desloca o equilíbrio, mas mantendo o valor
da constante.
Ciências da Natureza e suas Tecnologias
QUÍMICA – Volume 03
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? 2 SO
3(g)
.
Sabemos que num sistema reversível a variação de temperatura provoca
deslocamentos, isto é, favorece a produção de produtos ou reagentes.
De maneira geral, observa-se que um aumento na temperatura do
sistema provocará favorecimento da reação endotérmica (aquela que
absorve calor). No caso em questão, a reação endotérmica é a inversa,
o que pode ser verificado pelo sinal negativo da variação e entalpia.
Assim, o aumento de temperatura provocará um deslocamento no
sentido da formação de reagentes, isto é, haverá consumo do poliéster.
Por isso o gráfico correto encontra-se na alternativa E.
QUÍMICA II
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05 E
O Princípio de Le Châtelier estabelece que: se uma força externa é
aplicada a um sistema em equilíbrio, o sistema se ajusta de tal modo
que a força seja parcialmente anulada, de modo que o mesmo volte
à posição de equilíbrio. A palavra “força” significa uma mudança na
concentração de uma das espécies, pressão, volume ou temperatura
do sistema em equilíbrio. Um aumento da concentração de uma das
espécies, faz com que a reação tenda a se deslocar no sentido do maior
consumo daquela espécie. Um aumento na temperatura favorece
a reação endotérmica (H > 0), contrariamente, uma diminuição
na temperatura favorece a reação exotérmica (H < 0). Na reação
descrita na questão, um aumento na temperatura favorece a formação do [CoC4]2– (reação endotérmica), e uma diminuição favorece a
formação do [Co(H2O))]2+ (reação exotérmica). A adição do cloreto de
sódio aquoso à solução acarreta o aumento da concentração dos íons
C– no meio. Consequentemente, a reação deslocar-se-á no sentido de
consumir os íons C– adicionados, ou seja, formação do [CoC4]2– (cor
azul). Portanto, somente a alternativa E está correta.
01 E
Quanto maior o valor de Ka, maior força ácida e menor força básica
–
CN– maior que HCO3 maior que CH3COO
02 B
O aumento da concentração diminui o grau de ionização.
O aumento da temperatura aumenta Ki, consequentemente aumenta
o grau de ionização.
03 A) H2S(aq)
07 A) F; B) F; C) F; D) F; E) V
H+
(aq) + HS (aq)
HS (aq)
Ka1 =
06 D
Velocidade da direita = velocidade da esquerda (v1 = v2)
05
EA – BLOCO
09
Ka2 = 1,3 . 10–13
2H+
(aq) + S (aq)
9H+ C . 9HS- C
9H2S C
; Ka2 =
B) H2S, pois o ácido é fraco.
EA – BLOCO
08 B
I. V; II. F; III. V; IV. F
Ka1 = 1.10–7
9H+ C . 9S2- C
9HS- C
06
01 B
B
Favorece a remoção de hidróxido de sódio e bicarbonato de sódio.
10 E
A paciente precisa de um ambiente arejado e ar puro.
11 C
Aumentar a concentração do tetracloreto de carbono faz o equilíbrio
deslocar-se para esquerda.
12 A
Com a remoção do oxigênio, o equilíbrio desloca-se para a direita,
aumentando a massa da glicose.
13 B
O desempenho em La Paz é pior, pois a pressão parcial de oxigênio é
menor que em Recife.
O pH neutro implica uma solução salina derivada de um ácido forte
e de uma base forte: NaC .
02 D
Teremos:
37 # 10-3 g
m
=
= 0, 5 # 10-3 mol
M
74 g.mol-1
n
0, 5 # 10-3
= 2, 0 # 10-3mol/L
[Ca (OH) 2] = =
V
0, 250
[Ca (OH) 2] = 2 # [OH-] = 4, 0 # 10-3 mol/L
pOH = - log (4, 0 # 10-3)
nCa (OH)2 =
pOH = 3 - log 4, 0
pH = 11, 6
& pH = 14 -(3 - log 4, 0) = 11 + 0, 6
03 C
14 B
pH = 2  [H+] = 10–2 mol/L no suco de limão.
Então, como 1 L = 1000 mL:
10–2 mol de H+
1000 mL
100 mL
n(H+)
+
–3
n(H ) = 10 mol
I. V; II. V; III. F
15 B
2 F2(g) + 1 O2(g) + 11,0 kcal
2 OF2(g)
[OF2] 2
Kc =
[F2] 2 . [O2]
Item III: errado, porque a constante de equilíbrio só varia com a temperatura, ela não sofre alteração com o aumento ou a diminuição
da pressão.
