QUESTÕES DE CONCURSOS, VESTIBULARES E NOTÍCIAS DE CONCURSOS EM ABERTO: Equlibrio químico

quarta-feira, 6 de novembro de 2013

Equlibrio químico - questões resolvidas de vestibulares

Artigo sobre Equilíbrio químico com resumo e exercícios resolvidos de vestibulares.

Equilíbrio químico é uma reação reversível na qual a velocidade da reação direta é igual à da reação inversa e, conseqüentemente, as concentrações de todas as substâncias participantes permanecem constantes.

Classificação do Equilíbrio

Pode-se classificar os equilíbrios em função das fases das substâncias envolvidas na reação química.

Equilíbrio Homogêneo

É aquele onde todas as substâncias estão na mesma fase (estado físico). Geralmente, ocorrem em sistemas gasosos e aquosos.

Exemplos:

Equilíbrio Heterogêneo

É aquele onde as substâncias estão em fases diferentes. Geralmente, envolvem substâncias sólidas e líquidas.

Exemplos:

Constante de equilíbrio

aA + bB

_®
^¬

cC + dD

K_c =	[C]^c [D]^d ———— [A]^a [B]^b

K_c não varia com a concentração nem com a pressão, mas varia com a temperatura.

Quanto maior o K_c, maiores são as concentrações dos produtos em relação às dos reagentes, no equilíbrio.

Quanto menor o K_c, menores são as concentrações dos produtos em relação às dos reagentes, no equilíbrio.

Grau de equilíbrio

Grau de equilíbrio =	__quantidade consumida do reagente__ quantidade inicial do mesmo reagente

O grau de equilíbrio varia com a temperatura e com a concentração e, se o equilíbrio tiver participante gasoso, varia também com a pressão.

Equilíbrios gasosos homogêneos

aA_(g) + bB_(g)

_®
^¬

cC_(g) + dD_(g)

K_p =	(p_C)^c (p_D)^d ————— (p_A)^a (p_B)^b

K_p = K_c (RT)^Dn
Dn = (c + d) - (a + b)

Equilíbrios heterogêneos - Os participantes sólidos não entram na expressão do K_c nem do K_p (se houver).

Propriedades das Constantes de equilíbrio

É possível, a partir das constantes de equilíbrio da reação direta, obter a constante de equilíbrio da reação inversa. Também podemos multiplicar as constantes.

Reação Inversa

Seja a reação química:

Exemplo:

A sua reação inversa será:

Adição de uma Reação

Se duas reações são adicionadas, o novo KC será o produto das constantes originais.

Multiplicação de uma Reação

Se duas reações são multiplicadas por um determinado número, a sua nova KC será elevada à este valor.

Veja o modelo:

Divisão de uma Reação

Se duas reações são divididas por um determinada número, a sua nova KC será a sua raíz.

Veja o modelo:

Reação com Substância Pura Líquida ou Sólida

As substâncias puras líquidas e sólidas possuem concentração constante, onde o valor está incorporado ao da constante KC. Por este motivo, nas expressões de constante de equilíbrio, não se coloca as suas concentrações no cálculo da KC.

Exemplo:

Constante de Equilíbrio em Função das Pressões Parciais(Kp )

Se uma determinada reação química apresentar substâncias no estado gasoso, a constante de equilíbrio pode ser dada em função das suas pressões parciais.
Exemplo:

Para o cálculo da pressão parcial, utiliza-se o conceito de fração molar (x).
Calcula-se a fração molar e em seguida, a pressão parcial do gás.

Exemplo:

3 mols de PCl5(g) são colocados em um recipiente, atingindo o seguinte equilíbrio:

No momento do equilíbrio, 60% do reagente sofre dissociação. Sabendo que a pressão total do sistema é 4,8atm, calcule o valor de KP:

1°) calcular a quantidade de mols, sendo 60%:

2°) montar a tabela do equilíbrio químico:

	PCl5	PCl3	Cl2
início	3	-	-
reagiu/formou	1,8	1,8	1,8
equilíbrio	3 -1,8=1,2	1,8	1,8

3°) calcular as frações molares:

nT = número total de mols

4°) calcular a pressão parcial dos gases:

O somatório das pressões parciais deve ser igual à pressão total:

Ou seja:

5°) calcular a KP :

DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO QUÍMICO
Para que um sistema esteja em equilíbrio químico, a velocidade da reação direta deve ser igual a velocidade da reação inversa. As condições que envolvem estas reação não devem ser modificiadas. Caso isso ocorra, haverá uma alteração no equilíbrio. Estas modificações podem ser:

- concentração de reagentes e produtos
- pressão
- temperatura
- presença de catalisador

Estas modificações podem beneficiar a reação em um dos sentidos (direto ou inverso). Chamamos estas perturbações de deslocamento do equilíbrio.