TRANSFORMAÇÃO QUÍMICA
Capítulo
07
E
EQUILÍBRIO
Equilíbrio Iônico
[H+]’ =
n (H+)
; V (depois da diluição)
V
10–3
= 10–3 mol/L  pH’ = 3
1
pH (inicial) =2; pH’ (final) = 3
O pH aumenta de (3 – 2) uma unidade.
[H+]’ =
EH – BLOCO
04
01 D
EA – BLOCO
Teremos:
pH = -log [H+]
[H+] = 10-pH
04
01 D
Caráter ácido significa um pH < 7.
A adição de calcário diminuirá a acidez do solo, logo o pH aumentará:
Ca2+ + CO23- + 2 H2O
Ca2+ + 2OH- + H2O + CO2
CO23- + H2O
" 2OH
02 B
-
"
+ CO2 (meio básico)
De acordo com a tabela o pH do amoníaco é igual a 11,0, então:
pH + pOH = 14
11 + pOH = 14
pOH = 3
[OH-] = 1, 0 # 10-3 mol L
&
QUÍMICA II
AP 2013 QUI II V3 RESOLUCAO.indd 13
Então,
pH + pOH = 14
[H+] x [OH-] = 10-14
pH = 9
[H+] = 10-9mol/L
-9
10 x [OH ] = 10-14
[OH-] = 10-5mol/L
+
[OH ] > [H ]
pH = 11 & [H+] = 10-11mol/L
10-11 # [OH-] = 10-14
[OH-] = 10-3mol/L
+
[OH ] > [H ]
&
&
&
Sabemos que:
Ciências da Natureza e suas Tecnologias
QUÍMICA – Volume 03
13
27/05/2013 10:30:25
Acidez crescente
pH 0
1
2
3
4
5
6
7
8
soluções ÁCIDAS Soluções
Neutras
9 10 11 12 13 14
soluções BÁSICAS
pOH 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4
Basicidade crescente
3
2
1
0
Como o PH é maior do que 7, concluímos que as águas são alcalinas.
EH – BLOCO
05
01 E
H+
(aq) + HCO3 (aq) ? H2O() + CO2 (g)
O OH– inibe o rendimento do CO2, mas a reação é reversível.
EH – BLOCO
E) F; leite, sangue e clara de ovo são básicos.
06 E
Pela análise das cores obtidas utilizando o suco de repolho roxo como
indicador, temos:
I. Amoníaco apresentou cor verde, solução de pH > 7 e caráter básico.
II. Leite de magnésia apresentou cor azul, solução de pH > 7 e caráter
básico.
III. Vinagre apresentou cor vermelha, solução de pH < 7 e caráter ácido.
IV. Leite de vaca apresentou cor rosa, solução de pH < 7 e caráter ácido.
07 D
06
Utilizando o suco de repolho roxo como indicador em sucos de abacaxi e limão, que são soluções ácidas (contém ácido cítrico), pode-se
esperar como resultado as cores vermelho ou rosa.
01 A
A água mineral natural apresenta pH = 10,00, portanto possui caráter
alcalino (básico). Adicionando os indicadores à água mineral natural,
ela apresentará as seguintes colorações:
I. Azul de Bromotimol  Azul
II. Vermelho de Metila  Amarelo
III. Fenolftaleína  Vermelho
IV. Alaranjado de Metila  Amarelo
A água de torneira apresenta pH entre 6,5 e 7,5; adicionando os
mesmos indicadores, teremos as seguintes colorações:
I. Azul de Bromotimol  Verde (coloração intermediária)
II. Vermelho de Metila  Amarelo
III. Fenolftaleína  Incolor
IV. Alaranjado de Metila  Amarelo
Notamos diferença de cor nos indicadores azul de bromotimol e
fenolftaleína.
TC – BLOCO
B) F; o líquido mais próximo da neutralidade é o leite.
[H+] laranja 10–4 M
= 102 = 100 vezes.
= –6
C) F;
10 M
[H+] saliva
[H+] vinagre 10–3 M
=102 = 100 vezes.
=
D) F; +
[H ] tomate 10–5 M
04
01 C
A reação do dióxido de carbono com a água faz o pH da água baixar
devido à formação de íons H+ e pode ser representada por:
CO2(g)  CO2(aq)
+
CO2(aq) + H2O(aq)
HCO 3 (aq) + H (aq) .
02 D
Ordem crescente das amostras, quanto à concentração de H+:
12,0 (IV) > 8,0 (V) > 6,1 (I) > 5,0 (II) > 3,0 (III).
08 C
I. Incorreta. A gasolina é uma mistura de hidrocarbonetos.
II. Correta. S + O2  SO2
1
SO2 + O2  SO3
2
SO3 + H2O  H2SO4
III. Correta. CO2 + H2O  H2CO3
ácido carbônico
pH < 7
IV. Incorreta. Carbonato de cálcio = CaCO3.
V. Incorreta. O principal material sólido presente no ar visível é o
carbono (carvão), em dispersão coloidal.
09 C
Efluente da indústria I: [H+] = 10–3 mol/L 
pH = 3 < pH = 5
Esse efluente (I) não pode ser lançado nos rios.
Efluente da indústria II: [OH–] = 10–5 mol/L 
pOH = 5  pH = 14 – 5 = 9
pH = 9 > pH = 8
Esse efluente (II) não pode ser lançado nos rios.
Efluente da indústria III: [OH–] = 10–8 mol/L 
pOH = 8
pH = 14 – 8 = 6
Esse efluente (III) pode ser lançado nos rios, porque a restrição é para
pH < 5 e pH > 8.
10 C
PESSOA
03 E
A expressão da constante de equilíbrio pode ser escrita da seguinte
forma:
K=
3
9C2H5OH C x 9H+ C x 9Cr2O27 – C
8
3
Se o pH = 3,0 então [H+] = 10–3 mol/L
Substituindo-se os valores fornecidos pelo texto, teremos:
91 C x 91 C x 91 C
2
K=
3
7
91 C x 910-3 C x 91 C
3
8
= 1024
04 E
A 25 oC temos:
I. ácido; [H+] > [OH–]; pH < 7;
II. ácido; [H+] > [OH–]; pH < 7;
III. de neutro a básico; [H+] = [OH–]; ou [H+] < [OH–];
IV. básico; [H+] < [OH–]; pH > 7
V. básico; [H+] < [OH–]; pH > 7
• Quanto menor o pH mais ácido.
• Quanto maior o pH menos ácido (mais básico).
Somente o item E está de acordo com as afirmações acima.
05 A
A) V; quanto maior o pH menos ácido é o sistema.
14
X
9Cr+3 C x 9CH3CHO C
2
Ciências da Natureza e suas Tecnologias
QUÍMICA – Volume 03
AP 2013 QUI II V3 RESOLUCAO.indd 14
PRODUTOS CONSUMIDOS
pH
DIARIAMENTE
Suco de laranja
[H+]
CARÁTER
DO MEIO
3
10–3
Ácido
–4
Ácido
Básico
Y
Água com gás
4
10
Z
“Leite de magnésia”
10
10–10
De acordo com o Princípio de Le Chatelier, em meio ácido ocorre
consumo de OH–, e o equilíbrio apresentado
Ca10(PO4)6(OH)2
10Ca2+ + 6PO 34– + 2OH–
irá se deslocar para a direita.
Dessa forma, ocorre dissolução de hidroxiapatita do esmalte dos dentes
para as pessoas X e Y, apenas.
11 C
A cada um desses frascos, adicionaram-se, em experimentos distintos,
100 mL de uma solução aquosa de HC de concentração 1,0 mol/L:
1L
1 mol
0,1 L
n(HC)
n(HC) = 0,10 mol
Frasco 1: 100 mL de H2O().
Número de mols de H+ = 0,10 mol
Volume final = 100 mL + 100 mL = 200 mL = 0,2 L
[H+]inicial = 10–7
0, 1
[H+]final =
= 0,5 mol/L
0, 2
QUÍMICA II
27/05/2013 10:30:27
[H+] aumentou, logo o pH diminuiu.
05 E
Frasco 2: 100 mL de solução aquosa de ácido acético de concentração
0,5 mol/L.
Como o ácido acético é fraco, o número de mols de H+ liberado é
pequeno, mas somado ao inicial, teremos: [H+]final > [H+]inicial, logo, o
pH final será menor do que o inicial.
Frasco 3: 100 mL de solução aquosa de KOH de concentração 1,0 mol/L.
1L
1,0 mol
0,1 L
n(KOH)
n(KOH) = 0,1 mol
HC + KOH  H2O + KC
1 mol
1mol
 0,10 mol 0,10 mol
Neste caso teremos neutralização e o pH será, praticamente, equivalente ao da neutralidade, ou seja, haverá diminuição do pH em relação
à solução inicial que era básica.