Deslocamento do Equilíbrio – É toda e qualquer alteração da velocidade da reação direta ou da reação inversa, causando modificações nas concentrações das substâncias e levando o sistema a um novo estado de equilíbrio químico.

Quando a velocidade da reação direta aumenta é porque o equilíbrio está se deslocando para a direita.
Quando a velocidade da reação inversa aumenta é porque o equilíbrio está se deslocando para a esquerda.

Princípio de Le Chatelier

O estudo dos deslocamentos de equilíbrio foi desenvolvido pelo químico francês Le Chatelier.

(fuga ante a força)

Quando se exerce uma ação sobre um sistema em equilíbrio, ele desloca-se no sentido que produz uma minimização da ação exercida.

Equilíbrio e temperatura
Um aumento da temperatura desloca o equilíbrio para a reação endotérmica.
Uma diminuição da temperatura desloca o equilíbrio para a reação exotérmica (lei de van't Hoff).
Equilíbrio e pressão
Um aumento da pressão desloca o equilíbrio para a reação que ocorre com contração de volume.
Uma diminuição da pressão desloca o equilíbrio para a reação que ocorre com expansão de volume.
Equilíbrio e concentração
Um aumento da concentração de um participante desloca o equilíbrio no sentido da reação em que este participante é consumido.
Uma diminuição da concentração de um participante desloca o equilíbrio no sentido da reação em que este participante é formado .
Equilíbrio e catalisador
O catalisador não desloca equilíbrio, apenas diminui o tempo necessário para atingi-lo.

Resumo de Deslocamento de Equilíbrio Químico

Perturbação Externa	Deslocamento do Equilíbrio	Alteração de Kc ou Kp
Adição de um participante	No sentido oposto ao do participante	Não
Retirada de um participante	No sentido do participante	Não
Aumento da pressão total	No sentido do menor volume	Não
Diminuição da pressão total	No sentido do maior volume	Não
Aumento da temperatura	No sentido endotérmico	Sim
Diminuição de temperatura	No sentido exotérmico	Sim
Presença de catalisador	Não	Não

Constante de ionização de ácidos e bases

Quando um ácido entra em contato com água dizemos que ocorreu uma ionização. Para as bases, utilizamos o termo dissociação. Veja o que acontece quando ácido clorídrico é adicionado em água:

A sua constante de equilíbrio é dada por:

Observe que a substância líquida água não deve participar da constante de equilíbrio porque a sua concentração é constante. Então se a concentração de água for multiplicada por KC, teremos o aparecimento de uma nova constante, a constante de acidez, Ka.

A constante de acidez indica a força do ácido. Quanto menor o valor do Ka, mais fraco é o ácido. Menos ionizado é este ácido. Utiliza-se esta constante para os ácidos fracos. Ácidos fortes não tem Ka , já que dissociam completamente e não apresentam equilíbrio (reação direta e inversa).

A constante de acidez está ligada ao grau de ionização de um ácido.

Quanto maior o Ka , maior é o grau de ionização, portanto, ácido forte.
Quanto menor o Ka , menor o grau de ionização, portanto, ácido fraco.

Observe a tabela de ácidos com diferentes valores de Ka e sua força ácida:

ÁCIDOS	Ka (25°C)	FORÇA ÁCIDA
HClO4	10+10	Muito Forte
HCl	10+7	Muito Forte
H2SO4	10+3	Forte
H2SO3	1,5.10-2	Forte
H3PO4	7,6.10-3	Fraco
HNO2	4,3.10-4	Fraco
HF	3,5.10-4	Fraco
CH3COOH	1,8.10-5	Fraco
H2CO3	4,3.10-7	Fraco
H2S	1,3.10-7	Fraco
HCN	4,9.10-10	Muito Fraco

Podemos utilizar, também para demonstrar o valor da constante de acidez, a constante de ionização, Ki.

A constante de basicidade é dada por Kb, e indica a força da base e o seu grau de dissociação. É semelhente ao Ka, porém agora, refere-se às bases.

Lei da diluição de Ostwald

Baseado em seus estudos, Friedrich Wilhelm Ostwald criou a seguinte lei:

Lei de diluição de Ostwald: Numa dada temperatura, à medida que a concentração em mol/L de um dado eletrólito diminui, o seu grau de ionização ou dissociação aumenta, ou seja, eles são inversamente proporcionais.

A Lei da diluição de Ostwald é expressa por:

$\ K_i = \frac{[C^+][A^-]}{[CA]} = \frac{M \alpha ^ 2}{1 - \alpha} \!$

Sendo:

Ki = constante de ionização

[C+] = concentração dos cátions

[A-] = concentração dos ânions

[CA] = concentração do composto não ionizado ou não dissociado

M = concentração molar em mol/L

α = grau de ionização

Se α ≤ 5%, admite-se a seguinte sentença pois o resultado de 1 – α ≈ 1

Observe que essa fórmula mostra o que a lei de Ostwald, mencionada no início, diz sobre a concentração e o grau de ionização ou dissociação serem inversamente proporcionais, portanto, se um aumenta, o outro diminui.

K_i = ↑ α² . M↓
1- α

Isso é verdade, pois imagine que diluíssemos a solução, acrescentando mais água, isso iria fazer com que a concentração em mol-L diminuísse. Com isso, o grau de ionização ou dissociação iria aumentar porque o eletrólito iria dissolver mais.

Ki é uma constante, que só irá ser alterada com a mudança da temperatura. Isso significa que em uma temperatura fixa o produto α2 . M é constante.

Outro fator importante é que, no caso de ácidos e bases fracos ou sais pouco solúveis, em que o α é baixo, podemos considerar que 1 – α é aproximadamente igual a 1. Substituindo (1 – α) por 1 na equação de Ki acima, temos:

Ki = α² . M

Essa é a expressão usada no caso de eletrólitos fracos.

Exemplo da expressão matemática exposta por Ostwald:

Se relacionarmos um ácido à água, iremos relacionar o número de mol adicionado com o número de mol ionizado através da equação:

α = nº de mol ionizado
nº de mol iniciais (n)

nº de mol ionizado = α . n
α = grau de ionização

Quando a diluição de um solvente é feita a um eletrólito fraco ou moderado, o grau de ionização ou dissociação aumenta tendendo a 100%.

Ki = m . α2 → Ki = m . α2
1-2

Ki = constante de ionização, sendo assim, quanto menor for o m (concentração molar) maior será o grau de ionização (α), ou seja, quanto mais diluída a solução maior será o α.

Produto iônico da água

K_w = [H⁺] [OH^-] = 10^-14 (25°C)

pH = -log [H⁺]	\	pH = n Þ [H⁺] = 10^-n mol/L
pOH = -log [OH^-]	\	pOH = n Þ [OH^-] = 10^-n mol/L

pH + pOH = 14 (25°C)

Água pura a 25°C:
[H⁺] = [OH^-] = 10^-7 mol/L \ pH = 7 e pOH = 7
Solução ácida:
[H⁺] > 10^-7 e [OH^-] < 10^-7 \ pH < 7 e pOH > 7 (25°C)
Solução básica:
[OH^-] > 10^-7 e [H⁺] < 10^-7 \ pOH < 7 e pH > 7 (25°C)

Quanto menor o pH, mais ácida e menos básica é a solução.

Quanto maior o pH, menos ácida e mais básica é a solução.

Efeito do íon comum

Quando adicionado a um ácido (HA), um sal com o mesmo ânion (A^-) produz:

diminuição do grau de ionização de HA ou enfraquecimento de HA;
diminuição da [H⁺], portanto aumento do pH da solução. O íon comum não altera a constante de ionização do ácido.

Quando adicionado a uma base (BOH), um sal com o mesmo cátion (B⁺) produz:

diminuição do grau de ionização de BOH ou enfraquecimento de BOH;
diminuição da [OH^-], portanto diminuição do pH da solução. O íon comum não altera a constante de ionização da base.

PRODUTO HIDROGENIÔNICO (pH)

Sendo KW = [H+] . [OH-] e KW =1.10-14, calcule o valor da concentração de íons H+ e de íons OH-:

Então se 1.10-7 é a solução neutra. Se houver maior quantidade de íons H+, a solução será ácida. Se houver maior quantidade de íons OH-, a solução será básica. Os químicos inventaram uma maneira mais simplificada para expressar esse valores. Foi utilizado o conceito de pH para calcular a quantidade de íons nestas soluções aquosas.
pH é o produto hidrogeniônico da água e é uma escala criada para medir a acidez de soluções aquosas.
pOH mede a quantidade de íon OH- nas soluções aquosas.