• Ácido cítrico: Ka = 8 . 10–4 (maior); mais forte.
• Ácido ascórbico: Ka = 8 . 10–5 (menor); mais fraco.
• Ácido clorídrico (HC) é mais forte que os dois ácidos citados, pois
o HCé um ácido forte.
• O equilíbrio, quando envolve ácido fraco, se encontra deslocado
para a esquerda.
São verdadeiros os itens I e III.
06 A
De acordo com as constantes de equilíbrio apresentadas:
CH3OH + H2O
Aumenta
a força
do ácido
HCN + H2O
CH3COOH + H2O
HCOOH + H2O
H3O+ + CH3O–
H3O+ + CN–
H3O+ + CH3COO–
H3O+ + HCOO–
Aumenta
a força
da base
conjugada
Os processos I, II e III do enunciado são do tipo:
Ácido 1 + Base 1
Ácido 2 + Base 2
Esse tipo de processo favorece a formação dos produtos se:
• ácido 1 mais forte que ácido 2 e
• base 1 mais forte que base 2.
?
12 A
A amostra II é a mais ácida, pois apresenta o menor valor de pH, logo
a maior concentração hidrogeniônica.
13 D
As informações da tabela permitem concluir que essa água é um
pouco alcalina (pH >7):
pH a 25oC
14 B
pH = 1
pH = 2
7,54
& [H ] = 10
& [H ] = 10
+
-1
+
-2
mol/L = 0, 10 mol/L
mol/L = 0, 01 mol/L
Assim, pelas informações anteriores, apenas o processo (I) favorece a
formação dos produtos.
07 A
Para que o equilíbrio esteja deslocado para a esquerda (sentido 2), e,
portanto, predomine o número de moléculas não ionizadas e assim
a condutividade elétrica seja menor, o eletrólito deverá ser fraco, o
que ocorre no item I, ácido acético, ácido fraco. O item A é correto.
08 B
I. V; II. F; III. V; IV. F
Em 1 L:
DH+ = 0, 10 mol - 0, 01 mol = 0, 09 mol
Mg (OH) 2 + 2HC,
2H2O + MgC,2
09 B
Mg (OH) 2
1 mol
nMg (OH)2
10 C
"
0, 09 mol
= 0, 045 mol
nMg (OH)2 =
2
mMg (OH)2 = 2, 61 g
TC – BLOCO
Com o diminuição do pH, aumenta a acidificação do meio, a contaminação com íons Pb2+ aumenta.
2H
2 mol
0, 09 mol
+
&m
Mg (OH)2
= 0, 045 # 58 g
05
01 A) A base mais forte é a que possui a maior constante de dissociação.
Na presença de H+, o equilíbrio da reação, desloca-se para a esquerda,
diminuindo o esmalte dos dentes.
11 B
Observando os frascos, podemos concluir que:
1 – representa o ácido acético
2 – representa o ácido tricloroacético
CH3NH2 (Kb = 4,4 . 10–4)
B) A base mais fraca é a que possui a menor constante de dissociação.
C6H5NH2 (Kb = 4,2 . 10–10)
12 E
02 Quanto maior o grau de ionização () de um ácido, mais forte será
13 C
esse ácido.
A) O ácido mais forte é o HI, pois é o que possui o maior .
B) O ácido mais fraco é o H2CO3, pois é o que possui o menor .
C) HI > HNO3 > H2SO4 > H2CO3
03 HNO2(aq)
?H
+
(aq)
9H+ C . 9NO2 C
Ki =
a6, 5 .10-3 k . a6, 5 .10-3 k
14 A
15 D
9HNO2 C
0, 1
=
42, 25 .10-6
= 42,25 . 10–5 =
10-1
= 4,225 . 10–4 mol/L
04 HBrO(aq) + H2O()
A adição de carbonato de sódio provoca maior formação de íons CO23 ,
comtemplando o processo de formação da casca dos ovos das aves.
Quanto maior Ka maior acidez.
+ NO 2 (aq)
Ki =
Diminuindo o pH, o equilíbrio se desloca para a direita , consequentemente diminui a concentração de oxigênio na água.
?