Veja a escala feita com os valores calculados anteriormente:

CONCENTRAÇÃO (mol/L)
1.10-14
1.10-7
1.10-1

TIPO DE SOLUÇÃO
Básica
Neutra
Ácida

pH
14
7
1

A faixa de pH varia de 0 a 14. O logaritmo é uma função utilizada para reduzir a escala.
De acordo com cada pH, há um tipo de solução:

0 1 2 3 4 5 6	7	8 9 10 11 12 13 14
Ácida	Neutra	Básica

A determinação do pH hoje em dia, é muito importante, como por exemplo, em piscinas, num aquário, no solo, em um rio, no nosso organismo, etc.
Pode determinar se uma solução é mais ácida ou mais básica.

Observe a tabela com diferentes valores de pH encontrados no nosso cotidiano:

SISTEMA	pH a 25°C
Água de bateria	1,0
Suco gástrico	1,6
Suco de limão	2,2-2,4
Vinagre	2,6-3,0
Suco de laranja	3,0-4,0
Vinho	3,5
Cerveja	4,0
Chuva ácida	4,0
Café	5,0
Saliva	6,5
Leite de vaca	6,7
Água pura	7
Água potável	7,2
Sangue e lágrima	7,4
Clara do ovo	8,0
Água do mar	8,0
Creme dental	9,9
Sabonete	10,0
Leite de magnésia	10,5
Alvejante	12,0
Soda cáustica “diabo-verde”	14,0

Resumindo:

Água Pura	pH = 7	pOH = 7
Solução ácida	pH < 7	pOH > 7
Solução básica	pH > 7	pOH < 7

Exemplo:

- Calcule o pH de uma solução 0,1mol/L de NaOH:

pH + 1 = 14
pH = 14-1
pH = 13

Observe que a mesma concentração da solução de NaOH é a mesma concentração de íons OH-.
Calcula-se primeiro o pOH e em seguida o pH.

- Calcule o pH de uma solução 0,002mol/L de HCl. Dado: log 2 = 0,3

A concentração da solução é igual a concentração de íons H+.

Solução tampão

Uma solução tampão mantém o pH aproximadamente constante quando a ela são adicionados íons H⁺ ou íons OH^-.

As soluções tampão têm grande importância biológica.
Exemplos: HCO₃^-/H₂CO₃ e HPO₄^2-/H₂PO₄^-, responsáveis pela manutenção do pH do sangue.

Sais de ácidos fracos e bases fortes (como o NaCN) em solução aquosa dão hidrólise do ânion.
A solução aquosa é básica:

A^- + H₂O	_® ^¬	HA + OH^-

Sais de ácidos fortes e bases fracas (como o NH₄Cl) em solução aquosa dão hidrólise do cátion.
A solução aquosa é ácida:

B⁺ + H₂O	_® ^¬	BOH + H⁺

Sais de ácidos fracos e bases fracas (como o CH₃-COONH₄) em solução aquosa dão hidrólise do ânion e do cátion.
A solução aquosa será ácida se o K_a for maior que o K_b; caso contrário, será básica.
Ânions de ácidos fortes e cátions de bases fortes não dão hidrólise. Portanto os sais de ácidos fortes e bases fortes (como o NaCl) não dão hidrólise e a solução aquosa é neutra.

Equilíbrio da dissolução

K_ps de (Aⁿ⁺)_x (B^m-)_y = [Aⁿ⁺]^x · [B^m-]^y na solução saturada.

A solubilidade de um composto iônico em água pode ser diminuída pelo efeito do íon comum. Assim, o AgCl é menos solúvel numa solução que já contém íons Cl^- do que em água pura. Quanto maior for a concentração do íon comum, maior será a diminuição da solubilidade.

Para que um composto iônico precipite de sua solução, é preciso que seja ultrapassado o valor do seu K_ps. Quando esse valor for atingido, a solução estará saturada.

Sendo M (mol/L) a solubilidade de um composto iônico:

K_ps = M² para compostos do tipo (Aⁿ⁺)₁ (B^n-)₁.
Exemplos: AgCl, BaSO₄
K_ps = 4M³ para compostos do tipo (A²⁺)₁ (B^-)₂ ou (A⁺)₂ (B^2-)₁.
Exemplos: Mg(OH)₂, Ag₂S
K_ps = 27M⁴ para compostos do tipo (A⁺)₃ (B^3-) ou (A³⁺)(B^-)₃.
Exemplos: Ag₃PO₄, Al(OH)₃
K_ps = 108M⁵ para compostos do tipo (A²⁺)₃ (B^3-)₂ ou (A³⁺)₂ (B^2-)₃.
Exemplos: (Ca²⁺)₃ (PO₄^3-)₂, (Fe³⁺)₂ (S^2-)₃

A solubilidade de um sólido em um líquido:

aumenta quando DH_sol > 0
diminui quando DH_sol < 0

A solubilidade aumenta com a temperatura, e DH_sol > 0, quando o corpo de chão não é do soluto anidro, mas de um de seus hidratos, formados quando ele é dissolvido na água.

Pontos de inflexão nas curvas de solubilidade indicam a formação de sais hidratados.

A pressão não influi na solubilidade de sólidos em líquidos.

A solubilidade de um gás em um líquido:

diminui com o aumento da temperatura.
é diretamente proporcional à pressão (lei de Henry).

Fontes: www.fisica.net/quimica/resumo21.htm

www.soq.com.br/

www.coladaweb.com/
www.dombosco.sebsa.com.br/

Exercícios resolvidos sobre Equilíbrio Químico

1) (FATEC) Nas condições ambientes, é exemplo de sistema em estado de equilíbrio uma:

a) xícara de café bem quente;

b) garrafa de água mineral gasosa fechada;

c) chama uniforme de bico de Bunsen;

d) porção de água fervendo em temperatura constante;

e) tigela contendo feijão cozido.

2) (UFAL) Na expressão da constante de equilíbrio da reação H2(g) + Br2(g) D 2 HBr(g) estão presentes as concentrações em mol/L das três substâncias envolvidas. Isto porque a reação:

a) envolve substâncias simples, como reagentes;

b) envolve moléculas diatômicas;

c) envolve moléculas covalentes;

d) se processa em meio homogêneo;

e) se processa sem alteração de pressão, a volume constante.

3) (SEVERINO SOMBRA - RJ) À temperatura de 25°C

A+ + B- "AB com velocidade da reação V1 = 1 x 1013 [A+] [B-]

AB " A+ + B- com velocidade da reação V2 = 2 x 10-7 [AB]

O valor numérico da constante de equilíbrio, a 25°C, da reação representada por A+ + B- DAB é:

a) 2 x 10-6
b) 5 x 10-6
c) 2 x 10-20
d) 5 x 10-14
e) 5 x 1019

4) (UNIUBE - MG) Em uma experiência que envolve a dissociação de N2O4(g) em NO2(g) coletaram-se os seguintes dados:

Amostra inicial: 92g de N2O4(g)

No equilíbrio: 1,20 mol de mistura gasosa de N2O4 e NO2

Dado: N = 14u e O = 16u

Com esses dados, calcula-se que a quantidade em mols de N2O4 que dissociou é:

a) 0,20

b) 0,40

c) 0,60

d) 0,80

e) 1,00

5) Um equilíbrio químico, gasoso, é identificado pela equação de decomposição de AB: AB(g) D A(g) + B(g). Verificou-se, em dada temperatura, que iniciando o processo com pressão do sistema a 5 atm, o equilíbrio foi alcançado quando a pressão estabilizou em 6 atm.

Diante das informações, conclui-se que o grau de dissociação do processo é:

a) 10%

b) 40%

c) 50%

d) 20%

e) 80%

6) (UFU - MG) Misturam-se 2 mols de ácido acético com 3 mols de álcool etílico, a 25°C, e espera-se atingir o equilíbrio. Sendo o valor de Kc, a 25°C, igual a 4, as quantidades aproximadas, em mols, de ácido acético e acetato de etila são, respectivamente:

a) 2 e 5

b) 2 e 3

c) 0,43 e 1,57

d) 3,57 e 1,57

e) 3,57 e 4,57

7) Reações químicas dependem de energia e colisões eficazes que ocorrem entre as moléculas dos reagentes. Em sistema fechado, é de se esperar que o mesmo ocorra entre as moléculas dos produtos em menor ou maior grau até que se atinja o chamado “equilíbrio químico”.

O valor da constante de equilíbrio em função das concentrações das espécies no equilíbrio, em quantidade de matéria, é um dado importante para se avaliar a extensão (rendimento) da reação quando as concentrações não se alteram mais.

Considere a tabela com as quantidades de reagentes e produtos no início e no equilíbrio, na temperatura de 100oC, para a seguinte reação:

A constante de equilíbrio tem o seguinte valor:

A) 0,13

B) 0,27

C) 0,50

D) 1,8

E) 3,0

8) (UDESC 2010)

O processo industrial de produção de amônia (NH₃) envolve o seguinte equilíbrio químico: N_2(g) + 3H_2(g) ↔ 2NH_3(g). O gráfico abaixo mostra, aproximadamente, as porcentagens de amônia em equilíbrio com os gases nitrogênio e hidrogênio na mistura da reação.

De acordo com o gráfico e as informações acima, analise as proposições:

I – A formação da amônia é favorecida em condições de alta pressão e baixa temperatura.