H 3O +
(aq) + BrO (aq)
A) Ka = M . 2; M = 0,2 mol/L;  = 10–2 . 10–2 = 10–4
Ka = 0,2 . (10–4)2
Ka = 0,2 . 10–8
Ka = 2 . 10–9 mol/L
Ka
2 .10-9
B) Ka = M . 2  =
=
= 40 .10-9 =
M
0, 05
4 .10-8 =  = 2 . 10–4 ou  = 2 . 10–2%
QUÍMICA II
AP 2013 QUI II V3 RESOLUCAO.indd 15
Ao se acrescentar amônia, a perturbação do equilíbrio forma um
novo estado de equilíbrio no qual a quantidade de precipitado é
quase inexistente .
16 E
Ao se adicionar vinagre, o equilíbrio se desloca para a direita, diminuindo a concentração de metilamina.
17 A
I. V: Um aumento da pressão parcial do NO2(g) desloca o equilíbrio
para a direita, favorecendo o consumo de hidrazina.
II. F: Um aumento da temperatura desloca o equilíbrio no sentido
da reação endotérmica, favorecendo o consumo de N2(g) e H2O(g).
III. F: A injeção de H2O(g) desloca o equilíbrio para a esquerda, favorecendo a formação de hidrazina.
Ciências da Natureza e suas Tecnologias
QUÍMICA – Volume 03
15
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18 D
H2(g) + Br2(g)
S
exotérmica
endotérmica
2 HBr(g) H < 0
1V 1V = S
2V
2V
2V
A variação de pressão não desloca o equilíbrio, pois não ocorreu
variação de volume (número de mol).
Um aumento na temperatura favorece a reação endotérmica,
deslocando o equilíbrio para a esquerda, no sentido da formação
de H2(g) e Br2(g).
Uma diminuição na temperatura favorece a reação exotérmica,
deslocando o equilíbrio para a direita, no sentido de formação de HBr(g).
Logo, a alternativa correta é D.
19 A
Conhecendo as concentrações de COC2, CO e C2 no equilíbrio inicial,
podemos calcular a constante de equilíbrio através da expressão:
COC2(g)
CO(g) + C2(g)
9CO C9C2 C
9COC3 C
Ao perturbar o equilíbrio pela adição de 0,10mol de CO, segundo
o Princípio de Le Châtelier, o sistema deverá deslocar-se para uma
nova situação de equilíbrio, buscando, neste processo, minimizar
o efeito da ação. O deslocamento deverá dar-se para a esquerda,
aumentando a concentração de COC2 acrescida de 0,1 mol, não
pode ser reduzida até valores abaixo do inicial, sob pena de termos
uma diminuição do valor do numerador da expressão (1) e, tendo
ocorrido um aumento do denominador, resultar em uma modificação
do valor da constante de equilíbrio. Isso só é possível se houver
alteração da temperatura. A opção correta é, portanto, o item A.
23 K = 2,0 . 10–5
=?
A) M = 1 . 10–1 M
K = M . 2
K
2, 0 .10-5
=
=
=
M
1.10-1
20 .10-4 = 1,41 . 10–2
 = 1,41%
B) M = 1 . 10–2 M
K
2, 0 . 10-5
=
=
=
M
1. 10-2
2 .10-3 =
20 .10-4 = 4,47 . 10–2
 = 4,47%
24 A) A reação é mais rápida com o ácido clorídrico, pois é o ácido
que possui a maior constante de ionização, assim será o ácido
que produz a maior concentração de íons [H+], e quanto maior a
concentração de [H+], maior será a velocidade da reação.
B) A reação mais rápida produzirá uma maior quantidade de gás
hidrogênio (H2(g)) por unidade de tempo, assim a reação mais
rápida será aquela que for acumulando um maior volume de H2(g)
no frasco graduado.
25 D
20 D
Como Ki é uma constante que só varia com a temperatura, para uma
temperatura fixa temos:
Ki =  M .  2
Como Ki é uma constante que só varia com a temperatura, para uma
temperatura fixa temos:
Ki =  M .  2
o grau de ionização aumenta
quando a molaridade da solução diminui (diluição)
constante
constante
Ou seja: à medida que se dilui uma solução, o seu grau de ionização
vai aumentando, tendendo à unidade (ou a 100%).
Diluindo-se uma solução de um ácido fraco, concluímos que:
• a constante de ionização (Ki) não se altera;
• a molaridade (M) da solução diminui;
• o grau de ionização () aumenta;
• número de mol de H+(aq) aumenta;
• a molaridade dos íons em solução diminui (ácido
HX(aq) : [H+] [X–]);
• a condutividade elétrica da solução diminui.
Assim, o item D é o item correto: II, III e V são as afirmações verdadeiras.
Ou seja: à medida que se dilui uma solução, o seu grau de ionização
vai aumentando, tendendo à unidade (ou a 100%).
Diluindo-se uma solução de um ácido fraco, concluímos que:
• a constante de ionização (Ki) não se altera;
• a molaridade (M) da solução diminui;
• o grau de ionização () aumenta;
• número de mol de H+(aq) aumenta;
• a molaridade dos íons em solução diminui (ácido
HX(aq) : [H+] [X–]);
• a condutividade elétrica da solução diminui.
Assim, o item D é o item correto.
Deslocamento do equilíbrio químico
 = 2%
 = 2 . 10–2
HCN(aq)
A)
NaCN(s)
TC – BLOCO
HA(aq)
H2O
8 .10-6 
H+
(aq) + A (aq)
Ciências da Natureza e suas Tecnologias
QUÍMICA – Volume 03
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+
Na(aq)
–
+ CN(aq)
–
+ CN(aq)
06
01 A
  2,8 . 10–3
 = 0,28 . 10–2
  = 0,28%
22 D
+
H(aq)
Consequências:
Ka: não se altera
: diminui
[H+]: diminui
Somente o item C está de acordo com as informações acima.
B) K = M . 2
K = 1 . 10–2 x (2 .10–2)2
K = 1 . 10–2 x 4 . 10–4
K = 4 . 10–6 (mol/L)–1
C) M = 5 . 10–1 M
K = M . 2
4 . 10–6 = 5 . 10–1 . 2
4 .10-6
2 =
 = 0, 8 .10-5  =
5 . 10-1
o grau de ionização aumenta
quando a molaridade da solução diminui (diluição)
26 C
21 M = 0,01 M = 10–2 M
16
X+
(aq) + A (aq)
O íon comum A (aq) deslocará o equilíbrio do ácido para a esquerda,
ocasionando:
– uma diminuição da concentração de H +
(aq) ;
– uma diminuição da ionização do ácido HA(aq);
– uma diminuição do grau de ionização ();
– um aumento do pH da solução;
A constante de ionização (ka) do ácido não se altera.
Concluímos que somente o item D corresponde ao que foi exposto acima.
?
K=
H2O
XA(s)
pH = ?
M = 0,5 M
H3CCOOH
 = 20% = 20 . 10–2
+
–1
[H ] = 10 M
H3CCOOH
H3CCOO– + H+
0,5 M
0,5 M
0,5 M ( = 1)
x 20 . 10–2
x 20. 10–2 ( = 20 . 10–2)
–2
10 . 10
10 . 10–2
= 10–1 M
= 10–1 M
pH = 1
pH + pOH = 14
pOH = 13
QUÍMICA II
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02 C
H3CCOOH
M = 4 . 10–3 M
 = 25% = 25 . 10–2
H3CCOOH
H3CCOO– + H+
4 . 10–3 M
4 . 10–3 M
4 . 10–3 M ( = 1)
x 25 . 10–2
x 25. 10–2 ( = 25 . 10–2)
100 . 10–5
100 . 10–5
= 10–3 M
= 10–3 M
[H+] = 10–3 M
pH = 3
pOH = 11
09 B
A concentração molar do ácido sulfúrico é de 0,005 mol . L–1 (5 x 10–3 mol . L–1).
Cálculo da concentração de cátions H+:
H2SO4  2H+ + SO 24–
5 x 10–3
2 x 5 x 10–3
[H+] = 2 x 5 x 10–3 = 10–2 mol . L–1
pH = –log[H+] = –log 10–2 = 2
pH = 2,0
10 C
Uma substância química que diminui o pH do meio deve gerar cátions
H+ após a sua hidrólise, então:
(NH4)2SO4 + 2H2O  2NH4OH (base fraca) + H2SO4 (ácido forte)
+ 2H2O  2NH3 + 2H2O + 2H+ + SO 22NH +4 + SO 24
4
03 A
4 x 10–2
pH = 1,4 e pOH = 12,6
11 A
A dissolução do ácido sulfúrico em água é um processo exotérmico,
que provoca um aumento na sua temperatura. Além disso, esse
ácido provoca diminuição do seu pH. Esses fatos, que aumentam a
mortandade dos peixes acima do normal, são mais significativos no
local do derramamento, pois, como o rio carrega essa água poluída,
ocorre uma diluição que diminui os efeitos do ácido derramado.