II – A reação de formação da amônia é um processo endotérmico.

III – Em um recipiente fechado, à pressão constante, o aumento da temperatura favorece a decomposição da amônia.

IV – Um aumento na concentração de gás nitrogênio causará um deslocamento do equilíbrio químico no sentido dos reagentes.

Assinale a alternativa correta.

A) Somente as afirmativas II e IV são verdadeiras.

B) Somente as afirmativas II e III são verdadeiras.

C) Somente as afirmativas III e IV são verdadeiras.

D) Somente as afirmativas I e IV são verdadeiras.

E) Somente as afirmativas I e III são verdadeiras.

9) (VUNESP 2009)

Considere a reação química que está ocorrendo nas hemácias de uma pessoa.

Considere que esse equilíbrio esteja deslocando-se preferencialmente para a direita. Pode-se inferir que:

A) o pH sanguíneo está aumentando, indicando que essa pessoa está realizando esforço físico intenso

B) a maior parte de gás carbônico presente no sangue é proveniente da quebra da glicose que ocorre no citosol das hemácias.

C) essa pessoa encontra-se num ambiente com baixa concentração de oxigênio e passa a realizar fermentação láctica que produz gás carbônico baixando o pH sanguíneo.

D) o aumento da acidez sanguínea é prontamente detectado pelo bulbo que aumenta a estimulação dos músculos envolvidos na respiração, aumentando a frequência respiratória.

E) o aumento do teor de gás carbônico no sangue é detectado por receptores químicos localizados nas paredes da veias cavas e artérias pulmonares, que enviam mensagem ao bulbo provocando aumento da frequência respiratória.

10) (Ufpel) Na fração líquida, chamada de águas amoniacais, têm-se em solução as seguintes substâncias: NH4OH, NH4NO3 e (NH4)2SO4.

Considerando que o hidróxido de amônio ioniza-se segundo a equação

NH4OH(aq) Ç NH4+(aq) + OH-(aq)

a presença das outras duas substâncias

(A) aumenta a quantidade de NH4OH não ionizado no sistema, por deslocar o equilíbrio para a esquerda.

(B) aumenta a quantidade de NH4OH não ionizado no sistema, por deslocar o equilíbrio para a direita.

(D) diminui a quantidade de NH4OH, por retirar do sistema íons OH-.

(E) não altera o equilíbrio em questão.

11) (Ufrgs) O prêmio Nobel de Química de 2005 foi atribuído a três pesquisadores (Chauvin, Grubbs e Schrock) que estudaram a reação de metátese de alcenos. Essa reação pode ser representada como segue.

Sabendo-se que todos os participantes da reação são líquidos, exceto o eteno, que é gasoso, para se deslocar o equilíbrio para a direita, é necessário

(A) aumentar a concentração do 1-hexeno.

(B) diminuir a concentração do 1-hexeno.

(D) retirar o catalisador.

(E) realizar a reação em um recipiente aberto.

12) (Ufrgs) Assinale a alternativa que indica o equilíbrio que pode ser deslocado no sentido dos produtos por aumento de temperatura e de pressão.

(A) H2 (g) +Cℓ2 (g) Ç 2 HCℓ (g) ∆H < 0

(B) SbCℓ5 (g) Ç SbCℓ3 (g) + Cℓ2 (g) ∆H > 0

(D) 2 SO2 (g) + O2 (g) Ç 2 SO3 (g) ∆H < 0

(E) 4 NO (g) + 6 H2O (g) Ç 4 NH3 (g) + 5 O2 (g) ∆H > 0

13) Considere o equilíbrio:

2H_2(g) + O_2(g) ↔ 2H₂O_(g) + calor

Marque a(s) alternativa(s) que causaria(m) o deslocamento do equilíbrio para a esquerda (sentido de formação dos reagentes):

a) Aumento da concentração de água.
b) Aumento da concentração de gás hidrogênio.
c) Aumento da concentração de gás oxigênio.
d) Diminuição da concentração de água.
e) Diminuição da concentração de gás hidrogênio.

14) O gráfico a seguir mostra o comportamento do equilíbrio entre reagentes e produtos, em temperatura constante, para a formação do trióxido de enxofre:

2SO_2(g) + O_2(g) ↔ 2SO_3(g)

Qual dos gráficos abaixo descreve corretamente o que ocorre caso houvesse um aumento da concentração de SO₂?