Se não ocorrerem novos derramamentos, o dano à qualidade da água
não será permanente.
05 C
O valor do pH determinado pelo primeiro grupo de alunos está por
volta de 5. É uma solução ácida, pois o pH é menor que 7.
Quanto maior a concentração de íons H+, maior a acidez e, portanto,
menor o pH. Diluindo a solução, diminui a concentração de íons H+,
diminui a acidez e, portanto, aumenta o pH, isto é, fica maior que 5.
O pH continua menor que 7, pois a solução é ácida.
Portanto, o próximo grupo de alunos deverá encontrar para o pH
valores entre 5 e 7.
06
D
Com o derramamento do ácido clorídrico as águas dos córregos no
local do acidente se tornaram ácidas, com pH < 7, ou seja, o pH das
águas diminuiu. (Os itens A, B e C são falsos.)
A adição de cal (CaO) serve para neutralizar o ácido clorídrico pelas
reações abaixo:
(s)
)Ca(OH)
CaO + H2O()  Ca(OH)2(aq)
2(aq) + 2 HC(aq)  CaC2(aq) + 2 H2O
O item D é verdadeiro.
O NaC é um sal neutro, que não iria neutralizar o HC.
(O item E é falso.)
07 E
Amostra
6a
8a
14a
18a
pH
4
5
6
7
[H+]
10–4 mol/L
10–5 mol/L
10–6 mol/L
10–7 mol/L
[H+] (6a amostra)
10–4
= –6 = 100
+
a
10
[H ] (14 amostra)
Da 6a para a 14a amostra a acidez, ou seja, a [H+], ficou 100 vezes
menor, portanto I está incorreta.
II. A 18a amostra apresenta a menor [H+], ou seja, é a menos ácida,
portanto II está correta.
[H+] (8a amostra)
10–5
III.
= –6 = 10
+
a
10
[H ] (14 amostra)
A 8a amostra é 10 vezes mais ácida que a 18a amostra, portanto
III está correta.
IV. Somente a 6a e a 8a amostras têm pH < 5,5, portanto são as únicas
que podem ser chamadas chuvas ácidas, portanto IV está correta.
Corretas: II, III e IV.
I.
08 D
Teremos:
pH = 7  [H+] = 10–7 mol/L
pH = 5  [H+] = 10–5 mol/L
[H+] ' 10–5 mol/L
= –7
= 100  [H+]’ = 100 x [H+]
10 mol/L
[H+]
QUÍMICA II
AP 2013 QUI II V3 RESOLUCAO.indd 17
O botânico observou que ao adicionar calcário moído (CaCO3) ao solo
em que estava a planta com flores azuis, ela passou a gerar flores
rosadas. Como o carbonato de cálcio é um sal básico, concluímos que
em um solo mais ácido do que aquele de pH 5,6, as flores da planta
seriam azuis.
12 C
Com a adição do ácido sulfúrico ocorre aumento da concentração
de íons H+
Consequentemente o pH diminui. Com a adição de uma substância
básica, a concentração de íons H+ volta a diminuir atingindo seu
patamar inicial conforme o gráfico da alternativa C:
14
pH
04 D
Adição de uma
substância de
caráter básico
7
0
adição do tempo
ácido sulfúrico
13 B
Sob a perspectiva do químico, teremos:
Garrafa fechada: apresenta uma única fase (mistura homogênea).
Garrafa aberta: apresenta duas fases, pois tem-se a formação de
bolhas devido à diferença de pressão externa e interna.
O caráter da bebida é ácido (pH < 7), devido à presença de gás carbônico dissolvido na bebida
(CO2(g) + H2O(,)
H2CO3(aq)
H+(aq) + HCO3 (aq)) .
E
E
Como o teor de etanol é em torno de 4,5 % (v/v):
4, 5 mL
100 mL (produto)
Ve tan ol
1000 mL (produto)
Ve tan ol= 45 mL
14 01 + 04 = 05.
Análise das afirmações:
01) Correta. O refrigerante de cola que possui [H+] de 1,0 . 10–3 é
considerado ácido, pois [H+] > 10–7.
02) Incorreta. O vinagre é uma solução aquosa de ácido acético.
04) Correta. O café que possui [OH–] de 1,0 . 10–9 é considerado ácido,
ou seja, [OH–] < 10–7.
08) Incorreta. Uma solução de bicarbonato de sódio tem caráter básico:
Na+ + HCO3- + H2O
Na+ + OH- + H2O + CO2
HCO3-
E
S
E
OH- + CO2
meiobásico
15 E
Teremos:
Primeira solução:
4, 0 g
40 g . mol–1
= 0,001 mol.mL–1 = 1 x 10–6 mol.L–1
[NaOH] =
100 mL
Segunda solução:
4, 0 g
53 g . mol–1
= 0,0007 mol.mL–1 = 7 x 10–7 mol.L–1
[KOH] =
100 mL
[NaOH] > [KOH]. A primeira solução é mais básica do que a segunda.
Cálculo do número de mols de HC necessário para neutralizar a
primeira solução:
Ciências da Natureza e suas Tecnologias
QUÍMICA – Volume 03
17
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NaOH + HC  HOH + NaC
0,1 M
0,1 M
Pelos dados ([HC] = 2,0 mol.L–1 e V = 50 mL = 0,05 L):
n
[HC] = HC  nHC = 2,0 x 0,05 = 0,1 mol
V
Cálculo do número de mols de HC necessário para neutralizar a
segunda solução:
KOH + HC  HOH + KC
0,07 M 0,07 M
Pelos dados ([HC] = 2,0 mol.L–1 e V = 50 mL = 0,05 L):
n
[HC] = HC  nHC = 2,0 x 0,05 = 0,1 mol
V
A segunda solução requer 0,7 mol de HC, logo não obedece a
afirmação do item II.
Como só existe uma base na primeira solução, seu pH será máximo, igual
a 14, ou seja, a concentração hidrogeniônica será mínima (10–14; a 25oC).
16 C
A queima da gasolina mais usada no Brasil, o iso-octano, pode ser
representada pela seguinte equação química:
25
O  8CO2(g) + 9H2O()
C8H18() +
2 2(g)
Sabemos que o CO2 liberado na queima da gasolina é um óxido ácido
e neste caso em presença de água, teremos:
–
CO2(g) + H2O()  H2CO3(aq)  H +
(aq) + HCO 3 (aq)
Podemos verificar que a presença do H+ acidifica o meio.
17 E
Esquematicamente, teremos a seguinte reação:
CaC2 + 2HOH  Ca(OH)2 (base forte) + 2HC (ácido forte)
A explicação para o pH ser menor em solução de CaC2 é a retirada
de íons cálcio do meio. Consequentemente, ocorrerá um aumento na
concentração de cátions H+.
18 01 + 04 + 08 + 16 = 29
Teremos:
Alterações de temperatura e pressão modificam a concentração de
CO2 dissolvido na água.
O excesso ou falta de elétrons das espécies químicas HCO 3– , Ca++ e CO 3– –
são responsáveis por essas espécies não estarem eletricamente neutras.
A quantidade de CO2 dissolvido na água subterrânea reflete no seu
conteúdo de Ca(HCO3)2.
As variações de pH podem levar à solubilização do cálcio ou à sua
precipitação, pois ocorre deslocamento de equilíbrio.
Se 10 g de CaCO3 reagirem com excesso de CO2 dissolvido em água,
a massa de cálcio solubilizada será de 4 g:
CaCO3(s) + H2O() + CO2(g)  Ca2+ + 2HCO 3– (aq)
100 g
40 g
10 g
4g
19 01 + 02 + 04 = 07
Teremos:
A solução de K2SO4 é neutra, pois não apresenta hidrólise.
A reação de hidrólise do CH3COONa é a seguinte:
CH3COO (–aq) + H2O()
CH3COOH(aq) + OH (–aq)
A ordem crescente de pH das soluções de NH4Br, K2SO4 e NaCN é
pH NH4Br < pH K2SO4 < pH NaCN.
A constante de hidrólise para o NaCN pode ser escrita da seguinte
[HCN] [OH–]
maneira: kh =
[CN–]
E
A solução de Na2CO3 não é ácida, pois um dos produtos da hidrólise
é o H2CO3, que é um ácido fraco.
20 02 + 04 = 06
Em soluções básicas, a concentração de OH– será mais alta do que na
água pura, por isso diz-se que o pH é maior que sete.
Em soluções ácidas, a concentração de H+ será mais alta do que na
água pura, por isso diz-se que o pH é menor que sete.
Em soluções básicas, a concentração de H+ será menor do que na água
pura, por isso diz-se que o pH é maior que sete.
Em soluções ácidas, a concentração de OH– será menor do que na
água pura, por isso diz-se que o pH é menor que sete.
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Ciências da Natureza e suas Tecnologias
QUÍMICA – Volume 03
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