15) (Fuvest-SP) Quando o fosfogênio é aquecido, estabelece-se o seguinte equilíbrio:

COCl_2(g)

CO_(g) + Cl_2(g)

O gráfico abaixo mostra as pressões parciais de COCl_2(g) , CO_(g) e Cl_2(g) em função do tempo, à temperatura de 720 K.

a) Sem calcular a constante de equilíbrio, complete o gráfico acima traçando (e identificando) as curvas análogas às apresentadas, no caso em que se parte de uma mistura eqüimolar de CO_(g) e Cl_2(g), que atinge o equilíbrio a 720 K, sabendo que a pressão total inicial é igual a 2,0 atm.

b) Escreva a equação da constante de equilíbrio:
COCl_2(g)

CO_(g) + Cl_2(g)
em termos de pressões parciais.

Calcule o valor dessa constante.

16) (Fuvest-SP) O íon complexo [Cr(C₂H₈N)₂(OH)₂]¹⁺ pode existir na forma de dois isômeros geométricos A e B que estão em equilíbrio:

isômero A

isômero B

Numa experiência, realizada a temperatura constante, em que se partiu do isômero A puro, foram obtidos os seguintes dados da concentração desse isômero em função do tempo, em segundos:

tempo	0	100	200	500	1000	2000	2500	3000
[A]/10-3mol . L-1	11,6	11,3	11,0	10,5	10,2	10,0	10,0	10,0
[B]/10-3mol . L-1

a) Obtenha os dados da concentração do isômero B e construa uma tabela desses dados para todos os tempos indicados.
b) Qual o valor da constante desse equilíbrio? Justifique.

17) (UFRJ-RJ) O metanol, usado como aditivo do álcool combustível, apresenta uma toxidez mais acentuada que o seu homólogo etanol e pode provocar náuseas, vômito, perturbação visual e mesmo cegueira. O metanol é produzido industrialmente pela hidrogenação do monóxido de carbono, em um processo de altíssima eficiência, conforme a equação:

CO_(g) + 2 H_2(g)

CH₃OH_(g)

Em condições mais brandas de temperatura e pressão, e na ausência de catalisador, a conversão em metanol diminui consideravelmente, fazendo com que o processo deixe de ter interesse industrial. Para essa nova situação, a equação pode ser representada por:

CO_(g) + 2 H₂

CH₃OH_(g)

a) Aumentando-se a pressão total do sistema, o equilíbrio se desloca no sentido da formação do metanol. Justifique essa afirmativa.
b) Qual é a expressão da constante de equilíbrio, KC, dessa reação?

18) (Vunesp-SP) Bicarbonato de sódio sólido é usado como fermento químico porque se decompõe termicamente, formando gás carbônico, de acordo com a reação representada pela equação química:

2NaHCO_3(S)

1Na₂CO_3(s)+1CO_2(g)+1 H₂O_(g)

a) Escreva a expressão matemática para a constante de equilíbrio expressa em termos de concentração (KC).
b) A constante de equilíbrio, expressa em termos de pressões parciais (KP), é igual a 0,25 à temperatura de 125°C quando as pressões são medidas em atmosferas. Calcule as pressões parciais de CO₂ e H₂O quando o equilíbrio for estabelecido nessa temperatura.

19) Fuvest-SP) À temperatura ambiente, o NO2(g), gás castanho-avermelhado, está sempre em equilíbrio com o seu dímero, o N2O4(g), gás incolor. Preparem-se dois tubos fechados com a mesma coloração inicial. Um deles foi mergulhado em banho de gelo + água e o outro em água a 80°C. O tubo frio se tomou incolor e o quente assumiu uma coloração castanho-avermelhada mais intensa.

a) Com base nas observações descritas, explique se a reação de dimerização é endo ou exotérmica.

b) Em qual das duas temperaturas o valor numérico da constante de equilíbrio é maior? Explique.

20) Três mols de gás amoníaco (NH3) são colocados num recipiente. Com aquecimento conveniente, estabelece o seguinte equilíbrio gasoso: 2NH3 « N2 + 3H2. Calcular o grau de dissociação (em %) do NH3, sabendo que no equilíbrio existem 2,7 mols desse gás.

21) Considere o seguinte sistema em equilíbrio: H2(g) + Cl2(g) « HCl(g) , Verifica-se que, para esse equilíbrio, a certa temperatura, as pressões parciais dos componentes são: pH2 = 0,5 atm; pCl2 = 0,4 atm e pHCl = 0,6 atm. Determinar o valor da constante de equilíbrio em termos de pressões parciais (Kp).

22) Num recipiente de 2 L de capacidade encontram-se 1,8g de H₂O_(g), 2,0g de H_2(g) e 1,6g de O_2(g) em equilíbrio, a 427^OC. Calcule o valor da constante de equilíbrio em termos de pressões parciais (K_p) para o equilíbrio gasoso: H₂O « H₂ + O₂ .

Gabarito:

1) B 2) D 3) D 4) A 5) D 6) C 7) B 8) E 9) D 10) A 11) E 12) E
13) Alternativas “a” e “e” 14) Alternativa “a”. Quando houve um aumento na concentração do SO2, o equilíbrio foi deslocado no sentido de formação do produto (SO3) com gradativo aumento da sua concentração e diminuição da concentração dos reagentes. Com o tempo, atingiu-se novamente o equilíbrio químico.
14) a) Como a temperatura (720 K) nas duas situações é a mesma, a constante de equilíbrio da reação não se altera. Partindo-se de uma mistura eqüimolar de CO_(g)Cl_2(g) (mesma quantidade de matéria), as pressões parciais desses dois gases se manterão as mesmas em todos os Instantes, uma vez que eles reagem na proporção de 1 mol para 1 mol. A pressão total inicial é de 2 atm, logo concluímos que a pressão inicial de cada gás será de 1 atm. Com o passar do tempo, as pressões de CO_(g) e de Cl_2(g) irão diminuir e a de COCl_2(g). Irá aumentar na proporção de 1: 1 : 1. Atingido o equilíbrio, teremos as mesmas pressões parciais de equilíbrio da primeira situação.

Kp =

Pelo gráfico, temos:

Kp =

Kp = 0,188 atm

0,19 atm

16) a) Cálculo das concentrações do isômero B utilizando a escala da tabela dada (10^-3 mol . L^-1)

Tempo = 0_(s) isômero A puro [B] = 0 mol/Lm
A partir daí, temos: [B] = [A]_{tempo anterior} - [A]_{tempo atual}

tempo = 100 s
tempo = 200 s
tempo = 500 s
tempo = 1000 s
tempo = 2000 s
tempo = 2500 s
tempo = 3000 s

[B] = 11,6 - 11,3 = 0,3 mol/L
[B] = 11,6 - 11,0 = 0,6 mol/L
[B] = 11,6 - 10,5 = 1,1 mol/L
[B] = 11,6 - 10,2 = 1,4 mol/L
[B] = 11,6 - 10,0 = 1,6 mol/L
[B] = 11,6 - 10,0 = 1,6 mol/L
[B] = 11,6 - 10,0 = 1,6 mol/L

17) a) A afirmativa está correta. A pressão do volume são grandezas inversamente proporcionais; a medeia que a pressão aumenta, o volume diminui e vice-versa. Pela Lei de Charles e Gay Lessac, temos que, nas mesmas condições de temperatura e pressão.

1 CO_(g) + 2 H₂		1 CH₃OH_(g)
		1 volume
3 volumes		1 volume

A reação direta (formação de metanol) ocorre com contração (diminuição) de volume e, assim, é favorecida pelo aumento depressão.

b)

18) a) Para o equilíbrio químico:

2 NaHCO_3(s)

1 Na₂CO_3(s) + 1 CO_2(g) + 1 H₂O_(g) a constante de equilíbrio é calculada pele expressão: KC = [CO₂]1 . [H₂O]

b) Para o equilíbrio acima, a expressão da constante de equilíbrio em termos de pressões parciais é K_p=p_CO . p_H₂O

Pela equação química, pode-se concluir que a pressão parcial do CO_2(g) é igual pressão parcial da H₂0_(g), então:

K_P=p_CO . p_H₂O

0,25 = p_CO . p_H₂O
0,25 = p₂

p = 0,50 atm
p_CO₂ = . p_H₂O = 0,50 atm

19) a)

2 NO_2(g)

1 N₂O_4(g)
castanho-avermelhado Incolor

Tubo frio (0°C) = incolor
Tubo quente (80°C) =castanho-avermelhado
Aumentando-se a temperatura de 0°C para 80°C, o equilíbrio se desloca para a esquerda, verificado pela mudança de incolor para castanho-avermelhado na coloração do tubo. Portanto a reação direta é exotérmica.

2 NO_2(g)

1 N₂O_4(g) + calor O aumento de temperatura desloca o equilíbrio no sentido endotérmico do processo.

b) Aumentando a temperatura, o equilíbrio se desloca para a esquerda.

K_C =

Isto provoca uma diminuição na concentração molar do N₂O₄, e um aumento na concentração molar do NO₂, diminuindo o valor numérico da constante de equlíbrio, K_C .
Portanto K_C(80ºC) < K_C(0ºC)

₂₀₎